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.Стехиометрические законы химии. Расчеты по химическим формулам. Расчеты по химическим уравнениям. Практический выход продукта реакции.
Закон сохранения массы
Масса веществ, вступивших в химическую реакцию, равна массе веществ, образующихся в результате реакции.
Закон сохранения массы веществ является основным законом химии, все расчеты по химическим реакциям производятся на его основе. Именно с открытием этого закона связывают возникновение современной химии как точной науки.
Закон постоянства состава
Всякое химически чистое соединение независимо от способа его получения имеет вполне определенный состав.
Закон постоянства состава справедлив для веществ молекулярного строения. Наряду с веществами, имеющими постоянный состав, существуют вещества переменного состава. К ним относятся соединения, в которых чередование нераздельных структурных единиц (атомов, ионов) осуществляется с нарушением периодичности.
Закон эквивалентов
Химические элементы соединяются друг с другом в строго определенных количествах, соответствующих их эквивалентам.
Еще до создания атомно–молекулярного учения было установлено, что простые и сложные вещества вступают в химические реакции в строго определенных массовых соотношениях.
Эквивалентное соотношение означает одинаковое число моль эквивалентов. Т.о. закон эквивалентов можно сформулировать иначе: число моль эквивалентов для всех веществ, участвующих в реакции, одинаково.
Закон кратных отношений
Если два вещества (простых или сложных) образуют друг с другом более одного соединения, то массы одного вещества, приходящиеся на одну и ту же массу другого вещества, относятся как целые числа, обычно небольшие
По химическим уравнениям можно рассчитать массу, объем и количество реагирующих и образующихся веществ.
Выхода продукта реакции: m(практическая) / m(теоретическую)
m(практическая) дана из условия
m( теоретическую) находят по уравнению
или: выход продукта реакции= V (практический) / V (теоретический)
2.Модель атома с позиции квантовой механики. Квантовые числа и атомные орбитали.
Квантово-механическая модель атома
Химические свойства атомов определяются конфигурацией электронной оболочки и описываются квантовой механикой. Положение атома в таблице Менделеева определяется электрическим зарядом его ядра (то есть количеством протонов), в то время как количество нейтронов принципиально не влияет на химические свойства; при этом нейтронов в ядре, как правило, больше, чем протонов (см.: атомное ядро). Если атом находится в нейтральном состоянии, то количество электронов в нём равно количеству протонов. Основная масса атома сосредоточена в ядре, а массовая доля электронов в общей массе атома незначительна (несколько сотых процента массы ядра).
Массу атома принято измерять в атомных единицах массы, равных 1⁄12 от массы атома стабильного изотопа углерода 12C.
Квантовые числа и атомные орбитали
Атомы характеризуются определенным значением заряда ядра и равным ему числом электронов, которые распределяются по энергетическим уровням. Поведение электронов в атоме можно охарактеризовать четырьмя квантовыми числами.
Главное квантовое число n - определяет энергию электрона и размеры электронных облаков. Энергия зависит от расстояния между электроном и ядром: чем ближе к ядру электрон, тем меньше его энергия. Т.е. главное квантовое число определяет расположение электрона на том или ином энергетическом уровне (квантовом слое). Установлено, что n совпадает с номером периода, принимает численные значения 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7…∞. и имеет, соответственно, буквенные обозначения К L M N O P Q.
Орбитальное квантовое число l (называемое также побочным или азимутальным) - определяет форму электронного облака и расщепление энергетического уровня на подуровни. Принимает целочисленные значения от 0 до (n - 1) и обозначается строчными буквами l = 0 ( s ), 1( p ), 2 ( d ), 3 ( f ).
3. Электронные конфигурации атомов. Принципы заполнения орбиталей электронами.
Электронная конфигурация — формула расположения электронов по различным электронным оболочкам атома,химического элемента или молекулы.
С точки зрения квантовой механики электронная конфигурация — это полный перечень одноэлектронных волновых функций, из которых с достаточной степенью точности можно составить полную волновую функцию атома (в приближении самосогласованного поля).
На каждой орбитали может быть не более двух электронов, отличающихся значением спинового квантового числа s (спина). Этот запрет определён принципом Паули. Порядок заполнения электронами орбиталей одного уровня (орбиталей с одинаковым значением главного квантового числа n) определяется правилом Клечковского, порядок заполнения электронами орбиталей в пределах одного подуровня (орбиталей с одинаковыми значениями главного квантового числа n и орбитального квантового числа l) определяется Правилом Хунда.
Краткую запись распределения электронов в атоме по различным электронным оболочкам атома с учётом их главного и орбитального квантовых чисел n и l называют электронной конфигурацией атома.
4.Переодический закон и переодическая система химических элементов Д.И.Менделеева. Причина переодичности.
Периодический закон — фундаментальный закон природы, открытый Д. И. Менделеевым в 1869 году при сопоставлении свойств известных в то время химических элементов и величин их атомных масс.
Периодический закон был сформулирован Д. И. Менделеевым в следующем виде (1871): «свойства простых тел, а также формы и свойства соединений элементов, а потому и свойства образуемых ими простых и сложных тел, стоят в периодической зависимости от их атомного веса».
Периоди́ческая систе́ма хими́ческих элеме́нтов (табли́ца Менделе́ева) — классификация химических элементов, устанавливающая зависимость различных свойств элементов от заряда атомного ядра. Система является графическим выражением периодического закона, установленного русским химиком Д. И. Менделеевым. Каждый столбец (группа) определяет основные физико-химические свойства, а строки представляют собой периоды, в определённой мере подобные друг другу.
5. Периодически изменяющиеся свойства изолированных атомов, простых и сложных веществ.
Периодически изменяются следующие свойства простых и сложных соединений элементов:
1) строение простых веществ (вначале немолекулярное, например, от Li к C, а затем молекулярное: N — Ne);
2) температуры плавления и кипения простых веществ: при движении слева направо по периоду tпл и tкип вначале, в целом, возрастают (алмаз — самое тугоплавкое вещество), а затем уменьшаются, что связано с изменением строения простых веществ.
3) металлические и неметаллические свойства простых веществ. По периоду с ростом Z(табл. 3.1) способность атомов отдавать электрон уменьшается (Еи растёт), соответственно металлические свойства простых веществ ослабевают (неметаллические — усиливаются, увеличивается Еср атомов). Сверху вниз по группам А, напротив, металлические свойства простых веществ усиливаются (неметаллические — ослабевают);
4) кислотно-основные свойства оксидов (табл. 3.2) и гидроксидов элементов: с ростом заряда ядра в периоде основные свойства оксидов и гидроксидов ослабевают, а кислотные усиливаются: переход от основных оксидов (Li2O, Na2O, Mg2O) и оснований (LiOH, NaOH, Mg(OH)2) к кислотным (B2O, CO2, N2O5, SiO2, P2O5, SO3, Cl2O7) и кислотам (H3BO3, H2CO3, HNO3, H2SiO3, H3PO4, H2SO4, HClO4) происходит через амфотерные оксиды (BeO, Al2O3) и гидроксиды (Be(OH)2, Al(OH)3).В группах А с ростом Z основные свойства гидроксидов усиливаются, а кислотные ослабевают;
5) кислотно-основные свойства бинарных водородных соединений. В целом с ростом атомного номера по периоду основные свойства водородных соединений ослабевают, а кислотные свойства их растворов усиливаются: гидрид натрия растворяется в воде с образованием щёлочи
NaH+H2O=NaOH+H2,
а водные растворы H2S и HCl — кислоты, причём более сильной является хлороводородная кислота.
Запомни: в группах А с ростом заряда ядра атома сила бескислородных кислот также возрастает (HF — слабая кислота, HCl — сильная).
6. Химическая связь, ее природа и количественные характеристики: длина, энергия, валентный угол.
Химическая связь — это взаимодействие атомов, обуславливающее устойчивость молекулы или кристалла как целого. Химическая связь определяется взаимодействием междузаряженными частицами (ядрами и электронами). Современное описание химической связи проводится на основе квантовой механики [1]. Основные характеристики химической связи — прочность, длина, полярность.
Длина связи – расстояние между центрами атомов в молекуле. Энергия и длина связей зависят от характера распределения Эл. плотности между атомами. На распределение е плотности влияет пространственная направленность хим. связи. Если 2-х атомные молекулы всегда линейны, то формы многоатомных молекул м.б. различны.
Угол между воображаемыми линиями, которые можно провести через центры связанных атомов называется валентным. Распределение е плотности так же зависит от размеров ат. и их эо. В гомоатомных Эл. плотность распределена равномерно. В гетероатомных смещена в том направлении, которое способствует уменьшению энергии системы.
Валентный угол — угол, образованный направлениями химических связей, исходящими из одного атома. Знание валентных углов необходимо для определения геометрии молекул. Валентные углы зависят как от индивидуальных особенностей присоединенных атомов, так и от гибридизации атомных орбиталей центрального атома.
7.Ковалентная связь и методы ее описания. Метод валентных связей. Механизмы образования и разрыва ковалентной связи.
Ковалентная связь (атомная связь, гомеополярная связь) — химическая связь, образованная перекрытием (обобществлением) парывалентных электронных облаков. Обеспечивающие связь электронные облака (электроны) называются общей электронной парой.
2. Донорно-акцепторная связь. Для образования этого вида ковалентной связи оба электрона предоставляет один из атомов — донор. Второй из атомов, участвующий в образовании связи, называется акцептором. В образовавшейся молекуле формальный заряд донора увеличивается на единицу, а формальный заряд акцептора уменьшается на единицу.
3. Семиполярная связь. Её можно рассматривать как полярную донорно-акцепторную связь. Этот вид ковалентной связи образуется между атомом, обладающим неподелённой парой электронов (азот, фосфор, сера, галогены и т. п.) и атомом с двумя неспаренными электронами (кислород, сера). Образование семиполярной связи протекает в два этапа:
1. Перенос одного электрона от атома с неподелённой парой электронов к атому с двумя неспаренными электронами.
2. Обобществление неспаренных электронов (как в случае простой ковалентной связи).
Метод валентных связей: При образовании химической связи происходит перекрывание электронных облаков взаимодействующих атомов. Вследствие образования области с высокой плотностью электрического заряда в межъядерном пространстве происходит стягивание ядер атомов и образуется устойчивая молекула.
Позднее метод валентных связей был распространен и на другие молекулы.
8. Свойства ковалентной связи: насыщаемость, направленность, поляризуемость. Полярность связи и молекулы.
1. Насыщаемость- способность атомов образовывать ограниченное число ковалентных связей. 2. Направленность ковалентной связи определяет пространственную структуру молекул.
3. Полярность ковалентной связи. Если ковалентная связь образована одинаковыми атомами, то обобществленные электроны равномерно распределены между ними. Такая связь называется ковалентной неполярной. Если же один из атомов сильнее притягивает электроны, то электронная пара смещается в сторону этого атома и в этом случае возникает полярная ковалентная связь.
Мерой полярности связи служит электрический момент диполя μсв, равный произведению эффективного заряда на длину диполя:
Поляризация химической связи — асимметрия (смещение) электронной плотности, связывающей молекулярной орбитали ковалентной связи. Полярная связь — химическая связь, обладающая постоянным электрическим дипольным моментом вследствие несовпадения центров тяжести отрицательного заряда электронов и положительного заряда ядер.
9. Гибридизация атомных орбиталей и пространственное строение атомов и ионов.
Гибридизация – это явление смешения атомных орбиталей или электронных облаков, приводящее к образованию новых гибридных облаков одинаковой формы и одинаковой энергии.
Гибридные орбитали вытянуты по направлению к соседним атомам, что приводит к более полному перекрыванию электронных орбиталей, образованию более прочной химической связи и к выигрышу энергии.
Форма гибридной атомной орбитали отличается от формы исходных атомных орбиталей.
Ковалентная связь, которая образуется при перекрывании атомной орбитали вдоль линии, связывающей ядра взаимодействующих атомов, называется σ– связью (сигма связь).
Если на внешней оболочке атома имеются два электрона, один в s- состоянии а другой в р- состоянии, то при затрате некоторой энергии вместо исходных s- и р- орбиталей могут образоваться две гибридные sp- орбитали . Они вытянуты вдоль прямой в противоположных направлениях.
10. Метод молекулярных орбиталей. Описание молекулы по методу МО.
Теория молекулярных орбиталей (МО) дает представление о распределении электронной плотности и объясняет свойства молекул.
В этой теории квантовомеханические зависимости для атома распространены на более сложную систему — молекулу. Молекула рассматривается как целое, а не как совокупность сохранивших индивидуальность атомов. В молекуле (как и в атоме) имеются дискретные энергетические состояния отдельных электронов (молекулярные орбитали) с их самосогласованным движением в поле друг друга и всех ядер молекулы
11. Ионная связь. Особенности структуры и свойств ионных соединений. Энергия кристаллической решетки. Координационные числа ионов и типы кристаллических структур.
Ионная связь — очень прочная химическая связь, образующаяся между атомами с большой разностью (>1,5 по шкале Полинга) электроотрицательностей, при которой общая электронная пара полностью переходит к атому с большей электроотрицательностью.
Характерной особенностью ионной связи является ее ненасыщаемость и ненапрвленность. Ионная связь является прочной (энергия ионной связи, как правило, больше энергии ковалентной), а потому ионные соединения, как правило, тугоплавки и высококипящи.
ЭНЕРГИЯ КРИСТАЛЛИЧЕСКОЙ РЕШЕТКИ
— энергия (U), затрачиваемая на разрыв кристаллической решетки на ее составляющие с переносом на расстояние отсутствия взаимодействия, взятая с обратным знаком.
где a — коэф. Маделунга, W1 и W2 — валентности ионов, R — межатомное расстояние, Ne2— произведение числа Авогадро на элементарный заряд электрона в квадрате, га — коэф. отталкивания электронных оболочек.
Окружение иона, состоящее из ионов противоположного знака, характеризуется координационным числом этого иона.
1. Молекулярные кристаллы.
2. Атомно-ковалентные кристаллы
3. Ионные кристаллы.
4. Металлические кристаллы.
5. Кристаллы со смешанными связями
12. Металлическая связь. Зонная теория металлической связи.
Металлическая связь — химическая связь, которая обусловлена взаимодействием положительных ионов металлов, составляющих кристаллическую решётку, с электронным газом из валентных электронов.
13. Химическая связь в твердых телах. Проводники и диэлектрики, полупроводники.
Свойства твердых веществ определяются природой частиц, занимающих узлы кристаллической решетки и типом взаимодействия между ними.
Кристаллические решетки, образуемые металлами, называются металлическими. В узлах таких решеток находятся положительные ионы металлов, в межузлиях – валентные электроны (электронный газ).
Наибольшую температуру плавления из металлов имеют d-элементы, что объясняется наличием в кристаллах этих элементов ковалентной связи, образованной неспареннымиd-электронами, помимо металлической, образованнной s-электронами.
Полупроводни́к — материал, который по своей удельной проводимости занимает промежуточное место между проводниками и диэлектриками и отличается от проводников сильной зависимостью удельной проводимости от концентрации примесей, температуры и воздействия различных видов излучения. Основным свойством полупроводника является увеличение электрической проводимости с ростом температуры.
Проводни́к — вещество, хорошо проводящее электрический ток[1]; в таком веществе имеются свободные носители заряда, то есть заряженные частицы, которые могут свободно перемещаться внутри объёма вещества.
Диэлектрик (изолятор) — вещество, практически не проводящее электрический ток. Концентрация свободных носителей заряда в диэлектрике не превышает 108 см−3. Основное свойство диэлектрика состоит в способности поляризоваться во внешнем электрическом поле.
14. Межмолекулярное взаимодействие (ориентационное, индукционное, дисперсионное). Энергия межмолекулярного взаимодействия.
Межмолекулярное взаимодействие — взаимодействие между молекулами и/или атомами, не приводящее к образованию ковалентных (химических) связей.
Полярные молекулы, в которых центры тяжести положительного и отрицательного зарядов не совпадают, например HCl, H2O, NH3, ориентируются таким образом, чтобы рядом находились концы с противоположными зарядами. Между ними возникает притяжение.
Если рядом с полярная молекула окажется полярная рядом с неполярными, она начнет влиять на них. Под действием заряженных концов полярной молекулы электронные облака неполярных молекул смещаются в сторону положительного заряда и подальше от отрицательного. Неполярная молекула становится полярной, и молекулы начинают притягиваться друг к другу, только намного слабее, чем две полярные молекулы.
Между неполярными молекулами также может возникнуть притяжение. Электроны, которые находятся в постоянном движении, на миг могут оказаться окажется сосредоточенными с одной стороны молекулы, то есть неполярная частица станет полярной. Это вызывает перераспределение зарядов в соседних молекулах, и между ними устанавливаются кратковременные связи
Э н е р г и я э л е к т р о с т а т и ч е с к о г о в з а и м о д е й с т в и я Vэл-ст представляет собой энергию кулоновского взаимодействие, вычисленную в предположении, что распределение зарядовой плотности отвечает изолированным молекулам (R = ).
Где Т-абсолютной температура, k-постоянная Больцмана. При фиксированной ориентации молекул, например в твердом теле. Vдип-дип слабо зависит от Т и изменяется пропорционально R-3.
15. Водородная связь. Влияние водородной связи на физические свойства веществ с молекулярной структурой.
Водородная связь — форма ассоциации между электроотрицательным атомом и атомом водорода H, связанным ковалентно с другим электроотрицательным атомом. В качестве электроотрицательных атомов могут выступать N, O или F. Водородные связи могут быть межмолекулярными или внутримолекулярными.
Водородные связи влияют на физические (т.кип. и т.пл., летучесть, вязкость, спектральные характеристики) и химические (кислотно-основные) свойства соединений.
16. Кристаллическое состояние вещества. Атомные, ионные, металлические, молекулярные кристаллы и их свойства.
Кристаллическое состояние вещества, характеризуется наличием дальнего порядка в расположении частиц (атомов,ионов. молекул). В кристаллическом состоянии существует и ближний порядок, который характеризуется постоянными координационными числами, валентными углами и длинами хим. связей.
Атомные кристаллы. В узлах кристаллической решетки располагаются нейтральные атомы, удерживающиеся в узлах решетки гомеополярными, или ковалентными, связями квантово-механического происхождения. Атомными кристаллами являются алмаз и графит (два различных состояния углерода), некоторые неорганические соединения (ZnS, ВеО и т. д.), а также типичные полупроводники — германий Ge и кремний Si.
Ионные кристаллы. Связь, обусловленная кулоновскими силами притяжения между разноименно заряженными ионами, называется ионной (илигетерополярной). В ионной решетке нельзя выделить отдельные молекулы: кристалл представляет собой как бы одну гигантскую молекулу.
Молекулярные кристаллы. В узлах кристаллической решетки располагаются нейтральные молекулы вещества, силы взаимодействия между которыми обусловлены незначительным взаимным смещением электронов в электронных оболочках атомов.
МЕТАЛЛИЧЕСКИЕ КРИСТАЛЛЫ кристаллич. в-ва, все атомы к-рых объединены металлическими связями - валентные электроны металла делокализованы по всему пространству кристаллич. решетки, образуемой его положит. ионами.
17. Применения законов термодинамики к химическим процессам.
Любая химическая реакция сопровождается выделени-
ем или поглощением энергии. Потенциальная энергия, скрытая в химических связях, и кинетическая энергия (по- ступательного и других видов движения атомов и молекул) изменяются в ходе химической реакции.
Химическая реакция как система получает энергию из- вне на разрыв химических связей исходных реагентов и выделяет энергию в окружающую среду при образовании новых химических связей в молекулах – продуктах реакции .
18. Основные экспериментальные и расчетные методы определения термодинамических характеристик химических систем и отдельных веществ.
19. Первый закон термодинамики. Теплоты процессов при постоянном объеме и постоянном давлении.
Количество тепла, сообщенное системе, идет на приращение внутренней энергии системы и на совершение системой работы над внешними телами.
Внутренняя энергия может изменяться только под влиянием внешних воздействий, то есть в результате сообщения системе количества теплоты Q и совершения над ней работы (- А):
20. Закон Гесса и его следствия. Оценка теплоты химической реакции по энергиям связи.
Закон Гесса — основной закон термохимии, который формулируется следующим образом:
21. Стандартные состояния и стандартные теплоты образования веществ.
Под стандартной теплотой образования понимают тепловой эффект реакции образования одного моля вещества из простых веществ, его составляющих, находящихся в устойчивых стандартных состояниях.
Тепловой эффект любой реакции находится как разность между суммой теплот образования всех продуктов и суммой теплот образования всех реагентов в данной реакции (следствиезакона Гесса):
ΔHреакцииO = ΣΔHfO (продукты) — ΣΔHfO (реагенты)
Стандартное состояние в химической термодинамике, состояние системы, выбираемое как состояние отсчета при оценке термодинамич. величин.
22. Теплоты сгорания. Топливо как источник энергии.
Теплота́ сгора́ния — это количество выделившейся теплоты при полном сгорании массовой (для твердых и жидких веществ) или объёмной (для газообразных) единицы вещества. Измеряется в джоулях или калориях. Теплота сгорания, отнесённая к единице массы или объёма топлива, называется удельной теплотой сгорания (дж или кал на 1 кг, м³ или моль).
23. Зависимость теплого эффекта от температуры.
Тепловой эффект процесса зависит от температуры. Эта зависимость определяется законом Кирхгофа, который формулируется следующим образом: «Частная производная от теплового эффекта по температуре равна разности теплоемкости системы в конечном и исходном состояниях». Для процессов, протекающих при постоянном давлении, этот закон выражается уравнением:
dQp/dT=d(rH)/dT=(nCp)кон-(nCp)исх=rCp
Закон Кирхгофа справедлив для любых процессов при условии, что W/=0, т.е. W=Wрасш. Для приближенных расчетов: Qp=rH0298+ra(T-298)-(T2-2982)rb/2. Где: ra=(na)кон-(na)исх.; rb=(nb)кон.-(nb)исх.
24. Второй закон термодинамики. Самопроизвольные и несамопроизвольные процессы.
теплота не может сама собой переходить от менее нагретого тела к более нагретому, т. е. некомпенсированный переход теплоты от тела с меньшей температурой невозможен.
Марселен Бертло и датский химик Ханс Петер Юрген Юлиус Томсен (1826—1909) предположили, что самопроизвольно могут протекать только экзотермические (сопровождающиеся выделением теплоты) реакции. Действительно, как показывает опыт, такие реакции обычно идут самопроизвольно. Однако критерий Бертло—Томсена оказался неверным, поскольку впоследствии стали известны и самопроизвольные эндотермические (протекающие с поглощением теплоты) реакции, которые чаще всего идут при высоких температурах.
25. Роль энтальпийного, энтропийного факторов и температуры в оценке возможности и полноты протекания химической реакции.
26. Термодинамика химического равновесия. Расчеты выхода продукта химических реакций различных типов.
Термодинамическое равновесие — состояние системы, при котором остаются неизменными по времени макроскопические величины этой системы (температура, давление, объём,энтропия) в условиях изолированности от окружающей среды.
|
Порядок действий (пошаговый): |
Пример: Определите выход продукта реакции синтеза аммиака, если при взаимодействии 6,72 л азота с избытком водорода получено 6,72 л аммиака. |
|
I. Запишите краткое условие задачи и уравнение химической реакции, подчеркните вещества, о которых идет речь в задаче. Переведите массу (объем) известного исходного вещества (реагента) в количество (моли): n = m : M (n = V : Vm) |
Д а н о : Решение: V(N2) = 6.72 л N2 + 3 H2 = 2 NH3 Vпракт.(NH3)=6.72 л 1 моль 2 моль φ (NH3) = ? n (N2) = 6.72 л : 22.4 л/моль = 0,3 моль |
|
II.Определите количество продукта по уравнению реакции.
Т.е. теоретически возможное (если бы выход реакции составлял бы 100%) . |
По уравнению: 1 моль (N2) → 2 моль (NH3) Следовательно: 0,3 моль (N2) → 0,6 моль (NH3) nтеорет. (NH3) = 0.6 моль (или 13,44 л)
|
|
III. Определите, какую часть от теоретически возможного составляет практически полученная по условию масса (объем, количество) продукта. Воспользуйтесь формулой: η = mпракт. / m теор. или φ = Vпракт./ Vтеор. Запишите ответ. |
Обратите внимание: Vпракт./ Vтеор = nпракт. / nтеорет. = φ nпракт. (NH3) = 6.72 л : 22.4 л/моль = 0,3 моль φ (NH3) = 0,3моль (6,72 л) : 0,6моль (13,44л) = 0,5 (50%) Ответ: φ (NH3) = 50%. |
27. Фазовые равновесия. Применение правила фаз Гиббса к диаграммам состояния однокомпонентных и двухкомпанентных систем. Термический анализ.
Равнове́сие фаз в термодинамике — состояние, при котором фазы в термодинамической системе находятся в состоянии теплового, механическогои химического равновесия.
Правило фаз записывается следующим образом:
где j — число фаз (например, агрегатных состояний вещества);
v — число степеней свободы, то есть независимых параметров (температура, давление, концентрация компонентов), которые полностью определяют состояние системы при равновесии и которые можно менять без изменения числа и природы фаз;
k — число компонентов системы — число входящих в систему индивидуальных веществ за вычетом числа химических уравнений, связывающих эти вещества. Иначе говоря, это минимальное количество веществ, из которых можно приготовить каждую фазу системы.
n — число переменных, характеризующих влияние внешних условий на равновесие системы.
Термический анализ — раздел материаловедения, изучающий изменение свойств материалов под воздействием температуры. Обычно выделяют несколько методов, отличающихся друг от друга тем, какое свойство материала измеряется
28. Основные понятия и законы химической кинетики.
Важным понятием химической кинетики является скорость химической реакции. Эта величина определяет, как изменяется концентрация компонентов реакции с течением времени. Скорость химической реакции — величина всегда положительная, поэтому если она определяется по исходному веществу (концентрация которого убывает в процессе реакции), то полученное значение домножается на −1.
Порядок реакции по данному веществу — показатель степени при концентрации этого вещества в кинетическом уравнении реакции.
Кинетическое уравнение имеет следующий вид:
Кинетическое уравнение реакции первого порядка:
Для реакций второго порядка кинетическое уравнение имеет следующий вид:
Мономолекулярные реакции — реакции, в которых происходит химическое превращение одной молекулы (изомеризация, диссоциация и т. д.):
H2S → H2 + S
Бимолекулярные реакции — реакции, элементарный акт которых осуществляется при столкновении двух частиц (одинаковых или различных):
СН3Вr + КОН → СН3ОН + КВr
Тримолекулярные реакции — реакции, элементарный акт которых осуществляется при столкновении трех частиц:
О2 + NО + NО → 2NО2
29. Кинетический закон действующих масс и области его применения.
Зако́н де́йствующих масс устанавливает соотношение между массами реагирующих веществ в химических реакциях при равновесии, а также зависимость скорости химической реакции от концентрации исходных веществ.
Закон действующих масс в кинетической форме (основное уравнение кинетики) гласит, что скорость элементарной химической реакции пропорциональна произведению концентрацийреагентов в степенях, равных стехиометрическим коэффициентам в уравнении реакции[1]. Это положение сформулировано в 1867 году норвежскими учёными К. Гульдбергом и П. Вааге. Для элементарной химической реакции:
закон действующих масс может быть записан в виде кинетического уравнения вида:
где — скорость химической реакции, — константа скорости реакции.
Для сложных реакций в общем виде это соотношение не выполняется. Тем не менее, многие сложные реакции условно можно рассматривать как ряд последовательных элементарных стадий с неустойчивыми промежуточными продуктами, формально эквивалентный переходу из начального состояния в конечное в «один шаг». Такие реакции называют формально простыми[2]. Для формально простых реакций кинетическое уравнение может быть получено в виде:
(для трех исходных веществ, аналогично приведённому выше уравнению). Здесь , , — порядок реакции по веществам , , соответственно, а сумма — общий (или суммарный) порядок реакции. , , могут быть не равны стехиометрическим коэффициентам и не обязательно целочисленные. при определённых условиях может быть равно и нулю.
30. Использование законов химической кинетики в современных технологиях.