Термодинамика

Энергия – общая количественная мера движения и взаимодействия всех видов материи.

Теплота – форма беспорядочного движения образующих тело частиц.

Функции состояний – функции независимых параметров системы, изменение к-рых не зависит от пути перехода системы из начального состояния в конечное, а зависят только от состояния системы в этих точках.

Нулевой з-н. т/д. Две системы, находящиеся в т/д-ческом равновесии с третьей, находятся в т/д-ческом равновесии друг с другом.

1 з-н т/д. Кол-во теплоты, сообщенное системе, расходуется на увеличение её внутренней энергии и на совершение работы системой. Q=U+A Q=U+pV.

A_T=RTln(p1/p2)

С поглощением тепла эндотермическя реакция –Q, +H

С выделением тепла экзотермическая +Q, -H

Тепловой эффект хр – кол-во теплоты, поглощенное или выделенное системой в результате осуществления хим. Процесса при постоянном давлении или объёме или равенстве температур исходных веществ и продуктов и отсутствии всех видов работы, кроме работы расширения.

З-н Гесса. Тепловой эффект хр зависит только от начального и конечного состояния системы и не зависит от пути перехода.

;

2 з-н т/д. В изолированной системе самопроизвольно протекают только те процессы, к-рые сопровождаются увеличением энтропии.

3 з-н т/д. Энтропия хим. веществ при абсолютном 0 равна 0.

F=U-TS энергия Гельмгольца.

Необратимые реакции:

1. выделение газа Na2CO3+HCl – NaCl+H2O+CO2|

2. выпадение осадка BaCl2+Na2SO4 – BaSO4| +NaCl

3. образование малодиссоциирующих соединений (вода)

4. Выделяется большое кол-во Q H2+Cl2 - 2HCl+Q

G=-RTlnKc=H-TS Энергия Гиббса.

Уравнение Вант-Гоффа.

Уравнение Аррениуса k=k0*e^(-Ea/RT)

Катализаторы ускоряют только те реакции, в которых энергия Гиббса уменьшилась.

Молярная концентрация – кол-во растворенного вещества в 1л. расвора. Сm

Молярная концентрация эквивалента – число молярных масс эквивалентов растворенного вещества в 1л. раствора. Сэк

Моляльность количество растворенного вещества в 1 кг растворителя

Титр Т - масса (г) растворенного вещества в 1 мл раствора.

Мольная доля X число молей растворенного компонента к общему числу молей раствора.

З-н Рауля. Понижение парциального давления насыщенного пара растворителя над раствором пропорционально мольной доле растворенного вещества. Следствия:

1) повышение температуры кипения раствора пропорционально мольной доле РВ

Tкип=Кэб*Сm

2)температура замерзания раствора ниже температуры замерзания чистого растворителя

Tзамерз=Ккр*Сm

Теория электролитической диссоциации Аррениуса 1887:

1) при растворении в воде электролиты распадаются на положительно и отрицательно заряженные ионы

2) под действием эл. тока катионы движутся к катоду, а анионы к аноду.

3) процесс эл. диссоциации обратимый.

4) альфа, степень элект. Диссоциации, зависит от природы электролита и растворителя, от температуры и концентрации.

По закону Оствальда,

Методы определения pH

1) Индикатор – слабая кислота или слабое основание, у к-рого недиссоциированная и диссоциированные формы имеют различную окраску.

Индикатор	pH<7	pH=7	pH>7
Лакмус	красный	фиолетовый	синий
Фенолфтолеин	-	-	Малиновый, и в спирте тоже
Метилоранж	розовый	оранжевый	желтый
Метиловый красный	Красная окраска	-	Желтая окраска

2) приборный pH-метры

3) метод кислотно-основного титрирования

Правило ионной силы