- •Лекция 11.
- •Часть 1. Гальванические элементы
- •Условная схема гальванического элемента
- •Аккумуляторы
- •Часть 2. Коррозия металлов. Способы защиты металлов от коррозии
- •Механизм электрохимической коррозии
- •Электрохимическая коррозия с водородной деполяризацией
- •Электрохимическая коррозия в кислородной деполяризацией
- •Способы защиты металлов от коррозии
- •4Электрохимическая защита.
- •Контрольная работа №11 (3 балла)
- •Лекция 13. Качественный анализ.
- •Типы реакций, применяемые в аналитической химии
- •Качественный анализ
- •Условия проведения реакций
- •Определение и регулирование рН в ходе анализа
- •Способы выполнения реакций
- •Реакции “сухим” способом
- •Реакции “мокрым” способом
- •Микрокристаллоскопический метод анализа
- •Методы определения качественного состава раствора
- •Дробный метод анализа.
- •Систематический метод анализа
- •Аналитические классификации ионов
- •Фильтрование
- •Центрифугирование
- •Осаждение ( седиментация)
- •Маскирование
- •5. Хроматографическое разделение
- •Экстракция
- •Электрохимические методы разделения
- •Флотация
- •Разделение и обнаружение газов
- •Реакции обнаружения анионов
- •Качественный анализ минерала (этот материал дополнительный, приведен для ознакомления)
- •Прямые методы анализа
- •Непрямые методы анализа
- •Аппаратура, химическая посуда, материалы
- •Подготовка образца к анализу
- •Выбор растворителя
- •Растворение в воде
- •Кислотное растворение
- •Растворение в разбавленной hCl
- •Растворение в концентрированной hCl
- •Растворение в азотной кислоте и смеси кислот
- •Бескислотное растворение
- •Контроьные задания
- •Задание №1,6,11,16
- •Задание №2,7,12,17
- •Задание №3,8,13,18
- •Задание №4,9,14,19
- •Задание №5,10,15,20
- •Лекция 14.Комплексные соединения
- •1.Понятие о комплексном соединении
- •2.Структура комплексных соединений
- •3.Номенклатура комплексных соединений
- •4.Классификация комплексных соединений
- •4.1.Комплексные соединения, содержащие
- •4.2.Комплексные соединения, содержащие ионные лиганды
- •4.3. Циклические комплексные соединения
- •4.4. Многоядерные комплексные соединения
- •5.Изомерия комплексных соединений
- •6.Равновесия в растворах комплексных соединений
- •7.Квантово-механические методы трактовки химической связи в комплексных соединениях
- •7.1. Метод валентных связей
- •7.2. Теория кристаллического поля
- •9. Применение комплексных соединений
- •Лекция 10. Окислительно-восстановительные реакции (овр)
- •Правила для определения степени окисления атомов:
- •Определение степени окисления атомов в сложных соединениях и ионах
- •Основные окислители и восстановители
- •Метод электронного баланса
- •2. Метод полуреакций или ионно-электронный метод
- •Типы окислительно-восстановительных реакций
- •Направление окислительно-восстановительных реакций Электродные потенциалы
- •Сущность возникновения электродного потенциала
- •Ряд стандартных электродных потенциалов
- •Информация, заложенная в ряду стандартных электродных потенциалов:
- •Стандартные электродные потенциалы металлов
- •Определение направления протекания овр
- •Лекция № 8 Общие свойства растворов.
- •Основные способы выражения концентрации растворов:
- •Понижение давления насыщенного пара
- •Примеры решения задач
- •Повышение температуры кипения растворов
- •Примеры решения задач
- •Понижение температуры замерзания растворов
- •Осмотическое давление раствора
- •Лекция 9 Растворы электролитов
- •Механизм электролитической диссоциации
- •1. Диссоциация веществ с ионной связью
- •2. Диссоциация соединения с полярной ковалентной связью (полярные молекулы)
- •Количественный критерий процесса диссоциации
- •Слабые электролиты
- •Сильные электролиты
- •Взаимосвязь между кд и . Закон разбавления Оствальда
- •Диссоциация воды. Водородный показатель
- •Свойства кислот, оснований и солей в свете теории электролитической диссоциации
- •Реакции ионного обмена (рио)
- •Условия необратимого протекания реакций ионного обмена (рио)
- •Гидролиз солей
- •Произведение растворимости.
- •Лекция № 7 химическая кинетика и химическое равновесие
- •Факторы, влияющие на скорость реакции
- •Зависимость скорости реакции от концентрации реагирующих веществ
- •Особенности закона действия масс
- •Зависимость скорости реакции от температуры
- •Ограниченность правила Вант-Гоффа:
- •Катализаторы
- •Химическое равновесие
- •Механизмы химических реакций
- •Лекция 12. Электролиз
- •Электролиз водных растворов солей
- •Особенности катодных процессов в водных растворах
- •Примеры решения задач
- •Электролиз расплавов электролитов
- •Законы Фарадея
- •Практическое применение электролиза
- •Электрохимический ряд напряжений металлов
- •Стандартные электродные потенциалы металлов
- •Перенапряжение
- •Стандартные электродные потенциалы окислительно-восстановительных систем
- •Окислительно-восстановительные потенциалы некоторых систем (инертный электрод – платина)
- •Контрольная работа №12
- •Лекция № 6 основные положения химической термодинамики и основы термохимии
- •Термодинамическая система
- •Процессы
- •Первое начало термодинамики ( I н т/д )
- •Правила знаков в термодинамике
- •Основы термохимии (т/х) Закон Гесса. Термохимические расчеты
- •Второе начало термодинамики (II н т/д)
- •Свободная энергия Гиббса. Критерий направленности процесса в неизолированных системах
- •Одно из основных уравнений химической термодинамики
- •Термодинамические расчеты
- •Третье начало термодинамики
- •Приложение Примеры решения задач
Основы термохимии (т/х) Закон Гесса. Термохимические расчеты
Термохимия – раздел химической термодинамики, в котором рассматривается применение I начала термодинамики для вычисления тепловых эффектов различных процессов.
Мы остановимся на одном из частных процессов – химических реакциях.
Тепловых эффектом химической реакции называется количество теплоты, которое выделяется или поглощается при реакции (Q).
При изобарно-изотермических условиях (при которых осуществляется большинство химических реакций) тепловой эффект равен изменению энтальпии, взятом с противоположным знаком. Изменение знака связано с тем, что при выделении энергии в окружающую среду теплосодержание самой системы уменьшается.
Термодинамическая система
знаков
две системы знаков
термохимическая система
знаков
Q
> 0
Q
< 0
экзотермические
эндотермические
Реакции
ΔH > 0
ΔH <
0
.
Теоретическую основу термохимии составляет закон Гесса
Сущность закона Гесса – “тепловой эффект химической реакции не зависит от пути протекания процесса, а зависит лишь от начального и конечного состояния системы”.
Закон Гесса, а также следствие из закона Гесса, применяется для термохимических расчетов, т.е. расчетов тепловых эффектов химических реакций.
Для термохимических расчетов используют не классические химические уравнения, а термохимические уравнения, в которых указывается агрегатное состояние, величина и знак теплового эффекта (в виде Q или ΔH) , который относится к 1 молю продукта реакции, поэтому коэффициенты могут быть дробными.
Н2(Г) + 1/2О2(Г) = Н2О(Ж) ; ΔН = - 286 кДж
А(Г) + В(Г) = АВ(Ж) , ΔН;
Пример:
Докажем на примере реакции окисления Fe (при Р = const)
2Fe ( T ) + 3/2O2 ( Г ) = Fe2O3 ( T ) , ΔН 1 (1)
Возможен другой путь:
2Fe ( T ) + O2 ( Г ) = 2FeO ( T ) , ΔН 2 (2)
2FeО( T ) + 1/2O2 ( Г ) = Fe2O3 ( T ) , ΔН 3 (3)
алгебраически суммируем две эти реакции (при этом тепловые эффекты также суммируются) и сократим одинаковые слагаемые, в результате этого получим:
2Fe ( T ) + 3/2O2 ( Г ) = Fe2O3 ( T ) , ΔН 2 + ΔН 3 (4)
Левые части уравнений (1) и (4) совпадают, отсюда в соответствии с законом Гесса получаем:
ΔН 1 = ΔН 2 + ΔН 3
(то есть действительно, тепловой эффект реакции не зависит от пути процесса, а зависит только от начального и конечного состояния системы).
Из чего складывается тепловой эффект химической реакции ?
Ответ на этот вопрос дает одно из следствий из закона Гесса: “тепловой эффект химической реакции равен разности между суммой теплот образования продуктов реакции и суммой теплот образования исходных веществ”.
ΔН = Σ ν ΔН f - Σ ν ′ ΔН f
продукты исход. в-ва
где ν и ν ′ - стехиометрические коэффициенты, соответственно для продуктов реакции и исходных веществ.
(f – formation, образование)
В этом определении прозвучало новое понятие: теплота (или энтальпия) образования (ΔН f ) – энтальпия образования соединений – количество теплоты, необходимое для образования 1 моль вещества из простых веществ.
Теплоты образования простых веществ принимаются равными 0, то есть ΔН f (для простых веществ ) = 0.
Чтобы иметь возможность сравнивать различные по природе процессы, используют стандартные теплоты образования веществ.
Стандартное состояние вещества:
принимают наиболее устойчивое состояние вещества;
Р = 1 атм,
Т = 250 С (298 К).
Стандартная теплота образования (или стандартная энтальпия образования) – это энтальпия образования 1 моль вещества из простых веществ в стандартных условиях.
Стандартные энтальпии образования различных соединений можно найти в термодинамических таблицах.
Следует отметить, что данное следствие из закона Гесса справедливо для всех функций состояния.
Таким образом, I начало термодинамики позволяет составить энергетические балансы процессов, что немаловажно. Однако его недостаточность заключается в отсутствии данных о направленности процессов и возможности их протекания. Ответы на эти вопросы дает II начало термодинамики.