Отличный результат!
Информация о работе
Подробнее о работе
Ответы для подготовки к зачёту по дисциплине “Химия”
- 39 страниц
- 2019 год
- 0 просмотров
- 0 покупок
Гарантия сервиса Автор24
Уникальность не ниже 50%
Фрагменты работ
4. Энергетические эффекты химических реакций и фазовых превращений. Закон Гесса. Термохимические расчеты.
Все химические процессы сопровождаются тепловыми эффектами.
Тепловым эффектом химической реакции называется теплота, выделяемая или поглощаемая в результате превращения исходных веществ в количествах, соответствующих уравнению химической реакции. При этом единственной работой является работа расширения, а исходные вещества и продукты реакции должны иметь одинаковую температуру.
Независимость теплоты химической реакции от пути процесса при р = const и Т = const (A = pDV) впервые была установлена в 1836 г. русским ученым Г.И. Гессом. Эта закономерность известна как закон Гесса: тепловой эффект химической реакции не зависит от пути ее протекания, а зависит лишь от природы и физического состояния исходных веществ и продуктов реакции.
Закон составляет теоретическую основу термохимии, т.е. раздела химической термодинамики, в котором вычисляются тепловые эффекты различных физико-химических процессов: химических реакций, фазовых переходов, процессов растворения и кристаллизации и т. д.
Следует помнить, что все термохимические расчеты проводятся при стандартных условиях: Т = 298 К (25 0С), р = 101,3 кПа (1 атм.), например: DН0298 – стандартная энтальпия.
В термохимии уравнение химической реакции записывается с указанием теплового эффекта реакции (энтальпии) и агрегатного состояния веществ. Эти уравнения называют термохимическими уравнениями:
.....................
1. Основные стехиометрические законы.
2. Закон Авогадро. Следствия из закона Авогадро.
3. Первый закон термодинамики. Внутренняя энергия и энтальпия.
4. Энергетические эффекты химических реакций и фазовых превращений. Закон Гесса. Термохимические расчеты.
5. Свободная энергия Гиббса. Энтропия. Энтальпийный и энтропийный факторы возможности и направления протекания химических реакций.
6. Химическое равновесие. Константа равновесия.
7. Химическая кинетика. Скорость химических реакций. Закон действующих масс. Константа скорости реакции. Порядок реакции.
8. Кинетические уравнения реакций различных порядков. Влияние температуры на скорость химических реакций. Правило Вант-Гоффа. Теория “активных” молекул. Уравнение Аррениуса. Энергия активации. Катализаторы. Механизм их действия.
9. Расчёт основных кинетических параметров реакций
10. Химическое равновесие. Константа равновесия. Сдвиг равновесия. Принцип Ле-Шателье.
11. Расчет равновесного состава реагирующих систем.
12. Растворы. Растворимость веществ. Способы выражения концентрации растворов. Термодинамика растворения.
13. Растворы неэлектролитов. Давление пара над раствором. Закон Рауля. Явление криоскопии и эбуллиоскопии. Осмос. Осмотическое давление. Закон Вант-Гоффа.
14. Растворы электролитов. Изотонический коэффициент. Степень диссоциации. Связь степени диссоциации с изотоническим коэффициентом. Слабые и сильные электролиты. Равновесие в растворах слабых электролитов. Закон разведения Оствальда.
15. Особенности растворов сильных электролитов. Активность ионов. Коэффициент активности.
16. Ионообменные реакции. Направление протекания реакции.
17. Ионизация воды. Ионное произведение воды. Водородный показатель (рН ).
18. Буферные растворы.
19.Произведение растворимости солей
20. Гидролиз солей. Степень и константа гидролиза.
21. Окислительно-восстановительные реакции. Степень окисления. Составление ОВР методами электронного и ионно-электронного балансов.
22. Электропроводность растворов электролитов.
23. Электрохимические процессы.
24. Классификация электродов. Стандартный электродный потенциал. Уравнение Нернста. Ряд напряжений металлов.
25. Электролиз расплавов и растворов солей. Правила разряда ионов при электролизе. Законы Фарадея.
26. Химические источники тока, их классификация.
27. Гальванические элементы, их основные энергетические характеристики.
28. Аккумуляторы и топливные элементы..
29. Коррозия металлов. Виды коррозии. Химическая и электрохимическая коррозия.
30. Термодинамика и кинетика коррозионных процессов.
31. Методы защиты металлов от коррозии. Катодные и анодные металлические покрытия. Протекторная защита.
1. Основные стехиометрические законы.
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 сохранения массы был теоретически открыт в 1748 году и экспериментально подтверждён в 1756 году русским ученым М.В. Ломоносовым. Французский учёный Антуан Лавуазье в 1789 году окончательно убедил учёный мир в универсальности этого закона. Как Ломоносов, так и Лавуазье пользовались в своих экспериментах очень точными весами. Они нагревали металлы (свинец, олово, и ртуть) в запаянных сосудах и взвешивали исходные вещества и продукты реакции.
Р.Бойль показал, что при обжигании металлов увеличивается вес их, и объяснял это увеличение веса соединением с металлами весомой части пламени, материи огня.
Закон постоянства состава
Всякое химически чистое соединение независимо от способа его получения имеет вполне определенный состав.
На основании этого закона состав веществ выражается химической формулой с помощью химических знаков и индексов. Например, Н2О, СН4, С2Н5ОН и т.п.
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.
В связи с наличием соединений переменного состава современная формулировка закона постоянства состава содержит уточнения:
Состав соединений молекулярного строения, то есть состоящих из молекул, является постоянным независимо от способа получения. Состав же соединений с немолекулярной структурой (с атомной, ионной и металлической решеткой) не является постоянным и зависит от условий получения.
C + O2 = CO2
CO + 1/2O2 = CO2
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
Кратных отношений закон закон Дальтона, один из основных законов химии: 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. К. о. з. открыт в 1803 Дж. Дальтоном и истолкован им с позиций атомизма.
Форма заказа новой работы
Не подошла эта работа?
Закажи новую работу, сделанную по твоим требованиям
