- •Конспект лекций по дисциплине «химия»
- •Иркутск 2012 содержание
- •Введение
- •1. Основные понятия и законы химии Основные понятия
- •Основные законы
- •2. Классы неорганических соединений
- •3 Строение атома
- •Квантовые числа
- •Принципы распределения электронов в атоме
- •4. Периодический закон и периодическая система
- •Периодические свойства элементов
- •5. Энергетика химических процессов
- •Внутренняя энергия
- •Первое начало термодинамики. Энтальпия
- •Второе начало термодинамики. Энтропия
- •Энергия Гиббса
- •6. Скорость химической реакции
- •1. Природа реагирующих веществ.
- •2. Концентрация.
- •3. Температура.
- •4. Поверхность соприкосновения реагирующих веществ.
- •5. Катализаторы.
- •7. Химическое равновесие
- •Факторы, влияющие на смещение равновесия
- •1. Давление (характерно для газов).
- •2. Температура.
- •3. Концентрация.
- •4. Катализаторы.
- •8. Растворы
- •Энергетика процесса растворения
- •Растворимость
- •1. Природа растворяемого вещества.
- •2. Природа растворителя
- •3. Температура
- •4. Давление
- •9. Способы выражения концентрации растворов
- •10. Разбавленные растворы неэлектролитов
- •Давление пара растворов. Закон Рауля
- •Замерзание и кипение растворов
- •12. Растворы электролитов
- •Степень диссоциации
- •Слабые электролиты. Константа диссоциации
- •Кислоты, основания, соли с точки зрения теории электролитической диссоциации
- •Реакции обмена в растворах электролитов
- •Диссоциация воды. Водородный показатель
- •12. Гидролиз солей
- •13. Окислительно-восстановительные реакции
- •Важнейшие окислители и восстановители
- •Составление уравнений овр
- •Типы овр
- •14. Электродные потенциалы
- •Ряд напряжений металлов
- •Гальванические элементы
- •15. Коррозия металлов
- •Защита металлов от коррозии
- •16. Электролиз
- •Электролиз раствора CuCl2 с инертным анодом
- •Электролиз раствора NiSo4 с никелевым анодом
- •Законы электролиза
- •Библиографический список
Факторы, влияющие на смещение равновесия
1. Давление (характерно для газов).
Увеличение давления смещает равновесие в сторону реакции, идущей с уменьшением числа молекул газа, т.е. в сторону понижения давления. Например, в реакции 2SO2 + O2 ↔ 2SO3 в левой части уравнения 3 молекулы газа, а в правой – 2, поэтому при повышении давления равновесие смещается вправо.
2. Температура.
Увеличение температуры смещает положение равновесия в сторону эндотермической реакции, понижение – в сторону экзотермической реакции. Например, в равновесной системе N2 + 3H2 ↔ 2NH3, ∆H0 = -92 кДж повышение температуры приводит к смещению равновесия в сторону обратной (эндотермической) реакции, понижение – в сторону прямой (экзотермической) реакции.
3. Концентрация.
Увеличение концентрации исходных веществ и удаление продуктов из сферы реакции смещает равновесие в сторону прямой реакции. Уменьшение концентрации исходных веществ и увеличение концентрации продуктов реакции смещает равновесие в сторону обратной реакции. Например, в реакции
2NO + O2 ↔ 2NO2 увеличение концентрации NO и O2 или уменьшении концентрации NO2 приводит к смещению равновесия в сторону прямой реакции. Увеличение концентрации NO2 – в сторону обратной реакции.
4. Катализаторы.
Катализаторы не смещают равновесия. Они уменьшают время, необходимое для достижения равновесия. Во сколько раз катализаторы ускоряют прямую реакцию, во столько же раз они ускоряют и обратную реакцию.
8. Растворы
Раствор – это гомогенная система, состоящая из двух и более компонентов, относительные количества которых могут изменяться в широких пределах. Вещество, взятое в избытке и служащее средой, в которой идет растворение, называется растворителем. Вещество, которое растворяется, называется растворяемым веществом.
Процесс растворения – физико-химический и складывается из следующих стадий: 1. Разрушение структуры растворяемого вещества. 2. Химическое взаимодействие частиц растворителя и растворенного вещества. Процесс взаимодействия частиц растворителя и растворённого вещества называется сольватацией (если растворителем является вода – гидратацией), продукты взаимодействия называются сольватами или гидратами. 3. Распределение сольватированных (гидратированных) частиц в объеме растворителя.
Энергетика процесса растворения
Количество теплоты, которое выделяется или поглощается при растворении 1 моль вещества, называется энтальпией растворения. Энтальпия растворения твердого вещества складывается из энтальпии разрушения кристаллической решетки растворяемого вещества (эндотермический процесс) и энтальпии гидратации (экзотермический процесс).
∆Нрастворения = ∆Нразруш. + ∆Нгидрат.
Если ∆Нразруш > ∆Нгидрат, то ∆Нрастворения > 0.
Если ∆Нгидрат > ∆Нразруш , то ∆Нрастворения < 0.
∆Gрастворения = ∆Нрастворения − T∆Sрастворения
При растворении твердых веществ в воде ∆Нрастворения может быть > 0 и < 0. ∆Sрастворения всегда > 0. При растворении твердых веществ в воде определяющую роль играет энтропийный фактор, поэтому независимо от знака ∆Нрасв.,
∆Gрастворения всегда < 0, и процесс растворения твердых веществ в воде протекает самопроизвольно.
При растворении газов в воде ∆Нрастворения < 0, ∆Sрастворения < 0. В данном случае определяющую роль играет энтальпийный фактор, поэтому независимо от знака ∆Sраств, ∆Gраств. < 0, и растворение газа в жидкости идет самопроизвольно.