Количество теплоты, полученное системой, идет на изменение ее внутренней энергии и совершение работы против внешних сил

Внутрення энергия-это сумма энергий теплового движения молекул и межмолекулярных взаимодействий.

(термодинамич.определение)

· — подведённое к телу количество теплоты(Дж)

· —работа, совершаемая телом против внешних сил(Дж)

Энтальпия- термодинамический потенциал, характеризующий состояние системы в термодинамическом равновесии при выборе в качестве независимых переменных давления, энтропии и числа частиц. H = U + PV, H = энтальпия

U = внутренняя энергия, P = давление, V = объем системы.

21.Второй закон термодинамики,энтропия.

Постулат Томсона (Кельвина):«Невозможен круговой процесс, единственным результатом которого было бы производство работы за счет охлаждения теплового резервуара».(процесс Томсона).

Энтропи́я— в естественных науках мера неупорядоченности системы, состоящей из многихэлементов.

—приращениеэнтропии. —минимальная теплота, подведённая к системе. —абсолютная температура процесса.

Остается постоянной при замкнутых обратимых процессах, когда в неоратимых-всегда изменятеся положительно.

23.Закон Гесса.

Тепловой эффект химической реакции, проводимой в изобарно-изотермических или изохорно-изотермических условиях, зависит только от вида и состояния исходных веществ и продуктов реакции и не зависит от пути её протекания.
Открыт русским хим. в 1809 г.(закон0частный случай 1го зак.термодинами)

 

 

24.Природа и виды межмолек.взаимодействий.

Межмолекулярное взаимодействие — взаимодействие между молекулами или атомами, не приводящее к образованию ковалентных (химических) связей.

Определяет отличие реальных газов от идеальных, существование жидкостей и мол. кристаллов. От межмолекулярного взаимодействия зависят мн. структурные, спектральные, термодинамич., теплофиз. и др. св-ва в-в.

Межмолекулярное взаимодействие имеет электростатическую природу и складывается из сил притяжения(ориентационных,дисперсионных,индукционных) и сил отталкивания.

Ориентационное взаимодействие-Полярные молекулы, в которых центры тяжести положительного и отрицательного зарядов не совпадают, например HCl, H2O, NH3, ориентируются таким образом, чтобы рядом находились концы с противоположными зарядами. Между ними возникает притяжение.

E К = −2 μ1 μ2 / 4π ε0 r 3. μ1 и μ2 - дипольные моменты взаимодействующих диполей, r - расстояние между ними.

Индукционное взаимодействие- Энергия притяжения между постоянным и наведенным диполем. E Д = −2 μнав2 γ / r 6,

где μнав- момент наведенного диполя.

Дисперсионное взаимодействие- это когда неполярная частица станет полярной. Это вызывает перераспределение зарядов в соседних молекулах, и между ними устанавливаются кратковременные связи. E Л= −2 μмгн2γ2/ r 6,где μмгн- момент мгновенного диполя.

Межмолекулярное отталкивание-на очень малых расстояниях их электронные оболочки начинают отталкиваться.

E = + k / rn, где k - постоянная отталкивания, n принимает различные целые значения (5-15). E M= − a / r 6+ b / r 12(потенциал 6-12). энергия притяжения пропорциональна 1 / r 6, а энергия отталкивания - 1 / r 12.

25.Агрегатные состояния вещества,диаграмма состояния однокомпон.системы(вода)

Вещесво может состоять в агрег.состояниях:

-твердое тело- сохраняет форму и объем

-жидкость-сохраняет объем,но не форму

газ- не сохраняте форму и объем

-плазма- частичноили полностью ионизированный газ

 

26.Водородная связь.

Форма ассоциациимежду электроотрицательным атомом и атомом водорода H, связанным ковалентно с другим электроотрицательным атомом.

Особенностями водородной связи, по которым её выделяют в отдельный вид, является её не очень высокая прочность, её распространенность и важность, особенно в органических соединениях.

ВС обусловливают физические свойства воды и многих органических жидкостей (спирты, карбоновые кислоты, амиды карбоновых кислот, сложные эфиры).

Энергия водородной связи значительно меньше энергии обычной ковалентной связи (не превышает 40кДж/моль). Однако этой энергии достаточно, чтобы вызвать ассоциацию молекул, то есть их объединение в димеры или полимеры. Именно ассоциация молекул служит причиной аномально высоких температур плавления и кипения таких веществ, как фтороводород,вода,аммиак.

27.Растворы реальные и идеальные.

Идеальным раствором называют раствор, для которого выполняется первый закон Рауля.

Идеальными при любых концентрациях являются растворы, компоненты которых близки по физическим и химическим свойствам и образование которых не сопровождается объёмными и тепловыми эффектами. В этом случае силы межмолекулярного взаимодействия между однородными и разнородными частицами примерно одинаковы, и образование раствора обусловлено лишьэнтропийнымфактором.

Закон Рауля:

Парциальное давление насыщенного пара компонента раствора прямо пропорционально его мольной доле в растворе, причём коэффициент пропорциональности равен давлению насыщенного пара над чистым компонентом.

Реальные растворы, компоненты которых существенно различаются по физическим и химическим свойствам, подчиняются закону Рауля лишь в области бесконечно малых концентраций(с поглощением теплоты объем больше,с выделением-меньше).

 

28.Классификация растворов по концентрации.

Насыщенный раствор - это раствор, который находится в равновесии с твердой фазой растворенного вещества и содержит максимально возможное при данных условиях количество этого вещества.

Раствор концентрация которого ниже концентрации насыщенного раствора называется ненасыщенным. В таком растворе можно при тех же условиях растворить дополнительное количество того же самого вещества.

Перенасыщенным называется раствор, в котором при данной температуре содержится большее количество растворенного вещества, чем возможно в насыщенном растворе. Перенасыщенный раствор нестабилен, и при изменении условий образуется насыщенный раствор и осадок кристаллов соли.

Строение воды.

Молекула воды состоит из двух атомов водорода и одного атома кислорода(ков. Связь).При н.у. представляет собой жидкость без цвета, запаха и вкуса.Вода-хим. активное вещ-во.

H+ - H+

O(2-)

30.Физические св-ва воды и их аномалии.

Св-ва:

-вода без цвета,запаха и вкуса

-плотность воды припереходе из твердого состояния в жикое возрастает

-имеет 3 агрег.состояния

Аномалии:

-Плотность двояка. После таяния льда плотность увеличивается, проходит через максимум при 4оС и только затем уменьшается с ростом температуры. В обычных жидкостях плотность всегда уменьшается с температурой. Плотность воды больше плотности льда.

-Сжимаемость- уменьшение объема при увелич. плотности.

-Высокое поверхностное прияжение(только у ртути).

31.Изотопный состав воды.

Процент содержание молекул с различной изотопной массой (изотопологов) в воде. Содержание воды, состоящей из лёгких стабильных изотопов 1H216O («лёгкой воды», в отличие от содержащей повышенное количество тяжелого изотопа водорода 2H «тяжёлой воды») в природной воде составляет 99.73— 99.76 мол.%.

Изотопы— разновидности атомов одного и того же химического элемента, имеющие одинаковые заряд ядра и строение электронных оболочек, различающиеся по массе ядер. Разница масс обусловлена тем, что ядра изотопов содержат одинаковое число протонов p и различное число нейтронов n.

Водород имеет два стабильных изотопа—протий(Н)—1H и дейтерий(D)—2H. У кислорода три устойчивых изотопа:16O,17O и18O.

32.Хические св-ва воды.

Вода является наиболее распространённым растворителем.Вода— химически активное вещество. Сильно полярные молекулы воды сольватируют ионы и молекулы, образуют гидраты и кристаллогидраты. Сольволиз, и в частности гидролиз, происходит в живой и неживой природе, и широко используется в химической промышленности.

 

33.Электролитическая диссоциация.Осн.положеня теории Аррениуса.

1) при растворении в воде (или расплавлении) электролиты распадаются на положительно и отрицательно заряженные ионы (подвергаются электролитической диссоциации);
2) под действием электрического тока катионы (+) двигаются к катоду (-), а анионы (-) – к аноду (+);
3) электролитическая диссоциация – процесс обратимый (обратная реакция называется моляризацией);
4) степень электролитической диссоциации α зависит от природы электролита и растворителя, температуры и концентрации. Она показывает отношение числа молекул, распавшихся на ионы (n), к общему числу молекул, введенных враствор(N). a=n/N

Теории С. Аррениуса противостояла химическая, или гидратная, теория растворов Д.И. Менделеева, в основе которой лежало представление о взаимодействии растворенного вещества с растворителем.

34.Константа диссоциации,степень диссоциации.

Электролитическая диссоциация — обратимый равновесный процесс.

Константа диссоциации — вид константы равновесия, которая характеризует склонность объекта диссоциировать(разделяться) обратимым образом на частицы, как например когдакомплексраспадается на составляющие молекулы, или когда соль диссоциирует в водном растворе на ионы. Константа диссоциации обычно обозначается Kd и обратна константе ассоциации. В случае с солями, константу диссоциации иногда называют константой ионизации.

Константа диссоциации зависит только от температуры, но не зависит от концентрации раствора.

где [A], [B] и [AxBy]—концентрации A, B и комплекса AxByсоответственно

Степень диссоциации— величина, характеризующая состояние равновесия в реакции диссоциации в гомогенных (однородных) системах. a =(n/N)*100%,
где n — число молекул, распавшихся на ионы, а N —общее число растворенных молекул.

Степень диссоциации зависит как от природы растворённого электролита, так и от концентрации раствора.

35.Закон разбавления Оствальда.

Закон разбавления Оствальда выведен В.Оствальдом в 1888 и им же подтвержден опытным путём. Экспериментальное установление правильности закона разбавления Оствальда имело большое значение для обоснования теории электролитической диссоциации.

Закон:соотношение, выражающее зависимость эквивалентной электропроводности разбавленного раствора бинарного слабого электролита от концентрации раствора: К— константа диссоциации электролита, с— концентрация, λ и λ∞ — значения эквивалентной электропроводности соответственно при концентрации с и при бесконечном разбавлении.

36.Диссоциация кислот.

Кислотами называются электролиты, при диссоциации которых в качестве катионов образуются только катионы водорода.

Hcl→H++Cl-; HNO3→H++NO3-; H2SO4→ 2H++ SO42-.

Наличие катионов водорода в растворах кислот приводит их общие свойства: кислый вкус, общие химические свойства, действие на индикаторы. Именно благодаря этому все кислоты одинаково изменяют окраску индикаторов в своих растворах.

Многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато, постепенно отщепляя по одному катиону водорода. Диссоциация по первой ступенью обычно происходит в большей степени, чем за второй или третьей.

37.Диссоциация осований.

Основаниями называются электролиты, при диссоциации которых в качестве анионов образуются только гидроксид-ионы.KOH K++OH-;NH4OH NH+4+OH-

Основания щелочных и щелочноземельныхметаллов:LiOH,NaОН,КОН,RbОН,СsОН,FrОНиСа(ОН)2,Sr(ОН)2,Ва(ОН)2,Rа(ОН)2,а также NН4ОН..Большинство оснований в воде малорастворимо.

Кислотность основания определяется число мего гидроксильных групп (гидроксогрупп).Например,NН4ОН-однокислотное основание,Са(ОН)2-двухкислотное,Fе(ОН)3-трехкислотное и т.д.Двух-и многокислотные основания диссоциируют ступенчато.

38.Диссоциация солей.

Солями называют электролиты, при диссоциации которых в водных растворах образуются гидратированные катионы металлических элементов и анионы кислотных остатков.
Cоли - ионные вещества, поэтому их диссоциация является полной.

(NH4)2SO4 2NH+4+SO2-4;Na3PO4 3Na++ PO3-

39.Реакции ионного обмена в водных растворах.

Реакция ионного обмена— один из видов химических реакций, характеризующаяся выделением в продукты реакции воды,газа или осадка.

Реакцию обмена в растворе принято изображать тремя уравнениями: молекулярным, полным ионным и сокращённым ионным. В ионном уравнении слабые электролиты, газы и малорастворимые вещества изображают молекулярными формулами. Na2CO3+ H2SO4→ Na2SO4+ CO2↑ +H2O; 2Na+ + CO32- + 2H+ + SO42-→ 2Na+ + SO42- + CO2↑ + H2O; CO32- + 2H+→ CO2↑ + H2O

1.При написании ионных уравнений следует обязательно руководствоваться таблицей растворимости кислот, оснований и солей в воде, то есть обязательно проверять растворимость реагентов и продуктов, отмечая это в уравнениях.

2.Следует иметь в виду, что реакции двойного обмена между солями с образованием осадков протекают во всех тех случаях, когда растворимость реагентов выше, чем растворимость одного из продуктов.

3.Для получения малорастворимого вещества всегда надо выбирать хорошо растворимые реагенты и использовать достаточно концентрированные растворы.

40.Растворимость газов в жидкостях.Закон Генри.

Растворимость газа в жидкостизависит от природы газа, растворителя, температуры и при постоянной температуре прямо пропорциональна парциальному давлению p ‾B газа B над раствором (закон Генри). Этот закон верен только для небольших давлений (не более 0,1 МПа).

Закон Генри справедлив лишь для сравнительно раз–бавленных растворов, при невысоких давлениях и отсут–ствии химического взаимодействия между молекулами растворяемого газа и растворителем.

с (Х)= K r(X)× P(X). с- концентрация газа в насыщенном раство–ре,(моль/л); P(X)– давление газа X над раствором,(Па);
K r(X)– постоянная Генри для газа X, моль×л-1 × Па-1.

41.Криоскопический и эбулиоскопический законы.

1)Для разбавленных растворов понижение температуры замерзания Тзампрямо пропорционально моляльной концентрации растворенного вещества.DТзам=Кт.сm,сm– моляльная концентрация вещества,Кт– криоскопическая постоянная растворителя.

Криоскопические константы: R – универсальная газовая постоянная, равная 8,31 Дж/(моль.К);D Н пл– молярная теплота плавления чистого растворителя в кДж/моль;
Т зам–температура замерзания по шкале Кельвина; М –молярная масса растворителя.

2)Д ля разбавленных растворов повышение температуры кипения прямо пропорционально моляльной концентрации растворенного вещества:, где Э т– эбулиоскопическая постоянная – повышение температуры кипения, вызываемое растворением 1 моль вещества чистого растворителя; – моляльная концентрация вещества в 1 кг.

Эбулиоскопическаяконстанта:

42.Закон Рауля,понижение давления пара над раствором.

Парциальное давление над раствором прямо пропорционально мольной доле растворенного вещества.Относительное понижение упругости пара над раствором равно мольной доле растворенного вещества..D р i– понижение давления пара над раствором; р 0– давление пара чистого растворителя,ni– количество i-го растворенного вещества.

 

 

43.Осмос, закон Вант-Гоффа.

Осмосом называется преимущественно односторон–нее проникновение молекул растворителя (диффузия) через полупроницаемую мембрану из растворителя в раствор или из раствора с меньшей концентрацией в раствор с большей концентрацией.

Необходимым условием возникновения осмоса яв–ляется наличие растворителя и раствора или двух раст–воров различной концентрации, разделенных полупро–ницаемой мембраной.

По Вант-Гоффу осмотическое давление раствора численно равно тому газовому давлению, которое имело бы растворенное вещество, будучи переведенным в газообразное состояние в том же объеме и при той же температуре. С– молярная концентрация(моль/л);R – универсальная газовая постоянная, равная 8,31 кПа – л/(моль – К); Т – абсолютная температура(К).