- •Лекция 1 Тема: основные химические понятия и законы. Цель: Ознакомить студентов с оснровными законами и понятиями, лежащими в основе химии.
- •Химия как наука и ее задачи.
- •Важнейшие законы, лежащие в основе химии.
- •Основные понятия химии
- •Закон Авогадро.
- •Уравнение состояния газа. Уравнение Менделеева-Клапейрона.
- •Лекция 2
- •2.Образование атомной кристаллической решетки
- •Лекция 3. Тема: Классификация неорганических соединений. Цель: Ознакомить студентов с разнообразием, строением и свойствами неорганических соединений
- •Кислота основание основание кислота
- •Лекция 4
- •Лекция 5
- •Лекция 6
- •2.Энергия активации. Энтропия активации
- •3.Факторы, влияющие на скорость гомо- и гетерогенных химических реакций. Катализ.
- •Лекция 7
- •2.Изменение энтропии в химическом процессе. Энергия Гиббса
- •Лекция 8
- •2. Коллигативные свойства растворов
- •3.Сильные и слабые электролиты
- •4. Растворы электролитов
- •5. Процесс диссоциации
- •6. Константа диссоциации. Смещение ионного равновесия
- •7. Особенности воды как электролита. Ионное произведение воды . РН раствора. Буферные растворы
- •8. Гидролиз солей. Расчёт концентрации ионов водорода в растворах
- •Лекция 9
- •2.Окислители и восстановители
- •1)Окислители
- •2)Восстановители
- •3)Окислительно-восстановительная двойственность
- •3.Составление уравнений окислительно-восстановительных реакций
- •1.Метод электронного баланса.
- •2.Метод полуреакций, или ионно-электронный метод.
- •Электрохимические процессы
- •2.Направление протекания овр
- •3.Электролиз
- •4.Законы электролиза
- •5.Применение электролиза
- •Лекция 10
- •2.Атомно-молекулярное учение. Основные химические понятия и определения
- •3.Строение атома
- •4. Квантовые числа. Правила заполнения электронных орбиталей
- •Периодический закон и периодическая система элементов д. И. Менделеева.
- •2.Свойства атомов
- •Лекция 11
- •2.Типы химической связи
- •3.Гибридизация атомных орбиталей
- •4.Метод валентных связей
- •Лекция 12
- •Комплексные соединения, их строение и номенклатура. Химическая связь в комплексных соединениях.
- •Устойчивость комплексных ионов. Константа нестойкости. Комплексные химические соединения.
- •Лекция 13
- •2. Водород
- •3. Вода
- •4. Пероксид водорода
- •5. Элементы viiа группы
- •6. Элементы viа группы
- •Общая характеристика элементов vа, ivа групп
- •1. Элементы vа группы.
- •2.Элементы ivа группы.
- •Характеристика металлов
- •1. Строение металлов.
- •2. Физические свойства металлов.
- •3. Химические свойства металлов.
- •Уменьшение химической активности нейтральных атомов
- •Уменьшение способности ионов к присоединению электронов
- •Характеристика элементов второй группы периодической системы
- •Стеарат натрия стеарат кальция
- •Сода осаждает кальций и магний тоже в виде карбонатов:
- •Характеристика элементов третей группы периодической системы
Лекция 7
Тема: ЭНЕРГЕТИКА ХМИМИЧЕСКИХ ПРОЦЕССОВ.
ЭЛЕМЕНТЫ ТЕРМОХИМИИ И ТЕРМОДИНАМИКИ
ХИМИЧЕСКИХ ПРОЦЕССОВ
Цель: Ознакомить студентов с законами термодинамики и их применениями в биологических системах.
1.Тепловой эффект и изменение энтальпии реакции. Закон Гесса.
2.Изменение энтропии в химическом процессе. Энергия Гиббса
1.Тепловой эффект и изменение энтальпии реакции.
Закон Гесса
При протекании любой реакции происходят энергетические изменения или изменения теплового эффекта. В одном случае теплота выделяется, в другом – поглощается. Обычно тепловой эффект химической реакции рассчитывается на 1 моль образовавшегося вещества. Реакция, протекающая с выделением тепла, называется экзотермической, с поглощением – эндотермической. Количество выделившегося или поглотившегося тепла зависит только от относительного запаса энергии продуктов реакции и исходных веществ. Это значит, что подводимое тепло к системе расходуется на изменение внутренней энергии и на работу против сил, действующих на систему. Тепловой эффект любой реакции при постоянном давлении Qp расходуется на изменение внутренней энергии системы:
Qp = (U1 – U2) + A,
где U2– внутренняя энергия продуктов реакции;
U1 – внутренняя энергия исходных веществ;
А – работа, совершаемая против сил, действующих на систему.
Qp = ∆U + A – закон сохранения энергии (І закон термодинамики)
При постоянном давлении Р (изобарический процесс) работа выражается произведением давления Р на разницу объема взаимодействующих веществ :
А = Р∆V = Р(V2 – V1)
Qp = (U1 – U2) + Р(V2 – V1)
Qp = (U2 + Р V2 ) - (U1 + РV1)
Сумма U + Р V = Н - называется энтальпией (теплосодержанием системы).
Тепловой эффект химической реакции представляет собой изменение энтальпии системы:
Qp = (U2 + Р V2 ) - (U1 + РV1) = ∆Н
Т.о. тепловой эффект реакции это величина обратная энтальпии.
Qp = Н2 - Н1 = ∆Н
Энтальпия характеризует внутреннюю энергию расширенной системы.
Если энтальпия продуктов реакции меньше энтальпии исходных веществ, то ∆Н<0 – экзотермическая реакция (Нпрод<Нисх.в.).
Если энтальпия продуктов реакции больше энтальпии исходных веществ, то ∆Н>0 – экзотермическая реакция (Нпрод>Нисх.в).
Самопроизвольно реакции идут в направлении уменьшения энтальпии. Изменение энтальпии для 1 моль вещества называется энтальпией образования ∆Нf.
Изменение энтальпии при 0,1 МПа (1 атм) и 25°С (298 К) называется стандартной энтальпией образования ∆Нf298 (∆Нf0), это табличное значение.
При расчетах изменения энтальпии необходимо обращать внимание на агрегатное состояние веществ.
Н2(Г) + 1/2О2(Г) ↔ Н2О(Г) ∆Н = -57800 ккал;
Н2(Г) + 1/2О2(Г) ↔ Н2О(Ж) ∆Н = -68320 ккал.
Если в реакции протекают только энергетические изменения, то направление реакции подчиняется закону Гесса: изменение энтальпии зависит только от вида и состояния исходных веществ и продуктов реакции, но не зависит от пути перехода из одного состояния в другое. Закон Гесса является проявлением І закона термодинамики:
∆Н = ∑∆Нпрод - ∑∆Нисх.в.
Пример: рассчитать изменение энтальпии в реакции:
ВаО(Т) + СО2(Г) → ВаСО3(Т)
∆Нf0(ВаО(Т)) = -193000 ккал
∆Нf0(СО2(Г)) = -94000 ккал
∆Нf0(ВаСО3(Т)) = -290000 ккал
∆Н0 = НВаСО3 - (НВаО + НСО2) = -290000 – (-193000 – 94000) =
= -3000 ккал
Т.о. с точки зрения энтальпийного фактора рассматриваемая реакция может протекать самопроизвольно слева направо.
Зкон Гесса позволяет рассчитать изменение энтальпии таких процессов, которые нельзя определить экспериментально. Так до настоящего времени не определено изменение энтальпии превращения алмаза в графит.