Основные химические понятия и стехиометрические законы.

Моль- количество вещества системы, содержащей столько же структурных элементов, сколько содержится атомов в углероде-12 массой 0,012 кг. Структурными элементами могут быть атомы, молекулы, ионы, электроны и другие частицы.

Молярная масса вещества Мх— масса одного моля вещества.

mx-масса вещ-ва

nx-кол-во вещ-ва

Массовая доля вещества -отношение массы данного вещества в системе к массе всей системы:

mx-массы данного вещ-ва

m-масса всей системы

Молярный объем газа-это отношение объема газа к кол-ву вещ-ва этого газа

nx-кол-во вещ-ва газа

Vx-объем газа

Объемная доля-отношение объема данного компонента(Vx)к общему объему системы

Стехиометрические законы

Закон сохранения массы —масса веществ, участвующих в хим.реакциях, не изменяется.

Закон сохранения массы и энергии веществ-энергия не возникает из ничего и не исчезает, а отдельные виды ее могут взаимно превращаться друг в друга в эквивалентных соотношениях.

Закон постоянства состава- состав хим. Соединения всегда постоянен независимо от условий получения.

Закон кратных отношений-

Если 2 элемента образуют между собой несколько хим. Соединений, то массовые кол-ва одного элемента, соединяющиеся с одним и тем же массовым кол-вом др. эл-та, относятся между собой как небольшие целые числа.

Закон объемных отношений- объемы вступающих в реакцию газов относятся друг к другу, а также к объемам образующихся газообразных продуктов реакции, как небольшие целые числа.

Молярная масса эквивалентов и веществ. Закон эквивалентов.

Молярная масса эквивалента (ММЭ) вещества — это масса одного моля эквивалента вещества.

Ммэ оксида

Ммэ кислоты

Ммэ основания

Ммэ соли

Закон эквивалентов: Все вещества реагируют и образуются в результате реакций в массовых количествах пропорциональных их эквивалентам.

Ый з-н термодинамики. Внутренняя энергия и энтальпия. Экзо- и эндотермические реакции. Термохимические уравнения. З-н Гесса и его следствия. Стандартная энтальпия.

если к закрытой системе подвести теплоту Q, то эта энергия расходуется на увеличение внутренней энергии системы ∆U и на совершение системой работы А против внешних сил окр. среды.

Внутренняя энергия U- это энергия поступательного и вращательного движения молекул.

Кол-во внутр. Энергии зависит от:

-массы системы;

-природы системы;

-внешних условий.

Энтальпия Н- это ф-ция , характеризующая теплосодержание системы

Если ∆H<0, экзотермическая реакция(выделение тепла),

Если ∆H >0, эндотермическая(поглощение тепла)

З-н Гесса и его следствия.

Тепловой эффект химической реакции, зависит только от вида и состояния исходных веществ и продуктов реакции и не зависит от пути перехода.

Следствие 1. Тепловой эффект химической реакции равна сумме теплот образования продуктов реакции за вычетом суммы теплот образования исходных веществ с учетом стехиометрических коэффициентов.

Следствие 2.

Энтальпия прямой реакции численно равна энтальпии обратной реакции, но с противоположным знаком.

Стандартные энтальпии простых веществ равны 0. Если элемент образует несколько простых веществ, то за 0 принимается наиболее устойчивая модификация.

Энергия Гиббса и ее изменение как меры реакционной способности. Энтальпийный и энтропийный факторы процесса.

В хим. процессах одновременно проявляется 2 тенденции:

1) стремление перейти в состояние с наименьшим запасом энергии ∆Н<0

2) стремление перейти в состояние наибольшего беспорядка ∆S>0

Суммарный эффект 2х противоположных тенденций в процессах про постоянных Т и Р отражает изменение энергии Гиббса, которую можно найти из соотношения

∆G=0 равновесие ∆G>0 не идет ∆G<0 идет самост-но

Изменение энергии Гиббса

Все процессы делятся на 3 группы:

1. Процессы, на течение которых треб-ся затраты работы извне(электролиз)

2. для течения которых не треб-ся затрат работы извне и сами работу не совершают(маятник)

3. могут протекать самопроизвольно. причем в рез-те м.б. получена работа(коррозия, гальванич. эл-ты)

Энтальпийный и энтропийный факторы процесса(см в тетради)

Скорость хим. реакций. Факторы, влияющие на скорость хим. реакций. Примеры.

Средняя скорость.

Скорость хим. Реакции -изменение концентрации одного из реагирующих веществ в ед. времени, в ед. объема для гомогенной системы и на границе раздела фаз для гетерогенной.

Хим.равновесие. Принцип Ле-Шателье. Примеры.

Реакции

1)обратимые - р-ции, которые одновременно протекают в двух взаимно противоположных направлениях (большинство!)

2)необратимые - р-ции, которые протекают только в одном направлении и завершаются полным превращением исх. веществ в конечные вещества.

Признаки: осадок, газ, (малодиссоциируемое вещ-во)

Хим.равновесие-это состояние системы, при котором скорости прямой и обратной реакции равны между собой

На скорость хим. реакции влияет:

1. Концентрация реаг. Вещества(С)

2. Температура (Т)

3. Давление (Р) для газов

Закон действующих масс:

чем больше Кравн, тем больше степень превращения исх. веществ в продукты.

Принцип Ле-Шателье

если на систему, находящуюся в равновесии оказать внешнее возд-е, то равновесие смещается в том направлении, которое ослабляет эффект внешнего возд-я.