Вопрос. Основные термодинамические характеристики.1,2,3 законы термодинамики.

Вопрос. Примеры расчёта эквивалента элемента, оксида, основания, соли, кислоты, окислителя, восстановителя.

• ЭЛЕМЕНТА. Определим эквивалентную массу серы в молекуле серной кислоты. Окислительное число серы в молекуле серной кислоты равно 6. По формуле эквивалентная масса серы равна M/B = 32/6 = 5,33 г/моль.
• ОКСИДА. Определим эквивалентную массу оксида серы. Окислительное число серы в молекуле оксида серы равно 4. По формуле эквивалентная масса серы рана М/В=32/4=8г/моль. Эквивалентная масса оксида по формуле равна Э_S+Э_O=8+8=16г/моль.
• ОСНОВАНИЯ. Определим эквивалентную массу молекулы оксида алюминия. По формуле Э_Al(OH)3=78/3=26г/моль.
• СОЛИ. Определим эквивалентную массу молекулы хлорида алюминия. В молекуле AlCl₃ число атомов металла равно 1, а валентность равна 3. По формуле Э_AlCl3=133,5/(1*3)=44,5г/моль.
• КИСЛОТЫ. Определим эквивалентную массу молекулы серной кислоты. Серная кислота двуосновная. По формуле эквивалентная масса серной кислоты равна М/(чз Н)=98/2=49г/моль.
• ОКИСЛИТЕЛЯ.
• ВОССТАНОВИТЕЛЯ. Найти эквивалентную массу Zn для данной реакции:

Zn + CuSO₄ = ZnSO₄ + Cu

Zn -2e → Zn²⁺-восстановитель

Cu²⁺ + 2e → Cu-окислитель

Э_Zn=M/z=65/2=33

 

Вопрос. Основные термодинамические характеристики.1,2,3 законы термодинамики.

1. Внутренняя энергия ( Δ U) - полная энергия частиц составляющих данные вещества

В химической термодинамике рассматривают системы в состоянии покоя в отсутствии внешнего покоя. В данном случае вся энергия равна внутренней.

Состоит из:

- кинетической энергии молекулярного движения

- энергии межмолекулярного взаимодействия (притяжения и отталкивание)

- внутримолекулярная

Δ U=U2-U1

U2- конечное состояние системы

U1 - начальное

· Энергия на молекулярном уровне

· Энергия притяжения электронов к ядру

· Энергия отталкивания двух соседних ядер атомов

· Энергия притяжения ядра одного атома и электронов другого

· Энергия отталкивания электронов в двух соседних атомах

2. Энтальпия ( Δ H) - теплосодержание системы

Величина равная сумме внутренней энергии и произведения объёма на давление

H=U+p*V

Функция состояния системы

Δ H=H2-H1

3.энтропия ( Δ S)- мера беспорядка

Отношение количество тепла к температуре

ΔS = ΔQ/t

Функция состояния системы аддиктивная величина ровна сумме значений энтропии и её компонентов

Если система поглощает теплоту, энтропия увеличивается, а энтропия окружающей среды на столько же уменьшается.

4.Энергия Гиббса ( Δ G)

Энергия, которую тело может затратить на совершение максимальной работы.

Δ G= Δ H -T* Δ S

ΔH- энтельпийный фактор

T*ΔS - энтропийный фактор

 

1 Закон термодинамики

Теплота, сообщенная системе, расходуется на увеличение внутренней энергии системы и на совершенствование этой системной работы.

Δ H= Δ U+p* Δ V

Q= Δ U+w - частный случай закона сокращения и превращения энергии в применении к процессам, протекающих с выделением,поглощением или преобразованием теплоты.

Qp = Δ Uтр* Δ V= Δ H давление не изменяется (с учётом формулы энтольпии)

p* Δ V=- Δ U на теплообмена с окр средой Q=0

Qv= Δ U объём не изменяется V=0 (изохорный процесс)

(Закон сокращения энергии)

2 Закон термодинамики

Самопроизвольно протекают процессы в сторону увеличения энтропии

3 Закон термодинамики

В конденсированных системах при абсолютном нуле и вблизи него процесс протекает без изменения энтропии.

t= -270^оС, животное не существует

 

Вопрос. ОВР. Виды ОВР.

ОВР – реакции, протекающие с изменением степени окисления элемента. (из за отдачи и приема электронов).

Окисление – процесс отдачи электронов.

Восстановление – процесс присоединения электронов.

Виды окислительно-восстановительных реакций:

1) Межмолекулярные — реакции, в которых окисляющиеся и восстанавливающиеся атомы находятся в молекулах разных веществ, например:

Н₂S + Cl₂ → S + 2HCl

2) Внутримолекулярные — реакции, в которых окисляющиеся и восстанавливающиеся атомы находятся в молекулах одного и того же вещества, например:

2H₂O → 2H₂ + O₂

3) Диспропорционирование (самоокисление-самовосстановление) — реакции, в которых один и тот же элемент выступает и как окислитель, и как восстановитель, например:

Cl₂ + H₂O → HClO + HCl

4) Репропорционирование — реакции, в которых из двух различных степеней окисления одного и того же элемента получается одна степень окисления, например:

NH₄NO₃ → N₂O + 2H₂O

 

Вопрос. Примеры расчёта эквивалента элемента, оксида, основания, соли, кислоты, окислителя, восстановителя.

• ЭЛЕМЕНТА. Определим эквивалентную массу серы в молекуле серной кислоты. Окислительное число серы в молекуле серной кислоты равно 6. По формуле эквивалентная масса серы равна M/B = 32/6 = 5,33 г/моль.
• ОКСИДА. Определим эквивалентную массу оксида серы. Окислительное число серы в молекуле оксида серы равно 4. По формуле эквивалентная масса серы рана М/В=32/4=8г/моль. Эквивалентная масса оксида по формуле равна Э_S+Э_O=8+8=16г/моль.
• ОСНОВАНИЯ. Определим эквивалентную массу молекулы оксида алюминия. По формуле Э_Al(OH)3=78/3=26г/моль.
• СОЛИ. Определим эквивалентную массу молекулы хлорида алюминия. В молекуле AlCl₃ число атомов металла равно 1, а валентность равна 3. По формуле Э_AlCl3=133,5/(1*3)=44,5г/моль.
• КИСЛОТЫ. Определим эквивалентную массу молекулы серной кислоты. Серная кислота двуосновная. По формуле эквивалентная масса серной кислоты равна М/(чз Н)=98/2=49г/моль.
• ОКИСЛИТЕЛЯ.
• ВОССТАНОВИТЕЛЯ. Найти эквивалентную массу Zn для данной реакции:

Zn + CuSO₄ = ZnSO₄ + Cu

Zn -2e → Zn²⁺-восстановитель

Cu²⁺ + 2e → Cu-окислитель

Э_Zn=M/z=65/2=33

 

вопрос. Основные термодинамические характеристики.1,2,3 законы термодинамики.

1. Внутренняя энергия ( Δ U) - полная энергия частиц составляющих данные вещества

В химической термодинамике рассматривают системы в состоянии покоя в отсутствии внешнего покоя. В данном случае вся энергия равна внутренней.

Состоит из:

- кинетической энергии молекулярного движения

- энергии межмолекулярного взаимодействия (притяжения и отталкивание)

- внутримолекулярная

Δ U=U2-U1

U2- конечное состояние системы

U1 - начальное

· Энергия на молекулярном уровне

· Энергия притяжения электронов к ядру

· Энергия отталкивания двух соседних ядер атомов

· Энергия притяжения ядра одного атома и электронов другого

· Энергия отталкивания электронов в двух соседних атомах

2. Энтальпия ( Δ H) - теплосодержание системы

Величина равная сумме внутренней энергии и произведения объёма на давление

H=U+p*V

Функция состояния системы

Δ H=H2-H1

3.энтропия ( Δ S)- мера беспорядка

Отношение количество тепла к температуре

ΔS = ΔQ/t

Функция состояния системы аддиктивная величина ровна сумме значений энтропии и её компонентов

Если система поглощает теплоту, энтропия увеличивается, а энтропия окружающей среды на столько же уменьшается.

4.Энергия Гиббса ( Δ G)

Энергия, которую тело может затратить на совершение максимальной работы.

Δ G= Δ H -T* Δ S

ΔH- энтельпийный фактор

T*ΔS - энтропийный фактор

 

1 Закон термодинамики

Теплота, сообщенная системе, расходуется на увеличение внутренней энергии системы и на совершенствование этой системной работы.

Δ H= Δ U+p* Δ V

Q= Δ U+w - частный случай закона сокращения и превращения энергии в применении к процессам, протекающих с выделением,поглощением или преобразованием теплоты.

Qp = Δ Uтр* Δ V= Δ H давление не изменяется (с учётом формулы энтольпии)

p* Δ V=- Δ U на теплообмена с окр средой Q=0

Qv= Δ U объём не изменяется V=0 (изохорный процесс)

(Закон сокращения энергии)

2 Закон термодинамики

Самопроизвольно протекают процессы в сторону увеличения энтропии

3 Закон термодинамики

В конденсированных системах при абсолютном нуле и вблизи него процесс протекает без изменения энтропии.

t= -270^оС, животное не существует