21
ВВОДНАЯ ЛЕКЦИЯ
Химия - это наука, изучающая вещества, их состав, строение, свойства и взаимные превращения.
Основные положения атомно-молекулярной теории:
1. Все вещества состоят из молекул.
Молекула - это наименьшая частица вещества, обладающая его химическими свойствами.
2. Молекулы состоят из атомов.
Атом - это наименьшая частица элемента, обладающая его химическими свойствами.
Атом состоит из плотного, положительно заряженного ядра и отрицательно заряженных электронов. В целом атом электронейтрален.
Вид атомов с одинаковым зарядом ядра называется химическим элементом.
Атомы, обладающие одинаковым зарядом ядра, но разной массой, называются изотопами.
Так, природный хлор состоит из двух изотопов: 35Cl и 37Cl.
3. Молекулы и атомы находятся в непрерывном движении.
4. При химических реакциях молекулы одних веществ превращаются в молекулы других веществ. Атомы при химических реакциях не изменяются.
Вещества, молекулы которых состоят из атомов одного элемента - называются простыми веществами. Простые вещества могут иметь несколько аллотропных модификаций, т.е. вещества состоят из атомов одного и того же элемента, но обладают разными свойствами.
Сложными веществами называются вещества, молекулы которых состоят из разных элементов и в разных соотношениях.
Раздел химии, изучающий количественный состав и количественное соотношение между реагирующими веществами, называется стехиометрией.
Единицей измерения количества вещества в химии является моль.
Моль вещества - это количество вещества, содержащее столько структурных единиц (молекул, атомов, ионов) сколько содержится атомов в 12 г изотопа углерода 12С.
NA = 6,021023
Молярная (мольная) масса - это масса одного моль вещества (М).
[М] = [г / моль]
М Н О = 18 г / моль, М NaOH = 40 г / моль
Молярный (мольный) объём- это объём одного моля газообразного вещества (Vм).
При нормальных условиях Vм = 22,4 л
Нормальные условия: p= 101325 Па, Т = 273К
Основные стехиометрические законы .
ЗАКОН СОХРАНЕНИЯ МАССЫ.
Массы веществ, вступающих в реакцию, равны массе веществ, получающихся в результате реакции.
ЗАКОН ПОСТОЯНСТВА СОСТАВА.
Каждое сложное вещество, независимо от способа его получения, имеет постоянный качественный и количественный состав. Следовательно, химические вещества взаимодействуют друг с другом в строго определенных (эквивалентных) соотношениях.
Эквивалент - это реальная или условная частица вещества, которая может присоединять, замещать, высвобождать один ион водорода в кислотно-основных и ионообменных реакциях или один электрон в окислительно-восстановительных реакциях.
Молярная масса эквивалентов - это масса одного моль эквивалентов, содержащая 6,021023 эквивалентов (Э). [Э] = [г / мольэкв]
Эквивалент зависит от условий протекания реакций, а молярная масса - постоянна.
Формулы для расчета эквивалентов.
Э оксида = М оксида / число атомов элемента валентность элемента
Э кислоты = М кислоты / основность кислоты
Основность кислоты определяется числом атомов водорода, которое кислота отдает, реагируя с основанием.
Э основания = М основания / кислотность основанияКислотность основания - количество ионов гидроксила, которые замещаются при взаимодействии с кислотой.
Э соли = М соли / число атомов Ме валентность Ме, где (Ме - металл)
ЗАКОН ЭКВИВАЛЕНТОВ
Вещества взаимодействуют друг с другом в количествах, прямо пропорциональных их эквивалентам.
Массы (объемы) реагирующих веществ, прямо пропорциональны молярным массам (объемам) их эквивалентов.
1. ХИМИЧЕСКАЯ ТЕРМОДИНАМИКА
Первый закон термодинамики
Химическая термодинамика представляет собой научную дисциплину, которая изучает:
переход энергии из одной формы в другую, от одной части системы к другой;
тепловые эффекты, сопровождающие химические и физические процессы;
возможность и направление самопроизвольного протекания процессов.
Основные понятия и определения химической термодинамики.
Система - это вещество или смесь веществ, мысленно или фактически выделенных из окружающей среды.
Системы бывают:
открытыми - могут обмениваться с окружающей средой и веществом и энергией;
закрытыми - могут обмениваться с окружающей средой только энергией;
изолированными - не могут обмениваться с окружающей средой ни веществом, ни энергией.
С другой стороны, системы бывают гомогенными и гетерогенными. В гомогенных системах вещества находятся в одной фазе, в гетерогенных - в разных фазах, т.е. в гетерогенных системах существуют поверхности раздела.
Фаза - часть системы, отделённая от других её частей поверхностью раздела, при переходе через которую свойства меняются скачком.
Свойства системы называются параметрами состояния системы.
Параметры интенсивности не зависят от количества вещества (температура, давление, плотность), параметры экстенсивности зависят от количества вещества (масса, объём, площадь поверхности раздела).
Любое изменение одного или нескольких параметров называется переходом системы из одного состояния в другое или процессом.
Процессы бывают:
изотермические, при постоянной температуре (T = const.);
изохорные, при постоянном объёме (V = const.);
изобарные, при постоянном давлении (Р = const.).
Состояние системы бывает равновесным и стационарным. При равновесном состоянии соблюдается постоянство всех параметров при отсутствии обмена с окружающей средой веществом или энергией, при стационарном - все параметры остаются постоянными, но при этом наблюдается обмен веществом или энергией с окружающей средой.
Цикл - цепь последовательных превращений, при которых все параметры системы возвращаются к исходным значениям.
Первый закон химической термодинамики.
Первый закон химической термодинамики представляет собой в наиболее общем виде закон сохранения энергии для систем, в которых изменение энергии происходит в виде теплоты и работы.
Для любого процесса соблюдается равенство:
Q = ДU + A
Формулировка 1-ого закона химической термодинамики:
Если к системе подводится теплота, то она расходуется на изменение внутренней энергии системы и совершение системой работы.
U - внутренняя энергия. Под внутренней энергией подразумевается общий запас энергии, включая энергию межмолекулярного взаимодействия в среде, энергию поступательного и вращательного движения молекул, энергию внутримолекулярных колебаний атомов и атомных групп, энергию движения электронов и других частиц, за исключением кинетической и потенциальной энергии системы в целом.
Внутренняя энергия системы это функция состояния вещества, её изменение не зависит от пути перехода из одного состояния в другое.
Абсолютное значение внутренней энергии определить невозможно, можно определить только её изменение(U).
В термодинамике обычно исследуют две формы передачи энергии от одной системы к другой - теплоту и работу.
Теплота (Q) - микроскопическая форма передачи энергии при столкновении хаотически движущихся молекул и атомов соприкасающихся тел.
Под работой (А) подразумевается работа системы против внешних сил (давления, электрических и магнитных полей и др.)
В отличие от внутренней энергии, работа и теплота не являются функциями состояния системы, они зависят от вида процесса.
Если система переходит из одного состояния характеризуемого объёма V1 в другое, с объёмом V2 то:
,
где А - работа против всех сил, действующих на систему, кроме внешнего давления. рV - работа расширения системы.
Если изучаемая система находится только под действием давления, то
A = рV,
тогда 1-ый закон термодинамики имеет вид:
.
1) Для изохорных процессов (V=const, ДV=0):
,
т. е. теплота расходуется только на изменение внутренней энергии.
2) При постоянном давлении (изобарные процессы):
,
где Н - энтальпия (теплосодержание системы), т. е.
Энтальпия - функция состояния системы, она не зависит от пути перехода системы из одного состояния в другое. Абсолютное значение энтальпии определить невозможно, можно определить только её изменение. В термохимии изменение энтальпии называют тепловым эффектом реакции.
Энтальпия процесса
1.1 Термохимия
Все химические процессы протекают либо с выделением, либо с поглощением тепла. Экзотермическими называют процессы, идущие с выделением тепла и эндотермическими - идущие с поглощением тепла. Количество выделяемой или поглощаемой теплоты называется тепловым эффектом реакции.
Для изохорных процессов тепловой эффект равен изменению внутренней энергии:
,
для изобарных - изменению энтальпии:
,
т. е. тепловой эффект не является функцией состояния системы, т.к. зависит от условий проведения реакции.
Химические уравнения, в которых указан тепловой эффект реакции при постоянном давлении и температуре, называются термохимическими уравнениями. Причём, в термодинамике все процессы рассматриваются со стороны самой системы: тепловой эффект считается положительным (Н > 0) для эндотермических процессов и отрицательным (Н < 0) для экзотермических процессов.
Тепловой эффект реакции при постоянном давлении (Н) измеряется в кДж, и относится к числу молей веществ, участвующих в реакции. Кроме того, в термохимических уравнениях указывают агрегатное состояние веществ, участвующих в реакции.
Энтальпия реакции приводится для стандартных условий: температуры 298К и давления в 1 атм. = 101325 Па.
Изменение энтальпии может быть найдено не только для химических реакций, но и для других процессов - например, фазовых переходов. Фазовым переходом называют переход одной фазы в другую: твёрдое - жидкое (испарение), твёрдое - газ (сублимация или возгонка) и т. д.
Стандартная энтальпия образования сложного вещества - это тепловой эффект реакции образования 1-го моля сложного вещества из простых веществ.
Стандартная энтальпия разложения сложного вещества - это тепловой эффект реакции разложения 1-го моля сложного вещества на простые вещества.
Стандартная энтальпия образования 1-го моля сложного вещества равна стандартной энтальпии разложения 1-го моля вещества, взятого с обратным знаком - закон Лавуазье-Лапласа.
,
где , - энтальпии образования (разложения) сложного вещества при стандартных условиях.
Энтальпия образования 1-го моля вещества приводится в таблицах и измеряется в . Энтальпии образования простых веществ равны нулю.
Основной закон термохимии (закон Гесса).
Тепловой эффект химической реакции не зависит от пути проведения процесса, числа и вида промежуточных стадий, а зависит только от начального и конечного состояния реагирующих веществ, при условии постоянства давления или постоянства объёма.
1-ое следствие закона Гесса. Тепловой эффект процесса равен сумме тепловых эффектов промежуточных стадий.
2-ое следствие закона Гесса. Тепловой эффект процесса равен алгебраической разности между суммой теплот образований продуктов реакции и суммой теплот образования исходных веществ, причём коэффициенты в уравнении учитываются как сомножители теплот образований.
сС + dD = аА + bВ;
;
Пример расчёта теплового эффекта химической реакции:
; Н = ?
|
Вещество |
ДН0298, кДж/моль |
|
|
NH3(г) |
-46,2 |
|
|
О2(г) |
0 |
|
|
Н2О(ж) |
-285,8 |
|
|
NO(г) |
90,3 |
=
= кДж.
1.2 Второй закон термодинамики
План:
возможность самопроизвольного протекания реакции;
энтропия;
изобарно - изотермический потенциал или свободная энергия Гиббса.
Самопроизвольными называются процессы, в результате которых может быть получена полезная работа, несамопроизвольными называются процессы, на которые нужно затратить работу.
Рассмотрим два самопроизвольных процесса - растворение гидроксида натрия и растворение нитрата аммония:
;
.
Это самопроизвольные процессы, но один из них сопровождается выделением тепла, а другой - поглощением тепла. Как видим, знак теплового эффекта процесса (энтальпийный фактор) не определяет однозначно возможность самопроизвольного протекания процесса. Существует 2-ой фактор самопроизвольности процесса - энтропийный фактор.
Что же такое энтропия?
Состояние любой системы может быть описано, с одной стороны, по значению измеряемых параметров системы (макросостояний системы), с другой стороны, состояние системы можно описать множеством мгновенных микросостояний, которым соответствуют разные энергетические уровни микрочастиц, составляющих нашу систему.