Ответы на теорию (1106639)

Просмтор этого файла доступен только зарегистрированным пользователям. Но у нас супер быстрая регистрация: достаточно только электронной почты!

Текст из файла

1.Стехиометрия - особый раздел химии, котором изучают количественный состав веществ, а также количественные изменения, происходящие с ними при химических реакциях

Закон сохранения массы: масса продуктов реакции равна массе исходных веществ.

Закон постоянного состава: каждое химическое соединение имеет вполне определенный и постоянный состав. Состав химичекого соединения не зависит от способа его получения.

Закон Авогадро: В равных объемах различных газов при одинаковых условиях (t, p) содержится равное число молекул (N=6,022*10^23)/ Один моль любого газа занимает один и тот же объем ,который приблзительно равен 22,4 л при нормальных условиях (273К, 1 атм)

Уравнение Менделеева-Клайперона: pV=mRT/M (pV=nRT)

2. Периодический закон Д.И. Менделеева: Свойства химический элементов, а также формы и совйства их соединений находятся в периодической зависимости от заряда ядер их атомов.

элементы образуют последовательность, соответствующую зарядам из ядер. Порядковый номер элемента в таблице равен заряду ядра.

Каждый новый период начинается при появлении очередного электрона на новом энергетическом уровне.

Число электронов на самом верхнем энергетическом уровне соответствует номеру группы

Химические свойства элементов периодически повторяются

Формы: короткая (8-миклеточная); полудинная или развернутая (18-клеточная); длиннопериодная (32-клеточная)

Типы элементов: s,р,d,f; Ме и неМе

3. Термодинамика - наука, изучающая закономерные превращения теплоты, работы и различных форм энергии друг в друга.

Химическая термодинамика применяет общие законы термодинаммики к химическим процессам.

Термодинамическая система - часть вселенной, выделенная при помощи реальных или мысленных границ

Внешняя среда - все то, что вне системы

Изолированная система - система, не обменивающаяся с внешней средой ни энергией, ни веществом.

Закрытая система - система, которая обменивается с внешней средой энергией, но не обменивается веществом.

Открытая система - система, обменивающаяся со средой и энергией, и веществом.

Экстенсивные параметры - значений которых зависят от общего размера системы (m, V, n)

Интенсивные параметры - не зависят от общего размера системы (t, p, C)

Система образуется из компонентов - веществ, количества которых можно менять независимо друг от друга

Фаза - часть системы с одинаковыми интенсивными свойствами, отделенная от других частей границей раздела

Система из одной фазы гомогенная.

Внутренняя энергия - это энергия "запасенная" в веществе, которую можно высвободить в результате протекания химических процессов, ядерных превращений.

Энтальпия - полное количество теплоты, которое можно получить от системы во всех возможных химических и физических процессах, протекающих при постоянном давлении.

Изменение энтальпии за счет химической реакции равно взятому с обратным знаком тепловому эффекту этой реакции, измеренному при постоянном давлении и постоянной температуре. Энтальпия - полное количество теплоты, которое можно получить от системы во всех возможных химических и физических процессах, протекающих при постоянном давлении.

Энтальпия реакции равна взятому с обратным знаком тепловому эффекту этой реакции, измеренному при постоянном давлении и температуре.

Энтальпии определяют экспериментально в специальных приборах - калориметрах. При калориметрическом определении энтальпии измеряют разницу температур калориметра до и после реакции (∆Т). Затем, зная теплоемкость калриметра К (которая определяется в отдельном эксперименте с электронагревателем), расчитывают количество теплоты, отдаваемой калориметром внешней среде или получаемой им из внешней среды при выравнивании температур калориметра и внешней среды, по формуле Q=K∆T

Для реакции нейтрализации:

HCl + KOH = NaCl + H2O

H+ + OH- = H2O

энтальпия рекции нейтрализации ∆нейтрН любой сильной кислоты любым сильным основанием будет одинакова. При нейтр. слабой кислоты сильным основанием или наоборот тепловой эффект реакции будут завситеть от природы эти веществ.

СН3СООН + КОН = СН3СООК + Н2О. Сокращенное ионное: СН3СООН + Он- = СН3СOO- + H2O, которому соответствует энтальпия ∆rH, не равная энтальпии взаимодействия ионов водорода и гидроксида

Реакцию можно представить в виде суммы двух процесов:

1) диссоциации кислоты: СН3СООН=СН3СОО- + Н+ (∆дН)

и 2) нейтрализации возникающих при этом ионов Н+: Н+ + ОН- = Н2О (∆нейтрН)

Энтальпия ее равна сумме энтальпий этих двух процессов: ∆rH=∆дН+∆нейтрН

4. Закон Гесса: энтальпия химического процесса не зависит от пути проведения этого процесса, т.е. числа и вида промежуточных стадий, а определяется исключительно начальным и конечным состоянием системы, т.е. исходными веществами и продуктами реакции.

Следствия: 1) Если уравнение некоторой реакции можно составить из уравнений других реакций (путем их сложения, вычитания и умножения на числа), то энтальпия этой реакции является результатом такой же комбинации энтальпий этих реакций.

2) Энтальпия обратной реакции равна энтальпии прямой реакции, взятой с обратным знаком.

3) Энтальпия любой реакции равна сумме энтальпий образования продуктов (с учетом их стехиометрических коэффициентов) за вычетом суммы энтальпий исходных веществ (также с учетом коэффициентов)

∆rH = ∑nпрод∆fHпрод - ∑nисх∆аHисх

На примере получения 1 моля диоксида углерода СО2 из 1 моля углерода (графита) и 1 моля кислорода:

Сграфит + О2,газ = СО2,газ. Это превращение можно осуществить многими способами.

первый путь - прямое превращение исходных веществ: С + О2 = СО2 (∆rH (1))

Второй возможный путь - окисление графита до угарного газа: С + 1/2О2 = СО (∆rH1(2)) с последующим взаимодействием угарного газа с остатком кислорода CO + 1/2O2 = CO2 (∆rH2(2))

Третий путь - из кислорода образуется озон, затем он реагирует с графитом. О2=3/2О3 (∆rH1 (3)), С + 2/3О3 = СО2 (∆rH2(3))

По закону Гесса ∆rH(1) = ∆rH1(2) + ∆rH2(2) = ∆rH1(3) + ∆rH2(3)

Реакцию образования СО из графита и кислороджа можно получить, вычитая из реакции получения СО2 реакцию сжигания СО:

Сгр + О2,г = CO2,г (минус)

CO,г + 1/2О2,г = CO2,г (равно)

-CO,г + Сгр + 1/2О2,г = 0 или Сгр + 1/2О2,г = СОг

5. Реакции образования - это реакции, в которых из простых веществ, являющихся стандартными состояниями элементов, получается одно сложное. Их энтальпии - энтальпии образования.

Стандартной энтальпией образования вещества ∆fHo называется энтальпия реакции образования одного моль этого вещества в стандартном состоянии из простых веществ, являющихся стандартными состояниями элементов.

В качестве стандартного состояния элемента выбирают наиболее устойчивое простое вещество, образуемое этим элементом при интересующей нас температуре и давлении 1 атм. За стандартную модификацию фософора принято выбирать его наименее устойчивую модификацию - белый фосфор

Правила выбора стандартных состояний веществ:

1) Для твердых и жидких веществ стандартное состояние - чистое вещество при внешнем давлении 1 атм

2) Для газообразных веществ стандартное состояние - чистый газ при давлени 1 атм

3) Для веществ находящихся в растворе стандартное состояние - идеальный раствор с концентрацией 1 моль/л (1М)

Пример

По третьему следствию из закона Гесса: Энтальпия любой реакции равна сумме энтальпий образования продуктов (с учетом их стехиометрических коэффициентов) за вычетом суммы энтальпий исходных веществ (также с учетом коэффициентов)

∆rH = ∑nпрод∆fHпрод - ∑nисх∆аHисх

2NaClк + H2SO4,ж = Na2SO4,к + 2HCL,г (1)

Исходные вещества и продукты это реакции можно получить из одних и тех же простых веществ, являющихся стандартными состояниями соответствующих элементов: металлического Na, газообразных хлора, водорода и кислорода, ромбической серы.

Реакция 2Na,к + Cl2,г + Н2,г + S,ромб +2О2,г = 2NaCl,к + Н2SO4,ж (2)

Представляет собой сумму реакций образования NaCl и H2SO4:

Na,к + 1/2Cl2,г = NaCl,к

H2,г + Sромб + 2О2,г = H2SO4

Соответственно энтальпия этого процесса равна сумме энтальпий образования NaCl и Н2SO4:

∆rH(2) = 2∆fH(NaCl,к) + ∆fH(H2SO4,ж)

Энтальпия реакции

2Na,к + Cl2,г + H2,г + Sромб + 2О2,г = Na2SO4,к + 2HCl,г (3)

Складыватся из энтальпий реакций образования Na2SO4 и HCl

2Na + S +2О2 = Na2SO4

1/2Cl2 + 1/2H2 = HCl

∆rH(3) = ∆fH(HCl) + ∆fH(Na2so4)

Поскольку последовательное осуществление реакций (1) и (2) приводит к такому же результату, что и реакция (3), согласно закону Гесса, сумма энтальпий реакций (1) и (2) равна энтальпии реакции (3)

∆rH(1) + ∆rH(2) = ∆rH(3)

∆rH(1) = ∆rH(3) - ∆rH(2) = [∆2fH(HCl) + ∆fH(H2SO4)] - []

6. Самопроизвольным называется процесс, который либо с самого начала протекает сам, без всякой "помощи" извне, либо требует для своего начала инициирования, а далее продолжается без внешнего воздействия. Например, реакция водорода со фтором, кислорода с водородом, горение угля.

Несамопроизвольным является процесс, который не может протекать без постоянной затраты энергии. Например, электролиз воды.

Если прямой процесс является является самопроизвольным, то обратный - несамопроизвольным, и наоборот.

Макросостояние системы - состояние, для которого известны значения таких макроскопических параметров системы, как температура, давление, состав, полная энергия и т.д.

Микросостояние - состояние, для которого полностью известно, что происходит с каждой частицей, имеющейся в системе. Все микросостояния равновероятны - вероятности обнаружить стистему в любом из микросостояний одинаковы.

Вероятность обнаружить систему в определенном макросостоянии определяется числом образующих его микросостояний.

Число способов (микросостояний), которыми может быть реализовано данное макросостояние, называется термодинамической вероятность и обозначается буквой W. Число микросостояний W, реализующих макросостояние n:(N-n), где N - число частиц в системе, а n - число частиц в одной части, можно расчитать по формуле W(N,n) = N!/n!(N-n)!.

Процессы идут самопроизвольно от состояний с низкой термодинамической вероятностью к состояниям с высокой термодинамической вероятностью.

S=k*lnW - формула Больцмана, k - константа Больцмана=R/Na=1,38*10^(-23) Дж\К

Энтропия - мера беспорядка в системе

Энтропия прямо пропорциональна размерам системы.При объединении двух систем их энтропии складываются.

Условие самопроизвольности процесса в изолированной системе - возрастание ее энтропии - Второй закон термодинамики. Те состояния, которые реализуются небольшим числом способов, т.е. имеют низкую энтропию, считают упорядоченными, а те, которые можно вопроизвести громадным числом способов, называют неупорядоченными.

Изменение энтропии системы, поглотившей теплоту Q при постоянной температуре Т, вычисляется по формуле ∆S=Q/T

7. S=k*lnW - формула Больцмана, k - константа Больцмана=R/Na=1,38*10^(-23) Дж\К

Энтропия - мера беспорядка в системе

Энтропия прямо пропорциональна размерам системы.При объединении двух систем их энтропии складываются.

Условие самопроизвольности процесса в изолированной системе - возрастание ее энтропии - Второй закон термодинамики. Те состояния, которые реализуются небольшим числом способов, т.е. имеют низкую энтропию, считают упорядоченными, а те, которые можно вопроизвести громадным числом способов, называют неупорядоченными.

Изменение энтропии системы, поглотившей теплоту Q при постоянной температуре Т, вычисляется по формуле ∆S=Q/T

Энтропия обычно возрастает при растворении твердого вещества в воде или другом растворителе: S(NaCl,k)>S(NaCl,р)

Энтропия газа уменьшается при его растпорении в воде или другом растворителе:S(CO2,г)>S(CO2,р)

Энтропия вещества тем больше, чем сложнее его химический состав:S(Na,k)<S(NaCl,k)

При одинаковой сложности состава вещества его энтропия тем больше, чем больше молекулярная масса: S(H2,г)<S(O2,г)

Энтропии веществ с повышением температуры возрастают. Если же с ростом температуры изменяется агрегатное состояние учатников реакции, то меняется и сама реакциия.

Энтропией образования вещества называется энтропия реакции, в которой 1 моль этого вещества образуется из простых веществ, являющихся стандартными состояниям элементов.

Энтропии чистых веществ всегда положительны, а энтропии образования веществ могут быть как положительными, так и отрицательными.

8. Изменение энтропии в химической реакции: ∆Sреак = ∑Sпрод - ∑Sреаг

Энтропия обычно возрастает при растворении твердого вещества в воде или другом растворителе: S(NaCl,k)>S(NaCl,р)

Энтропия газа уменьшается при его растпорении в воде или другом растворителе:S(CO2,г)>S(CO2,р)

Энтропия вещества тем больше, чем сложнее его химический состав:S(Na,k)<S(NaCl,k)

При одинаковой сложности состава вещества его энтропия тем больше, чем больше молекулярная масса: S(H2,г)<S(O2,г)

Энтропии веществ с повышением температуры возрастают. Если же с ростом температуры изменяется агрегатное состояние учатников реакции, то меняется и сама реакциия.

Энтропия реакции на примере: 2NO,г + 2H2,г = 2H2O,г + N2,г

∆rS = 2S(H2O,г) + S(N2,г) - 2S(NO,г) - 2S(H2,г) = -113,4 Дж/к <0

9. HClг + NH3,г = NH4Cl,к

∆rH=-176,9 кДж ∆S=-284,6 Дж/к. Энтропия сиситемы в самопроизвольном процессе уменьшилась. Изменение энтропии внешней среды можно вычислить:

∆Sвн.сред = Q/T, Q = -∆rH => ∆Sвн.сред = -∆rH/T

Характеристики

Тип файла документ

Документы такого типа открываются такими программами, как Microsoft Office Word на компьютерах Windows, Apple Pages на компьютерах Mac, Open Office - бесплатная альтернатива на различных платформах, в том числе Linux. Наиболее простым и современным решением будут Google документы, так как открываются онлайн без скачивания прямо в браузере на любой платформе. Существуют российские качественные аналоги, например от Яндекса.

Будьте внимательны на мобильных устройствах, так как там используются упрощённый функционал даже в официальном приложении от Microsoft, поэтому для просмотра скачивайте PDF-версию. А если нужно редактировать файл, то используйте оригинальный файл.

Файлы такого типа обычно разбиты на страницы, а текст может быть форматированным (жирный, курсив, выбор шрифта, таблицы и т.п.), а также в него можно добавлять изображения. Формат идеально подходит для рефератов, докладов и РПЗ курсовых проектов, которые необходимо распечатать. Кстати перед печатью также сохраняйте файл в PDF, так как принтер может начудить со шрифтами.

Список файлов ответов (шпаргалок)