- •Содержание
- •Введение
- •1 Основные понятия и законы химии
- •1.1 Основные понятия химии
- •1.2 Основные законы химии
- •2 Основные классы неорганических соединений
- •2.1 Простые вещества
- •2.2 Сложные вещества
- •3 Растворы
- •3.1 Общие свойства растворов
- •3.1.2 Способы выражения состава растворов
- •3.1.3 Физико-химические процессы образования растворов
- •3.1.4 Экстракция
- •3.2 Растворы неэлектролитов
- •3.2.1 Законы Рауля
- •3.2.2 Осмос
- •3.3 Растворы электролитов
- •3.3.1 Электролитическая диссоциация
- •3.3.2 Сильные и слабые электролиты
- •3.4 PH водных растворов
- •4 Ионно-обменные реакции
- •4.1 Необратимые ионно-обменные реакции
- •4.2 Обратимые ионно-обменные реакции
- •5 Гидролиз солей
- •5.1 Различные случаи гидролиза
- •2) Гидролиз соли образованной сильным основанием и слабой кислотой
- •3) Гидролиз соли образованной слабым основанием и слабой кислотой
- •5.2 Константа гидролиза
- •5.3 Смещение равновесия при гидролизе
- •6. Окислительно-восстановительные реакции
- •6.1 Составление уравнений окислительно-восстановительных реакций
- •6.2 Прогнозирование окислительно-восстановительных свойств веществ по степеням окисления элементов
- •6.3 Основные типы окислительно-восстановительных реакций
- •6.4 Взаимодействие металлов с водой, кислотами и щелочами
- •7 Гальванические элементы
- •7.1 Принцип работы гальванического элемента
- •7.2 Водородный электрод сравнения. Электрохимический ряд
- •8 Электролиз
- •8.1 Электролиз расплавов
- •8.2 Электролиз водных растворов
- •8.3 Количественные расчёты в электролизе
- •8.4 Химические источники электрической энергии
- •9 Коррозия металлов
- •9.1 Виды и типы коррозии
- •9.2 Способы защиты металлов от коррозии
- •9.2.1 Изолирование металлов от внешней среды
- •9.2.2 Изменение состава коррозионной среды
- •9.2.3 Рациональное конструирование
- •9.2.4 Электрохимические способы защиты от коррозии
- •10 Термодинамика
- •10.1 Внутренняя энергия и энтальпия. Закон Гесса
- •Или через промежуточный продукт (со) в две реакции:
- •10.2 Энтропия
- •10.3 Энергия Гиббса
- •11 Химическая кинетика Химическая кинетика – учение о скоростях и механизмах протекания химических реакций.
- •11.1 Скорость реакции
- •Основные факторы, влияющие на скорость реакции:
- •Число частиц с энергией большей, чем Еа равно заштрихованной площади.
- •12.1.2 Модель атома по Бору
- •12.2 Современные представления о строении атома
- •13 Периодический закон и периодическая таблица д.И. Менделеева
- •14 Химическая связь и строение молекул
- •14.1 Химическая связь
- •14.1.1 Квантово-механическое описание модели молекулы водорода
- •14.1.2 Основные характеристики химической связи
- •Валентный угол–это угол между двумя химическими связями.Он отражает геометрию молекулы.
- •14.1.3 Типы химических связей Ковалентная связь –это связь между двумя атомами за счет образования общей электронной пары.
- •14.2 Состав и строение молекул
- •15 Типы кристаллических решеток
- •16.1 Общая характеристика s-элементов первой и второй групп
- •16.2 Свойства воды
- •16.2.1 Строение молекулы воды
- •16.2.2 Физические свойства воды
- •16.2.3 Химические свойства воды
- •16.3 Жесткость воды
- •18 Комплексные соединения
- •18.1 Состав комплексных соединений
- •18.2 Реакции с участием комплексных соединений
- •19.8.1 Элементы триады железа
- •19.8.2 Платиновые металлы
- •20 Органические соединения
- •20.1 Углеводороды
- •20.2 Кислородсодержащие соединения
- •20.3 Амины и аминокислоты
- •21 Полимеры
- •21.1 Классификации полимеров
- •21.2 Полимеризационные полимеры
- •21.3 Поликонденсационные полимеры
- •21.4 Структура и состояние полимеров
- •22 Рабочие вещества низкотемпературной техники
- •22.2 Хладагенты органического происхождения
- •Список использованных источников
10.2 Энтропия
Для описания состояния системы, состоящей из большого количества мельчайших частиц (атомов, молекул и др.) необходимо учитывать количество микросостояний (W), посредством которых может быть реализована данная система. Так как количество микросостояний имеет большую величину, на практике пользуются её логарифмом. Эту величину называют энтропией и обозначают S. Отсюда:
S = k·lgW, |
(10.6) |
где k – коэффициент пропорциональности,
W – число микросостояний, соответствующих данной системе.
В изолированной системе самопроизвольно могут протекать только такие реакции или фазовые переходы, которые ведут к увеличению неупорядоченности системы, т.е. к увеличению энтропии, поэтому энтропию часто определяют как меру беспорядка системы.
В отличие от внутренней энергии и энтальпии для энтропии известны абсолютные значения. Это стало возможным благодаря постулату Планка – энтропия любого простого вещества при нуле градусов Кельвина принята равной нулю.
При повышении температуры энтропия возрастает. В случае фазовых переходов (плавление, кипение, конденсация и т.д.) изменение энтропии происходит скачкообразно.
Изменение энтропии при стандартных условиях обозначается ΔS0298. Размерность энтропии .
Энтропия также является функцией состояния, поэтому для расчетов её изменения можно применять закон Гесса и его следствия.
10.3 Энергия Гиббса
Движущая сила процесса складывается из двух сил: стремления к упорядочению (DН) и стремления к беспорядку (TDS).
При p и T = const общую движущую силу процесса обозначают DG и вычисляют по формуле
DG = DH – TDS. |
(10.7) |
Величина DG называется изобарно-изотермическим потенциалом или энергией Гиббса. Итак, мерой химического сродства является убыль энергии Гиббса (DG), которая зависит от природы вещества, его количества и от температуры.
При стандартных условиях энергия Гиббса обозначается ΔG0298.
Энергия Гиббса также является функцией состояния, поэтому для расчетов её можно применять закон Гесса и его следствия. Например:
DG(хим. реакц.) = DG (прод. реакц.) – DG(исх. в–в). |
(10.8) |
Вычислив изменение DG в ходе процесса, можно сделать следующие выводы:
DG < 0 – самопроизвольно протекает прямой процесс,
DG > 0 – самопроизвольно протекает обратный процесс,
DG = 0 – состояние равновесия.
Пример
Вычислить DН0298, DS0298, DG°298 реакции, протекающей по уравнению:
Fe2O3(к) + 3С(к) = 2Fe(к)+ 3СО(г).
Возможна ли реакция восстановления Fе2О3 углеродом при температурах 500 и 1000 К?
Решение
DН0298, DS0298 являются функциями состояния, поэтому изменения их находим, используя математическое выражение следствия из закона Гесса:
DН0298 = [2DН0298(Fе) + 3DН0298(СО)] – [DН0298(Fе2О3) + 3DН0298(С)],
DН0298 = [2×0 + 3(–110,53)] – [(–822,16 + 3×(0)] = –331,59 + 822,16 = +490,57 кДж;
DS0298 = [2S0298(Fе) + 3S0298(СО)] – [S0298(Fе2О3) + 3S0298(С)],
DS0298 = (2×27,15 + 3 ×197,55) – (87,45 + 3×5,74) = +542,28 Дж/К.
Энергию Гиббса при соответствующих температурах находим из соотношения DG°т = DН0298 – TDS0298:
DG 0298 = +490,57 – 298,15·542,28/1000 = 328,89кДж,
DG 0500 = +490,57 – 500×542,28/1000 = +219,43 кДж,
DG 01000 = 490,57 – 1000×542,28/1000 = –51,71 кДж.
Так как DG0298 и DG0500 > 0, a DG 01000 < 0, то восстановление Fе2О3 углеродом возможно только при Т = 1000 К.
Термодинамические величины (U, Н, S, G) являются функциями состояния, поэтому изменение их в ходе процесса можно найти, применяя закон Гесса или его следствия. При решении задач следует учитывать, что, как правило, ΔU, DН и DG выражают в кДж, а S – в Дж/К.