ТОП 10:

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; ΔHх.р.= -94 ккад/моль

ΔHх.р=HCO2 – Hc – HO2

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++3SO42-

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*lnCMn+/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 * Cкатод/Cанод

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- * 3H2O = H7O4-

6H2O H5O2+ + H7O4

 

Kдис=CH+*COH-/CH2O=1,8*10-16

CH2O=1000/18 моль/л

Ионное произведение воды: Сh+*COH-=1000/18*1,8*10-16=110-14=KH2O

CH + COH - = 10 -14

lgCH+ + lgCOH- = -14

Водородный показатель: pH= -lgCH+

Гидроксильный показатель: pOH = -lgCOH-

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; toпл = 660оС;

Al0 – типичный полуметалл

Al0 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; toпл = 651оС;

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 to:

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 (Жвремпост.)

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 to:

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»).







Последнее изменение этой страницы: 2016-06-23; Нарушение авторского права страницы

infopedia.su Все материалы представленные на сайте исключительно с целью ознакомления читателями и не преследуют коммерческих целей или нарушение авторских прав. Обратная связь - 3.219.217.107 (0.014 с.)