- •Конспект лекций*
- •Ведущий лектор:
- •1.1. Строение атома и периодическая система д.И. Менделеева.
- •2. Основные сведения по теории строения атома.
- •Экспериментально квантование энергии атомов обнаруживаегся в их
- •3. Квантово-механическая модель атома водорода.
- •4. Характеристика состояния электрона в атоме системой квантовых чисел. Атомные орбитали.
- •5. Принципы формирования электронной структуры атомов.
- •Соответственно принципу минимальной энергии и правилам Клечковского заполнение энергетических подуровней происходит в следующем порядке :
- •6. Периодическая система д.И. Менделеева как естественная классификация элементов по электронному строению.
- •6.1. Периодическая система д.И. Менделеева и электронная структура.
- •6.2. Структура периодической системы химических элементов.
- •Лекция 2. Химическая связь
- •1. Основные типы и характеристики химической связи
- •Энергия химической связи (кДж/моль) - это количество энергии, выделяющееся при образовании химической связи или затрачиваемое на ее разрыв.
- •2. Ионная связь
- •Метод валентных связей рассматривает молекулу как систему из суммы отдельных связей. Такое представление не характеризует химическую реакционную способность молекул с большим числом связей.
- •Сигма - связь (-) -это связь, образованная перекрыванием атомных орбиталей по линии, соединяющей ядра взаимодействующих атомов.
- •Например, вследствие sp- гибридизации орбиталей атома углерода многие соединения (сн4, cCl4) имеют форму тетраэдра:
- •4. Металлическая связь
- •5. Основные виды межмолекулярного взаимодействия.
- •6. Донорно-акцепторное взаимодействие
- •7. Водородная связь.
- •Раздел 2. Основные закономерности протекания химических процессов.
- •1.Основные понятия термодинамики.
- •2. Внутренняя энергия и энтальпия системы. Первый закон термодинамики. Тепловой эффект химической реакции.
- •3. Факторы, определяющие глубину и направленность химических реакций. Понятие об энтропии и энергии Гиббса. Второй и третий законы термодинамики.
- •При нормальных температурах и незначительном изменении s:
- •4. Термодинамические представления о равновесном состоянии.
- •Химическая кинетика
- •Химическое и адсорбционное равновесие
- •Лекция 5. Растворы.
- •3. Водные растворы электролитов. Теории кислот и оснований. Сильные и слабые электролиты. Активность. Свойства растворов электролитов.
- •4. Ионные реакции в растворах. Условия одностороннего протекания реакций обмена.
- •5. Произведение растворимости. Механизм накипеобразования.
- •Осадок кристаллизация раствор
- •6. Водородный показатель среды, его роль в технологических операциях на флоте. Гидролиз солей.
- •Лекция 6. Электрохимические процессы
- •1. Понятие об электродном потенциале
- •Потенциал, устанавливающийся в условиях равновесия электродной реакции, называется равновесным электродным потенциалом.
- •2. Гальванические элементы
- •3. Стандартный водородный электрод и водородная шкала потенциалов
- •Пример 2 Уравнение
- •Электролиз. Законы фарадея
- •1) Катионы металлов со стандартным электродным потенциалом, большим, чем у водорода, почти полностью восстанавливаются на катоде и выделяются в виде металла.
- •2. Химическая и электрохимическая коррозия. Виды коррозии, встречающиеся в судовой практике.
- •Коллоидные растворы.
- •Общие свойства металлов
- •Разбавленная азотная кислота восстанавливается малоактивными
- •Алканы.
- •Непредельные углеводороды.
- •Нафтены ( циклопарафины ).
- •Ароматические углеводороды.
- •Список рекомендуемой литературы
3. Факторы, определяющие глубину и направленность химических реакций. Понятие об энтропии и энергии Гиббса. Второй и третий законы термодинамики.
Энтропия S является функцией состояния и определяет меру беспорядка, неупорядочности в системе. Чем выше неупорядочность в системе, тем больше энтропия.
В отличие от других термодинамических функций, можно определить не только изменение, но и абсолютное значение энтропии. Это вытекает из постулата М. Планка (1911 г.), который получил название третьего закона термодинамики: при абсолютном нуле (Т=0 К) энтропия идеального кристалла равна нулю.
Состояние системы можно характеризовать микросостояниями составляющих её частиц, т.е. их мгновенными координатами и скоростями различных видов движения в различных направлениях. Число микросостояний системы называется термодинамической вероятностью системы W.
Энтропия системы S, отнесённая к одному молю вещества, определяется по уравнению Больцмана:
S = R ln W (11),
где R – молярная постоянная.
Из уравнения (11) следует, чем больше число степеней свободы у частиц в системе, тем выше энтропия системы.
Все изменения в системе, которые приводят к увеличению беспорядка в системе, (плавление, испарение, растворение, реакции, идущие с увеличением объёма, нагревание) приводят к росту энтропии (S 0). И, наоборот, процессы, связанные с увеличением порядка в относительном расположении частиц (охлаждение, конденсация, кристаллизация, сжатие) приводят к уменьшению энтропии (S 0).
Энтропия имеет единицу измерения: Дж / (моль К).
Энтропию, как и тепловые эффекты, принято относить к стандартным условиям.
Энтропия вещества в стандартном состоянии называется стандартной энтропией So.
В справочниках обычно приводится стандартная энтропия при 298 К.
Значениями энтропии веществ пользуются для установления изменения энтропии системы в результате соответствующих процессов. Так, для химической реакции изменение энтропии системы будет:
(12)
Второй закон термодинамики: в изолированных системах самопроизвольно идут только такие процессы, которые сопровождаются возрастанием энтропии (S 0).
Таким образом, условием самопроизвольного протекания процесса является условие: S 0. Если S 0, то процесс самопроизвольно не протекает. Для состояния равновесия обратимых реакций S = 0.
Для фазового превращения энтропию можно вычислить по формуле:
(13)
Например, для процесса плавления:
Энергия Гиббса или изобарно–изотермический потенциал G (p,T=const) является критерием самопроизвольного протекания химических реакций.
В химических процессах одновременно действуют две тенденции: стремление частиц к порядку, к объединению за счёт прочных связей в более сложные, что уменьшает энтальпию системы (энтальпийный фактор Н), и стремление частиц к беспорядку, к разъединению, что увеличивает энтропию системы (энтропийный фактор TS).
Суммарный эффект этих двух противоположных тенденций в химических процессах, протекающих при постоянных T и p, отражает изменение энергии Гиббса G:
G = H – TS (14)
Изменение энергии Гиббса системы при образовании 1 моль вещества из простых веществ при стандартных условиях называется стандартной энергией Гиббса (кДж/моль).
Стандартная энергия Гиббса образования простого вещества, устойчивого в стандартных условиях, равна нулю.
Изменение энергии Гиббса, как и изменение энтальпии и энтропии системы, не зависит от пути процесса. Поэтому для химической реакции G определяется по формуле:
(15)
С энергией Гиббса связана формулировка второго закона термодинамики: всякий самопроизвольно идущий процесс при условии p,T=const протекает в том направлении, при котором происходит в системе уменьшение энергии Гиббса, т.е. G0.
Иными словами, самопроизвольно протекают реакции, если энергия Гиббса в исходном состоянии системы больше, чем в конечном.
Увеличение энергии Гиббса, т.е. G0, свидетельствует о невозможности самопроизвольного осуществления процесса в данных условиях.
Если же G=0, система находится в состоянии химического равновесия.
Влияние температуры на направление химических реакций представлено в таблице 4.
Согласно уравнению (14) влияние температуры на G определяется знаком и величиной S.