Если у вас возникли сложности с курсовой, контрольной, дипломной, рефератом, отчетом по практике, научно-исследовательской и любой другой работой - мы готовы помочь.
Предоплата всего
Подписываем
1. Простые вещества. Молекулы состоят из атомов одного вида (атомов одного элемента). В химических реакциях не могут разлагаться с образованием других веществ.
Сложные вещества (или химические соединения). Молекулы состоят из атомов разного вида (атомов различных химических элементов). В химических реакциях разлагаются с образованием нескольких других веществ.
Простые: Металлы, Неметаллы.
Сложные: Оксиды, Основания, Кислоты, Соли.
Основания - сложные вещества, в которых атомы металлов соединены с одной или несколькими гидроксильными группами (с точки зрения теории электролитической диссоциации, основания - сложные вещества, при диссоциации которых в водном растворе образуются катионы металла (или NH4+) и гидроксид - анионы OH-).
Оксиды - это сложные вещества, состоящие из двух элементов, один из которых кислород.
Кислоты - сложные вещества, состоящие из атомов водорода и кислотного остатка. (С точки зрения теории электролитической диссоциации: кислоты - электролиты, которые при диссоциации в качестве катионов образуют только H+).
Соли - сложные вещества, которые состоят из атомов металла и кислотных остатков. Это наиболее многочисленный класс неорганических соединений.
БИНАРНЫЕ СОЕДИН ЕНИЯ, сложные химические вещества, образованные атомами двух элементов, например H2O, KBr, H2S, N2O, NH3, НN3, CaC2, SiH4. Основные, кислотные и амфотерных оксиды не считаются бинарными, при этом «несолеобразующие» оксиды включают в состав бинарных соединений.
2. Оксиды - это сложные вещества, состоящие из двух элементов, один из которых кислород
Классификация:
Несолеобразующие: CO, N2O, NO
Солеобразующие:
Основные-это оксиды металлов, в которых последние проявляют небольшую степень окисления +1, +2 Na2O; MgO; CuO
Амфотерные-(обычно для металлов со степенью окисления +3, +4). В качестве гидратов им соответствуют амфотерные гидроксиды
ZnO; Al2O3; Cr2O3; SnO2
Кислотные-это оксиды неметаллов и металлов со степенью окисления от +5 до +7
SO2; SO3; P2O5; Mn2O7; CrO3
Основным оксидам соответствуют основания,
кислотным – кислоты,
амфотерным – и те и другие
Часто используют и другие наименования оксидов по числу атомов кислорода: если оксид содержит только один атом кислорода, то его называют монооксидом или моноокисью, если два — диоксидом или двуокисью, если три — то триоксидом или триокисью и т. д. Например: монооксид углерода CO, диоксид углерода СО2, триоксид серы SO3.
3. Кислоты - сложные вещества, состоящие из атомов водорода и кислотного остатка. (С точки зрения теории электролитической диссоциации: кислоты - электролиты, которые при диссоциации в качестве катионов образуют только H+).
Классификации:
1. По составу: бескислородные и кислородсодержащие.
2. По числу атомов водорода, способных замещаться на металл: одно-, двух-, трёхосновные...
Кислородосодержащие: HNO3 -азотная, H2SO3 -сернистая, H2SO4 -серная, H2CO3 -угольная,
H2SiO3 -кремневая, H3PO4 -ортофосфорная
Безкислородные:
HCI-соляная, HBr-бромоводородная, HI-йодоводородная, HF-фтороводородная, H2S-сероводородная.
По силе:Сильные — диссоциируют практически полностью, константы диссоциации больше 1·10−3 (HNO3); Слабые — константа диссоциации меньше 1·10−3 (уксусная кислота Kд= 1,7·10−5).
По устойчивости:Устойчивые (H2SO4); Неустойчивые (H2CO3).
По принадлежности к классам химических соединений: Неорганические (HBr); Органические (HCOOH,CH3COOH);
По летучести: Летучие (HNO3,H2S, HCl); Нелетучие (H2SO4) ;
По растворимости в воде: Растворимые (H2SO4); Нерастворимые (H2SiO3);
4. Основания - сложные вещества, в которых атомы металлов соединены с одной или несколькими гидроксильными группами (с точки зрения теории электролитической диссоциации, основания - сложные вещества, при диссоциации которых в водном растворе образуются катионы металла (или NH4+) и гидроксид - анионы OH-).
Классификация. Растворимые в воде (щёлочи) и нерастворимые. Амфотерные основания проявляют также свойства слабых кислот.
5. Соли - сложные вещества, которые состоят из атомов металла и кислотных остатков. Это наиболее многочисленный класс неорганических соединений.
Класификация: Средние. При диссоциации дают только катионы металла. Кислые. При диссоциации дают катионы металла (NH4+), ионы водорода и анионы кислотного остатка. Продукты неполного замещения атомов водорода многоосновной кислоты на атомы металла. Основные. При диссоциации дают катионы металла, анионы гидроксила и кислотного остатка. Продукты неполного замещения групп OH соответствующего основания на кислотные остатки. Двойные. При диссоциации дают два катиона и один анион. Смешанные. Образованы одним катионом и двумя анионами. Комплексные. Содержат сложные катионы или анионы.
6. Химия изучает состав, свойства и превращения веществ, а также явления, которые сопровождают эти превращения.Одно из первых определений химии как науки дал русский ученый М.В. Ломоносов: «Химическая наука рассматривает свойства и изменения тел... состав тел... объясняет причину того, чтос веществами при химических превращениях происходит».По Менделееву, химия — это учение об элементах и их соединениях.Химия относится к естественным наукам, которые изучают окружающий нас мир. Она тесно связана с другими естественными науками: физикой, биологией, геологией. Многие разделы совр науки возникли на стыке этих наук: физическая химия, геохимия, биохимия. Химия тесно связана также с другими отраслями науки и техники. В ней широко применяются математические методы, используются расчеты и моделирование процессов на электронно-выч машинах.В совр химии выделилось много самостоятельных разделов, наиболее важные из которых, кроме отмеченных выше, неорганическая химия, органическая химия, х. полимеров, аналитическая химия, электрохимия, коллоидная химия и другие.Объектом изучения химии являются вещества. Обычно их подразделяют на смеси и чистые вещества. Среди последних выделяют простые и сложные. Простых веществ известно более 400, а сложных веществ — намного больше: несколько сот тысяч, относящихся к неорганическим, и несколько миллионов органических.Курс химии, изучаемый в средней школе, можно разделить на три основные части: общую, неорганическую и органическую химию. Общая химия рассматривает основные химические понятия, а также важнейшие закономерности, связанные с химическими превращениями. Этот раздел включает основы из различных разделов современной науки: «физической химии, химической кинетики, электрохимии, структурной химии и др. Неорганическая химия изучает свойства и превращения неорганических (минеральных) веществ. Органическая химия из. свойства и превращения органических веществ.Роль химии в промышленности и сельском хозяйстве. Во все времена химия служит человеку в его практической деятельности. Еще в древности возникли ремесла, в основе которых лежали химические процессы: получение металлов, стекла, керамики, красителей.
Медицина и химия. Большую роль играет химия в развитии фармацевтической промышленности: основную часть всех лекарственных препаратов получают синтетическим путем. Благодаря химии совершены многие перевороты в медицине. Без химии у нас не было бы обезболивающих лекарств, снотворных средств, антибиотиков и витаминов. Это несомненно делает химии честь. Химия также помогла справиться с антисанитарией, ведь ещё в XVIII в. врач И.Зиммельвейс обязал медперсонал лечебницы мыть руки в растворе хлорной извести. Смертность больных резко снизилась.
7. Термодинамика − это наука, которая изучает взаимные
превращения теплоты и работы. Основная физическая величина, используемая в
термодинамике, − это энергия (U). Весь математический аппарат
термодинамики построен на законе сохранения энергии:
Энергия никуда не исчезает и ниоткуда не возникает, а
переходит из одного вида в другой.
Основными видами энергии являются: кинетическая,
потенциальная и внутренняя энергия.
Непосредственно измерить энергию в настоящее время не
представляется возможным. В термодинамике определяют
изменение энергии в виде теплоты (Q) и работы (A).
Объектом изучения термодинамики является
термодинамическая система.
Термодинамическая система − это часть макроскопического
пространства, ограниченная реальной или воображаемой
поверхностью от окружающей среды. По типу взаимодействия системы с окружающей средой
различают:
открытые системы − возможен теплообмен и обмен массой;
закрытые системы − возможен теплообмен, но нет обмена
массой;
изолированные системы − невозможен теплообмен и обмен
8. При изложении основных положений термодинамики пользуются набором определенных строго сформулированных понятий, начальное из которых – понятие термодинамической системы, являющейся объектом исследования в термодинамике.
Под термодинамической системой подразумевают избранную совокупность тел или веществ, состоящую из большого числа структурных единиц (молекул, атомов, ионов) и отделенную от окружающей внешней среды определенной границей или поверхностью раздела. Внешнюю среду или внешний мир представляет собой то, что находится вне оболочки системы.
Выделение термодинамической системы из окружающей среды или внешнего мира весьма относительно. Менее сложные системы, являясь самостоятельной структурной единицей, могут одновременно быть составными частями более сложных систем, в этом случае они часто называются подсистемами. Это можно проиллюстрировать на примере биологических систем, расположенных в порядке усложнения в следующем иерархическом ряду: органелла – клетка – ткань – орган – система органов – организм – популяция – биоценоз – биосфера.
Граница или поверхность раздела термодинамической системы может представлять собой какую-нибудь реальную оболочку. Например, стенки сосуда, в котором осуществляется химическая реакция, мембрана животной и растительной клетки. Но чаще всего эта граница бывает воображаемой или условной и наделенной заранее заданными свойствами. Так, она может быть проницаемой или нетеплопроводной, механически жесткой или нежесткой, т.е. способной изменять свои размеры.
В зависимости от свойств поверхности раздела, термодинамические системы делятся, в первую очередь, на изолированные, закрытые и открытые.
Изолированные системы не могут обмениваться с окружающей средой ни веществом, ни энергией. Закрытые системы обмениваются с внешним миром только энергией, а открытые – и веществом, и энергией.
Следует подчеркнуть, что реальные системы никогда не бывают абсолютно изолированными, они лишь в той или иной степени приближаются к данному понятию, но полностью с ним не совпадают.
Некоторые системы можно поместить (реально или мысленно) в условия, которые делают их искусственно изолированными. Примером такой изолированной системы можно считать химическую реакцию, идущую в термостате. Изменение энергии в ходе протекания реакции компенсируется включением или выключением нагревателя, в результате чего общая энергия системы будет оставаться постоянной.
Закрытые и открытые системы могут существовать реально, причем наиболее распространенными системами в природе являются открытые системы. К их числу относятся все биологические системы: животные и растительные клетки, организмы, человек и т.д. Примером закрытой системы является любой герметический сосуд, в котором протекает та или иная химическая реакция.
Термодинамика открытых систем описывается с помощью сложного математического аппарата, который до настоящего времени полностью не разработан. Закрытые и особенно изолированные системы имеют более простое математическое описание, и полученные на их основе результаты часто успешно используются для прогнозирования протекания аналогичных физико-химических процессов в открытых системах.
В зависимости от своего состава термодинамические системы подразделяются на простые или однокомпонентные и сложные или многокомпонентные.
Простые системы состоят только из одного вещества, сложные системы включают в себя несколько различных химических веществ.
Если между отдельными частями системы не существует физических, т.е. реальных границ раздела, то такие системы называются гомогенными (однородными). Свойства данных систем, находящихся в состоянии равновесия, одинаковы во всех их точках.
Существуют также системы, между отдельными частями которых имеются границы раздела. При переходе через них многие свойства меняются скачкообразно. Такие системы называются гетерогенными.
Совокупность всех однородных по составу и физико-химическим свойствам частей гетерогенной системы, отделенной четкой и определенной поверхностью раздела, называется фазой. Гомогенные системы всегда состоят из одной фазы, а гетерогенные являются многофазными: двухфазными, трехфазными и т.д. Очень часто вещества, находящиеся в различных фазах, отличаются друг от друга агрегатными состояниями. Но могут быть и гетерогенные системы, в которых разные фазы находятся в одном и том же агрегатном состоянии. Например, три несмешивающиеся между собой жидкости: бензол, вода и ртуть.
И гомогенные, и гетерогенные системы могут быть однокомпонентными и многокомпонентными. Однокомпонентной гомогенной системой является любое жидкое или газообразное вещество, помещенное в тот или иной сосуд (герметический или открытый).
Трехфазной гетерогенной системой, состоящей из одного химического вещества, является, например, сосуд, частично заполненный водой, в которой плавают кусочки льда, а над поверхностью жидкости находятся водяные пары.
Многокомпонентной гомогенной системой является смесь из нескольких газов (например, воздух), истинный раствор вещества (или смеси веществ) в воде либо в каком-нибудь другом растворителе.
9. Изменение внутренней энергии системы U равно сумме количества теплоты Q, переданного системе, и работы А, совершенной окружающей средой над системой: U=Q+A
изохорный процесс при постоянном объеме;
изобарный процесс при постоянном давлении;
Внутренняя энергия — это общий запас энергии системы за вычетом кинетической энергии системы в целом и ее потенциальной энергии положения. Абсолютная величина внутренней энергии тела неизвестна, но для применения химической термодинамики к изучению химических явлений важно знать только изменение внутренней энергии при переходе системы из одного состояния в другое.
10.Энтальпия (H) термодинамическая функция состояния системы, применяемая для изобарных процессов, учитывающая внутреннюю энергию и энергию, затрачиваемую на преодоление внешнего давления. Иными словами, энтальпия характеризует теплосодержание системы.
Например:С + О2 CO2 – Н,
СaCO3 CaO + CO2 + Н.
Закон гесса: Изменение энтальпии реакции образования заданных продуктов из данных реагентов не зависит от числа и вида реакций, в результате которых образуются эти продукты.
Термохимические уравнения включают в себя кроме химических формул тепловой эффект реакции. Числовое значение в уравнении реакции строго соответствует количествам веществ, участников реакции, т.е. коэффициентам. Благодаря этому соответствию, можно установить пропорциональные отношения между количеством вещества или массой и количеством теплоты в этой реакции.
В термохимических уравнениях необходимо указывать агрегатные состояния веществ с помощью буквенных индексов, а тепловой эффект реакции (ΔН) записывать отдельно, через запятую. Например, термохимическое уравнение
4NH3(г) + 3O2(г) → 2N2(г) + 6H2O(ж), ΔН=-1531 кДж
показывает, что данная химическая реакция сопровождается выделением 1531 кДж теплоты, при давлении 101 кПа, и относится к тому числу молей каждого из веществ, которое соответствует стехиометрическому коэффициенту в уравнении реакции.
11. Стандартные теплоты образования и сгорания. Термохимические расчеты и их использование для энергетической характеристики биохимических процессов.
Первое следствие из закона Гесса: тепловой эффект реакции равен сумме теплот образования продуктов реакции за вычетом сумм теплот образования исходных веществ (с учетом коэффициентов):
Qр-ции = Qобр. прод – Qобр. реаг.
Теплота образования (Qобр) – это теплота, которая выделяется или поглощается при образовании
1 моль сложного вещества из простых веществ при стандартных условиях. Теплоты образования простых веществ приняты равными нулю.
Стандартные условия – давление 1 атм (101,3 кПа), Т = 298К (25 °С).
Второе следствие из закона Гесса: тепловой эффект химической реакции равен сумме теплот сгорания исходных веществ за вычетом суммы теплот сгорания продуктов реакции (с учетом коэффициентов):
Qр-ции = Qсгор. реаг – Qсгор. прод.
Теплота сгорания (Qсгор) – это теплота, выделяющаяся при сгорании 1 моль вещества в кислороде при стандартных условиях с образованием оксида элемента в высшей степени окисления. Теплоты сгорания негорючих веществ равны нулю.
Теплоты сгорания и образования – справочные величины, они приводятся в справочных термодинамических таблицах при стандартных условиях.
12. Второе начало термодинамики – теплота не может самопроизвольно переходить от тела менее нагретого к телу более нагретому. Под теплотой понимается внутренняя энергия тела.
13. Стандартные энтропии. Энергия Гиббса. Энтропия (S) − термодинамическая функция состояния системы, которая отражает вероятность реализации того или иного состояния системы в процессе теплообмена. Как и энергия, энтропия не относится к числуэкспериментально определяемых величин. В обратимом процессе, протекающем в изотермических условиях, изменение энтропии можно рассчитать по формуле: из которой видно, что размерность энтропии Дж/К или Дж/ (моль⋅К). В необратимых процессах выполняется неравенство:
ΔS > TQ Физический смысл энтропии установила статистическая
термодинамика. Согласно уравнению Больцмана:
S = k ⋅lnW
где k − постоянная Больцмана, равная 1,38⋅10−23 Дж⋅К−1
,W − число способов, которыми система может осуществить
свое макросостояние. Величину W также называют термодинамической вероятно Если процесс проходит в изобарно-изотермических условиях, то общая движущая сила процесса называется свободной энергией Гиббса или изобарно-изотермическим потенциалом (∆G): ΔG = ΔH −T ⋅ ΔS Величина ∆G позволяет определить направление самопроизвольного протекания процесса:
Если ∆G < 0, то процесс самопроизвольно протекает в прямом направлении; Если ∆G > 0, то процесс самопроизвольно протекает в обратном направлении; Если ∆G = 0, то состояние является равновесным.
14. Термодинамические условия равновесия. Критерии направления самопроизвольно протекающих процессов. Энтальпийный и энтропийный факторы. Величина ∆G позволяет определить направление самопроизвольного протекания процесса:
Если ∆G < 0, то процесс самопроизвольно протекает в прямом направлении; Если ∆G > 0, то процесс самопроизвольно протекает в обратном направлении; Если ∆G = 0, то состояние является равновесным. Анализ соотношения энтальпийного и энтропийного факторов в уравнении для расчета изобарно-изотермического потенциалапозволяет сделать следующие заключения:
1. При низких температурах преобладает энтальпийный фактор, и самопроизвольно протекают экзотермические процессы;
2. При высоких температурах преобладает энтропийный фактор, и самопроизвольно протекают процессы, сопровождающиеся увеличением энтропии.
15. Обратимые и необратимые в термодинамическом смысле процессы. Процессы жизнедеятельности как пример необратимых процессов. Химические реакции бывают необратимыми и обратимыми. Необратимыми называют реакции, которые протекаюттолько в одном направлении. В частности, к необратимым реакциям относятся те, которыеопровождаются образованием осадка, газа илималодиссоциирующего вещества (например, Н2О).
Примеры:
BaCl2 + K2SO4 BaSO4↓ + 2KCl
Na2CO3 + 2HCl 2NaCl + CO2↑ + H2O
HCl + KOH KCl + H2O
Необратимые реакции протекают до конца, т.е до полного израсходования одного из реагентов. Выход продукта в таких реакциях близок к 100%. Практика показывает, что таких реакций не так много.
Обратимыми называют реакции, которые одновременно протекают в двух противоположных направлениях.
Большинство реакций являются обратимыми. Такие реакции не протекают до конца и характеризуются выходом продукта, который
всегда <100%. При записи подобных реакций вместо знака
равенства пользуются противоположно направленными стрелками.
Примеры:
N2 + 3H2 ⇄ 2NH3
H2 + I2 ⇄ 2HI
2NO + O2 ⇄ 2NO2
Следует отметить, что полностью необратимых реакций в
природе не существует. Для любого химического процесса можно
подобрать такие условия, при которых он станет обратимым
16. Обратимые и необратимые по направлению реакции. Понятие о химическом равновесии. Химическое равновесие − это динамическое состояние системы, которое характеризуется:
1. Энергетической выгодностью, т.е. минимальным значением и отсутствием изменений энергии Гиббса (G = Gmin, ∆G = 0).
2. Постоянством параметров и функций состояния, в том числе концентраций исходных веществ и продуктов реакции.
Концентрации веществ, которые устанавливаются при химическом равновесии, называются равновесными концентрациями и обозначаются квадратными скобками, например [A].
Поскольку в состоянии химического равновесия ∆G = 0, можем записать:
При постоянстве внешних условий подлогорифмическое отношение равновесных концентраций является величиной постоянной и называется константой равновесия K.
Тогда:
=-R T lnK
(2)
Заменив натуральный логарифм на десятичный и подставив
значение R = 8,31⋅10−3
17.