Основы термодинамики. Классификация систем. Энтальпия. Тепловые эффекты реакций.

Наука о направлении процессов

1 механические

2 физические

3 химические

4 геологические

5 биологические

6 социальные

Основные понятия

-энергия

-теплота

-работа расширения A=p*∆V\

-система – совокупность тел, выдел. из окружающей среды и рассматриваемых обособленно.

Типы систем

1 Изолированная

2 Открытая

Хим. Термодинамика – терм изолированных систем. Любая система обладает определенным запасом энергии. Полный запас Энергии сист – энтальпия

H= U + A

^{Внутр. Эн работа сист.}

^{Скрытая ч. Н}

При переходе системы из 1 состояния в другое изменяется энтальпия, что проявляется в виде теплового эффекта.

Тепл. эффект – основной признак хим. Реакции.

∆Hх.р < 0 (экзотермич реакция тепло выделяется)

∆Hх.р > 0 (эндотерпич реакция тепло поглощается)

 

Для расчетов тепл. эф. Используют относительную энтальпию, вычисл в предположении, что энтальпия простых веществ = 0. В этом случае энтальпия сложного вещества – тепловой эффект реакций образования его из простых элементов

С+O2=CO2; ΔH_х.р.= -94 ккад/моль

ΔH_х.р=H_CO2 – H_c – H_O2

Такие относит энтальпии назыв энтальпиями образования. Они рассчитаны для всех веществ и сведены в термодинамич. таблицы

 

3.Сильные электролиты. Кажующаяся степень диссоциации. Понятие об активности. Ионная сила растворов.

Электролиты, степ диссоциации которых в р-рах = 1 и почти не зависит от концентрации р-ра, назыв сильными электролитами.

К сильным электролитам в водных р-рах принадрлежит подавл. большинство солей, щелочей, а так же некоторые кислоты

NaCl -> Na+Cl

Al₂(SO₄)₃ -> 2H³⁺+3SO₄^2-

Ионная сила раствора – мера интенсивности эдектрич поля, создаваемого ионами в р-ре.

Активность ионов – эффективная концентрация ионов с учетом электростатического взаимодействия между ними в растворе.

 

Билет№ 10.

Возникновение электродных потенциалов. Уравнение Нернста. Электрохимический ряд металлов.

Электродным потенциалом - скачек потенциала на грани раздела Ме и р.- ра.

При добавлении соли одноименного Ме, равновесие сместится влево, а (-)заряд Ме понизится для:

Наидолее активн. Ме (Li - Al) незначительно

Ме средней активн. (Мn - Pb) существенно

Блогородных Ме (Cu - Au)так сильно что произойдет смена зарядов.

Ур.- е Нернста

φ=φ⁰+RT*lnC_Mⁿ⁺/nF, где φ- электродный потенциал, φ⁰ – стандартный Э.П., F- число Фарадея.

Стандартный Э.П.- это потенциал Ме в одномолярном р.- ре своей соли, измеренный в стандартных условиях по отношению к нормальному водородному электроду.

Условия протекания ионных реакций.

Ионная реакция идет до конца если обр.-ся:

а) малорастворимое вещ- во

б) слабый электролит

в) если обр.- ся газ

г) обр.- ся комплекс

Железо. Природные соединения, получение, очистка. Свойства железа и его соединений.

Железо: ₂₆Fe

Природные соединения:

Fe₃O₄ магнитит

Fe₂O₃ гемотит

Fe₂O₃*H₂O гётит

FeS перротин

FeS₂ пирит

FeCO₃ сидерит

FeTiO2 ильменит

CuFeS₂ халькоперит

Свойства:

p= 7,86 г/см³

t⁰пл = 1539⁰C

Fe – металл средней активности

Fe⁰: с неметаллами: Fe --- Fe,Cl₂,O₂ – Fe (III)

\---S,J₂, - Fe(II)

с водой: Fe+2H₂O(t⁰)=Fe(OH)₂+H₂ ->

с кислыми: не реагирует без нагревании с конц-ми серной и азотной.

Взаимодействует с конц. H2SO4\разбавл. HNO3\разбавл. H2SO4, HCl\ c щелочами

Билет №11.

1.Химич. источники электрич. энергии (гальвонические элементы) – устройство для преобразования химической энергии окислительно-восстановительной реакции в электрическую.

Электродвижущая сила (ЭДС) – физическая величина, характеризующая работу непотенциальных (сторонних) сил в источниках постоянного или переменного тока.

ε = ε⁰ + 0,059/n * lg * C_катод/C_анод

Концентрационный элемент:

ЭДС создаётся за счёт различия концентраций одной и той же соли на аноде и катоде

A(-)Zn|ZnSO₄||ZnSO₄|Zn(+)K

C₁<C₂

 

2.Диссоциация воды:

H₂O ^→_← H⁺ + OH^-

H⁺ * 2H₂O = H₅O₂⁺

OH^- * 3H ₂ O = H ₇ O ₄^-

6H₂O ^→_← H₅O₂⁺ + H₇O₄

 

K_дис=C_H⁺*C_OH^-/C_H2O=1,8*10^-16

C_H2O=1000/18 моль/л

Ионное произведение воды: С_h+*C_OH-=1000/18*1,8*10^-16=110^-14=K_H2O

C_H + C_OH ^- = 10 ^-14

lgC_H⁺ + lgC_OH^- = -14

Водородный показатель: pH= -lgCH+

Гидроксильный показатель: pOH = -lgC_OH^-

pH + pOH = 14

нейтр.: pH=pOH=7

кисл.: pH<7; pOH>7

щелочн.: pH>7; pOH<7

 

3.Алюминий: ₁₃Al

Al₂O₃*nH₂O – боксит

Al₂O₃*H₂O(AlOOH) – белит

Al₂O₃*2SiO*2H₂O – каолинит

Получение: электролиз: Na₃AlF₆+Al₂O₃; K(-)Al; A(+)O₂

Применение: 1.Al – электротехника, упаковочный материал;

2.AL₂O₃ – важнейший катализатор, нефтехимия; 3.Al – в виде сплавов

Свойства: р=2,70 г/см³; t^o_пл = 660^оС;

Al⁰ – типичный полуметалл

Al^{0 все неметаллы} --> Al (III)

Al + H₂O = Al(OH)₃↓ + H₂↑

Магний: ₁₂Mg

MgCO₃ – магнезий

MgCl₂ * 6H₂O – бишофит

Mg(OH)₂ – брусит

3MgO*4SiO₂*H₂O - тальк

Получение: электролиз карналлита или MgCl (из морской H₂O)

Применение: "электрон"

Свойства: р=1,74 г/см³; t^o_пл = 651^оС;

Mg – активный металл

Mg ^{все неметаллы} --> Mg (II)

Mg ^воздух --> MgO, MgN₂, i

Металлотермия на основе Mg:

U, Zn, V

U3O8, ZnO2, V2O2 + Mg → металлы + MgO

 

 

Билет №12.

1.ОВС - сис-ма в которой происходит обмен электронами. Любая ОВС характеризуется ОВП (окислительно-восст. потенциал).

ОВП для систем одного типа измеряется по отношению к нормальному водородному электроду или электроду сравнения, а для систем 2-х других типов – с помощью платинового измерительного электрода.

 

2.Зависимость скорости реакции от t^o:

Правило Вант-Гоффа: повышение температуры ускоряет большинство хим. реакций

V₂=V₁* γ ^(T₂^-T₁^)/10

Теория активных молекул:

Реакция происходит при соударении не любых молекул, а только активных, обладающих определенным избытком энергии по сравнению со средней энергией (т.н «энергия активации»).

3.Жесткость воды - совокупность свойств, придаваемых воде ионами Ca²⁺, Mg²⁺, Fe²⁺

Виды жесткости:

1.временная (карбонатная) - Сa(HCO₃)₂, Mg(HCO₃)₂, Fe(HCO₃)₂

2.постоянная (некарбонатная) - все простые соли Сa²⁺, Mg²⁺, Fe²⁺

3.общая (Ж_врем+Ж_пост.)

Классификация:

-очень мягкая (0-1,5 ммоль/л)

-мягкая (1,5-3,5 ммоль/л)

-средне-жесткая (3,5-6,0 ммоль/л)

-жесткая (6,0-10 ммоль/л)

-очень жесткая (>10 ммоль/л)

 

 

Билет №13.

1.Зависимость скорости реакции от t^o:

Правило Вант-Гоффа: повышение температуры ускоряет большинство хим. реакций

V₂=V₁* γ ^(T₂^-T₁^)/10

Теория активных молекул:

Реакция происходит при соударении не любых молекул, а только активных, обладающих определенным избытком энергии по сравнению со средней энергией (т.н «энергия активации»).