- •Лекція 1 атомно-молекулярне вчення
- •1. Основи хімічної атомістики. Основні поняття хімії.
- •2. Стехіометричні закони хімії
- •3. Закони ідеальних газів
- •Маси однакових об’ємів різних газів за однакових температури і тиску співвідносяться між собою, як їхні молярні маси:
- •Лекція 2 будова атома
- •1. Історія створення вчення про будову атома
- •2. Основні положення теорії Бора
- •Принцип невизначеності Гейзенберга.
- •3. Хвильовий характер електрона
- •4. Квантові числа та атомні орбіталі.
- •5. Багатоелектронні атоми.
- •5.1. Принцип Паулі
- •5.2. Правила Клечковського.
- •5.3. Правило Хунда.
- •Лекція 3 періодична система елементів і періодичний закон
- •Способи класифікації хімічних елементів
- •Тріади Деберейнера
- •Частина розподілу елементів за «октавами» Ньюлендса
- •Періодичний закон
- •Дослідження г. Мозлі та сучасне формулювання періодичного закону
- •Зв’язок періодичної системи з будовою атомів
- •Періодичні та неперіодичні властивості елементів
- •Розміри атомів
- •Енергія йонізації
- •Спорідненість до електрона.
- •Електронегативність
- •Застосування періодичного закону та періодичної системи елементів.
- •Лекція 4 хімічний зв’язок
- •Міцність і довжина хімічного зв’язку
- •Валентність елементів.
- •Теорія г.Н. Льюїса та в. Косселя.
- •Теорія ковалентного зв’язку
- •Метод валентних зв’язків.
- •Властивості ковалентного зв’язку: напрямленість, насиченість, поляризованість
- •5. Донорно-акцепторний механізм утворення ковалентного зв’язку.
- •6.Делокалізований π-зв’язок.
- •7. Металічний зв'язок.
- •8. Іонний зв’язок.
- •Поляризація іонів.
- •Лекція 5 властивості молекул та міжмолекулярна взаємодія
- •Полярність молекул
- •Здатність молекул до поляризації
- •Взаємодія між молекулами
- •Водневий зв’язок.
- •Лекція 6 елементи хімічної термодинаміки
- •Основні поняття хімічної термодинаміки
- •2. Теплові ефекти. Внутрішня енергія та ентальпія
- •3. Термохімічні рівняння. Закони термохімії. Способи розрахунку теплових ефектів.
- •Тепловий ефект хімічної реакції дорівнює сумі теплових ефектів її проміжних стадій.
- •Термохімічні рівняння можна додавати або віднімати разом з їхніми тепловими ефектами як алгебричні рівняння.
- •Якщо в двох реакціях з різних вихідних речовин утворюються однакові продукти, то різниця теплових ефектів цих реакцій дорівнює тепловому ефекту переходу від одних вихідних речовин до інших.
- •4. Напрямленість процесів. Ентропія. Ізобарно-ізотермічний потенціал.
- •Лекція 7 основи кінетики хімічних реакцій
- •Кінетика гомогенних реакцій
- •Залежність швидкості реакції від концентрацій реагуючих речовин
- •Вплив температури на швидкість реакцій. Енергія активації.
- •Поняття про каталіз
- •Особливості кінетики реакцій у гетерогенних системах
- •Лекція 8 хімічна рівновага
- •Константа рівноваги.
- •Зміщення хімічної рівноваги. Правило Ле Шательє.
- •Лекція 9 розчини
- •1. Загальна характеристика розчинів
- •2. Концентрація розчинів
- •3. Процес розчинення. Характеристика процесів, які супроводжують процес розчинення
- •4. Розчинність. Вплив на розчинність природи речовини, температури, тиску
- •Насичений розчин фенолу у воді ↔ Насичений розчин води у фенолі.
- •5. Осмос. Осмотичний тиск
- •Лекція 10 розчини електролітів
- •Основи теорії електролітичної дисоціації
- •Роль розчинника у процесі дисоціації
- •Слабкі та сильні електроліти. Коефіцієнт активності
- •Дисоціація слабких електролітів
- •Іонна рівновага в гетерогенних системах. Добуток розчинності
- •Реакції обміну в розчинах лектролітів
- •Дисоціація води. Водневий показник. Кислотно-основні індикатори
- •Буферні розчини
- •Гідроліз
- •Лекція 11 електроліз
- •Основні визначення та фактори, які впливають на електроліз
- •Процес відновлення на катоді у водних розчинах
- •3. Процес окиснення на аноді у водних розчинах.
- •4. Приклади запису рівнянь електролізу водних розчинів різних Сполук і з різними електродами
- •5. Закони електролізу
- •Лекція 12 гальванічні елементи
- •1. Окиснення та відновлення
- •2. Електродні потенціали
- •3. Гальванічні елементи
- •4. Використання стандартних електродних потенціалів. Напрям перебігу окисно-відновних реакцій
- •5.Ряд електрохімічних потенціалів металів
- •Лекція 13 окисно-відновні реакції
- •1. Загальні поняття
- •2. Класифікація окисно-відновних реакцій (овр)
- •II.Реакції (процеси) дисмутації (диспропорції, самоокиснення-самовідновлення):
- •Реакції внутрішньомолекулярного окиснення-відновлення:
- •3. Найважливіші хімічні окисники і відновники. Типові окисники
- •Типові відновники
- •1. Метод електронного балансу;
- •4А) метод електронного балансу
- •4. Правила складання рівнянь окисно-відновних реакцій
- •4Б) метод напівреакції
- •Роль середовища в окисно-відновних процесах
- •Лекція 14 координаційні сполуки
- •Основні положення координаційної теорії
- •Класифікація координаційних сполук
- •Номенклатура координаційних сполук
- •Просторова будова комплексних сполук
- •Ізомерія комплексних сполук
- •Дисоціація комплексних сполук. Константа нестійкості і константа стійкості.
- •Хімічні властивості комплексних сполук
- •Метод валентних зв’язків
3. Термохімічні рівняння. Закони термохімії. Способи розрахунку теплових ефектів.
Рівняння хімічних реакцій, в яких зазначено тепловий ефект, називають термохімічними. Значення теплового ефекту відносять до того числа молів реагуючих речовин і продуктів реакції, яке відповідає стехіометричним коефіцієнтам.
Теплові ефекти залежать від агрегатного стану речовин і умов, за яких відбувається реакція. Саме тому в термохімічних рівняннях зазначають агрегатний стан речовин; якщо це спеціально не зазначено, то теплові ефекти вказані для стандартних умов.
Стандартними умовами вважають температуру 298,15 К (25°С) і парціальний тиск газоподібних речовин 101 325 Па (1 атм), для розчинів – концентрацію речовин 1 моль/дм3.
Наприклад у рівнянні:
2Н2(г.) + 02(г.) = 2Н20(Р.), ∆Н = -571,66 кДж/моль,
тепловий ефект стосується 2 моль газоподібного водню, 1 моль газоподібного кисню та 2 моль рідкої води за стандартних умов,реакція екзотермічна (∆Н <0). Якщо стехіометричні коефіцієнтискоротити на 2, то відповідно зменшиться і ∆Н:
Н2(г.) + 1/202(r.) = Н20(р.), ∆H = -285,83 кДж/моль.
Це рівняння треба читати так: 1 моль водню взаємодіє з 1/2 моль кисню з утворенням 1 моль рідкої води та виділенням 285,83 кДж теплоти. Якщо вода утворюється в газоподібному стані, то теплоти виділиться менше:
Н2(г.) + 1/202(r.) = Н20(г.), ∆H = -241,83 кДж/моль.
У разі, коли агрегатні стани речовин наперед відомі, у рівняннях реакцій їх не зазначають.
Перший закон термохімії сформулювали А. Л. Лавуазьє та П. С. Лаплас. Теплота розкладу даної сполуки чисельно дорівнює теплоті її утворення, але має протилежний знак.
Отже, якщо під час одержання з кисню та водню 18 г води виділяється 285,83 кДж енергії у вигляді теплоти, то таку саму кількість теплоти потрібно затратити для розкладу 1 моль води на прості речовини.
Другий закон термохімії відкрив російський хімік Г. І. Гесс в 1840 р.
Тепловий ефект хімічної реакції залежить від виду і стану реагуючих речовин і продуктів реакції, але не залежить від шляху (проміжних стадій), по якому йде процес.
Цей закон є окремим випадком закону збереження енергії стосовно хімічних реакцій (закон Гесса було відкрито раніше, ніж закон збереження енергії в його сучасному вигляді, який виражає еквівалентність різних форм енергії).
Суть закону Гесса продемонструємо на прикладі реакції вуглецю з киснем, яка може відбуватися різними шляхами.
Перший шлях:
С(графіт) + 1/2 O2(г.)= СО(г.), ∆H1= -110,5 кДж;
СО(г.) + 1/2 O2(г.) = СO2(г.), ∆Н2 = -283,0 кДж.
Другий шлях:
С(графіт) + O2(г.) = СO2(г.), ∆Н3 = -393,5 кДж.
Справді, згідно із законом Гесса тепловий ефект в обох випадках однаковий: якщо додати теплові ефекти, що відповідають стадіям першого способу, одержимо такий самий тепловий ефект, як за другим способом проведення процесу. При цьому очевидно, що додаванням рівнянь і, що відповідають стадіям реакції, ми одержимо сумарну реакцію утворення С02.
У зв'язку з цим можна сформулювати деякі наслідки закону Гесса.