Вопрос 11 Закон термохимии

Термохи́мия — раздел химической термодинамики, в задачу которой входит определение и изучение тепловых эффектов реакций, а также установление их взаимосвязей с различными физико-химическими параметрами. Ещё одной из задач термохимии является измерение теплоёмкостей веществ и установление их теплот фазовых переходов.

Законы термохимии:

1) (Лавуазье и Лаплас, 1780—1784): тепловой эффект образования данного соединения в точности равен, но обратен по знаку тепловому эффекту его разложения.

Из закона Лавуазье—Лапласа следует невозможность постро­ить вечный двигатель I рода, использующий энергию химических реакций.

2) (Г. И. Гесс, 1840): тепло­вой эффект химической реакции не зависит от характера и после­довательности отдельных ее стадий и определяется только началь­ными и конечными продуктами реакции и их физическим состоя­нием (при p=const или при v=const).

Г. И. Гесс первый принял во внимание физическое состояние реагирующих веществ, так как теплоты изменения агрегатных со­стояний веществ накладываются на тепловой эффект реакции, уве­личивая или уменьшая его.

Утверждение закона Гесса о том, что тепловой эффект процес­са не зависит от его отдельных стадий и их последовательности, дает возможность рассчитывать тепловые эффекты реакций для случаев, когда их определить экспериментально или очень трудно, или вообще невозможно.

Применение закона Гесса чрезвычайно расширило возможности термохимии, позволяя производить точные расчеты тепловых эф­фектов образования целого ряда веществ, опытные данные по ко­торым получить было трудно.

Закон Гесса в наши дни применяют главным образом для рас­чета термодинамических функций—энтальпий, которые сейчас используются для термохимических расчетов. Термохимия, истори­чески сложившаяся раньше термодинамики, в настоящее время претерпела некоторые изменения и стала разделом химической термодинамики.

Закон Гесса: Тепловой эффект (∆Н) химической реакции (при постоянных Р и Т) не зависит от пути её протекания, а зависит от природы и физического состояния исходных веществ и продуктов реакции.

Следствия из закона Гесса:

1.Тепловые эффекты прямой и обратной реакций равны по величине и противоположны по знаку.

2.Тепловой эффект химической реакции (∆Н) равен разности между суммой энтальпий образования продуктов реакции и суммой энтальпий образования исходных веществ, взятых с учётом коэффициентов в уравнении реакции(то есть помноженные на них).

Закон Гесса может быть записан в виде следующего математического выражения:

.

С помощью этого закона можно рассчитать энтальпии образования веществ, которые невозможно измерить.

 

Вопрос 12первый закон термодинамики

Химическая термодинамика - часть термодинамики, которая рассматривает превращения энергии и работы при химических реакциях.

1 закон термодинамики - закон сохранения масс и энергии.

1) В изолированной системе полный запас энергии является величиной постоянной включает кинетическую и постоянную энергию. Кинетическая - форма движения частиц, потенциальная – энергия взаимодействия молекул включает энергию магнитного и гравитационного полей, а так же кинетическую и потенциальную системы в целом.

2)если в системе наблюдается переход энергии из одного вида в другой, то переход осуществляется в эквивалентных количествах

3)Если к системе приложить некоторое количество тепла, то оно расходуется на превращение работы.

4)Вечный двигатель 1 рода невозможен

 

Вопрос 13 второй закон термодинамики

1)Невозможен переход теплоты от менее нагретого к более нагретому в то время как обратный процесс является естественным

2)Никакая совокупность не сводиться передачей полной теплоты в работу в то время как обратный процесс естественный

3)если к системе приложить некоторое количество теплоты, то совершается работа с определенным коэффициентом полезного действия

n=Q₂-Q₁/Q₂=T₂-T₁/-T₂ n- коэффициент полезного действия

Q₁- кол теплоты переданное системой с температурой Т₁

Q₂-кол принятой теплоты системой Т₂

Двигатель 2 рода невозможен

Вопрос 14 третий закон термодинамики

З закон термодинамики вытекает из постулата Планка

В идеальном кристалле при температуре абсолютного 0 энтропия равна 0

Под совершенным кристаллом понимают кристалл при полном отсутствии дефектов кристаллической решетки.

При стремлении системы к 0 физическое значение энтропии S>=0

Следствие абсолютный 0 не достижим, это обусловлено тем что при значении С=0 прекращаются любые движения частиц, материя не обнаруживается достигнуто значение температур отличающегося на 10 ⁰

 

Вопрос15 Периодический закон Менделеева

Периодический закон Менделеева фундаментальный закон, устанавливает периодическое изменение свойств химических элементов в зависимости от увеличения зарядов ядер их атомов. Открыт 1869 при сопоставлении свойств всех известных в то время элементов и величин их атомных весов. Свойства образуемых ими простых и сложных тел, стоят в периодической зависимости от их атомного веса.

П. з. имеет огромное естественнонаучное и философское значение. Он позволил рассматривать все элементы в их взаимной связи и прогнозировать свойства неизвестных элементов. Благодаря П. з. многие научные поиски получили целенаправленный характер. П. з.- яркое проявление действия общих законов диалектики, в частности закона перехода количества в качество.

Вопрос 16 электролиты. Теория диссоциации слабых электролитов

Электролит — вещество, расплав или раствор, которое проводит электрический ток вследствие диссоциации на ионы. Примерами электролитов могут служить растворы кислот, солей и оснований. Электролиты — проводники второго рода, вещества, которые в растворе (или расплаве) состоят полностью или частично из ионов и обладающие вследствие этого ионной проводимостью.
Исходя из степени диссоциации все электролиты делятся на две группы
1.Сильные электролиты — электролиты, степень диссоциации которых в растворах равна единице (то есть диссоциируют полностью) и не зависит от концентрации раствора. Сюда относятся подавляющее большинство солей, щелочей, а также некоторые кислоты (сильные кислоты, такие как:HCl, HBr, HI, HNO3).
2.Слабые электролиты — степень диссоциации меньше единицы (то есть диссоциируют не полностью) и уменьшается с ростом концентрации. К ним относят воду, ряд кислот (слабые кислоты), основания p-, d-, и f- элементов.
Между этими двумя группами четкой границы нет, одно и то же вещество может в одном растворителе проявлять свойства сильного электролита, а в другом — слабого.
Слабые электролиты
Вещества, частично диссоциирующие на ионы. Растворы слабых электролитов наряду с ионами содержат недиссоциированные молекулы. Слабые электролиты не могут дать большой концентрации ионов в растворе.
К слабым электролитам относятся:
1) почти все органические кислоты (CH3COOH, C2H5COOH и др.);
2) некоторые неорганические кислоты (H2CO3, H2S и др.);
3) почти все малорастворимые в воде соли, основания и гидроксид аммония (Ca3(PO4)2; Cu(OH)2; Al(OH)3; NH4OH);
4) вода.
Они плохо (или почти не проводят) электрический ток.

 

 

Вопрос 17 сильные электролиты теория сильных электролитов

Сильные электролиты — химические соединения, молекулы которых в разбавленных растворах практически полностью диссоциированы на ионы.
Степень диссоциации таких электролитов близка к 1.
К сильным электролитам относятся многие неорганические соли, некоторые неорганические кислоты и основания в водных растворах, а также в растворителях, обладающих высокой диссоциирующей способностью (спирты, амиды и др.).
Теория сильных электролитов Дебая — Хюккеля — предложенная Петером Дебаем и Эрихом Хюккелем в 1923 году статистическая теория разбавленных растворов сильных электролитов, согласно которой каждый ион действием своего электрического заряда поляризует окружение и образует вокруг себя некоторое преобладание ионов противоположного знака — так называемую ионную атмосферу.
В отсутствие внешнего электрического поля ионная атмосфера имеет сферическую симметрию, и её заряд равен по величине и противоположен по знаку заряду создающего её центрального иона. В этой теории не уделено почти никакого внимания образованию пар противоположно заряженных ионов путём непосредственного взаимодействия между ними.

 

Вопрос 18 закон разбавления Освальда

1888 закон разбавления Освальда: степень диссоциации слабого электролита увеличивается при разбавлении раствора обратно пропорционально корню квадратному из его молярной концентрации.

.

Здесь К — константа диссоциации электролита, с — концентрация,  и _ — значения эквивалентной электропроводности соответственно при концентрации с и при бесконечном разбавлении. Соотношение является следствием действующих масс закона и равенства /_ = , где  — степень диссоциации. О. з. р. выведен В. Оствальдом в 1888 и им же подтвержден опытным путём. Экспериментальное установление правильности О. з. р. имело большое значение для обоснования теории электролитической диссоциации

 

Вопрос 19 класс неорганических соединений

Щёлочи образуют лишь 10 элементов периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева: 6 щелочных металлов – литий, натрий, калий, рубидий, цезий, франций и 4 щелочноземельных металла – кальций, стронций, барий, радий.Кислоты – сложные вещества, образованные одним или несколькими атомами водорода, соединёнными с кислотным остатком.Соли – сложные вещества, образованные атомами металлов, соединёнными с кислотными остатками.

Вопрос 20 химическое равновесие. его смещение принцы Ле-шателье

Химическое равновесие — состояние химической системы, в котором обратимо протекает одна или несколько химических реакций, причем скорости в каждой паре прямая-обратная реакция равны между собой. Для системы, находящейся в химическом равновесии, концентрации реагентов, температура и другие параметры системы не изменяются со временем.

А + В ⇄ С + D

В состоянии равновесия скорости прямой и обратной реакции становятся равными.