- •3. Фактор эквивалентности. Эквивалентные массы и эквивалентные объемы.
- •3.1Фактор эквивалентности химического элемента х в его соединениях равен:
- •3.2.Фактор эквивалентности вещества х, участвующего в окислительно-восстановительном процессе, равен:
- •3.3.Фактор эквивалентности вещества х, участвующего в ионообменном процессе, равен:
- •5.Применение закона эквивалентов.
- •1. Состав атома
- •Характеристики основных частиц, составляющих атом
- •3. Ядерные реакции
- •5. Атомные орбитали. Квантовые числа..
- •6. Законы, определяющие положение электронов в атоме
- •7. Порядок заполнения атомных орбиталей.
- •Упражнения:
- •1.Периодический закон д. И. Менделеева
- •2. Свойства атомов химических элементов.
- •2.3. Характеристика кислородных соединений элементов. Элементов.
- •2.3.1. Состав соединений.
- •2.3.2. Кислотно-основные свойства соединений.
- •2.3.3. Окислительно-восстановительные свойства соединений.
- •3.Периодическая система элементов д. И. Менделеева.
- •3.2.Группы таблицы Менделеева
- •3.3. Периодичность изменения свойств элементов.
- •Упражнения:
- •4.3. Составление структурных формул молекул.
- •4.4.Ионная связь и ее свойства
- •4.5. Водородная связь и ее свойства.
- •Определение типа и свойств связи в молекуле.
- •Составление структурных формул соединений Упражнения:
- •5.2.Донорно–акцепторный механизм ковалентной связи
- •5.3.Комплексные соединения.
- •Ответы.
- •Лекция 7. Термохимия
- •1. Предмет и основные понятия химической термодинамики.
- •7.4.Упражнения для самоконтроля направлены на закрепление следующих понятий:
- •Задачи.
- •8.3. Химический потенциал. Активность и коэффициент активности. Условия химического равновесия.
- •8.1. Химический потенциал. Активность и коэффициент активности.
- •8.4.Упражнения для самоконтроля направлены на закрепление следующих понятий:
- •Упражнения.
- •9.5. Фазовое равновесие. Правило фаз.
- •Фазовая диаграмма воды
- •9.6.Упражнения для самоконтроля направлены на закрепление умения пользоваться следующими закономерностями:
- •10.6.Упражнения для самоконтроля направлены на закрепление знаний в области:
- •Задания
- •7. Произведение растворимости
- •11.7.Упражнения для самоконтроля направлены на закрепление знаний в области:
- •Задания
- •12.7.Упражнения для самоконтроля направлены на закрепление знаний в области:
- •Лекция 13. Органические полимерные материалы. Органические полимерные материалы. Методы получения полимеров, полимеризация, поликонденсация. Строение и свойства полимеров. Применение полимеров.
- •Наиболее часто встречающиеся синтетические полимеры
- •14.3.Электродные потенциалы активных и пассивных металлов
- •Термодинамика гальванического элемента.
- •14.6.Потенциал редокси-электродов.
- •14.5.Упражнения для самоконтроля направлены на закрепление знаний в области расстановки коэффициентов в уравнениях овр, электродных потенциалов, гальванических элементов.
- •17.1 Классификация методов анализа.
7.4.Упражнения для самоконтроля направлены на закрепление следующих понятий:
-
Определение молярной теплоты образования соединения.
-
Определение теплового эффекта реакции.
Задачи.
1.ΔНореакции: CaO(к) + CO2(г) = CaCO3(к) составляет, кДж а) -177 б) -1,77 в) 177 г) -2237
2.При сгорании 1 г магния выделилось 25 кДж теплоты. На основании этих данных молярная теплота образования оксида магния (кДж/моль) равна: ٱ 600 ٱ 1000 ٱ 1200 ٱ 2000 Ответы:
Лекция 8. Химическое сродство
Понятие об энтропии. Стандартные энтропии. Изменение энтропии при химических процессах и фазовых переходах. Понятие об энергии Гиббса и энергии Гельмгольца. Направленность химических реакций. Стандартное изменение энергии Гиббса. Энергия Гиббса и энергия Гельмгольца и их изменения при химических процессах. Условия самопроизвольного протекания химических реакций. Условия химического равновесия. Обратимые и необратимые реакции. Химический потенциал. Активность и коэффициент активности.
8.1. Понятие об энтропии. Первое начало термодинамики ничего не говорит о направлении протекания процесса. О направлении протекания процессов говорит второе начало термодинамики. Второе начало термодинамики:Теплота не может переходить от менее нагретого тела к более нагретому телу. Клаузиус ввёл следующую термодинамическую функцию, которую назвал энтропией S (превращение). Энтропия – отношение теплоты к температуре, при которой происходит переход энергии S = Q/T Дж/моль к. Физический смысл энтропии настолько сложен, что долгое время не был объяснён. Объяснил его Больцман. Он назвал энтропию термодинамической вероятностью существования системы, то - есть данному макросостоянию системы отвечает множество микросостояний. Под микросостоянием системы понимается скорость и траектория каждой микрочастицы, составляющей систему, а также взаимное положение микрочастиц, число их столкновений и т.д. Энтропия по Больцману : S = K · lnW, гдеW – вероятность состояния данной системы, K – постоянная Больцмана. Энтропия – мера неупорядоченности системы. Определяется и рассчитывается абсолютная энтропия, приведённая к нормальным условиям. Положительной энтропией обладают все реальные системы. Отсюда вытекает третье начало термодинамики:Нулевой энтропией обладают идеальные кристаллы при абсолютном нуле. В реальных условиях в изолированной системе величина связанной, или недоступной, энергии возрастает, то – есть самопроизвольно энтропия может только возрастать
Поскольку энтропия - функция системы, т.е. зависит от начального и конечного состояний системы, то изменение энтропии химического процесса зависит от вида и состояния исходных веществ и продуктов реакции.
aA + bB = cC +dD;
ΔS0х.р. = (cS0C + dS0D) – (aS0A + bS0B) Дж/к.
Для самопроизвольных процессов в изолированной системе ΔS0298 > 0 – необратимый процесс, ΔS0298 = 0 - обратимый процесс. Эти критерии не могут быть использованы для закрытых систем.
8.2. Понятие об энергии Гиббса и энергии Гельмгольца. Для закрытых систем вводятся новые термодинамические функции: свободная энергия Гельмгольца (F) и ее изменение F, которые являются мерой химического сродства и критерием самопроизвольного протекания изохорно-изотермических процессов, кДж/моль; - свободная энергия Гиббса G и ее изменение G, которые являются мерой химического сродства и критерием самопроизвольного протекания изобарно-изотермических процессов, кДж/моль.
ΔH0 -ΔS0T = ΔG0.
ΔU0 -ΔS0T = ΔF0.
Самопроизвольный необратимый процесс возможен только в том случае, если изменение энергии Гиббса (Гельмгольца) меньше нуля ΔG(ΔF) < 0.
Знак изменения функции |
Возможность протекания реакции |
Пример реакции |
||
ΔH0 |
ΔS0 |
ΔG |
||
+ |
- |
+ |
Невозможно ни при каких условиях |
N2+2O2=2NO2 |
- |
+ |
- |
Возможно при любых условиях |
C2H2+7.5O2=6CO2+3H2O |
- |
- |
+ - |
Возможно при низких температурах |
3H2+N2=2NH3 |
+ |
+ |
+ - |
Возможно при высоких температурах |
N2O4=2NO2 |