Контрольная работа по "Химии"

Министерство образования  Республики Беларусь

Учреждение Образования

«Гродненский  Государственный университет имени  Янки Купала»

Факультет инновационных  технологий машиностроения

Контрольная работа

По дисциплине

Химия

Специальность: Техническая эксплуатация автомобилей

Выполнил:               студент 2 курса 2 группы

полной заочной  формы обучения

Глод Дмитрий  Анатольевич

Проверил:                    Пыжик Тамара Николаевна

              

Гродно - 2013

Соли, типы солей. Методы получения,химические свойства, номенклатура средних, кислых, основных солей.

 

Определение:

Соли – это сложные вещества, в состав которых входят атомы металлов и кислотные остатки. При диссоциации солей в растворе присутствуют катионы металлов и анионы кислотных остатков. Кроме того, в состав солей могут входить атомы водорода и гидроксогруппы.

В зависимости от состава различают средние (нормальные), кислые, основные, двойные и комплексные соли.

Средние соли образуются при взаимодействии эквивалентных количеств кислоты и основания, таким образом, они состоят из атомов металла и кислотных остатков:

                                  

Кислые  соли образуются при взаимодействии избытка кислоты с основанием и содержат атомы водорода:

                                

Основные  соли – продукт неполного замещения гидроксогрупп в соответствующих основаниях на кислотные остатки (основание взято в избытке):

                                

 

 

 

Номенклатура:

Наиболее распространены международные названия солей.

Названия средних солей состоят из двух частей: названия аниона (кислотного остатка) в именительном падеже и катиона в родительном. Число катионов и анионов, как правило, не указывается. Если один и тот же металл проявляет различную степень окисления, то её указывают в скобках римской цифрой. Например: CuSO₄ – сульфат меди (II), NaCl – хлорид натрия, - нитрат калия,  - сульфат железа (ІІ).

Названия кислых солей образуются добавлением к аниону приставки гидро -, а если необходимо, то с соответствующими числительными: - гидрофосфат натрия,  - дигидрофосфат калия. Названия основных солей образуют, добавляя к наименованию аниона приставки гидроксо - или слова основной: - основной хлорид магния, -дигидроксохлорид алюминия.

 

 

 

 

Способы получения:

 

 

1. Реакция нейтрализации:

                          

2. Взаимодействие кислот с основными оксидами:

                          

3. Взаимодействие кислот с солями:

                          

4. Взаимодействие двух солей:

                           

5. Взаимодействие оснований с кислотными оксидами:

                           

6. Взаимодействие щелочей с солями:

                          

7. Взаимодействие основных оксидов с кислотными:

                            

8. Взаимодействие металлов с неметаллами:

                            

9. Взаимодействие металлов с кислотами:

                            

10. Взаимодействие металлов с солями:

                            

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

Химические Свойства:

 

• Разложение солей. Подвергаются разложению соли аммония, соли малоактивных металлов, слабых кислот и кислот, в которых элементы проявляют высшие и низшие степени окисления.                          

 

• Ионы металлов в составе соли могут взаимодействовать с другими анионами с образованием осадков (в растворе) или участвовать в окислительно-восстановительных реакциях:

           

          

 

                                     

     

              

 

 

 

• Анионы могут соединяться с катионами других веществ с образованием газов или осадков, а также, участвовать в окислительно-восстановительных реакциях:

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

Первое (закон  сохранение энергии) и второе начало термодинамики.

 

Первый закон термодинамики – это закон сохранения энергии, согласно которому энергия ниоткуда не берется и никуда не девается, а только переходит из одной формы в другую

Первое начало термодинамики  гласит:  
Изменение внутренней энергии любой системы равно сумме количества подведенной к системе теплоты  
и совершенной работы данной системы:  
ΔU = Q + A  
где ΔU - изменение внутренней энергии, Q - количество тепла, А - работа системы (В некоторых учебниках работа обозначается как W)  
То есть, если к системе подводится (или отводится) тепло, оно расходуется на изменение внутренней энергии системы и работу данной системы против внешнего воздействия. По своей сути, первое начало термодинамики есть закон сохранения энергии.  
 
Кроме того, первый закон термодинамики подразумевает состояние газа в системе в различных процессах идеальным, в связи с этим для состояния  
данного газа используется известное уравнение Менделеева - Клапейрона:  
PV = nRT  
где n - число моль газа, R - универсальная газовая постоянная, равная 8,314 Дж/моль*К (в системе СИ)  
Р - давление, V - объем. Если объем берется в м³, то давление измеряется в паскалях, если объем берется в литрах (дм³), то давление берется в килопаскалях. Т - температура (обязательно в градусах Кельвина!).  
 
Также используется понятие теплоемкостей:  
С_р - изобарная мольная теплоемкость - количество теплоты, поглощенное телом (газом, жидкостью или твердым веществом) при нагревании 1 моль вещества на 1 градус при постоянном давлении.  
С_v - изохорная мольная теплоемкость - количество теплоты, поглощенное телом (газом, жидкостью или твердым веществом)  
при нагревании 1 моль вещества на 1 градус при постоянном давлении.  
Для идеальных газов изобарная и изохорная теплоемкости связаны соотношением:  
С_р = С_v + R  
Кроме того, для одноатомного идеального газа изохорная теплоемкость равна:  
С_v = 3/2R  
Для двухатомного идеального газа:  
С_v = 5/2R  
Для трехатомных и многоатомных газов и нелинейных молекул изохорная теплоемкость может быть приблизительно рассчитана как:  
С_v = 3R  
(также все данные изобарных теплоемкостей можно найти в соответствующих справочниках)  
 
В решении задач рассматривается поведение системы при различных изопроцессах.  
Всего таких процессов 4:  
1. Изобарный процесс.  
Понятие изобарного процесса относится к поведению системы при неизменности давления газа в данной системе.  
(Р = const)  
Уравнение состояния идеального газа в данном случае запишется:  
PΔV = nRΔT  
V₁/T₁ = V₂/T₂  
Количество теплоты, переданное системе (отданное системой) в данном процессе равно:  
Q = nC_p(T₂ - T₁)  
Количество работы, совершенное при этом системой, равно:  
А = P(V₂ - V₁)  
 
2. изохорный процесс.  
Понятие изохорного процесса относится к поведению системы при неизменности объема газа в данной системе.  
(V = const)  
Уравнение состояния идеального газа в данном случае запишется:  
VΔP = nRΔT  
P₁/T₁ = P₂/T₂  
Количество теплоты, переданное системе (отданное системой) в данном процессе равно:  
Q = nC_v(T₂ - T₁)  
Количество работы, совершенное при этом системой, равно нулю (что вытекает из физического смысла работы):  
А = 0  
 
3. изотермический процесс.  
Понятие изотермического процесса относится к поведению системы при неизменности температуры газа в данной системе. (Т = const)  
Уравнение состояния идеального газа в данном случае запишется:  
ΔPΔV = nRT  
V₁Р₁ = V₂Р₂  
Количество работы, совершенное при этом системой, равно:  
А = nRT*ln(Р₁/Р₂)  
Количество теплоты, переданное системе (отданное системой) в данном процессе равно работе системы, так как изменения внутренней энергии газа не происходит:  
Q = А  
 
4. адиабатный процесс.  
Понятие адиабатного процесса относится к поведению системы при отсутствии теплообмена газа в данной системе. (ΔQ = 0)  
Уравнение состояния идеального газа в данном случае запишется:  
PV^γ = const  
VT^1/(γ-1) = const  
PT^γ/(γ-1) = const  
γ - отношение теплоемкостей газа:  
γ = С_р/С_v  
Исходя из данных уравнений, уравнение состояния идеального газа в данном случае называют уравнением адиабаты, и чаще всего используют в виде:  
Т₁V₁^γ-1 = Т₂V₂^γ-1  
 
Количество работы, совершенное при этом системой, равно:  
А = nC_v*(T₁ - T₂)  
Согласно определению процесса, теплообмен с окружающей средой в данном случае отсутствует (Q = 0).  

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

Второй закон термодинамики, как и первый, связан с тепловыми процессами. Он устанавливает возможность, направление и глубину протекания самопроизвольных процессов.  
Существует несколько различных, но эквивалентных формулировок второго закона термодинамики: 

 

• быстро или медленно, но всякая система стремится к состоянию равновесия;  
  
• теплота не может самопроизвольно переходить от менее нагретого тела к более нагретому;  
  
• невозможен периодический процесс, единственным результатом которого является превращение теплоты в работу.  
  

 
 
Суть второго начала состоит в том, что оно определяет направление самопроизвольного протекания процессов, в том числе и химических реакций.  
Для описания таких переходов существует термодинамическая функция системы - энтропия.  
Энтропия  – это функция состояния системы, являющаяся мерой её неупорядоченности.  
Если рассматривать систему в целом, то в обратимом процессе, протекающем при постоянной температуре, изменение энтропии будет равно:  
Математически второе начало термодинамики можно записать:  
∆S =∆Q/T  
Энтропия при обратимом процессе есть отношение общего количества тепла ΔQ величине абсолютной температуры Т (то есть тепло, переданное системе, при постоянной температуре).  
При необратимом процессе справедливо неравенство:  
∆S >∆Q/T  
То есть в изолированной системе самопроизвольно протекают только те процессы, которые сопровождаются увеличением энтропии.  
 
Изменение энтропии в различных изопроцессах рассчитывается:  
Изобарный процесс:  
∆S = nC_p*ln(T₂/T₁)  
Изохорный процесс:  
∆S = nC_v*ln(T₂/T₁)  
Изотермический процесс:  
∆S = nR*ln(V₂/V₁)  
Адиабатный процесс:  
∆S = 0  
Данные формулы справедливы, если принять, что теплоемкости вещества не зависят от температур, что справедливо в узком температурном интервале.  
 
Изменение энтропии при нагревании или охлаждении вещества в пределах одного агрегатного состояния рассчитывается:  
       Т₂  
ΔS = ∫(Ср/Т)dT  
       Т₁  
Если теплоемкость вещества не зависит от температуры, то получаем формулы для изобарного и изохорного процессов.  
 
При фазовом переходе изменение энтропии равно:  
ΔS_ф.п. = ΔH_ф.п./Т_ф.п.  
где ΔH_ф.п. – изменение энтальпии при фазовом переходе, Т_ф.п. - температура фазового перехода.  
 
Энтропия - является функцией состояния, то есть это величина аддитивная, общее изменение энтропии вещества равно сумме изменения энтропий для всех процессов (нагревание, плавление, растворение, конденсация и т.п.)  
ΔS_общ = ∑S_i