1. Понятие об энтропии. Изменение энтропии в различных процессах. Стандартная энтропия.

Энтропия - мера неупорядоченности системы, состоящей из многих элементов. Во втором законе термодинамики энтропия используется для определения самопроизвольных процессов. Самопроизвольный процесс всегда сопровождается рассеянием энергии в окружающую среду и повышением энтропии. S = R · ln W.

Стандартная энтропия вещества в нормальных условиях (при температуре 25°С (298,15 К) и давлению 101 325 Па). Имеются таблицы стандартной энтропии разных веществ. С повышением Т структура вещества становится все более аморфной вплоть до перехода его в газообразное состояние. Изохорный(V=соnst) s₂ – s₁= Δs = c_vln(p₂/p₁) = c_vln(T₂/T₁). 

Изобарный(P=const) s₂ – s₁= Δs = c_pln(T₂/T₁).

Изотеримческий(Т=const) s₂ – s₁= Δs = Rln(p₁/p₂) = Rln(v₂/v₁).

2. Электролитическая диссоциация воды и ионное произведение воды. Концентрация водородных и гидроксильных ионов.

Электролитическая диссоциация - процесс распада электролита на ионы при его растворении или плавлении. Электролитическая диссоциация воды в жидком состоянии происходит самопроизвольно.

Ионное произведение воды - произведение концентраций ионов водорода Н⁺ и ионов гидроксила OH⁻ в воде или в водных растворах.

Равновесие смещается влево. Концентрация рассчитывается =1.8*10^-16

K[H₂O]=[H][OH]

[H₂O]=1000/18=55.5

1.8*10^-16*55.5=10^-14 – ионное произведение.

K_H2O=10^-14

K_w=10^-14

[H⁺][OH^-]=10^-7, след. Нейтральный р-р.

pH — величина, характеризующая степень кислотности или щелочности раствора. [H⁺][OH] = K_H2O = 10^-14.

рН = -lg[H+] 

рН=7-нейтр.

рН<7 кислый р-р

рН >7 щелочной р-р

3. Понятие обратимой реакции. Химическое равновесие. Принцип Ле-Шателье. Сделать анализ на конкретных примерах.

Обратимая реакция – одновременно протекает в прямом и обратном направлениях.

Н_2(г)+I_2(г)=2НI_(г)

Uпр.=k[H₂][I₂]

Uобр.=[HI]²

Химическое равновесие – состояние обратимой реакции, при которой скорость прямой реакции равна скорости обратной. Является динамическим. Для реакции aA+bB=cC+dD:

Uпр.=kпр.[A]^a[B]^b

Uобр.=kобр.[C]^c[D]^d, где [A],[B],[C],[D] равновесные константы.Т.к.Uпр.=Uобр., то

K равновесия характеризует равновесие положения при данной t и не изм-ся с изм-ем n.

Принцип Ле-Шателье: равновесная система, на которую оказывают воздействие, смещает равновесие так, чтобы уменьшить влияние этого воздействия. (на примере с H₂ и I₂: в прямой и обратной реакциях образуется одинаковое количество молекул газа, равновесие не меняется.

Р (повышение давления смещает равновесие в сторс реакции, идущей с уменьшением числа молекул газа)

Т (увеличение температуры смещает равновесие| сторону эндотермической реакции)

n (возрастание концентрации одного из реагир щих веществ смещает равновесие в сторону реакции, по которой вещество расходуется)

4. Теория электролитической диссоциации. Ион гидроксония. Сила электролита. Ступенчатая диссоциация.

Растворы всех веществ можно разделить на две группы: электролиты-проводят электрический ток, неэлектролиты-проводниками не являются. Электролитическая диссоациация - процесс распада веществ на ионы при растворении или расплавлении. в результате появляются ионы, которые создают электропроводимость. Теорию электролитической диссоциации создал в 1884-1887 гг. шведский химик Аррениус(предпологал, что между ионами в растворе не дейсвуют к.-л. силы. Только силы взаимодействия.  Их подвижность не зависит от концентрации.

H⁺ + H2O = H₃O⁺

Сила электролита. Характеризуется с помощью степени диссоциации -  частное от деления числа продиссоциированных молекул к общему числу молекул электролита, введённого в раствор. α=N_дисс/N. Изменяется в пределах 0< α ≤1. Возрастает при увеличении разбавления раствора, а также при повышении температуры. Сильные электролиты, при α=1 (хорошо растворимые щёлочи, соли, кислоты).

Ступенчатая диссоциация. Диссоциация слабых многоосновных кислот и многокислотных оснований проходят ступенчато:

H₂SO₃=H⁺+SO₃^2-

HSO₃^-=H⁺+SO₃^2-

Степень диссоциации: α=i-1/n-1