Головна

Ентальпія. Перший закон термодинаміки. Правила термохіміі. Закон Гесса.

ентальпія (Н) - тепловий ефект реакції. [Дж]. Ентальпія освіти (?f H0) - Ентальпія реа-й освіти 1 моль вещ-ва в станд. стані з відповідних простих вещ-в, взятих в станд. умовах. [Дж \ моль ентальпія системи - Однозначна функція H стану термодинамічної системи при незалежних параметрах ентропії S і тиску P, Пов'язана з внутрішньою енергією U співвідношенням H = U + PV, де V - Обсяг системи.

У хімії найчастіше розглядають изобарического процеси (P = Const), і тепловий ефект в цьому випадку називають зміною ентальпії системи або ентальпії процесу: Q = ?H, ?H = ? \ U + P?V. У термодинамічної системи виділяється теплоту хімічного процесу домовилися вважати негативною (екзотермічний процес, ?H <0), а поглинання системою теплоти відповідає Ендотермічний процесу, ?H > 0. Рівняння хімічних реакцій із зазначенням ентальпії процесу називають термохімічними. Чисельні значення ентальпії ?H вказують через кому в кДж і відносять до всієї реакції з урахуванням стехіометричних коефіцієнтів всіх реагуючих речовин. Оскільки реагують речовини можуть перебувати в різних агрегатних станах, то воно вказується нижнім правим індексом в дужках: (т) - тверде, (к) - кристалічна, (є) - рідке, (г) - газоподібне, (р) - розчинена. Хімічні реакції, що протікають з виділенням тепла, називаються екзотермічні, А з поглинанням тепла - ендотермічними.

Перший закон термодинаміки: У будь-якому процесі загальну зміну внутр. енергії = сумі поглиненої теплоти і виконаної роботи. ?U = q (теплота) + W (робота)

Користуючись табличними значеннями можна розрахувати ентальпії різних хімічних процесів і фазових перетворень. Підставою для таких розрахунків є закон, сформульований петербурзьким професором Г. І. Гессом «Тепловий ефект (ентальпія) процесу залежить тільки від початкового і кінцевого стану і не залежить від шляху переходу його з одного стану в інший». Аналіз закону Гесса дозволяє сформулювати такі наслідки: 1. ентальпія реакції дорівнює різниці сум ентальпій утворення кінцевих і початкових учасників реакцій з урахуванням їх стехіометричних коефіцієнтів. 2. Ентальпія реакції дорівнює різниці сум енергій зв'язків Eсв вихідних і кінцевих реагентів з урахуванням їх стехіометричних коеффіціентов.3. ентальпія реакції утворення речовини дорівнює ентальпії реакції розкладання його до вихідних речовин з протилежним знаком.

(Слідство 1) Теплота освіти в-ва не залежить від способу його отримання. 2) Тепловий ефект хім. реакції = сумі теплот утворилися продуктів р-ії --- сума теплот освіти вих. в-в) З вищесказаного видно, що закон Гесса дозволяє звертатися з термохімічними рівняннями як з алгебраїчними, т. е. складати і віднімати їх, якщо термодинамічні функції відносяться до однакових умов.

Термохимия - Наука, що вивчає енергетичні ефекти реакцій. Термодинамічна сис-ма - Будь-який об'єкт, який є предметом розгляду з точки зору перетворення енергії. Внутрішня енергія U - Повна енергія системи, що складається з кінетичної і потенційної енергії атомних ядер, електронів, атомів і молекул.

Окислення і відновлення. Найважливіші окислювачі і відновники. Зміна окисно-відновних властивостей речовин в зв'язку з положенням елементів у періодичній системі. Напрямок окисно-відновних реакцій.

окислення - Процес втрати електронів

відновлення - Процес придбання електронів

Ні окислення без відновлення і навпаки. Восстановитель, віддаючи електрони, набуває

окислювальні властивості, перетворюючись в зв'язаний окислювач: Восстановитель - e- - спряжений Окисник

Відновлювачі:

1) Прості речовини метали, Н2, З, Si, Р

2) Іони в мінімальному ступені окислення (S2-, I-, Br-, Cl-, N3-)

3) Деякі іони металів в меншій з можливих с. о. (Fe2 +, Sn2 +, Cu +)

4) Органічні речовини: спирти, альдегіди, глюкоза

Найважливіші відновники: Метали, водень, вугілля. Окис вуглецю (II) (CO). сірководень (H2S); оксид сірки (IV) (SO2); сірчиста кислота H2SO3 і її солі. Галогеноводородних кислоти і їх солі. Катіони металів в нижчих ступенях окислення: SnCl2, FeCl2, MnSO4, Cr2 (SO4) 3. азотиста кислота HNO2;

аміак NH3; гідразин NH2NH2; оксид азоту (II) (NO).

Катод при електролізі.

окислювачі:

1) Прості речовини: О2, О3, галогени (F2, Cl2, Br2, I2)

2) Іони неметалів і металів у вищій с. о. (S + 6, N + 5, Mn + 7, Cr + 6)

3) Оксиди металів (CuO, PbO2, Ag2O, CrO3, MnO2)

Найважливіші окислювачі: Галогени. Перманганат калію (KMnO4); манганат калію (K2MnO4); оксид марганцю (IV) (MnO2). Дихромат калію (K2Cr2O7); хромат калію (K2CrO4). азотна кислота (HNO3). Сірчана кислота (H2SO4) конц. оксид міді (II) (CuO); оксид свинцю (IV) (PbO2); оксид срібла (Ag2O); пероксид водню (H2O2). хлорид заліза (III) (FeCl3). бертоллетова сіль (KClO3). анод при електролізі.

Види ОВР:

1) Міжмолекулярні - реакції, в яких окислюються і відновлюються атоми знаходяться в молекулах різних речовин.

2) Внутрішньомолекулярні - реакції, в яких окислюються і відновлюються атоми знаходяться в молекулах одного і того ж речовини.

3) диспропорціонування (самоокислення-самовідновлення) - реакції, в яких атоми з проміжною ступенем окислення перетворюються в еквімолярних суміш атомів з більш високою і нижчою ступенями окислення.

4) Репропорціонірованіе (компропорціонірованіе) - реакції, в яких з двох різних ступенів окислення одного і того ж елемента виходить одна ступінь окислення

КВИТОК 10
 1. Розвиток уявлень про будову атома. Складові частини атома - ядро, (протони, нейтрони), електрони їх заряд і маса.

атом -найменша частка хімічного ел-та, що є носієм його хімічних св-в

«Пудинг з родзинками» (Модель Томсона). Дж. Дж. Томсон запропонував розглядати атом як деякий позитивно заряджене тіло з ув'язненими всередині нього електронами. Ця модель не пояснює серіальний характер випромінювання атома.

Рання планетарна модель атома Нагаока. У 1904 році японський фізик Хантаро Нагаока запропонував модель атома, побудовану за аналогією з планетою Сатурн. У цій моделі навколо маленького позитивного ядра по орбітах оберталися електрони, об'єднані в кільця. Модель виявилася помилковою.

Планетарна модель будови атома по Е. Резерфорд (1911)

1. Атоми хімічних елементів маю складну внутрішню будову

2. У центрі атома перебувати позитивно заряджене ядро, що займає незначну частину простору всередині атома

3. Весь позитивний заряд і майже вся маса атома зосереджені в ядрі атома (маса електрона дорівнює 1/1823 а. Е. М.)

4. Навколо ядра по замкнутих орбітах (як планети навколо сонця) рухаються електрони, їх число дорівнює заряду ядра

5. Атом в цілому електронейтрален

Обгрунтуванням цієї і більш пізніх моделей - атомні спектри і енергії іонізації атомів. Для пояснення стабільності атомів Нільса Бора (1913) довелося ввести постулати, які зводилися до того, що електрон в атомі, перебуваючи в деяких спеціальних енергетичних станах, не випромінює енергію ( «модель атома Бора-Резерфорда»).

Ядро складається з протонів (Mp = 1836me ~ 1,67 * 10-27кг, p + 1, протон - атом водню від якого відібрано один електрон) нейтронів (Mn = 1838 me, n0 нейтрон - елементарна незаряджена частинка). електрон (Me = 9.1 * 10-28г, е = -1.6 * 10-19Кл)



 Амфотерность. Водневий показник. Поняття про індикатори. Ацидиметрія. Буферні розчини. |  Ентропія. 2 закон термодинаміки. 3 закон термодинаміки.

 Типи розчинів. Способи вираження концентрації. Ідеальні та неідеальні розчини. Колігативні св-ва розчинів. Закони Генрі, Рауля, Вант-Гоффа. |  ковалентні з'єднання |  Фазові діаграми систем. Фракційна перегонка. |  Квантовомеханічний пояснення будови атома. Характеристика енергетичного стану електрона квантовими числами. Атомні орбіталі. Принцип Паулі. Правила Гунда. |  Розчини електролітів. Сильні і слабкі електроліти. Ступінь і константа дисоціації. Закон розведення Оствальда. |  Ефективні заряди атомів в молекулах. Електричний момент. Постійні і наведені диполі. Дисперсійне, орієнтаційна та індукційне взаімодейтсвіе. |  Кислоти і підстави. Кислотно-основні свойтсва по Арреніус, Бренстед-Лоурі та Льюїса. |  Солі, основні властивості. Гідроліз солей. Приклади. |  Хімія як наука про речовини та їх перетворення. Місце хімії в системі наук. Матерія. Хімічна форма енергії. Суміші і речовини. Властивості матеріалів. Аналіз і синтез. |  Ізольовані і неізольовані системи. Функції стану, рівняння стану. Робота теплота і енергія. Температура. Внутрішня енергія. |

© um.co.ua - учбові матеріали та реферати