№1

Закон сохранения массы — исторический закон физики, согласно которому масса как мера количества вещества сохраняется при всех природных процессах, то есть несотворима и неуничтожима. В метафизической форме закон известен с древнейших времён. Позднее появилась количественная формулировка, где в качестве меры массы объекта вначале использовался его вес.

В настоящее время известен ряд условий, при которых данный закон нарушается — например, при радиоактивном распаде совокупная масса вещества уменьшается. В современной физике закон сохранения массы является частным случаем закона сохранения энергии, и он выполняется только в консервативных физических системах, то есть при отсутствии энергообмена с внешней средой.

Закон постоянства состава (Ж.Л. Пруст, 1801—1808гг.) — любое определенное химически чистое соединение независимо от способа его получения состоит из одних и тех же химических элементов, причем отношения их масс постоянны, а относительные числа их атомов выражаются целыми числами. Это один из основных законов химии.

Закон постоянства состава не выполняется для бертоллидов (соединений переменного состава). Однако условно для простоты состав многих бертоллидов записывают как постоянный. Например, состав оксида железа(II) записывают в виде FeO (вместо более точной формулы Fe_1-xO).

Закон кратных отношений — один из стехиометрических законов химии: если два вещества (простых или сложных) образуют друг с другом более одного соединения, то массы одного вещества, приходящиеся на одну и ту же массу другого вещества, относятся как целые числа, обычно небольшие.

Закон кратных отношений открыт в 1803 Дж.Дальтоном и истолкован им с позиций атомизма.

Закон Авога́дро — одно из важных основных положений химии, гласящее, что «в равных объёмах различных газов, взятых при одинаковых температуре и давлении, содержится одно и то же число молекул». Было сформулировано ещё в 1811 году Амедео Авогадро (1776—1856), профессором физики в Турине.

Первое следствие из закона Авогадро: один моль любого газа при одинаковых условиях занимает одинаковый объём.

Второе следствие из закона Авогадро: молярная масса первого газа равна произведению молярной массы второго газа на относительную плотность первого газа по второму.

№2

Классификация неорганических веществ.

Химические элементы делятся на элементы с металлическими и неметаллическими свойствами.

Многие элементы в соответствии с Периодическим законом проявляют одновременно в той или иной мере свойства металлов и неметаллов. Такие элементы называют амфотерными.

В силу большого своеобразия химических свойств особо выделяют благородные газы - элементы VIIIA-группы.

Соответственно подразделению элементов классифицируют простые (одноэлементные) вещества - формы существования элементов в свободном виде.

Классификация сложных веществ (двух- или многоэлементных веществ) по составу основана на наличии в соединении самого распространенного в природе элемента кислорода и на самом распространенном соединении кислорода - воде.

Кислород образует соединения со всеми элементами, кроме He, Ne и Ar. Среди производных кислорода только соединения со фтором (например дифторид кислорода OF₂) содержат кислород в положительной степени окисления; практически все остальные соединения кислорода - это оксиды.

При реакции оксидов с водой (напрямую или косвенным путем) получаются гидроксиды - кислотные, основные или амфотерные.

Гидроксиды разных типов реагируют между собой и образуют кислородсодержащие соли, состоящие из катионов и анионов (кислотных остатков). Такие соли называют средними.

Если соли содержат два химически разных катиона или два разных кислотных остатка, их называют соответственно двойными и смешанными.

При наличии в составе кислотного остатка атомов водорода, способных к дальнейшему замещению катионами, соли называются кислыми, при наличии гидроксогрупп OH⁻ (или оксогрупп O²⁻) - оснóвными солями.

Еще один обширный класс сложных веществ - бинарные соединения.

Химическая номенклатура.

Хими́ческая номенклату́ра — совокупность названий индивидуальных химических веществ, их групп и классов, а также правила составления этих названий.

- Современная номенклатура химических соединений в основном базируется на правилах ИЮПАК (IUPAC), которые разрабатывались начиная с 40-х годов XX века. Правила ИЮПАК определяют общие принципы и приемы построения названий соединений и периодически пересматриваются. Наиболее значительные изменения вводились в 1979 и в 1993 годах.

- В конкретных случаях разрабатываемые национальные номенклатуры учитывают номенклатурные традиции и особенности языка. В русской химической номенклатуре наблюдается постепенное приближение к структуре и семантике английской, что связано с увеличением доли англоязычной химической информации, начавшимся в конце ХХ века и с развитием Интернета, ещё больше эта тенденция выражена в новой украинской химической номенклатуре.

Химические свойства основных классов неорганических соединений.

Кислоты - сложные вещества, состоящие из атомов водорода и кислотного остатка. (С точки зрения теории электролитической диссоциации: кислоты - электролиты, которые при диссоциации в качестве катионов образуют только H⁺).

Х\с:

1) Действие на индикаторы.

 Лакмус - красный

метилоранж - розовый

2) Взаимодействие с основаниями (реакция нейтрализации):

3)  Взаимодействие с основными оксидами: 

4) Взаимодействие с металлами: 

(металлы, стоящие в ряду напряжений до водорода, кислоты-неокислители).

 5) Взаимодействие с солями (реакции обмена), при которых выделяется газ или образуется осадок:

Соли - сложные вещества, которые состоят из атомов металла и кислотных остатков. Это наиболее многочисленный класс неорганических соединений.

Х\с:

1) Термическое разложение.

2) Гидролиз.

3) Обменные реакции с кислотами, основаниями и другими солями.

4) Окислительно-восстановительные реакции, обусловленные свойствами катиона или аниона.

Основания - сложные вещества, в которых атомы металлов соединены с одной или несколькими гидроксильными группами (с точки зрения теории электролитической диссоциации, основания - сложные вещества, при диссоциации которых в водном растворе образуются катионы металла (или NH4+) и гидроксид - анионы OH-).

Х\с:

1) Действие на индикаторы(только щелочь).

лакмус - синий

метилоранж - жёлтый

фенолфталеин – малиновый

2) Взаимодействие с кислотными оксидами (только щелочь).

3) Взаимодействие с кислотами (реакция нейтрализации) (щелочь и нерастворимые основания).

4) Обменная реакция с солями (только щелочь).

5) Термический распад (только нерастворимые основания).

Оксиды - это сложные вещества, состоящие из двух элементов, один из которых кислород.

Х\с:

Основные оксиды	Кислотные оксиды
1.      Взаимодействие с водой
Образуется основание: Na2O + H2O  2NaOH CaO + H2O  Ca(OH)2	Образуется кислота: SO3 + H2O  H2SO4 P2O5 + 3H2O  2H3PO4
2.      Взаимодействие с кислотой или основанием:
При реакции с кислотой образуется соль и вода MgO + H2SO4   –t  MgSO4 + H2O CuO + 2HCl  –t  CuCl2 + H2O	При реакции с основанием образуется соль и вода CO2 + Ba(OH)2  BaCO3 + H2O SO2 + 2NaOH  Na2SO3 + H2O
Амфотерные оксиды взаимодействуют
с кислотами как основные: ZnO + H2SO4  ZnSO4 + H2O	с основаниями как кислотные: ZnO + 2NaOH  Na2ZnO2 + H2O (ZnO + 2NaOH + H2O  Na2[Zn(OH)4])
3.      Взаимодействие основных и кислотных оксидов между собой приводит к солям.
Na2O + CO2  Na2CO3
4.      Восстановление до простых веществ:
3CuO + 2NH3  3Cu + N2 + 3H2O P2O5 + 5C  2P + 5CO

Амфоте́рность (от др.-греч. (ἀμφότεροι — «двойственный», «обоюдный») — способность некоторых соединений проявлять в зависимости от условий как кислотные, так и осно́вные свойства.

Примеры:

1.      металл + неметалл  соль

Hg + S  HgS

2Al + 3I₂  2AlI₃

2.      основной оксид + кислотный оксид  соль

Li₂O + CO₂ Li₂CO₃

CaO + SiO₂  CaSiO₃

3.      основание + кислота  соль

Cu(OH)₂ + 2HCl  CuCl₂ + 2H₂O

FeCl3	+	3HNO3		Fe(NO3)3	+	3HCl
соль		кислота		соль		кислота

4.      металл  основной оксид

2Ca + O₂  2CaO

4Li + O₂  2Li₂O

5.      неметалл  кислотный оксид

S + O₂  SO₂

4As + 5O₂  2As₂O₅

6.      основной оксид  основание

BaO + H₂O  Ba(OH)₂

Li₂O + H₂O  2LiOH

7.      кислотный оксид  кислота

P₂O₅ + 3H₂O  2H₃PO₄

SO₃ + H₂O  H₂SO₄

№3

Квантовое число — численное значение какой-либо квантованной переменной микроскопического объекта (элементарной частицы, ядра, атома и т. д.), характеризующее состояние частицы. Задание квантовых чисел полностью характеризует состояние частицы.

Некоторые квантовые числа связаны с движением в пространстве и характеризуют пространственное распределение волновой функции частицы. Это, например, радиальное (главное) (n_r), орбитальное (l) и магнитное (m) квантовые числа электрона в атоме, которые определяются как число узлов радиальной волновой функции, значение орбитального углового момента и его проекция на заданную ось, соответственно.

В многоэлектронных атомах, как и в атоме водорода, состояние каждого электрона можно характеризовать квантовыми числами. Межэлектронное отталкивание приводит к тому, что энергия электронов, имеющих одно и то же значение n, но разные значения l, становится различной. При составлении электронных конфигураций многоэлектронных атомов учитывают: принцип минимальной энергии, принцип Паули, принцип Гунда и принцип Клечковского.

Принцип минимальной энергии: согласно этому принципу электроны в основном состоянии заполняют орбитали в порядке повышения уровня энергии орбиталей. Первыми заполняются орбитали с минимальным уровнем энергии. В многоэлектронных атомах электроны испытывают не только притяжение, но и отталкивание электронов, находящихся ближе к ядру и экранирующих ядро от более далеко расположеных электронов. Поэтому последовательность возрастания энергий орбиталей усложняется.

Принцип Паули: в атоме не может быть двцх электронов, обладающих одинаковым набором квантовых чисел n, l, ml, ms. Отсюда следует, что на каждой орбитали может быть не более двух электоронов, причем они должны иметь противоположные (атипараллельные) спины.

Правило Гунда: в соответствии с этим правилом заполнение орбиталей одной подоболочки в основно состоянии атома начинается одиночными электронами с одинаковыми спинами. После того как одиночные электроны займут все орбитали в данной подоболочке, заполняются орбитали вторыми электронами с противоположными спинами. Например, у азота орбитали в основном состоянии заполняют p-подоболочку 2р³ по одному электрону, а у атома кислорода начинается заполнение р-орбитали 2р⁴ вторым электроном.

№4

Свойства химических элементов, а также формы и свойства, образуемых ими простых веществ и соединений, находятся в периодической зависимости от величины зарядов ядер их атомов (от их атомного веса).

Особенность Периодического закона среди других фундаментальных законов заключается в том, что он не имеет выражения в виде математического уравнения. Графическим (табличным) выражением закона является разработанная Менделеевым Периодическая система элементов.

Периодическая система элементов состоит из периодов, групп и подгрупп. Периодом называется последовательный ряд элементов, размещенных в порядке возрастания заряда ядра атомов, электронная конфигурация которых изменяется от ns¹ до ns²np⁶. Периоды начинаются с s-элемена и заканчиваются p-элементаом. Малые периоды содержат 2 и 8 элементов, большие периоды - 18 и 32 элемениа, седьмой период остается незавершенным.

В системе имеется восемь групп, что соответствует максимальному числу электронов во внешних подоболочках. Группы делятся на главные (основные) и побочные подгруппы. Подгруппы включают в себя элементы с аналогичными электронными структурами (элементами-аналогами). К главным подгруппам (подгруппа А) относятся подгруппы элементов второго порядка: Li, Be, B, C, N, O, F и подгруппа благородных газов. К побочным подгруппам (подгруппа В) принадлежит d- и f-элементы. Первые шесть d-элементов (от Sc до Fe) начинают соответствующие подгруппы от подгруппы III (Sc) до подгруппы VIII (Fe). В подгруппу VIII также включаются все элементы семейства железа (Fe, Co, Ni) и их аналоги – платиновые металлы. Медь и ее аналоги, имеющие во внешней s-подоболочке по одному электрону, образуют первую побочную подгруппу, а цинк и его аналоги – вторую побочную подгруппу. Лантаноиды и актиноиды (f-элементы) находятся в III подгруппе в соответствии с особенностями их электронных конфигураций.

Закономерности, связанные с металлическими и неметаллическими свойствами элементов.

1. При перемещении вдоль периода СПРАВА НАЛЕВО металлические свойства элементов УСИЛИВАЮТСЯ. В обратном направлении возрастают неметаллические. Это объясняется тем, что правее находятся элементы, электронные оболочки которых ближе к октету. Элементы в правой части периода менее склонны отдавать свои электроны для образования металлической связи и вообще в химических реакциях.

Слева направо в периоде также увеличивается и заряд ядра. Следовательно, увеличивается притяжение к ядру валентных электронов и затрудняется их отдача.

Некоторые элементы в связи с тем, что они могут проявлять лишь слабые металлические свойства, относят к полуметаллам.

2. При перемещении СВЕРХУ ВНИЗ вдоль групп УСИЛИВАЮТСЯ МЕТАЛЛИЧЕСКИЕ свойства элементов. Это связано с тем, что ниже в группах расположены элементы, имеющие уже довольно много заполненных электронных оболочек. Их внешние оболочки находятся дальше от ядра. Они отделены от ядра более толстой "шубой" из нижних электронных оболочек и электроны внешних уровней удерживаются слабее.

Закономерности, связанные с окислительно-восстановительными свойствами. Изменения электроотрицательности элементов.

3. Перечисленные выше причины объясняют, почему СЛЕВА НАПРАВО УСИЛИВАЮТСЯ ОКИСЛИТЕЛЬНЫЕ свойства, а при движении СВЕРХУ ВНИЗ - ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ свойства элементов.

Последняя закономерность распространяется даже на такие необычные элементы, как инертные газы. У "тяжелых" благородных газов криптона и ксенона, которые находятся в нижней части группы, удается "отобрать" электроны и получить их соединения с сильными окислителями (фтором и кислородом), а для "легких" гелия, неона и аргона это осуществить не удается.

4. По той же причине, что и окислительные свойства элементов, их ЭЛЕКТРООТРИЦАТЕЛЬНОСТЬ ВОЗРАСТАЕТ тоже СЛЕВА НАПРАВО, достигая максимума у галогенов. Не последнюю роль в этом играет степень завершенности валентной оболочки, ее близость к октету.

5. При перемещении СВЕРХУ ВНИЗ по группам ЭЛЕКТРООТРИЦАТЕЛЬНОСТЬ УМЕНЬШАЕТСЯ. Это связано с возрастанием числа электронных оболочек, на последней из которых электроны притягиваются к ядру все слабее и слабее.

Закономерности, связанные с размерами атомов.

6. Размеры атомов (АТОМНЫЕ РАДИУСЫ) при перемещении СЛЕВА НАПРАВО вдоль периода УМЕНЬШАЮТСЯ. Это объясняют тем, что электроны все сильнее притягиваются к ядру по мере возрастания заряда ядра. Даже увеличение числа электронов на внешней оболочке (например, у фтора по сравнению с кислородом) не приводит к увеличению размеров атома. Наоборот, размеры атома фтора меньше, чем атома кислорода.

7. При перемещении СВЕРХУ ВНИЗ АТОМНЫЕ РАДИУСЫ элементов РАСТУТ, потому что заполнено больше электронных оболочек.

Закономерности, связанные с валентностью элементов.

8. Элементы одной и той же подгруппы (в короткой форме таблицы) или группы (в длинной) имеют аналогичную конфигурацию внешних электронных оболочек и, следовательно, одинаковую валентность в соединениях с другими элементами.

9. s-Элементы имеют валентности, совпадающие с номером их группы (в любой форме таблицы).

10. p-Элементы имеют наибольшую возможную для них валентность, равную номеру группы в короткой форме Периодической таблицы. Кроме того, они могут иметь валентность, равную разности между числом 8 (октет) и номером их группы в короткой форме таблицы (этот номер совпадает с числом электронов на внешней оболочке).

11. d-Элементы обычно обнаруживают несколько разных валентностей, которые нельзя точно предсказать по номеру группы.

12. Не только элементы, но и многие их соединения - оксиды, гидриды, соединения с галогенами - обнаруживают периодичность. Для каждой ГРУППЫ элементов можно записать формулы соединений, которые периодически "повторяются" (то есть могут быть записаны в виде обобщенной формулы).

№5

Изолированная система – система, которая не обменивается с окружающей средой ни веществом, ни энергией.

Закрытая система – система, которая обменивается с окружающей средой энергией, но не обменивается веществом.

Открытая система – система, которая обменивается с окружающей средой и веществом, и энергией.

Совокупность всех физических и химических свойств системы характеризует её термодинамическое состояние. Все величины, характеризующие какое-либо макроскопическое свойство рассматриваемой системы – параметры состояния. Опытным путем установлено, что для однозначной характеристики данной системы необходимо использовать некоторое число параметров, называемых независимыми; все остальные параметры рассматриваются как функции независимых параметров. В качестве независимых параметров состояния обычно выбирают параметры, поддающиеся непосредственному измерению, например температуру, давление, концентрацию и т.д. Всякое изменение термодинамического состояния системы (изменения хотя бы одного параметра состояния) есть термодинамический процесс.

Обратимый процесс – процесс, допускающий возможность возвращения системы в исходное состояние без того, чтобы в окружающей среде остались какие-либо изменения.

Равновесный процесс – процесс, при котором система проходит через непрерывный ряд равновесных состояний.

Энергия – мера способности системы совершать работу; общая качественная мера движения и взаимодействия материи. Энергия является неотъемлемым свойством материи. Различают потенциальную энергию, обусловленную положением тела в поле некоторых сил, и кинетическую энергию, обусловленную изменением положения тела в пространстве.

Внутренняя энергия системы – сумма кинетической и потенциальной энергии всех частиц, составляющих систему. Можно также определить внутреннюю энергию системы как её полную энергию за вычетом кинетической и потенциальной энергии системы как целого.

Процессы классифицируются по признаку выделения или поглощения тепла на:

Экзотермический - тепло выделяется системой во внешнюю среду.

Эндотермический - система тепло поглощает.

По признаку постоянства какого-либо параметра состояния на:

Изотермический - температура остается постоянной.

Изобарный - при постоянном давлении.

Изохорный - без изменения объема.

Адиабатный - нет теплообмена с внешней средой.

№6

Первое начало термодинамики относится к числу фун–даментальных законов природы, которые не могут быть выведены из каких-то других законов. Его справедливость доказывают многочисленные эксперименты, в частности неудачные попытки построить вечный двигатель первого рода, т. е. такую машину, которая смогла бы как угодно долго совершать работу без подвода энергии извне.

В зависимости от условий протекания процесса в сис–теме используют различные функции состояния, которые выводят из первого начала термодинамики. При этом вместо сложных биологических систем для получения выводов о превращениях массы и энергии используют упрощенные модели. Давление в системе при этом под–держивается постоянным, оно равно внешнему давле–нию. Такие процессы, протекающие при р = const, назы–ваются изобарными. Работа расширения, совершае-мая при изобарном процессе, как известно, равна:

W = –ρΔV,

где ΔV – приращение объема системы, равное раз–ности объемов в состояниях 2 и 1.

Подставляя работу расширения в математическое выражение первого начала и проведя несложные пре–образования, получаем:

Q_ρ = ΔE + pΔV = (E₂ + ρV₂) – (E₁ + ρΔV₁)

где Qρ – теплота изобарного процесса;

1, 2 – индексы, относящиеся к началу и концу процесса.

Величина (E+ pV) – функция состояния системы, обоз–начаемая через Н и называемая энтальпией:

H = E + ρV.

Соответственно, выражение можно записать в виде:

Q_p = Н₂ – Н₁ = ΔH.

Из данного выражения следует, что энтальпия – функция состояния, приращение которой равно теп–лоте, полученной системой в изобарном процессе.

Измерение приращения энтальпии в некотором про–цессе может быть осуществлено при проведении это–го процесса в калориметре при постоянном давлении. Именно так проводили свои эксперименты А. М. Ла–вуазье и П. С. Лаплас, изучая энергетику метаболиз–ма в живом организме.

Из вышеуказанного соотношения вытекает термо–динамическое определение: внутренняя энергия – функция состояния, приращение которой равно теп–лоте QV , полученной системой в изохорном процессе. Следовательно, изменение внутренней энергии в не–котором процессе может быть измерено при проведе–нии этого процесса в калориметре при постоянном объеме. Следует, что при ρ = const приращения внут–ренней энергии и энтальпии связаны соотношением:

ΔH = ΔE + ρΔV.

Химические реакции, при протекании которых проис–ходит уменьшение энтальпии системы (ΔH < 0) и во внеш–нюю среду выделяется теплота, называются экзотерми–ческими.

Реакции, в результате которых энтальпия возрастает (ΔH > 0) и система поглощает теплоту Q_p извне, назы–ваются эндотермическими.

№7

Закон Гесса

Тепловой эффект реакции зависит от природы и состояния исходных веществ и конечных продуктов, но не зависит от пути, т.е. от числа и характера промежуточных стадий.

Закон Гесса лежит в основе термохимических расчетов. Однако рамки его действия ограничены изобарно-изотермически и изохорно-изотермическими процессами.

Проиллюстрируем закон Гесса на пирмере реакции сгорания метана:

СН4 + 202 = С02 + 2Н20 + х кДж

СН4 = С(графит) 4- 2Н2 - 74,9 кДж

С(графит) + 02 = С02 + 393,5 кДж 2Н2 + 02 = 2Н20 — 2 • 285,8 кДж

Складывая последние три термохимические уравнения, отвечающие проведению реакции по стадиям, получим суммарное уравнение горения метана:

СН4 + 202 «= С02 + 2Н20 -f {-71,9 -f 393,5 571,6) кД::с

Согласно закону Гесса, —74,9 + 393,5 + 571,6 = х, откуда теплота сгорания метана х = 890,2 кДж.

Как видно тепловой эффект реакции, протекающий по двум путям, одинаков.

Так как энтальпия зависит от состояния системы, но не зависит от пути процесса, то, если при проведении процесса система вернулась в исходное состояние, суммарное изменение энтропий системы равно нулю. Процессы, в котороых система после последовательных превращений возвращается в исходное состояние, называются круговыми процессами или циклами. Метод циклов широко используется в термодинамических расчетах.

Вывод: закон Гесса показывает, что каким бы путем не протекала реация, ее тепловой эффект будет одинаков, если при этом не меняется конечное и исходное состояния системы.

Энтальпия химической реакции.

Закон Гесса позволяет рассчитать энтальпию химических реакций. Согласно следствию из закона Гесса, энтальпия химической реакции равнв сумме энтальпий образования веществ с учетом стехиометрических коэффициентов.

№8

Второе начало термодинамики — физический принцип, накладывающий ограничение на направление процессов передачи тепла между телами.Второе начало термодинамики гласит, что невозможен самопроизвольный переход тепла от тела, менее нагретого, к телу, более нагретому.

Третье начало термодинамики (теорема Нернста) — физический принцип, определяющий поведение энтропии при приближении температуры к абсолютному нулю. Является одним из постулатов термодинамики, принимаемым на основе обобщения значительного количества экспериментальных данных.

Энтропия - в естественных науках — мера беспорядка системы, состоящей из многих элементов.

Понятие энтропии было впервые введено в 1865 году Рудольфом Клаузиусом. Он определил изменение энтропии термодинамической системы при обратимом процессе как отношение общего количества тепла ΔQ к величине абсолютной температуры T (то есть тепло, переданное системе, при постоянной температуре):

.

Например, при температуре 0 °C, вода может находиться в жидком состоянии и при незначительном внешнем воздействии начинает быстро превращаться в лед, выделяя при этом некоторое количество теплоты. При этом температура вещества так и остается 0 °C. Изменяется состояние вещества, сопровождающееся изменением тепла, вследствие изменения структуры.

Рудольф Клаузиус дал величине S имя «энтропия», происходящее от греческого слова τρoπή, «изменение» (изменение, превращение, преобразование). Данное равенство относится к изменению энтропии, не определяя полностью саму энтропию.

Эта формула применима только для изотермического процесса (происходящего при постоянной температуре). Её обобщение на случай произвольного квазистатического процесса выглядит так:

,

где dS — приращение (дифференциал) энтропии некоторой системы, а δQ — бесконечно малое количество теплоты, полученное этой системой.

Необходимо обратить внимание на то, что рассматриваемое термодинамическое определение применимо только к квазистатическим процессам (состоящим из непрерывно следующих друг за другом состояний равновесия).

Поскольку энтропия является функцией состояния, в левой части равенства стоит её полный дифференциал. Напротив, количество теплоты является функцией процесса, в котором эта теплота была передана, поэтому δQ считать полным дифференциалом нельзя.

Энтропия, таким образом, согласно вышеописанному, определена вплоть до произвольной аддитивной постоянной. Третье начало термодинамики позволяет определить её точнее: предел величины энтропии равновесной системы при стремлении температуры к абсолютному нулю полагают равным нулю.

№9

Энергия Гиббса – критерий самопроизвольного протекания химических реакций. Энтальпийный и энтропийный фактор, характеризующие две противоположные тенденции процессов – стремление объединению, порядку и стремление к разъединению, беспорядку, взятые по отдельности, не могут быть критериями самопроизвольного течения химических реакций. Для изобарно-изотермических процессов их объединяет функция, называемая энергией Гиббса процесса (dG), равная:

dG= dH-TdS

Поскольку энергию Гиббса можно превратить в работу, то ее также называют свободной энергией.

Энергия Гиббса служит критерием самопроизвльного протекания химической реакции при изобарно-изотермических процессах. Химическая реакция принципиально возможна, если энергия Гиббса уменьшается, т.е. dG<0. Это уравнение является условием возможности самопроизвольного течения реакции в прямом направлении.

Но химическая реакция не может протекать самопроизвольно, если энегия Гиббса системы возрастает, т.е.: dG>0. Это уравнение является условием невозможности самопроизвольного течения реакции в прямом направлении. Это же уравнение бслужит термодинамическим условием возможности самопроизвольного протекания обратной реакции.

Наконец, если dG=0, то реакция может протекать как в прямом, так и в обратном направлении, т.е. реакция обратима.

Направление химических реакций зависит от их характера. Так, условие dG<0 соблюдается при любой температуре для экзотермических реакций (dH<0), у которых в ходе реакции возрастает число молей газообразных веществ, и следовательно, энтропия (dS>0). У таких реакций обе движущие силы (dH) и (TdS) направлены в сторону протекания прямой реакции и dG<0 при любых температурах. Такие реакции самопроизвольно могут идти только в прямом направлении, т.е. являются необратимыми. В качестве примера служит реакция:

C(графит) + ½ О2 = СО. Эта реакция экзотермическая (dH=-110,5 кДж/моль), в результате ее протекания возрастает число молей газообразных веществ [dS = 89,38 Дж/моль], т.е. при любых температурах dG<0.

№10

Обратимые и необратимые процессы, пути изменения состояния термодинамической системы. Процесс называют обратимым, если он допускает возвращение рассматриваемой системы из конечного состояния в исходное через ту же последовательность промежуточных состояний, что и в прямом процессе, но проходимую в обратном порядке. При этом в исходное состояние возвращается не только система, но и среда. Обратимый процесс возможен, если и в системе, и в окружающей среде он протекает равновесно. При этом предполагается, что равновесие существует между отдельными частями рассматриваемой системы и на границе с окружающей средой. Обратимый процесс - идеализированный случай, достижимый лишь при бесконечно медленном изменении термодинамических параметров. Скорость установления равновесия должна быть больше, чем скорость рассматриваемого процесса. Если невозможно найти способ вернуть и систему, и тела в окружающей среде в исходное состояние, процесс изменения состояния системы называют необратимым.

Необратимые процессы могут протекать самопроизвольно только в одном направлении; таковы диффузия, теплопроводность, вязкое течение и другое. Для химической реакции применяют понятия термодинамической и кинетической обратимости, которые совпадают только в непосредственной близости к состоянию равновесия. Реакция А + В  С + D наз. кинетически обратимой или двусторонней, если в данных условиях продукты С и D могут реагировать друг с другом с образованием исходных веществ А и В. При этом скорости прямой и обратной реакций, соотв.     , где  и  -константы скорости, [А], [В], [С], [D]- текущиеконцентрации (активности), с течением времени становятся равными и наступает химическое равновесие, в котором  -константа равновесия, зависящая от температуры. Кинетически необратимыми (односторонними) являются обычно такие реакции, в ходе которых хотя бы один из продуктов удаляется из зоны реакции (выпадает в осадок, улетучивается или выделяется в виде малодиссоциированного соединения), а также реакции, сопровождающиеся выделением большого кол-ва тепла.

На практике нередко встречаются системы, находящиеся в частичном равновесии, т.е. в равновесии по отношению к определенного рода процессам, тогда как в целом система неравновесна. Например, образец закаленной стали обладает пространственной неоднородностью и является системой, неравновесной по отношению к диффузионным процессам, однако в этом образце могут происходить равновесные циклы механической деформации, поскольку времена релаксации диффузии и деформации в твердых телах отличаются на десятки порядков. Следовательно, процессы с относительно большим временем релаксации являются кинетически заторможенными и могут не приниматься во внимание при термодинамич. анализе более быстрых процессов.

Константа химического равновесия:

Для реакции в смеси идеальных газов константа равновесия может быть выражена через равновесные парциальные давления компонентов pi по формуле[1]:

где νi — стехиометрический коэффициент (для исходных веществ принимается отрицательным, для продуктов — положительным). Kp не зависит от общего давления, от исходных количеств веществ или от того, какие участники реакции были взяты в качестве исходных, но зависит от температуры [2].

Например, для реакции окисления монооксида углерода:

2CO + O2 = 2CO2

константа равновесия может быть рассчитана по уравнению:

Если реакция протекает в идеальном растворе и концентрация компонентов выражена через молярность ci, константа равновесия принимает вид:

Для реакций в смеси реальных газов или в реальном растворе вместо парциального давления и концентрации используют соответственно фугитивность fi и активность ai:

В некоторых случаях (в зависимости от способа выражения) константа равновесия может являться функцией не только температуры, но и давления. Так, для реакции в смеси идеальных газов парциальное давление компонента может быть выражено по закону Дальтона через суммарное давление и мольную долю компонента ( ), тогда легко показать[2], что:

где Δn — изменение числа молей веществ в ходе реакции. Видно, что Kx зависит от давления. Если число молей продуктов реакции равно числу молей исходных веществ (Δn = 0), то Kp = Kx.

Пример: N2 + 3H2 = 2NH3

Кс = [NH3]2 / [N2] [H2]

Если все реагенты газообразны и их поведение подчиняется законам идеальных газов, то связь между Кр и Кс можно выразить уравнением: Кр = Кс (RT) в степени dV,

Где dV – изменение числа молей газов в результате реакции: dV = (l+m)-(d+b)

№11

Скорость гомогенной химической реакции измеряется изменением концентрации какого-либо из реагирующих веществ за единицу времени.

Скорость реакции зависит от природы реагирующих веществ, их концентрации, температуры и от присутствия в системе катализаторов.

Закон действующих масс: при постоянной температуре скорость химической реакции прямо пропорциональна произведению концентраций веществ.

Правило Вант-Гоффа — эмпирическое правило, позволяющее в первом приближении оценить влияние температуры на скорость химической реакции в небольшом температурном интервале (обычно от 0 °C до 100 °C).

При повышении температуры на каждые 10 градусов константа скорости гомогенной элементарной реакции увеличивается в два — четыре раза.

Пример:

t₁=20C;

V₁=1моль/с*л;

t₂=60C;

гамма=3;

V₂-?

V₂/V₁=(гамма*t₂*t₁ )/10

№12

Классификация химических реакций по признаку молекулярности и порядка.

Все кинетические реакции различают по молекулярности и порядку реакции. Молекулярность реакции определяется числом молекул, участвующих в элементарном акте химического взаимодействия. По этому признаку реакции разделяются на мономолекулярные, бимолекулярные и тримолекулярные.

Мономолекулярными называются такие реакции, в которых в элементарном акте взаимодействия участвует одна молекула.H2S → H2 + S

Бимолекулярными называются реакции, в которых в элементарном акте взаимодействия участвуют две молекулы. СН3Вr + КОН → СН3ОН + КВr

Тримолекулярными называются реакции, в которых в элементарном акте взаимодействия участвуют три молекулы. О2 + NО + NО → 2NО2

1)Реакция нулевого порядка. Скорость реакции нулевого порядка постоянна во времени и не зависит от концентраций реагирующих веществ.

2)Реакция первого порядка.

3)Реакция второго порядка.

№13

Период полупревращения – время, необходимое для хим. превращения половины начального кол-ва компонента. 

Лимитирующая стадия процесса. При стационарном процессе, когда все стадии протекают с одинаковой скоростью, одна из них — наиболее медленная — имеет максимальную в данных условиях скорость.

Кинетичекие урвнения скорости.

1 )нулевого порядка. V₀ = k₀