Энтропия. 2 закон термодинамики. 3 закон термодинамики

Окисление и восстановление. Важнейшие окислители и восстановители. Изменение окислительно-восстановительных свойств веществ в связи с положением элементов в периодической системе. Направление окислительно-восстановительных реакций.

Окисление – процесс потери электронов

Восстановление – процесс приобретения электронов

Нет окисления без восстановления и наоборот. Восстановитель, отдавая электроны, приобретает

окислительные свойства, превращаясь в сопряжённый окислитель: Восстановитель - e− ↔ сопряжённый Окислитель

Восстановители:

1)Простые вещества металлы, Н2, С, Si, Р

2)Ионы в минимальной степени окисления (S2-, I-, Br-,Cl-, N3-)

3)Некоторые ионы металлов в меньшей из возможных с.о. (Fe2+, Sn2+, Cu+)

4)Органические вещества: спирты, альдегиды, глюкоза

Важнейшие восстановители: Металлы, водород,уголь. Окись углерода (II) (CO).Сероводород (H2S);оксид серы (IV) (SO2);сернистая кислота H2SO3 и ее соли. Галогеноводородные кислоты и их соли. Катионы металлов в низших степенях окисления: SnCl2, FeCl2, MnSO4, Cr2(SO4)3.Азотистая кислота HNO2;

аммиак NH3;гидразин NH2NH2;оксид азота(II) (NO).

Катод при электролизе.

Окислители:

1)Простые вещества: О2, О3, галогены (F2, Cl2, Br2, I2)

2)Ионы неметаллов и металлов в высшей с.о. (S+6, N+5,Mn+7, Cr+6)

3)Оксиды металлов (CuO, PbO2, Ag2O, CrO3, MnO2)

Важнейшие окислители: Галогены. Перманганат калия(KMnO4); манганат калия (K2MnO4);оксид марганца (IV) (MnO2).Дихромат калия (K2Cr2O7);хромат калия (K2CrO4).Азотная кислота (HNO3). Серная кислота (H2SO4) конц.Оксид меди(II) (CuO);оксид свинца(IV) (PbO2);оксид серебра (Ag2O);пероксид водорода (H2O2).Хлорид железа(III) (FeCl3).Бертоллетова соль (KClO3).Анод при электролизе.

Виды ОВР:

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

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

3) Диспропорционирование (самоокисление-самовосстановление) — реакции, в которых атомы с промежуточной степенью окисления превращаются в эквимолярную смесь атомов с более высокой и более низкой степенями окисления.

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

БИЛЕТ 10
1. Развитие представлений о строении атома. Составные части атома – ядро, (протоны, нейтроны), электроны их заряд и масса.

Атом – наименьшая частица хим эл-та, являющаяся носителем его хим св-в

«Пудинг с изюминками» (модель Томсона). Дж. Дж. Томсон предложил рассматривать атом как некоторое положительно заряженное тело с заключёнными внутри него электронами. Эта модель не объясняет сериальный характер излучения атома.

Ранняя планетарная модель атома Нагаоки. В 1904 году японский физик Хантаро Нагаока предложил модель атома, построенную по аналогии с планетой Сатурн. В этой модели вокруг маленького положительного ядра по орбитам вращались электроны, объединённые в кольца. Модель оказалась ошибочной.

Планетарная модель строения атома по Э. Резерфорду (1911)

1. Атомы химических элементов имею сложное внутреннее строение

2. В центре атома находиться положительно заряженное ядро, занимающее ничтожную часть пространства внутри атома

3. Весь положительный заряд и почти вся масса атома сосредоточены в ядре атома (масса электрона равна 1/1823 а.е.м.)

4. Вокруг ядра по замкнутым орбитам (как планеты вокруг солнца) движутся электроны, их число равно заряду ядра

5. Атом в целом электронейтрален

Обоснованием этой и более поздних моделей – атомные спектры и энергии ионизации атомов. Для объяснения стабильности атомов Нильсу Бору (1913) пришлось ввести постулаты, которые сводились к тому, что электрон в атоме, находясь в некоторых специальных энергетических состояниях, не излучает энергию («модель атома Бора-Резерфорда»).

Ядро состоит из протонов (mp=1836me~1,67*10-27кг, p+1, протон – атом водорода от которого отнят один электрон) нейтронов (mn=1838 me, n0 нейтрон – элементарная незаряженная частица). Электрон (me=9.1*10-28г, е = -1.6*10-19Кл)

Энтропия (S) – термодинамическая функция состояния, которая служит мерой беспорядка (неупорядоченности) системы. Больцман определил энтропию как термодинамическую вероятность состояния (беспорядок) системы W. Размерность энтропии 1 моля вещества совпадает с размерностью газовой постоянной R и равна Дж∙моль^–1∙K^–1. Изменение энтропии в необратимых и обратимых процессах передается соотношениями Δ S > Q / T и Δ S = Q / T. Например, изменение энтропии плавления равно теплоте (энтальпии) плавления Δ S _пл = Δ H _пл/ T _пл Для химической реакции изменение энтропии аналогично изменению энтальпии. Энтропия вещества или системы тел при определенной температуре является абсолютной величиной. Энтропия зависит от:

1. Агрегатного состояния вещества. Энтропия увеличивается при переходе от твердого к жидкому и особенно к газообразному состоянию (вода, лед, пар).

2. Изотопного состава (H₂O и D₂O).

3. Молекулярной массы однотипных соединений (CH₄, C₂H₆, н-C₄H₁₀).

4. Строения молекулы (н-C₄H₁₀, изо-C₄H₁₀).

5. Кристаллической структуры (аллотропии) – алмаз, графит.

стремление системы к беспорядку проявляется тем больше, чем выше температура. Произведение изменения энтропии системы на температуру T Δ S количественно оценивает эту тенденцию и называется энтропийным фактором. S возрастает при переходе в-ва из кристаллического состояния в жидкое и из жидкого в газообразное, при растворении кристаллов, при расширении газов, при хим.взаимодействиях, приводящих к увеличению числа частиц, и прежде всего частиц в газообразном состоянии. Напротив, все процессы в результате которых упорядоченность системы возрастает(конденсация, полимеризация, сжатие, уменьшения числа частиц), сопровождаются уменьшением энтропии.

Второй закон термодинамики- в изолированных системах самопроизвольно идут только такие процессы, которые сопровождаются возрастанием энтропии. Второй закон т/д имеет статистический хар-р, т.е. справедлив лишь для систем, состоящих из очень большого числа частиц.

Третий закон термодинамики - энтропия идеального ионного кристалла при температуре абсолютного нуля равна нулю.

Дата добавления: 2015-04-23