Билет 21: Кристаллическое состояние. Элементы кристаллографических характеристик. Типы химической связи в кристаллах. Полиморфизм и изоморфизм

В твердом состоянии большинство веществ имеют кристаллической строение. Каждое вещество обычно образует кристаллы совершенно определенной формы (хлорид натрия – куб, квасцы – октаэдр, нитрат натрия – призма). Кристаллическая форма – одно из характерных свойств вещества.

Классификация кристаллических форм основана на симметрии кристаллов. Все разнообразие кристаллических форм может быть сведено к семи группам (кристаллическим системам), которые подразделяются на классы.

Основные группы: 1) кубическая (железо, медь, алмаз, хлорид натрия) 2) гексогональная (магний, цинк, лед, кварц) 3) тетрагональная 4) ромбическая.

Закон постоянства гранных углов: Как бы не равномерно не происходило развитие кристалла, как бы не искажена была его форма, углы, под которыми сходятся грани кристалла данного вещества, остаются одними и теми же. Поэтому по величине двугранных углов в кристалле можно установить какой кристаллической системе и к какому классу относится данный кристалл.

В узлах молекулярных решеток находятся молекулы, в узлах атомных – атомы, в узлах ионных – положительно и отриц заряженные ионы, в узлах металлических – атомы металла, между которыми свободно движутся общие для этих атомов электроны.

ХС в кристаллах: атомная – ковалентная неполярная, молекулярная – ковалентная полярная, металлических – металлическая, ионных – сложные вещества.

 

 

Билет 23: Термохимические характеристики реакции. Тепловой эффект и энтальпия системы (Н). стандартные энтальпии: образования, фазовых переходов, сгорания, атомизации. Законы термохимии. Первое начало термодинамики.

Термохимия – раздел химии, занимающийся тепловыми эффектами реакций. Расчет тепловых эффектов реакции, при постоянном давлении, основан на двух законах термохимии.

Законы термохимии:

· Первый закон (Лавуазье и Лаплас): тепловой эффект прямой реакции равен тепловому эффекту обратной реакции, только с противоположным знаком.

· Второй закон (Гесса): тепловой эффект реакции определяется природой и количеством веществ взятых для реакции и веществ полученных, но не зависит от путей реакции

Энтальпия –

Энтальпия образования – тепловой эффект при получении одного моля сложного вещества из простых тел.

Энтальпия сгорания – тепловой эффект при сгорании одного моля сложного вещества.

Энтальпия фазовых переходов –

Энтальпия атомизации –

Первое начало термодинамики: В любой изолированной системе запас энергии остаётся постоянным.

∆Q_р-ции=-∆H_р-ции

 

Билет 24: Второе начало термодинамики. Энтропия, формула Больцмана, постулат Планка. Энтропия веществ и реакций. Энтальпийный и энтропильный факторы реакции.

Второе начало термодинамики: невозможен двигатель, превращающий все тепло в работу.

Термодинамическая энтропия — термодинамическая функция, характеризующая меру неупорядоченности термодинамической системы, то есть неоднородность расположения и движения её частиц.

Формула Больцман:

В условиях равновесия энтропия - функция состояния системы, которую можно измерить или вычислить теоретически. Но стоит изолированной системе отклониться от равновесия - возникает свойство энтропии - она только возрастает.

Постулат Планка.

В 1911 г. Макс Планк предложил следующий постулат: энтропия правильно сформированного кристалла чистого вещества при абсолютном нуле равна нулю. Этот постулат может быть объяснен статистической термодинамикой, согласно которой энтропия есть мера беспорядочности системы на микроуровне.

Влияние на реакцию:

· Если Δ H < 0 и Δ S > 0, то всегда Δ G < 0 и реакция возможна при любой температуре.

· Если Δ H > 0 и Δ S < 0, то всегда Δ G > 0, и реакция с поглощением теплоты и уменьшением энтропии невозможна ни при каких условиях.

· В остальных случаях (Δ H < 0, Δ S < 0 и Δ H > 0, Δ S > 0) знак Δ G зависит от соотношения Δ H и T Δ S. Реакция возможна, если она сопровождается уменьшением изобарного потенциала; при комнатной температуре, когда значение T невелико, значение T Δ S также невелико, и обычно изменение энтальпии больше T Δ S. Поэтому большинство реакций, протекающих при комнатной температуре, экзотермичны. Чем выше температура, тем больше T Δ S, и даже эндотермические реакции становятся осуществляемыми.

 

Билет 25: Изобарно-изотермический потенциал Гиббса, уравнение и расчет. Примеры обратимых и необратимых процессов. Критерии вероятности самопроизвольной реакции и химического сродства веществ.

Для термических реакций, протекающих при постоянном давлении, функция, которая отражает влияние на направление протекания процесса, как тенденция к уменьшению внутренней энергии, так и тенденции к достижению наиболее вероятного состояния системы, является энергия Гиббса, называемая также изобарно-изотермическим потенциалом, изобарным потенциалом или свободной энергией при постоянном давлении.

Энергия Гиббса связана с энтальпией, энтропией и температурой соотношением:

G=H-T*S.

Если реакция осуществляется при постоянном давлении и температуре, то изменение энергии Гиббса будет равно:

∆G=∆H-T*∆S

В условиях постоянства температуры и давления реакции протекают самопроизвольно в сторону уменьшения энергии Гиббса. Самопроизвольно могут протекать только те реакции, за счет энергии которых можно совершать полезную работу.

∆G<0 химическая реакция есть, самопроизвольная.

∆G>0 самопроизвольная реакция не пойдет.

∆G=0 в системе нет направленной реакции.