- •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
Правила знаков в термодинамике
Система может как отводить от себя теплоту, так и подводить ее из окружающей среды. При этом положительной, то есть Q > 0 считают теплоту, полученную системой из окружающей среды. (Для такой системы: Q > 0 , А > 0, ∆U > 0 ).
Таким образом, Работа может совершаться самой системой, либо над системой. Условились считать положительной, то есть А > 0 – работу, совершенную системой против внешних сил (∆U < 0, А > 0).
1) Q > 0 (теплота, полученная системой из окружающей среды).
При этом : А > 0 и ∆U > 0 ).
2) А > 0 (работа, совершенная системой против внешних сил).
При этом : ∆U < 0 ).
Для изолированной системы :
Q = 0 и А = 0
Следовательно, (∆U = 0, и тогда U = const. Отсюда следует другая формулировка первого начала термодинамики:
“Внутренняя энергия изолированной системы постоянна”.
Термодинамические функции – величины, которые не могут быть непосредственно измерены и зависят от параметров состояния.
Подразделяются
1. На функции состояния (U – внутренняя энергия; Н – энтальпия; S – энтропия).
Измерение функций состояния не зависят от пути и способа проведения процесса, а зависят только от начального и конечного состояния системы.
Изменение функции, например, ΔU = U2 − U1, не зависит от того, как осуществляется процесс.
∆UI
= ∆UII
= ∆U
III =
∆U
∆U = U
2 -
U 1
2. Функции процесса (Q – теплота; А – работа). Изменение функций процесса зависит от того, в каких условиях и каким путем протекал процесс.
Теплота и работа не могут содержаться в теле. Теплота и работа возникают только тогда, когда возникает процесс, и характеризуют только процесс. В статических условиях теплота и работа не существуют. Различие между теплотой и работой, принимаемое термодинамикой как исходное положение, и противопоставление теплоты работе имеет смысл только для тел, состоящих из множества молекул, так как для одной молекулы или для совокупности немногих молекул понятия теплоты и работы теряют смысл. Поэтому термодинамика рассматривает лишь тела, состоящие из большого числа молекул, т.е. так называемые макроскопические системы.
Применение I начала термодинамики
При химических реакциях, как правило, система совершает только механическую работу расширения-сжатия газа.
Амех = Р(V2 – V1) = Р ∙ ∆V .
тогда выражение для I начала термодинамики принимает вид
Q = ∆U + Р ∙ ∆V .
Рассмотрим применение этого уравнения к различным процессам.
1) Изохоный процесс (V = const):
∆V = 0 и Р ∙ ∆V = 0
тогда QV = ∆U (теплота изохорного процесса равна приращению внутренней энергии системы).
2) Изобарный процесс (Р = const)
QP = ∆U + Р ∙ ∆V = U2 - U1 + P (V2 – V1) =
Сгруппируем члены с учетом начального и конечного состояния системы:
= U2 - U1 + P V2 – P V1 = (U2 + PV2) - (U1 + PV1)
Н = U + PV
Введем новую функцию:
(Н - энтальпия или теплосодержание):
QP = H2 – H1 = ∆H
(теплота, поглощаемая системой при Р = const, равна изменению энтальпии). Изменение Н – характеристики количества тепла, сообщаемого системой при изобарном процессе. “H” также как и U, является функцией состояния системы.
Для химических реакций ∆H называют тепловым эффектом реакции.