Билет 3

1

Со́ли — класс химических соединений, к которому относятся вещества, состоящие из катионов металла и анионов кислотного остатка

2.

Раство́р — гомогенная (однородная) смесь, состоящая из частиц растворённого вещества, растворителя и продуктов их взаимодействия.

Растворитель — компонент, агрегатное состояние которого не изменяется при образовании раствора. В случае же растворов, образующихся при смешении газа с газом, жидкости с жидкостью, твёрдого вещества с твёрдым, растворителем считается компонент, количество которого в растворе преобладает^[1].

Максимальное количество растворяемого вещества, которое может растворимться в определённом количестве растворителя при данной температуре, называется растворимостью.

Мерой растворимости вещества является его содержание в

насыщенном растворе. Если в 100 г воды растворяется более 10 г вещества, то

такое вещество называют хорошо растворимым. Если растворяется менее 1 г

вещества – вещество мало растворимо. Наконец, вещество считают практически

нерастворимым, если в раствор переходит менее 0,01 г вещества. Абсолютно

нерастворимых веществ не бывает.

Растворение большинства твердых веществ в жидкостях сопровождается обычно

поглощением энергии. Это объясняется затратой значительного количества

энергии на разрушение кристаллической решетки твердого вещества. В этом

случае растворимость твердых веществ увеличивается с ростом температуры. Но

если растворение сопровождается выделением энергии, то растворимость с ростом

температуры понижается. Такое явление наблюдается при растворении в воде

щелочей, солей лития, магния, алюминия.

Билет 4

Тепловой эффект реакции, алгебраическая сумма теплоты, поглощённой при данной реакции химической, и совершенной внешней работы за вычетом работы против внешнего давления. Если при реакции теплота выделяется или работа совершается системой, то соответствующие величины входят в сумму со знаком минус. При постоянных температуре и объёме Т. э. р. равен изменению внутренней энергии реагентов U, а при постоянных температуре и давлении — изменению энтальпии Н

Чтобы тепловой эффект являлся величиной, зависящей только от характера протекающей химической реакции, необходимо соблюдение следующих условий:

• Реакция должна протекать либо при постоянном объёме Q_v(изохорный процесс), либо при постоянном давлении Q_p(изобарный процесс).

• В системе не совершается никакой работы, кроме возможной при P = const работы расширения.

Если реакцию проводят при стандартных условиях при Т = 298,15 К = 25 ˚С и Р = 1 атм = 101325 Па, тепловой эффект называют стандартным тепловым эффектом реакции или стандартной энтальпией реакции ΔH_r^O. В термохимии стандартный тепловой эффект реакции рассчитывают с помощью стандартных энтальпий образования.

Стандартная энтальпия сгорания — ΔH_гор^о, тепловой эффект реакции сгорания одного моля вещества в кислороде до образования оксидов в высшей степени окисления. Теплота сгорания негорючих веществ принимается равной нулю.

Важнейшей величиной в термохимии является стандартная теплота образования (стандартная энтальпия образования). Стандартной теплотой (энтальпией) образования сложного вещества называется тепловой эффект (изменение стандартной энтальпии) реакции образования одного моля этого вещества из простых веществ в стандартном состоянии. Стандартная энтальпия образования простых веществ в этом случае принята равной нулю.

В термохимических уравнениях необходимо указывать агрегатные состояния веществ с помощью буквенных индексов, а тепловой эффект реакции (ΔН) записывать отдельно, через запятую.

В термохимии также используют уравнения, в которых тепловой эффект относят к одному молю образовавшегося вещества, применяя в случае необходимости дробные коэффициенты.

]Закон Гесса

В основе термохимических расчётов лежит закон Гесса: Тепловой эффект (∆Н) химической реакции (при постоянных Р и Т) зависит от природы и физического состояния исходных веществ и продуктов реакции и не зависит от пути её протекания.

Следствия из закона Гесса:

1. Тепловые эффекты прямой и обратной реакций равны по величине и противоположны по знаку.

2. Тепловой эффект химической реакции (∆Н) равен разности между суммой энтальпий образования продуктов реакции и суммой энтальпий образования исходных веществ, взятых с учётом коэффициентов в уравнении реакции (то есть помноженные на них).

Закон Гесса может быть записан в виде следующего математического выражения:

.

С помощью закона Гесса можно рассчитать энтальпии образования веществ и тепловые эффекты реакций, которые невозможно измерить экспериментально.

Стандартные условия-p=101,32. T=298k,

БИЛЕТ 5

Одним из важнейших законов природы является закон сохранения энергии (первое начало термодинамики). Энергия не возникает из ничего и не исчезает, она может лишь переходить из одного вида в другой, поэтому в изолированной системе запас энергии постоянен, независимо от протекающих в ней процессов.

Каждая система обладает определенным запасом внутренней энергии, которая является функцией состояния системы, так как она не зависит только от состояния системы и не зависит от того, каким путем это состояние достигнуто.

Изменение внутренней энергии (ΔU) равно разности между количеством теплоты, полученной при протекании какого-либо процесса (Q), и количеством произведенной при этом работы (A):

ΔU=Q-A.

Первый закон термохимии. Тепловой эффект прямой реакции равен по абсолютному значению и противоположен по знаку тепловому эффекту обратной реакции. Или, осуществив в системе какой-либо химический процесс, а затем – ему противоположный, мы возвращаем систему в первоначальное состояние с той же внутренней энергией, какую она имела.

Второй термохимический закон (закон Гесса). Тепловой эффект химической реакции не зависит от пути ее протекания и определяется только начальным и конечным состоянием системы.

Следствие из закона Гесса. Тепловой эффект реакции равен разности суммы теплот образования продуктов реакции и суммы теплот образования исходных веществ с учетом стехиометрических коэффициентов в уравнении реакции.

Величина осмотического давления, создаваемая раствором, зависит от количества, а не от химической природы растворенных в нём веществ (или ионов, если молекулы вещества диссоциируют), следовательно, осмотическое давление является коллигативным свойством раствора. Чем больше концентрация вещества в растворе, тем больше создаваемое им осмотическое давление. Это правило, носящее название закона осмотического давления, выражается простой формулой, очень похожей на некий закон идеального газа:

 ,

где i — изотонический коэффициент раствора; C — молярная концентрация раствора, выраженная через комбинацию основных единиц СИ, то есть, в моль/м³, а не в привычных моль/л; R — универсальная газовая постоянная; T — термодинамическая температура раствора.

Билет 6

Существует несколько эквивалентных формулировок первого начала термодинамики

В любой изолированной системе запас энергии остаётся постоянным.^[2] Это — формулировка Дж. П. Джоуля (1842 г.).

Количество теплоты, полученное системой, идёт на изменение её внутренней энергии и совершение работы против внешних сил

Изменение внутренней энергии системы при переходе её из одного состояния в другое равно сумме работы внешних сил и количества теплоты, переданного системе, то есть, оно зависит только от начального и конечного состояния системы и не зависит от способа, которым осуществляется этот переход. Это определение особенно важно для химической термодинамики^[2] (ввиду сложности рассматриваемых процессов). Иными словами, внутренняя энергия является функцией состояния. В циклическом процессе внутренняя энергия не изменяется.

Электролитическая диссоциация — процесс распада электролита на ионы при растворении его в полярном растворителе или при плавлении

Степень диссоциации как сильных, так и слабых электролитов зависит от концентрациираствора (степень диссоциации тем выше, чем более разбавлен раствор)