Поглощение и выделение энергии при хим. Превращениях. Внутренняя энергия и энтальпия.

1. В химии различают 2 типа реакций: Экзотермические - с выделением энергии, количество E в системе уменьшается, H<0. Эндотермические – с поглощением тепла, количество E в системе увеличивается, H>0. Изохорные при пост V, Изобарные при пост P.

2. ∆H=∆U+P∆V; ∆H-изменение энтальпии, ∆U-изменение внутренней энергии (внутренняя энергия – сумма энергий всех видов, движения атомов, электронов, ядер)

Тепловые эффекты хим реакций. Термохимические уравнения. Закон Гесса, закон Лавуазье – Лапласа

1. Закон Гесса – тепловой эффект реакции не зависит от промежуточных стадий, имеют значение только начальная и конечная реакции.

2. Закон Лавуазье – Лапласа – теплота разложения вещества = теплоте его образования с обратным знаком.

Таблицы стандартных энтальпий образования веществ и их применение для расчета на основе закона Гесса энтальпий хим реакций, процесс растворения веществ, диссоциация кислот и оснований

1. C₂H₅OH+3O₂-> 2CO₂+3H₂O

2. ∆H=2∆H_CO2+3∆H_3H2O-∆H_C2H5OH

3. Процесс растворения веществ обусловлен взаимодействием частиц растворенного вещества с молекулами растворителя. Кислоты Н₃РО₄   Н⁺ + Н₂РО^-₄(первая ступень) Н₂РО^-₄   Н⁺ + НРO^2-₄ (вторая ступень) НРО^2-₄   Н+ PО^З-₄ (третья ступень)При диссоциации образуются ионы H⁺

4. ОснованияNH₄OH   NH⁺₄ + OH^- Образуются ионы OH^-

Понятие об энтропии (закон Больцмана). Зависимость направления самопроизвольных процессов от энтольпийного и энтропийного факторов.

1. S=K*W; S –энтропия К- константа Больцмана (K=R/N₀

2. S=R/N­­_0­­ *logW

3. Движущие силы хим реакций

   1. Стремление выделить тепло (понижение энтропии)

   2. Перейти в более беспорядочное состояние (повышение энтальпии)

4. ∆G=∆H-T*∆S (Энергия Гиббса)

Энергия Гиббса (∆g) её изменение при хим реакциях, критерии самопроизвольного процесса

1. –   < 0 – условие самопроизвольного протекания процесса в прямом направлении;

2. –   > 0 – процесс при данных условиях невозможен;

3. –   = 0 – состояние химического равновесия.

Обратимые и необратимые хим реакции. Закон хим равновесия. Константа равновесия её расчет по изменению ∆g.

1. Обратимые реакции — химические реакции, протекающие одновременно в двух противоположных направлениях (прямом и обратном), например:

   1. 3H2 + N2 ⇌ 2NH3.

2. Необратимые реакции — реакции, при которых взятые вещества нацело превращаются в продукты реакции, не реагирующие между собой при данных условиях, например, разложение взрывчатых веществ, горение углеводородов, образование малодиссоциирующих соединений, выпадение осадка, образование газообразных веществ.

   1. Ba(ClO2)2 + H2SO4 → 2HClO2 + BaSO4↓

3. K­_p=Uпрямой

4. ∆G=-2.3*R*T*logK_р

Смещение хим равновесия, принцип Ле-Шателье

1. Положение химического равновесия зависит от следующих параметров реакции: температуры, давления и концентрации. Влияние, которое оказывают эти факторы на химическую реакцию, подчиняются закономерности, которая была высказана в общем виде в 1885 году французским ученым Ле-Шателье.

2. Факторы влияющие на химическое равновесие:

3. 1) температура

4. При увеличении температуры химическое равновесие смещается в сторону эндотермической (поглощение) реакции, а при понижении в сторону экзотермической (выделение) реакции.

5. CaCO3=CaO+CO2 -Q t↑ →, t↓ ←

6. N2+3H2↔2NH3 +Q t↑ ←, t↓ →

7. 2) давление

8. При увеличении давления химическое равновесие смещается в сторону меньшего объёма веществ, а при понижении в сторону большего объёма. Этот принцип действует только на газы, т.е. если в реакции участвуют твердые вещества, то они в расчет не берутся.

9. CaCO3=CaO+CO2 P↑ ←, P↓ →

10. 1моль=1моль+1моль

11. 3) концентрация исходных веществ и продуктов реакции

12. При увеличении концентрации одного из исходных веществ химическое равновесие смещается в сторону продуктов реакции, а при понижении концентрации продуктов реакции-в сторону исходных веществ.

13. S2+2O2=2SO2 [S],[O]↑ →, [SO2]↑ ←

14. Катализаторы не влияют на смещение химического равновесия!

Понятие о механизме реакции, средняя и мгновенная скорость реакции, факторы влияющие на скорость реакции.

1. Скорость химической реакции – количество элементарных актов реакции в единицу времени.

2. Средняя скорость – изменения концентрации вещества за данный промежуток времени.

3. Мгновенная скорость – скорость в данный момент времени

4. Природа реагирующих веществ

5. Концентрации реагентов (закон действующих масс)

6. Температура (правило Вант-Гоффа) С увеличением температуры на каждые 10 градусов скорость химической реакции возрастает в 2-4 раза.

7. Катализатор

Зависимость скорости реакции от концентрации, закон действующих масс. Константа скорости реакции.

1. С уменьшением концентрации вещества падает, увеличивается время реакции и уменьшается скорость

2. V=±∆C/∆t

3. Закон действующих масс. Скорость простой гомогенной реакции при постоянной температуре пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ, возведенных в степени, численно равные их стехиометрическим коэффициентам.

4. A+2b+3d=c

5. V=K₁*C_a

6. V=K₂*C_b²

7. V=K₃*C_d³

8. V=V₁*V₂*V₃

Уравнение Аррениуса, Вант-Гоффа. Энергия активации

1. K=K₁*e^-E/RT:

2. V_t1=V_t2*ν^∆t/10

3. Энергия активации – минимальная энергия взаимодействующих частиц, достаточная для того, чтобы все частицы вступили в химическую реакцию.

Энергия активации каталитических реакций и сущность действия катализатора. Ферментативный катализ.

1. Катализаторами называются вещества, способные ускорять химические реакции, сами оставаясь при этом неизменными. Это явление до конца не изучено, предполагается, что катализатор вторгается в соединение и изменяет его энергию активации. Основное свойство катализаторов – избирательность.

2. ФЕРМЕНТАТИВНЫЙ КАТАЛИЗ (биокатализ), ускорение биохим. р-ций при участии белковых макромолекул, называемых ферментами (энзимами).

Осн. Определения: раствор, растворитель, растворенное вещество. Способы выражения концентрации растворов. Классификация растворов.

1. Раствор – гетерогенная система, состоящая из растворителя и растворенного вещества, растворителя больше чем растворенного вещества. При условии, если растворитель = растворенное вещество, тогда это смесь.

2. Массовая доля растворённого вещества w(B) - это безразмерная величина, равная отношению массы растворённого вещества к общей массе раствора m :

   1. w(B)= m(B) / m

3. Нормальность раствора обозначает число грамм-эквивалентов данного вещества в одном литре раствора или число миллиграмм-эквивалентов в одном миллилитре раствора. Грамм - эквивалентом вещества называется количество граммов вещества, численно равное его эквиваленту. Для сложных веществ - это количество вещества, соответствующее прямо или косвенно при химических превращениях 1 грамму водорода или 8 граммам кислорода Эоснования = Моснования / число замещаемых в реакции гидроксильных групп. Экислоты = Мкислоты / число замещаемых в реакции атомов водорода. Эсоли = Мсоли / произведение числа катионов на его заряд

4. Г+г(воздух), ж+г(нашатырный спирт) , ж+ж, ж+тв, тв+тв(лекарства)

Химическое взаимодействие элементов при образовании хим раствора (д.И. Менделеев). Изменение ∆g при образовании растворов

1. Аррениус рассматривал раствор, как механические смеси. Д.И. Менделеев в результате опытов установил, что раствор образуется в результате взаимодействия ионов растворенного вещества с молекулами растворителя (сольватация гидратация) Раствор неустойчивая хс, состоящая из растворителя и растворенного вещества, может изменять свой состав в зависимости от концентрации и температуры.

2. Так как  ∆G зависит от температуры среды, а реакции образования растворов протекают с поглощением или выделением тепла, следовательно, ∆G будет либо увеличиваться либо уменьшаться в зависимости от типа реакции (экзо или эндо термические реакции)

Закон Генри, Генри-Дальтона, Сеченова.

1. Закон Генри – растворимость газа в жидкости прямо пропорциональна его давлению на жидкость (для газов не реагирующих с раствором) C=KP

2. Закон Генри-Дальтона – если имеется смесь газов, то каждый из них будет растворятся так, как если бы он был не в смеси. При охлаждении раствора, растворимость газа увеличится.

3. Закон Сеченова - растворимость газов в жидкостях в присутствии электролитов понижается

Осмос и Росм разбавленных растворов не электролитов. Закон Вант-Гоффа.

1. P=CRT осмотическое давление раствора = тому газовому давлению, которое производят растворенное вещество, если бы оно находилось в газообразном состоянии и занимало объем равный объему раствора

Концентрационные эффекты осмоса растворов электролитов. Изотонический коэффициент. Роль осмотического давления в биологических процессах.

1. P=JCRT (J пропорциональный коэффициент для электролитов)

2. Клетки растений используют осмос также для увеличения объёма вакуоли, чтобы она распирала стенки клетки (тургорное давление). Клетки растений делают это путём запасания сахарозы. Увеличивая или уменьшая концентрацию сахарозы в цитоплазме, клетки могут регулировать осмос. За счёт этого повышается упругость растения в целом. С изменениями тургорного давления связаны многие движения растений (например, движения усов гороха и других лазающих растений). Пресноводные простейшие также имеют вакуоль, но задача вакуолей простейших заключается лишь в откачивании лишней воды из цитоплазмы для поддержания постоянной концентрации растворённых в ней веществ.

Развитие Каблуковым теории Аррениуса. Влияние растворителя и растворенного вещества на ионизацию. Состояние ионов в водных растворах.

1. Ы

Применение закона химического равновесия к диссоциации слабых электролитов. Константа диссоциации. Закон разбавления Оствальда. Ступенчатая диссоциация.

1. Диссоциация слабых электролитов обратимый процесс KA ↔ K⁺ + A⁻,

2. К­_дисс=[K⁺][A^-]/[KA]

3. Закон разбавления Оствальда:

4. 

5. Здесь К — константа диссоциации электролита, с — концентрация, λ и λ∞ — значения эквивалентной электропроводности соответственно при концентрации с и при бесконечном разбавлении. Соотношение является следствием закона действующих масс и равенства

6. 

7. Ступенчатая диссоциация - последовательная диссоциация многоосновных соединений:

8. 1) H2SO4 = HSO4- + H+

9. 2) HSO4- = H+ + SO42-

Смещение равновесия в растворах слабых электролитов в присутствии сильных электролитов с одноименными ионами

1. Сильные вытесняют более слабые из растворов солей

-

Условие образования и растворения осадков.

1. Ненасыщенный – предел растворимости еще не достигнут, преобладает процесс растворения.

2. Насыщенный – предел растворимости достигнут, осадок = раствор.

3. Пересыщенный – вещества больше чем может быть при данной температуре.

4. Для растворения осадка, нужно уменьшить насыщенность раствора, за счет вовлечения растворенного вещества во всякие кс.

Диссоциация воды. Ионное произведение воды. рН рОН

1. H2О->Н2+О

2. К=1,8*10^-16

3. рН – показывает содержание ионов Н⁺ в растворе (pH=-log[H])

4. кислотная pH>7

5. щелочная рН<7

гидролиз солей, смещение хим равновесия

1. сильное основание слабая кислота(по аниону)

   1. CH₃COONa + H₂O ->CH₃COOH + NaOH

   2. CH₃COO^- + Na⁺ + H₂O ->CH₃COOH + Na⁺ + OH^-

   3. CH₃COO^- + H₂O ->CH₃COOH+OH^-

   4. Среда щелочная (рН>7)

2. Слабое основание сильная кислота (по катиону)

   1. NH₄Cl + H₂O -> HCl + NH₄OH

   2. NH₄ + Cl + H₂O -> H + Cl + NH₄OH

   3. Среда кислая pH<7

3. Слабое основание слабая кислота (по кат и аниону)

   1. CH₃COONH₄ + H₂O -> CH₃COOH + NH₄OH

   2. CH₃COO + NH₄ + H₂O -> CH₃ COOH + NH₄ + OH

   3. рН=7 среда нейтральная

Амфотерность. Растворение амфотерных гидроксидов в кислотах и щелочах.

1. Амфотерность – способность проявлять как кислотные так и металлические свойства в зависимости от условий.

2. Al(OH)3 + NaOH = Na[Al(OH)4]

3. Al(OH)3 +3HCl = AlCl3 + 3H2O

–