химия - шпоры

Газообразное состояние вещества характеризуется прямолинейным постоянным движением его молекул. Результатом ударов молекул газа о стенки сосуда является сила, действующая на них сила. Отношение этой силы к площади внутренней поверхности сосуда представляет собой давление газа. При разработке молекулярно-кинетической теории было введено понятие об идеальном газе, особенности которого заключены в следующем: а) газ состоит из молекул, представляющие собой упругие шарики, размерами которых можно пренебречь б) столкновение молекул подчиняется законам удара упругих шаров в) молекулы взаимодействуют только во время столкновений.

Жидкости занимают промежуточное положение между газообразным и твердым состоянием вещества. Подобно газам не обладают упругостью формы и легко текут. Но по сравнению с газами жидкости мало сжимаемы и имеют во много раз большую плотность. При перемещении одних слоев жидкости относительно других возникают силы трения. Эти силы характеризуются коэффициентом вязкости. Величина, обратная коэффициенту вязкости называется текучестью.

Дисперсн. называют сис-мы, составные части которых более или менее равномерно распределены друг в друге. Растворы и газовые смеси, составными частями или компонентами которых явл. разные вещества явл. дисперсными сис-ми. Отличие растворов от других дисперсных систем – в их гомогенности – компоненты раствора или газовой смеси распределены друг в друге равномерно и составляют одну фазу. Гетерогенные системы содержат несколько фаз (по крайней мере две) равномерно распределенных друг в друге: из них различают непрерывную фазу, которую называют дисперсионной средой и раздробленную,дискретную, которую называют дисперсной фазой. Гетерогенные дисперсные системы классифицируют по двум различным признакам: 1)по размеру частиц дисперсной фазы и 2)по агрегатному состоянию фаз системы.Размер частиц дисперсной фазы гетерогенных дисперсных систем может колебаться от 10 до 10 м. Величину обратную линейному размеру частиц дисперсной фазы называют степенью дисперсности или просто дисперсностью. По размерам частиц дисперсной фазы гетерогенные дисперсные системы подразделяются на грубодисперсные с размерами частиц больше 1мкм и тонкодисперсные, коллоидные с размерами частиц меньше

1 мкм, коллоидные системы называют также золями или коллоидными растворами. Агрегатное состояние фаз гетерогенных дисперсных систем может быть газовым , жидким и твердым. Поскольку в газообразной среде любой другой газ не может находиться в виде отдельной дисперсной фазы ,т.е. любая газовая система однофазна, то гетерогенные дисперсные системы по агрегатному состоянию фаз подразделяются на восемь классов. (а не на 9). Системы с газообразной дисперсионной средой, называемые аэрозолями, представлены двумя классами : с жидкой дисперсной фазой – туманы и с твердой – дымы и пыли. Системы с жидкой дисперсионной средой могут быть названы лиозолями (в частности если дисперсионной средой является вода – гидрозолями) и подразделяться на три класса : с газообразной дисперсной фазой – пены , с жидкой – эмульсии и эмульсоиды и с твердой – суспензии и суспензоиды. Системы с твердой дисперсионной средой представлены тремя классами: с газообразной, жидкой и твердой дисперсными фазами и называются литозолями.

3. Виды термодинамических систем: 1)Изолированная; 2)Закрытая(обменивается E(энергия), но не обменивается m(масса)); 3)Открытая( обменивается и E, и m). Каждая система характеризуется параметрами: V, P, T, концентрация. Изменение к.-либо пар-ра наз. процессом: изобарный (P=const) ; изохорный (V=const); изотермический (T=const); адиабатический (PV=const). 1^ый закон термодинамики. 1)E можно превратить из одного вида в другой, но ее нельзя создать или уничтожить и общий запас E в изолированной системе неизменен. 2) Вечный двигатель 1^го рода не возможен т.е. нельзя создать машину, кот. производила бы работу не затрачивая при этом E. 2) Тепло подведенное к системе тратится на изменение ее U(вн. энергия) и на совершение работы W системой Q=U+ W. 1) V=const Q_V=U+PV=U (V=0); 2) P=const Q_P=(U₂-U₁)+P(V₂-V₁)= (U₂+P V₂)-(U₁+PV₁).

Внутренняя энергия и ее изменения. Каждая система характеризуется определенным запасом Е. Внутренняя Е системы “U” складывается из Е движения

электронов, атомов, молекул, внутриядерной Е, Е хим. связей, Е межмолекулярных взаимодействий. U – Е в-ва без учета Е_КИН и Е_ПОТ системы в целом. Чем больше m, тем меньше U. Абсолютное значение U расчитать невозможно, можно только экспериментально определить изменение U. U является ф-цией, не зависит от пути, по которому система пришла в данное состояние. U повышается если к ней подводится тепло или совершается W(работа) над системой. U уменьшается если тепло отводится и система сама совершает W. E в виде тепла передается при хаотическом столкновении молекул 2-х соприкасающихся тел. Е в виде W передается при напровленном перемещении большого кол-ва масс. Фаза, фазовые переходы, теплота, работа, энергия – их эквиваленты. Системой наз. тело или совокупность тел мысленно обособленных от окр. среды. Фазой наз. совокупность частей системы, имеющих однародный состав, одинаковые физ. и хим. св-ва и имеющие поверхность раздела. Система состоящая из одной фазы наз. гомогенной, а состоящая из 2-х и болбшего кол-ва фаз наз. гетерогенной. Переход в-ва из одного агрегат. сост. в другое наз. фазовым переходом. Гетерогенные реакции проходят на границе фаз. Для ускорения реакций поверхность раздела нужно увеличить. Тепло – энергия хаотического движ. Все другие виды энергии предусматривают направленное движ. большого кол-ва частиц. Напрвленное перемещение можно полностью превести в хаотическое, но хаотич. движ. частиц. полностью не перейдет в направленное, часть теплоты всегда идет на повышение хаотичности. W(работа) всегда совершается против каких-либо сил. Чаще всего в физ. процессах совершается работа расшир., сжатие F=PS W=FL=PSL=PV(F- сила, P- давление, S- площадь, L-изм.высоты, V- изм. объема). Тепло и W в отличии от U зависят от пути процесса. Джоуль, калория, теплоемкость, теплоты фазовых перходов. Каждый фазовый переход опр. Массы данного вещ-ва хар-ся опр. энерг. эффектом., кот. назыв. теплотой (или энтальпией) перехода. Кол-во энергии выдел. При сжижении 1-го моля( или грамма) газа (процесс экзотерм., переход из состояния сбол. энтальпией в сост. с меньш. энтальпией), назыв. теплотой сжижения, а при крист. 1-го моля( или грамма) жидкости – теплотой крист. Кол-во энергии, необх. Для расплав. 1-го моля( или грамма) кристалов ( процесс эндотерм., переход из сост. с меньш. энтальпией в сост. с большей энтальпией), назыв. теплотой плавления, а для испарения 1-го моля( или грамма) жидкости – теплотой испарения. Кол-во энергии, необходимой для непосредственного испарения ( минуя стадию плавления) 1-го моля( или грамма) кристаллов, назыв. теплотой сублимации. В соответствии с законом Гесса теплотой сублимации равна сумме теплот его плавления и испарения.Энтальпия(запас вн. энергии вещ-ва). Cумма U системы и произв. внешнего давления на обьем наз. энтальпией H=U+PV. По-другому H наз. энергосодержанием системы Q_P=H₂-H₁=H. При P=const теплота поглащения в ходе реакции равна изменению энтальпии системы если единственной работой явилась работа расширение сжатие. Если реакция проходит в жидкой или твердой фазе, то различия между Q_vи Q_P не существенны: Q_vQ_P. Они отличаются только если в реакции участвуют газы. Абсолютное значение H опр. Невозможно т.к. в нее входит U. Можно эксперементально опр. H. Термохимия, стандартные условия. Термохимия – это раздел науки, изучающий взаимные превращения химической и тепловой энергии. Экзотермическая реакция – выделение энергии ( +), эндотермическая реакция – поглащение энергии(- ). Стандартное состояние вещ-ва – Т=25⁰С ( 298,15 К), Р=101,3 кПа. Энтальпия образования элементарных вещ-в и хим. соединений. Энтальпией образования соедин. назыв. изменение энтальпии в реакции образования 1^гомоля вещ-ва из простых вещ-в. в их устойчивых состояниях. _H_Р^О=H_{298, продуктов}^О - H_{298, исходных вещ-в}^О. _H_Р^О – изменение энтальпии в ходе реакции, измеренное в стандартных условиях т.е. при P=1атм и Т=298К. _H_Р^О( _H_{298 Р}^О)= -Q( тепловой эффект реакц. при P=const). Энтальпия образования  теплота образования). При образовании разл. соед. из эл. вещ-в энергия выдел.; _H – отрицат. Система поглатила тепло, энтальпия возросла. C_{(графит)} + О_2(газ) = СО_2(газ) + 393,5 кДж Н_СО2^О = -393,5 кДж. По закону Лавуазье Лапласа такое же кол-во тепла понадобится затратить для того чтобы разложить это вещ-во. Энтальпии образ. вещ-в сведены в таблицы. Размерность _ = кДжмоль. Условно энтальпией простых вещ-в в их устойчивых состояниях =0. На самом деле они 0. Энтальпия образования молекул из атомов всегда отрицательна. 1^ый и 2^ой законы термохимии. 1. Закон Лавуазье-Лапласа. Если при образовании какого-либо в-ва из простых вещ-в в их устойчивых состояниях выделилось определенное кол-во тепла, то такое же кол-во тепла нужно затратить для того чтобы разложить это соединение на исходные простые в-ва. 2. Закон Гесса (1840г.) Тепловой эффект хим. реакции не зависит от пути процесса, а зависит от вида и состояния исходных вещ-в и продуктов реакции, если: 1) Единственной совершенной работой была работа расширение сжатие. 2)Процессы были либо изохорноизотермическими, либо изобарноизобарическими. В этом случае тепловой эффект становится ф-цией состояния. Следствия из закона Гесса: 1) Закон Лавуазье-Лапласа. 2) Если в результате ряда хим. превращений система опять пришла в исходное состояние, то суммарный тепловой эффект =0. 3) Если происходят 2 хим. процесса, приводящие из разл. нач. состояний к одинаковым конечным, то разность между энерг. эффектами = равна энерг. эффекту перехода из одного нач. состояния в другое. Обратимые и необратимые( самопроизвольные)

процессы. Обратимые – их можно заставить протекать в обратном направлении, изменив какую-либо переменную на  мал. величину. Протекают они  медленно, реально к ним можно приблизится, но нельзя достигнуть. Работа в них всегда max. Необратимые протекают быстро, если к данной системе быстро подводить тепло, тогда Q_плавл Q_{кристал} т.к. сущ. потери тепла в окр. пр-во. Необратимые процессы: 1)самопроизвольные (ведут к равновесию и необратимы). Чтобы вернуть систему в исходное сост. нужно затратить работа, причем эта работа всегда больше чем та работа, которая совершается при самопроизвольном процессе. При протекании самопроизвольных процессов появл. 2 тенденции: а) стремление системы к min энергии;б)стемление системы к неупорядоченности. 2)несамопроизвольные. Энтропия и 2^ой закон термодинамики. 1)Тепло не может передаваться от тела менее нагретого к телу более нагретому. 2) Тепло невозможно превратить в другие виды Е в то время как превращение работы в теплоту может быть единственным результатом процесса. 3)Невозможно создать вечный двигатель 2^ГО рода т.е машину, кот. производила бы работу только за счет поглащ. тепла без передачи части тепла холодильнику. 4) В виде постулата принимаются утверждения: сущ. Некоторая термодинамическая ф-ция состояния системы назыв. энтропией S(степень хаотичности), изменения которой след. образом связано с поглащаемой теплотой и температурой системы dSdQ/T –для необратимого пр-са; dSdQ/T - для обрат. или равновесного пр-са. В случае изолированной системы (dQ=0 ) только такие процессы протекают самопроизвольно для кот. справедливо усл.dS0. В состоянии равновесия S не меняется и она max, в самопроизвольном пр-се S увеличивается. Энтропия хар-ет: 1) Тепловое состояние системы; 2)Неупорядоченные системы; 3)Часть Е_внутр системы, кот. всегда будет теряться в виде тепла и кот. нельзя превратить в ценные виды энергии. В стат. физике выведена формула: S=klgW k- постоянная Больцмана; W – мультиплетность, показывает число микросостояний, отвечающих данному макросостоянию. Чем больше частиц в системе, тем больше W и S. S увеличивается:1)При переходе вещ-ва из более конденсированного состояния к менее конденс.;2) Если в ходе реакции происходит увеличение газообразных продуктов S_NO(г)S_NO2(г);3)Если усложняются атомы в молекуле S_Cl2S_F2. Значение S различных вещ-в при стандартных условиях сведены в таблицы. Измеряется:  S Дж/(мольК). Энтропии простых вещ-в  0. 3^ий закон термодинамики. Энтропия идеального крист. тела при абс. О⁰ = 0. При охлаждении любого вещ-ва S уменьшается и в пределе при O⁰K0. При этом наблюдается абсолютный покой в теле. Вероятное состояние в системе одно. Для реакции применимо сл-е из з-на Гесса, т.е. _S_P^O=S_ПРОД^О  S_{ИСХ.ВЕЩ-В}^О с учетом стехеометрич. коэф. Энергия Гиббса, условия обратимости и необратимости хим. процессов. G – энергия Гиббса (изобарноизотермический потенциал ), показывает max работу системы, т.е. это та работа, кот. можно получить от данной сист. при обратимом пр-се _G=_H - T_S. _G₂₄₈^O = _G_{248 ПРОДУКТОВ}^O - _G_{248 ИСХ.ВЕЩ-В}^O

T_S – абс. температураизменение энтропии – связанная энергия, кот. всегда будет идти на повыш. хаотичности т.е. теряться в виде тепла.

4. Скорость хим. реакций и влияющие на нее факторы. V(скорость) хим. реакций оценивают по изменению кол-ва молей в-ва (частиц) d в единицу времени d на единицу обьема V или единицу поверхности S. Гомогенная: V= dVddCm/d, Cm – молярная конц.  мольл. Гетерогенная: V=dSd. Если отслеживается концентр. продукта, берем знак “ + “, а если концентр. исх. вещ-ва знак ‘’ – ‘’. V реакц. зависит1) От природы реагирующих вещ-в 2) От конц. С 3) От температуры 4) От давл. 5) От участия катализаторов. Наименее охотно в реакц. вступают вещ-ва с ковалентными полярными св-ами. Зависимость V_реакц. от конц.С VC, С-конц. молярная,  - время.V=1/ (обр. зависимость). Чем C больше, тем V больше, т.к. увелич. вероятность столкновения частиц. Зависимость V_реакц. от давл.P ( для газовых систем) 2СО + О₂ 2СО₂ Р3р V_ПР = К_ПР  3СО² 3О₂ в 27 раз. V_ОБР = К_ОБР3СО₂² в 9 раз. СО  3р О₂  3р СО₂ 3р. Закон действующ. масс, константа скорости, молекулярностьи порядок хим. гомогенных и гетерогенных реакциий. V_реакц ~ конц. реаг. вещ-в возведенном в степень их стехеометрических коэф-тов. А + 2В = АВ₂ V_реакц = КС_m,A  С_m,B² = KA]  [B]; V – коэф. пропорциальности наз. константой скорости. Физ. смысл К - V_реакц при конц. вещ-в 1мольл. K = V при С₁ и С₂ = 1 моль. Все константы в кинетике зависят только от природы вещ-в и t^O, от конц. не зависит. Вероятность одновременного столкновения в одной точке пространства более 3-х частиц практически = 0, поэтому если суммарный стехиом. коэф. уравн.  0 закон действ. масс может не выполнятся. Такие реакции протекают через ряд последовательных стадий. V процесса в целом будет лимитироваться V самой медленной стадии. Закон действ. масс справедлив только для вещ-в наход. в газообр. сост. с момента нач. реакции. Вещ-ва наход. в тв. фазе в ур-ние закона действ. масс не записываются.

Гомогенная реакция 2NO_(Г) + O_2(Г) = 2NO_2(Г)  V = K[ NO ]²  [ O₂ ]. Гетерогенная реакция С_(К) + О_2(Г) = СО_2(Г) Над любой поверхностью обязат. имеется насыщ. пар, равновес. пар или пар, кот. нах. в равн. с жидкостью, т.к. О₂ взаимодейств. с С, кот. нах. в газовой фазе, то конц. С в газовой фазе = конц. его насыщ. пара. V_реакц зависит от конц. О₂ т.к. больше О₂ может подходить к поверхности. От кол-ва С V_реакц не зависит, а зависит только от кол-ва S поверх-ти V = KS_C[ O₂ ] если в том случае, если в ходе реакц. поверх-ть не меняется ее можно обединить с конст. скор KS_C = const в гетерогенных системах конц. более конд. фазы не учитывается в з-не действ. масс (не действ. масса) V = K[ O₂ ]. CaCO_3(К)  СаО_(К) + СО_2(Г) V = K  1 – скорость данной реакции при опред. t^O есть величина постоянная. Молекулярность р–ции опр-ся min числом частиц участв. в эл. хим. процессе. 1) Мономолекулярность р-ции PCl_5(Г)  PCl₃ + Cl₂ V_ПР = KC_PCl5. 2) Бимолекулярность р-ции H₂(Г) + Cl₂(Г)  2HCl V_ПР = КС_H2  С_Cl2. 3)Тримолекулярность р-ции 2H_2(Г) + O_2(Г)  2H₂O_(Г) V_ПР = КС_H2²  С_О2. Закон действ. масс. Применим только для моно- би- тримолекулярных реакций. Если частиц больше, то данную реакц. разбивают на несколько элементарных.

Хим. равновесие, константа равновесия,принцип Ле-Шателье, влияние температуры, давления и конц. на равновесные системы. Хим. равновесие – это такое сост. системы, при котором V_ПР = V_ОБР. При этом выравниваются конц. взятых и получ. вещ-в. Конц. вещ-в, кот. берутся в начале реакции назыв. Начальными или исходными, а конц. вещ-в кот. устанавливаются к моменту равновесия назыв. равновесными конц. А_(Г) + 2В_(Г)  С_(Г) - гомогенная, все массы действующ. В первый момент смешивания конц. А и В max, V max. По мере расходования А и В V_ПР падает V_ПР = К_ПР АВ² . В нач. момент времени С отсутствует , V_ОБР = 0, по мере накопления С V_ОБР растет. _РАВН – момент наступления равновесия (V_ПР = V_ОБР ). Равновесие явл. динамическим, т.е. процессы в системе не прекращаются, они просто идут с разной скоростью. Состояние равновесия хар-ся константой равновесия К_РАВН = К_ПР  К_ОБР (пр-ние равнов. конц. продуктов  пр-ние равнов. конц. исх. вещ-в с учетом их стехиомеметрических коэф.) H₂ + Cl₂  2HCl V_ПР = К_ПР  H₂  Cl₂ V_ОБР = К_ОБР HCl² К_ПР = V_ПР  H₂  Cl₂  К_ОБР = V_ОБР HCl² ; К_РАВН = К_ПР  К_ОБР = V_ПР HCl² /  H₂  Cl₂  V_ОБР = HCl² /  H₂Cl₂; Константа равн. зависит от природы вещ-в и от t^O, от конц. независит, а только показывает их соотношение. Если поменять конц. к.–либо вещ-ва все другие конц. тоже поменяются, а их соотношение при данной t^O останется неизменным. Смещение равновесия подч. принципу Ла - Шателье если на систему наход. в состоянии равн. оказать воздействие , то система отреагирует таким образом, чтобы его ослабить. 2SO_2(Г) + О₂  2SO_3(Г) + Q P ~ ʋ_ГАЗА . Прям. реакц: P уменьш., т.к. ʋ уменьш. Обр. реакц P увел. Система отреагируат таким образом, чтобы давление снизить, равновесие сместится вправо. Прямая реакция экзтерм ( + Q ), прямая реакц. эндотерм ( - Q ). Если систему начнем нагревать ( прям. реакц t^O повыш., обр. реакц t^O пониж.), то равновесие сместится в сторону эндотерм реакции т. е. влево. При повыш. конц. исх. вещ-в и (или) отводе продуктов реакции равн-е сместится вправо. Катализаторы не смещают хим. равн-е, а только сокращают t^O его достижения. Температурный коэф. скор. гомогенных реакций. Правило Вант - Гоффа V_t2 = V_t1  ϒ^{(t2- t1)/10} = V_t+t/V_t = K_t+t/K_t = ϒ^t/10. ϒ – температурный коэф. скор-ти ( коэф. Вант – Гоффа). ϒ = 24, ϒ показывает во сколько раз увелич. V_реакц при нагревании на кажд. 10^ОС. ϒ^{(t2- t1)/10} = V_t2 V_t1 = 1/₂1/₁ = ₁ ₂. При t^O = 20^ОС реакция шла 20мин. Найти время реакции при t^O = 40^ОС и во сколько раз увел. скорость. ϒ = 2 ϒ40-2010 = ₁ ₂ = 22 = 4раза = 20х 4х = 20 х = 5мин. Механизм влияния t^O на скорость гомогенных реакциий. Чем выше t^O , тем V_реакц быстрее. Не каждое столкновение 2-х молекул приводит к их взаим-ю, т.к. между ними действуют силы отталкивания. Чтобы прошла реакция нужно преодолеть некот. энерг. барьер. Если энергия хотя бы одной молекулы достаточна для преодоления отталкивания, то на какой-то момент обе молекулы объединяются образуя активированный комплекс, который затем распадается на продукты реакции или снова на исх. вещ-ва. Увел. V_реакц с повыш. t^O значительно больше, чем увел. V движ. молекул. Согласно теории активации во взаимодействие только активные молекулы, энергии которых превышает среднюю энергию молекул данного вещ-ва. Энергия, кот. надо придать молекулам реагирующих вещ-в, для того, чтобы сделать их активными наз. энергией активации( она зависит от природы реагирующих вещ-в и явл. хар-кой любой реакции). А_(Г) + В_(Г)  С_(Г) + D_(Г)­­ – обратимая реакция. Прямая реакция идет с выделением тепла (Е системы пониж.) обратная реакция идет с поглащ. тепла. Q – тепловой эффект реакции. Только те молекулы будут реакционно-способными. Кол-во таких молекул определ. площадь под кривой. Для данной реакции Е ^(энергия активированного комплекса) не меняется при повыш. t^O растет число активных молекул. 10¹⁰ – взрыв. Катализаторы – в-ва, ускор. хим. реакции. Катализаторы действуют избирательно на каждую реакцию, т.е. подбирая соотв. катализатор можно направить процесс по желаемому пути СО_(Г) + H_2(Г) (Cu) CH₃OH СО_(Г) + H_2(Г)  (Ni) CH₄ + H₂O. Катализаторы в конечном итоге не расходуются. А + В  АВ(медленно). Образование промежуточного соединения ( А + К  АК АК + В  АВ + К) – быстрее, чем без катализатора. Катализаторы снижают энерг. барьер, кот. нужно преодолеть для прохождения данной реакции. Чем ниже энерг. барьер, тем выше V_реакц т.к больше молекул способны его преодолеть. Катализаторы не влияют на тепловой эффект процесса. Катализ бывает гомогенный или гетерогенный. В первом случае катализатор находится в одной фазе с реагирующими вещ-вами 2СО_(Г) + О_2(Г)  ( Н₂О_(Г))2СО_2(Г) – гомогенный катализ. Во 2-м случае катализатор образует самостоятельную фазу 2H₂O_2(Ж)  (Pt_(К))2H₂O_(Ж) + O_2(Г) – гетерогенный катализ.