Значение химии как науки. Закон эквивалента. Раствор. Химическая термодинамика. Гомогенные процессы. Химические свойства металлов

Химия – наука о превращении веществ в их составе, структуре и свойствах, а также в условиях и превращений веществ в другие.

Значение химии как науки:

1. связь с другими облостями науки и техники.
2. получение жизненно важных материалов
3. создание новых безотходных технологий
4. формирование правильного мировоззрения специалиста в любой одласти науки и техники.

Задачи:

1.  изучение химич. Форм; изучение материи

2. познание химич. Законов, умение управ. Ими.
3. использование последних достижений химии в химическом производстве.

Вещество – каждый отдельный вид материи, обладающий при данных условиях, определенными физ. св-ами. (простые(а.и м. одного вида), сложные(зазные).

Химич элемент – вид атома, обладающий одинаковым зарядом ядра, который совпадает с номером элемента в периодической системе.

Атомная масса – масса атома элемента, выраженная в а.е.м.

Молекулярная масса – масса молекулы, выражаемая в а.е.м.

Моль – количество вещ., содержащее столько молекул, атомов, ионов, электронов или других структурных единиц, сколько содержится атомов в 12гр. углерода.

 

Закон сохранения массы и энергии  (Ломоносов (1748).

Масса (энергия) веществ вступивших в реакцию = массе (энергии) веществ, образовавшихся в результате реакции. (  Е=     ).

Закон постоянства состава:(Пруст (1808)

Всякое чистое вещество независимо от способов его получения всегда имеет качественный и количественный состав.

Закон эквивалента (Рихтер (1803)

Вещества взаимод. друг с другом в количествах пропорц. их эквиваленту. 

m /m = э /э

1. эквивалент простого вещества

Э = А/n – валентность

2. э. кислоты

Э = М/n – основность кислоты (кол-во атомов водорода участв. в реакции)

Н2SO4 + 2NaOH = Na2SO4+H2O

ЭH2SO4= 98/2=49г/э

3. э. основания

 Э = М/n – кол-во ОН

4. э. соли

Э=М/ n В  n – кол. атомов Ме. В – валентность Ме.

5.э. оксида

Э=М/ n В

Закон Авагадро : в равных объемах различных газов при одинак. усл. содерж. одинак. число молекул (Nа=6,02*10в23 1/моль) 

PV/ T = P0V0/T0 – ур. Бойля – Мариотта и Гей-Люссака.

PV=m R T/       - ур. Менделеева-Клапейрона.

 

Раствор – многокомпонентные, однородные, термодинамическиустойчивые системы переменного состава (растворитель, растворенное вещество, продукты взаимодействия).

Концентрация раствора – содержание расворенного вещества в определенной массе или объеме растворителя.

1. Весовая, массовая или процентная концентрация показывает: сколько по массе растворенного вещества в % от всего раствора.

С% = mвещ. / mр-ра    *100%

2. молярная концентрация показ. число молей вещ. в одном литре раствора.

См= mвещ  * 1000/ Vраст. *Мвещ.      

3. Нормальная концентрация показывает число э. вещества в 1 литре раствора.

Сн= mвещ.*1000/ Vраст.*Э.            Э = Мвещ./ n * B.

4. Титр раствор. Показывает кол-во граммов вещ. растворенных в 1 литре раствора. 

Т= mвещ./ Vраст.

Электолитич. диссоц. – процесс распада на ионы молекул под действием молекул растворителя.

1.Сильные электролиты:

-растворимые соли        -сильные минеральные кислоты           -щелочи

2. Слабые электролиты

- не растворимые соли         -слабые кислоты              -NH4OH          -H2O

3. Не электролиты

- раствор. сахар                - органич. вещ. 

Степень диссоциации

α= кол. дисоц. молек./ общее кол. мол.

Константа диссоциации

H2S= H+ + HS-             1 ступ.

HS- = H+ +S2-               2 c.

H2S+ HS- = 2H+ + HS- +S2-

H2S = 2H+ + S2-                        Кд.= [H+] *[HS]/ [H2S]                       Кд.= [H+]* [S2-]/ [HS-]        Кд.3< Кд.2 < Кд.1   Кд.рез.=[H+]в2*[S2-]/[H2S]

Правила написания ионных уравнений: при запис.ионных уравнений все реагир. вещ. и продукты реакции записывались в виде ионов. Кроме:

-осадков      - газов        - слабодиссоц. веществ (Н2О)              -комплексных неонов

1. образование воды

NaOH+HCl=NaCl +H2O

Na+ +OH- + H+ +Cl- =Na+ +Cl- +H2O                          OH- +H+ =H2O 

2. образование осадка<

3.образование газов.

Na2CO3 + H2SO4 = Na2SO4 + H2CO3

 

Термодинамика – наука, которая занимается изучением энергетических состояний системы.        Химическая термодинамика – раздел общей термодинамики, который приминяет основные законы термод., в превращ. хим. реакций, устанавливает возможность самопроизвольного протекания реакции в прямом направлении. Система – совокупность тел, наход. во взаимод., которое фактически или мысленно выделяется из окр. среды и подвергается теоритич. и экспер. зучению. Состояние системы характеризуется совокупностью всех свойств системы и определ. параметры состояния (P, V, T,...).

Т/Д функции :  U-вн. энергия;     Н-энтальпия;                S-энтропия;             G-энергия Гиббса 

Внутр. Энергия – энергия всех частиц, сост. систему.   

Q = ▲U+A (A=P▲V) –I-ый закон термодинамики

Энергия не может создаваться из нечего и не может исчезать в никуда, а может превращаться из одной формы в другую.

▲U=Q-A    Q=(U2-U1)+P(V2-V1)=(U2+PV2) - (U1+PV1) = H2 - H1 =▲H, ЕСЛИ ▲H>0, то эндотермическая реакция

▲H<0, то экзотермическая реакция

Стандартные тепловые эффекты и теплообразования: 1. T=298  2. P=1a(101,3 kПа)         3. [раствора]=1моль/л         4. устойчивые модификации

Закон Гесса: Тепловой эффект реакции не зависит от пути процесса, а зависит только от начального и конечного состояния системы.

Энтропия(S)- явл. коллич. мерой беспорядка системы. [Дж/моль*град].

Энтропия(Н)-тепловой эффект хим.реакции.