Изолированные и неизолированные системы. Функции состояния, уровнения состояния. Работа теплота и энергия. Температура. Внутренняя энергия.
Изучением тепловых эффектов реакций занимается термохимия. В термохимии тепловой эффект реакции обозначается Q и выражается в кДж. Термохимия составляет один из разделов химической термодинамики, изучающей переходы энергии из одной формы в другие и от одной совокупности тел к другим, а также возможность, направление и глубину осуществления химических и фазовых процессов в данных условиях. Каждое отдельное вещество или их совокупность представляет собой термодинамическую систему. Если термодинамическая система не обменивается с окружающей средой ни веществом, ни энергией, ее называют изолированной. Такая идеализированная система используется как физическая абстракция при рассмотрении процессов, исключающих влияние внешней среды. Система, обменивающаяся с окружающей средой только энергией, называется закрытой. Если же возможен энергетический и материальный обмен – система открытая. Состояние системы определяется термодинамическими параметрами состояния – температурой, давлением, концентрацией, объемом и т. д. Система характеризуется, кроме того, такими свойствами как внутренняя энергия U, энтальпия H, энтропия S, энергия Гиббса G. Их изменение в ходе химических реакций характеризуют ее энергетику системы. Перечисленные свойства системы зависят от температуры, давления, концентрации, поэтому они называются функциями состояния, не зависят от пути процесса и определяются только конечным и начальным состояниями системы.
Уравнение состояния, связывает давление р, объём V и температуру Т физически однородной системы в состоянии равновесия термодинамического: f (p, V, Т) = 0. определяющего внутреннюю энергию системы U как функцию какого-либо двух из трёх параметров р, V, Т.
Потенциальная энергия –энергия запасенная телом. Потенциальнаяобусловлена электростатическими силами притяжения между частицами и внутри самих частиц. Работа – форма передачи энергии. Система выполняет работу, если действует с некоторой силой, направленной на преодоление сопротивления. Работа связана с перемещением частиц, против действия какой-либо силы. Например работа расширения А= -PDV.Теплота – количество энергии, вызываемое разностью температур между системой и ее окружением, или одной системой и другой. q =с(удельн. теплоем-ть)mD×T.Температура –сво-во, определяющеенапрвление перехода теплоты от одного объекта к другому.Химическая термодинамикаизучает превращения энергии в химических реакциях и способность систем выполнять полезную работу. Первый закон термодинамики –энергия не создается и не уничтожается, но может превращаться из одной формы в другую. В любом процессе общее изменение внутр. энергии сис-мы = сумме поглощенной теплоты и проделанной работы. ∆ U = q (теплота) + W (работа)
Амфотерность. Водородный показатель. Понятие об индикаторах. Кислотно-основное титрование. Буферные растворы.
Соединения, молекулы которых способны при одних и тех же условиях отщеплять и ион Н и ион гидроксила ОН, наз. амфотерными. К ним относятся переходные Ме, а также Be,Al,Pb,Sn и др.
Zn(OH)2+ HCl=ZnCl2+2H2O
Zn(OH)2+2NaOH=Na2ZnO2+2H2O
Водородный показатель (рН) – это десятичный логарифм концентрации водородный ионов, взятый с обратным знаком.
| Нейтральная | [H+]=[OH-]; | [H+] =10-7 | pH = 7 |
| Кислая среда | [H+]>[OH-]; | [H+] >10-7 | pH < 7 |
| Основная среда | [H+]=[OH-]; | [H+] =10-7 | pH > 7 |
Индикаторы – специальный реактив, окраска которых меняется в зависимости от концентрации ионов водорода.
| Название индикатора | Цвет индикатора в различных средах | ||
| в кислой | в нейтральной | в щелочной | |
| Метиловый оранжевый Метиловый красный Фенолофталеин Лакмус | Красный(pH<3,1 ) Красный (pH<4,2) Бесцветный (pH<8) Красный (pH<5) | Оранжевый (3,1<pH<4,4) Оранжевый (4,2<ph<6,3) Бледно-малиновый (8<pH<9,8) Фиолетовый (5<pH<8) | Желтый (ph>4,4) Желтый (pH>6,3 ) Малиновый (pH>9,8) Синий (pH>8) |
Буферные растворы – те рас-ры, рН к-ых остается постоянным при разбавлении р-ра или при добавлении сильной к-ты или щёлочи небольшое кол-во. Кислотные буферы – р-р слабой к-ты и соли этой к-ты. [Н+] (кислотный буфер) = Кдисс [конц. кислоты]/ [конц. соли]
Основные буферы – р-ры слабого основания и соли этого основания.
Буферное действие – сво-во р-ов сохранять неизменным [Н+] при добавлении небольшого кол-ва кис-т или щелочей
Буферная емкость – предельное кол-во сильной к-ты или щелочи, к-ые нужно добавить в 1 л р-ра, стоюы изменить величину рН на 1 единицу.
Билет 9
Теплота и температура. Основные понятия и фундаментальные законы химии.
Теплота – количество энергии, вызываемое разностью температур между системой и ее окружением, или одной системой и другой. q =с(удельн. теплоем-ть)mD×T.Температура –сво-во, определяющее направление перехода теплоты от одного объекта к другому.
Стехиометрические законы - основные законы стехиометрии, включающие законы количественных соотношений между реагирующими веществами с помощью уравнений химических реакций, вывод формул химических соединений, составляют раздел химии, называемый стехиометрией.В основу составления химических уравнений положен метод материального баланса, основанный на законе сохранения массы Закон сохранения массы веществ (Ломоносов1748-1756гг): Масса реагирующих веществ равна массе продуктов реакции.Коэффициенты перед формулами химических соединений называются стехиометрическими. Закон постоянства состава (Пруст,1801-1808гг):Химическое соединение, имеющее молекулярное строение, независимо от метода получения характеризуется постоянным составом.Закон кратных отношений(Дальтон 1808г): Если два элемента образуют между собой несколько молекулярных соединений, то масса одного элемента, приходящаяся на одну и ту же массу другого, относятся между собой как небольшие целые числа.Закон простых объемных отношений: При равных условиях объемы вступающих в реакцию газов относятся друг к другу и к объемам образующихся газообразных продуктов как небольшие целые числа. Закон Авогадро (Авогдро1811г):В равных объемах любых газов, взятых при одинаковых условиях, содержится одинаковое число молекул.1.Одинаковое число молекул любых газов при одинаковых условиях занимают одинаковый объем. 2.Относительная плотность одного газа по другому равна отношению их молярных масс. Следствие из закона Авогадро:1)в молях считают те частицы, кол-во которых очень велико: атомы, молекулы, ионы.2) При нормальных условиях (0 С, 101,3 кПа) 1моль газа занимает V=22,4 л. Число структурных единиц, находящихся в 1моле газа названо в честь Авогадро и равно NA=6,02*10^23
3Массы веществ, вступивших в реакцию относятся друг к другу как их молярные массы. Плотность одного газа по другому =M1/M2=m1/m2 4) 1 моль - 6,02*10^23
Закон простых объёмных отношений(Гей-Люссак 1805г.)
Объёмы газов, вступающих в реакцию, относится друг к другу, а также к объёмам газообразных продуктов реакции, как небольшие целые числа.