Физикохимия. Бележки от лекции
Подобни документи
Влияние на температурата върху скоростта на химичната реакция. Двустранни и едностранни реакции, тяхната молекулярност, ред, кинетична класификация. Теория на активните сблъсъци. Верижни реакции, термична експлозия. Видове фотохимични процеси, квантов добив.
курс от лекции, добавен на 10.12.2015 г
Характеристика на предмета и обекта, цели и задачи на физическата и колоидната химия. Описание на основните понятия на термодинамиката. Химична кинетика: скорост на химичната реакция, уравнение на Арениус, каталитични процеси, хомогенна катализа и автокатализа.
урок, добавен на 05/02/2014
Проблеми на химичната термодинамика. Фазово равновесие и разтвори. Термодинамична и електростатична теория на електролитите. Кинетика на химичните реакции. Модели, свързани с взаимното преобразуване на химични и електрохимични форми на енергия.
ръководство, добавено на 21.11.2016 г
Катализата е процес на промяна на скоростта на химичните реакции в присъствието на вещества, наречени катализатори. Информация за индустриалния катализ и неговата роля в екологията. Преминаване през енергийната бариера, хомогенна и хетерогенна катализа.
резюме, добавено 07.11.2009
Скоростта на химична реакция. Хомогенни и хетерогенни реакции. Законът за активните маси. Активираща енергия. Влияние на катализатора. Константа на химичното равновесие. Същността на принципа на Льо Шателие. Понятие за молекулност и ред на реакцията в химичната кинетика.
презентация, добавена на 23.04.2013 г
Понятието химична кинетика. Фактори като концентрация на реагенти, финост, температура и наличие на катализатор или инхибитор. Дефиниция на понятието "молекулярност на реакцията". Същност на катализатора и неговото действие при химични реакции.
ръководство, добавено на 27.04.2016 г
Изследване на закона за хетерогенните равновесия на физикохимична система в стабилно термодинамично равновесие. Преглед на многокомпонентни течности. Анализ на кинетика и катализа. Есе върху концентрацията на веществото и класификацията на химичните реакции.
презентация, добавена на 29.09.2013 г
Анализ на същността, признаците и условията на химичните реакции. Класификация на химичните реакции по различни критерии. Определяне на скоростта на химична реакция. Дефиниция на понятието катализатор, както и описание на ефекта му върху скоростта на химичната реакция.
резюме, добавено на 28.06.2017 г
Концепцията за химична кинетика, скорост на химична реакция. Основен закон на химичната кинетика. Влияние на температурата върху скоростта на химичните реакции. Концепцията и същността на катализата, принципът на катализатора. Математическо условие на химичното равновесие.
ръководство, добавено на 18.09.2015 г
Влияние на концентрацията на веществата, налягането, контактната повърхност на реагентите, температурата върху скоростта на химичната реакция. Законът за активните маси. Концепцията за катализа е намаляване на енергията на активиране на реакцията, а инхибирането е увеличаване на нейната енергия на активиране.
Описание на презентацията на отделни слайдове:
1 слайд
Описание на слайда:
2 слайд
Описание на слайда:
3 слайд
Описание на слайда:
Газът е състояние на агрегиране на вещество, при което молекулите се движат произволно, разположени на голямо разстояние една от друга. В твърдите тела разстоянията между частиците са малки, силата на привличане съответства на силата на отблъскване. Течността е агрегатно състояние, междинно между твърдо и газообразно състояние. В течността частиците са близо една до друга и могат да се движат една спрямо друга; Течността, подобно на газа, няма фиксирана форма. Плазмата е силно разреден газ, в който произволно движещи се електрически заредени частици са електрони и положително заредени ядра на атоми или йони.).
4 слайд
Описание на слайда:
Агрегатните състояния на едно и също вещество не се различават по химични свойства и състав, а физичните им свойства не са еднакви. Пример е H2O (вода). Разликите във физичните свойства се дължат на факта, че частиците в газообразни, течни и твърди вещества са разположени на различни разстояния една от друга, поради което силите на привличане, действащи между тях, се проявяват в различна степен
5 слайд
Описание на слайда:
Основни разпоредби на MKT Всички вещества - течни, твърди и газообразни - се образуват от най-малките частици - молекули, които сами се състоят от атоми ("елементарни молекули"). Молекулите на химичното вещество могат да бъдат прости или сложни и да се състоят от един или повече атоми. Молекулите и атомите са електрически неутрални частици. При определени условия молекулите и атомите могат да придобият допълнителен електрически заряд и да се превърнат в положителни или отрицателни йони. Атомите и молекулите са в непрекъснато хаотично движение. Частиците взаимодействат една с друга чрез сили, които са електрически по природа. Гравитационното взаимодействие между частиците е незначително.
6 слайд
Описание на слайда:
1. Учението за агрегатните състояния 1.1 Въведение Фазов преход - преминаването на веществото от едно агрегатно състояние в друго състояние - кондензирано T-L топене L-T втвърдяване (замръзване) Фазовите преходи са придружени от абсорбция или отделяне на топлина
7 слайд
Описание на слайда:
1. Учение за агрегатните състояния 1.2. Газообразно състояние на материята Газът е агрегатното състояние на материята, при което съставните му частици (атоми, молекули, йони) не са свързани или много слабо свързани от сили на взаимодействие, се движат свободно, запълвайки целия предоставен им обем. Основните характеристики на газовете: те имат ниска плътност, т.к частиците са далеч една от друга и нямат нито собствена форма, нито собствен обем; изпълват изцяло съда, в който се намират, приемат формата му и лесно се компресират.
8 слайд
Описание на слайда:
Уравнението на състоянието на идеалния газ Идеалният газ е теоретичен газов модел, в който размерът и взаимодействието на газовите частици се пренебрегват и се вземат предвид само техните еластични сблъсъци. Идеалният газ е газ, в който няма сили на привличане между молекулите .
9 слайд
Описание на слайда:
газовите частици (атоми, молекули, йони) се приемат като материални точки (т.е. нямат обем) между частиците няма сили на взаимно привличане (междумолекулни сили) взаимодействието между молекулите се свежда до абсолютно еластични удари (т.е. удари при което кинетичната енергия се пренася изцяло от един обект към друг) частиците газ (атоми, молекули, йони) имат обем частиците газ са свързани помежду си чрез сили на взаимодействие, които намаляват с увеличаване на разстоянието между частиците сблъсъците между молекулите не са абсолютно еластични Идеален газ Реален газ 1. Учение за агрегатните състояния 1.2. Газообразното състояние на материята Реалният газ е подобен на идеален газ при силно разреждане и при обикновени температури
10 слайд
Описание на слайда:
Уравнението на състоянието на идеален газ (уравнението на Менделеев-Клапейрон) е връзка, която свързва стойностите на налягането, обема и температурата: където n е броят молове газ, R = 8,31431 J / mol. K) - газова константа Газът, който се подчинява на този закон, се нарича идеален. Газови закони
11 слайд
Описание на слайда:
Газови закони При постоянна температура и маса обемът на газ е обратно пропорционален на неговото налягане Обемът на дадена маса газ при постоянно налягане е право пропорционален на абсолютната температура Налягането на дадена маса газ при постоянен обем е пряко пропорционална на абсолютната температура Константа на Болцман: k=R/NA=1,38 10-23 J/K
12 слайд
Описание на слайда:
Идеалните газове имат еднакъв моларен обем. при n. г. = 22,4140 dm3 (l) При други температури и налягания тази стойност ще бъде различна! Газови закони
13 слайд
Описание на слайда:
Те не се подчиняват на законите на идеалните газове. Основните причини за отклоненията са взаимното привличане на газовите молекули и наличието на собствен обем.Моларният обем може да служи като характеристика на отклоненията Реални газове
14 слайд
Описание на слайда:
Реални газове Реалните газове не се подчиняват на уравнението на Менделеев-Клапейрон. Уравнението на състоянието на реален газ (уравнение на Ван дер Ваалс) за един мол за n мола a - отчита междумолекулните взаимодействия; b - отчита собствения обем на молекулите. Коефициентите a и b за различните газове са различни, така че уравнението на Ван дер Ваалс не е универсално. При ниски налягания и високи температури уравнението на Ван дер Ваалс се превръща в уравнение на състоянието на идеален газ.
15 слайд
Описание на слайда:
Основното свойство на течността, което я отличава от другите състояния на агрегиране, е способността да променя формата си неограничено под действието на тангенциални механични напрежения, дори произволно малки, като същевременно практически запазва обема. Течното състояние обикновено се счита за междинно между твърдо вещество и газ: газът не запазва нито обем, нито форма, докато твърдото вещество запазва и двете. Течно агрегатно състояние
16 слайд
Описание на слайда:
вибрационно-транслационно движение на молекулите, несвиваемост поради вътрешно налягане, асоцииране (в случай на полярни молекули), наличие на близък ред при липса на далечен ред, повърхностно напрежение, вискозитет. Свойства на течностите:
17 слайд
D. x. н. , професор, ръководител на катедрата по физикохимия, Руски химически технически университет им. Д. И. Менделеева Конюхов Валерий Юриевич [имейл защитен] ru vkontakte. en
Литература Вишняков А.В., Кизим Н.Ф. Физическа химия. Москва: Химия, 2012 Физическа химия//Изд. К. С. Краснова. М. : Висше училище, 2001 Стромберг А. Г., Семченко Д. П. Физическа химия. М. : Висше училище, 1999. Основи на физическата химия. Теория и задачи: учеб. Помощ за университети / В. В. Еремин и др., М. : 2005.
Литература Аткинс П. Физическа химия. М. : Мир. 1980. Карапетянц М. Х. Химическа термодинамика. Москва: Химия, 1975 г.
ЛОМОНОСОВ Михаил Василиевич (1711-65), първият руски естествен учен със световно значение, поет, положил основите на съвременния руски литературен език, художник, историк, защитник на развитието на националното образование, наука и икономика. Роден на 8 (19) ноември в село Денисовка (днес село Ломоносово) в поморско семейство. На 19 години заминава да учи (от 1731 г. в Славяно-гръко-латинската академия в Москва, от 1735 г. в Академичния университет в Петербург, през 1736-41 г. в Германия). От 1742 г. адюнкт, от 1745 г. академик на Петербургската академия на науките.
През 1748 г. той основава първата химическа лаборатория в Русия към Академията на науките. По инициатива на Ломоносов е основан Московският университет (1755 г.). Той развива атомни и молекулярни идеи за структурата на материята. По време на господството на теорията за калориите той твърди, че топлината се дължи на движението на корпускулите. Той формулира принципа за запазване на материята и движението. Флогистонът е изключен от броя на химичните агенти. Положи основите на физикохимията.
Изследва атмосферното електричество и гравитацията. Предложи учението за цвета. Създава редица оптични инструменти. Откри атмосферата на Венера. Описва структурата на Земята, обяснява произхода на много минерали и минерали. Издаде ръководство по металургия. Той подчерта важността на проучването на Северния морски път, развитието на Сибир. Той възражда изкуството на мозайката и производството на смалта, създава мозаечни картини със своите ученици. Член на Художествената академия (1763). Погребан е в Санкт Петербург в Некропола от 18 век.
Дефиницията на Ломоносов: „Физическата химия е наука, която изучава, въз основа на разпоредбите и експериментите на физиката, какво се случва в сложни тела по време на химически операции .... Физическата химия може да се нарече химическа философия.
В Западна Европа е обичайно да се счита 1888 г. за годината на създаването на физическата химия, когато W. Ostwald започва да чете този курс, придружен от практически упражнения, и започва да публикува списанието Zeitschtift fur physikalische Chemie. През същата година в Лайпцигския университет е организирана катедрата по физикохимия под ръководството на В. Оствалд.
Роден и живял дълго време в Руската империя, на 35-годишна възраст той сменя руското гражданство на немско. В Лайпциг прекарва по-голямата част от живота си, където го наричат „руския професор“. На 25 години защитава докторска дисертация на тема „Обемно-химични и оптохимични изследвания”.
През 1887 г. той приема предложение да се премести в Лайпциг, където основава Института по физика и химия към университета, който ръководи до 1905 г. През 1888 г. той заема много престижната катедра по физична и неорганична химия в университета в Лайпциг . На тази длъжност работи 12 години.
От "Лайпцигската школа" на В. Оствалд произхождат: нобеловите лауреати С. Арениус, Дж. Вант Хоф, В. Нернст, известните физикохимици Г. Тамман и Ф. Донан, органичният химик Дж. Вислиценс, известният американски химик Г. Н. Люис. През годините в Оствалд се обучават руски химици: И. А. Каблуков, В. А. Кистяковски, Л. В. Писаржевски, А. В. Раковски, Н. А. Шилов и др.
Една от уникалните черти на Оствалд е неговото многогодишно активно отхвърляне на атомно-молекулярната теория (въпреки че той предлага термина "мол"). „Химикът не вижда никакви атоми. „Той изследва само прости и разбираеми закони, които управляват съотношенията маса и обем на реагентите.“
У. Оствалд успява да напише обемист учебник по химия, в който думата "атом" изобщо не се споменава. Говорейки на 19 април 1904 г. в Лондон с голям доклад пред членовете на Химическото общество, Оствалд се опитва да докаже, че атомите не съществуват и „това, което наричаме материя, е само колекция от енергии, събрани заедно на дадено място“.
В чест на В. Оствалд на територията на университета в Тарту е инсталирана паметна плоча с надпис на естонски, немски и английски език
прогнозира дали дадена реакция може да протече спонтанно; ако протича реакцията, колко дълбоко (какви са равновесните концентрации на реакционните продукти); Ако реакцията протича, тогава с каква скорост.
1. СТРУКТУРА НА ВЕЩЕСТВОТО В този раздел на базата на квантовата механика (уравнението на Шрьодингер) се обяснява структурата на атомите и молекулите (електронните орбитали на атомите и молекулите), кристалните решетки на твърдите тела и др., агрегатните състояния на материята са разглеждан.
2. ХИМИЧНА ТЕРМОДИНАМИКА въз основа на законите (началото) на термодинамиката позволява: да се изчислят топлинните ефекти на химичните реакции и физико-химичните процеси, да се предвиди посоката на химичните реакции, да се изчислят равновесните концентрации на реагентите и продуктите на реакцията.
3. ТЕРМОДИНАМИКА НА ФАЗОВОТО РАВНОВЕСИЕ Изучава закономерностите на фазовите преходи в еднокомпонентни и многокомпонентни (разтвор) системи. Основната му цел е да построи диаграми на фазово равновесие за тези системи.
4. ЕЛЕКТРОХИМИЯ Изучава свойствата на електролитните разтвори, особеностите на тяхното поведение в сравнение с молекулярните разтвори, изследва моделите на взаимно преобразуване на енергията на химичните реакции и електрическата енергия по време на работата на електрохимични (галванични) клетки и електролизери.
5. ХИМИЧНА КИНЕТИКА И КАТАЛИЗА Изследва закономерностите на протичането на химичните реакции във времето, изследва влиянието на термодинамичните параметри (налягане, температура и др.), наличието на катализатори и инхибитори върху скоростта и механизма на реакциите.
В отделна наука КОЛОИДНАТА ХИМИЯ се обособява от раздел на физикохимията - физикохимия на повърхностните явления и дисперсните системи.
Класическата термодинамика е клон на теоретичната физика и изучава моделите на взаимно преобразуване на различни видове енергия и енергийни преходи между системите под формата на топлина и работа (термо - топлина, динамо - движение).
Термодинамиката се абстрахира от причините, които причиняват всеки процес, и времето, през което протича този процес, но работи само с началните и крайните параметри на системата, участваща във всеки физичен и химичен процес. Свойствата на отделните молекули не се вземат предвид, а се използват осреднените характеристики на системи, състоящи се от много молекули.
Задачите на химическата термодинамика са: измерване и изчисляване на топлинните ефекти на химични реакции и физикохимични процеси, прогнозиране на посоката и дълбочината на реакциите, анализ на химични и фазови равновесия и др.
1. 1. Основни понятия и дефиниции на ТД В термодинамиката всички интересни за нас процеси протичат в термодинамичните системи. Система - тяло или група от тела, реално или мислено идентифицирани от наблюдател в околната среда.
Системата е онази част от околния свят, която ни интересува особено. Всичко останало във Вселената е околната среда (среда). Общоприето е, че средата е толкова голяма (има безкраен обем), че обменът на енергия с термодинамична система не променя нейната температура.
Според характера на обмена на енергия и материя с околната среда системите се класифицират: изолирани - не могат да обменят нито материя, нито енергия; затворен - може да обменя енергия, но не може - материя; отворен - може да обменя както материя, така и енергия.
Според броя на фазите системите се делят на: хомогенни - състоят се от една фаза (разтвор на Na. Cl във вода); хетерогенна - системата включва няколко фази, разделени една от друга с интерфейси. Пример за хетерогенни системи е лед, плаващ във вода, мляко (капки мазнини - една фаза, водната среда - друга).
Фазата е набор от хомогенни части на система, които имат еднакви химични и физични свойства и са отделени от другите части на системата чрез фазови интерфейси. Всяка фаза е хомогенна част от хетерогенна система
Според броя на компонентите системите се разделят на едно-дву-, трикомпонентни и многокомпонентни. Компонентите са отделните химикали, съставляващи система, които могат да бъдат изолирани от системата и да съществуват извън нея.
Всяка термодинамична система може да се характеризира с набор от огромен брой физични и химични свойства, които приемат определени стойности: температура, налягане, топлопроводимост, топлинен капацитет, концентрации на компоненти, диелектрична константа и др.
В химическата термодинамика се разглеждат онези свойства, които могат да бъдат недвусмислено изразени като функции на температура, налягане, обем или концентрации на вещества в дадена система. Тези свойства се наричат термодинамични свойства.
Състоянието на термодинамична система се счита за дадено, ако са посочени нейният химичен състав, фазов състав и стойности на независими термодинамични параметри. Независимите параметри включват: налягане (P), обем (V), температура (T), количество вещество n под формата на брой молове или под формата на концентрации (C). Те се наричат параметри на състоянието.
Съгласно настоящата система от единици (SI), основните термодинамични параметри са определени в следните единици: [m 3] (обем); [Pa] (налягане); [mol] (n); [K] (температура). По изключение в химическата термодинамика е разрешено да се използва извънсистемна единица за налягане, нормалната физическа атмосфера (atm), равна на 101.325 k.Pa
Термодинамичните параметри и свойства могат да бъдат: Интензивни – не зависят от масата (обема) на системата. Това са температура, налягане, химичен потенциал и др. Екстензивни – зависят от масата (обема) на системата. Това са енергия, ентропия, енталпия и др. Когато се образува сложна система, интензивните свойства се подреждат, а екстензивните се сумират.
Всяка промяна, която настъпва в системата и е придружена от промяна на поне един термодинамичен параметър на състоянието (свойства на системата), се нарича термодинамичен процес. Ако ходът на процеса променя химичния състав на системата, тогава такъв процес се нарича химична реакция.
Обикновено по време на процеса всеки един (или няколко) параметъра се поддържа постоянен. Съответно те разграничават: изотермичен процес при постоянна температура (T = const); изобарен процес - при постоянно налягане (P = const); изохорен процес - при постоянен обем (V = const); адиабатен процес при липса на топлообмен с околната среда (Q = 0).
Когато протичат процеси в неизолирани системи, топлината може да се абсорбира или отделя. В съответствие с тази характеристика процесите се разделят на екзотермични (отделя се топлина) и ендотермични (поглъща се топлина).
По време на процеса системата преминава от едно равновесно състояние в друго равновесно състояние.Термодинамичното равновесие е състоянието на системата, при което се наблюдава топлинно, механично и химично (електрохимично) равновесие с околната среда и между фазите на системата.
Равновесните състояния са: устойчиви; метастабилен. Един процес се нарича равновесен (квазистатичен), ако преминава безкрайно бавно през непрекъсната последователност от равновесни състояния на системата.
Процесите, които възникват сами по себе си и не изискват външна енергия за тяхното осъществяване, се наричат спонтанни (положителни) процеси. когато се извлича енергия от околната среда за осъществяване на процеса, тоест се извършва работа върху системата, тогава процесът се нарича неспонтанен (отрицателен).
Функции на състоянието Функциите на състоянието са свойства на системата (вътрешна енергия U, енталпия H, ентропия S и др.), те характеризират даденото състояние на системата. Промените им по време на процеса не зависят от неговия път и се определят само от началното и крайното състояние на системата.
Безкрайно малка промяна в тази функция е общият диференциал на d. U, d. S и т.н.:
Процесни (преходни) функции Процесни функции (топлина Q, работа W) – не са свойства на системата (не са в системата), възникват по време на процеса, в който системата участва.
Ако няма топлина и работа в системата, тогава е безсмислено да говорим за тяхното изменение, можем да говорим само за тяхното количество Q или W в определен процес. Техните количества зависят от начина на извършване на процеса. Безкрайно малките количества се означават с Q, W.
Движението е атрибут на материята. Мярката за движение, т.е. количествената и качествената характеристика, е енергията. Енергията е функция на състоянието на системата. Промяната му в конкретен процес не зависи от пътя на процеса и се определя само от началното и крайното състояние на системата.
Познати са много различни видове енергия: механична, електрическа, химическа и т.н., но енергията може да преминава от система в система само в две форми: под формата на топлина или работа.
Топлината (Q) е форма на пренос на енергия от система към система поради хаотичното движение на частици (молекули, атоми, йони и т.н.) на контактуващи системи.
В термодинамиката топлината, подадена към системата, се приема за положителна (например топлината на ендотермична реакция), а топлината, отстранена от системата, е отрицателна (топлината на екзотермична реакция). В термохимията е точно обратното.
Работата е форма на пренос на енергия от система към система поради насоченото движение на микро- или макротела. В литературата работата се обозначава или с W (от английското „work”), или с A (от немското „arbait”).
Има различни видове работа: механична, електрическа, магнитна, повърхностни промени и т.н. Безкрайно малка работа от всякакъв вид може да бъде представена като продукт на обобщена сила и промяна в обобщена координата, например:
Сумата от всички видове работа, с изключение на работата срещу силите на външното налягане P - работа на разширение - компресия, се нарича полезна работа W ':
В термодинамиката работата се счита за положителна, ако се извършва от самата система и за отрицателна, ако се извършва върху системата. Според препоръките на IUPAC е обичайно работата, извършена върху системата, да се счита за положителна ("егоистичният" принцип е положителен, което увеличава вътрешната енергия)
Работа по разширение на идеален газ в различни процеси 1. Разширяване във вакуум: W = 0. 2. Изохорно обратимо разширение: d. V = 0 W = 0
Изводите и отношенията на термодинамиката са формулирани на базата на два постулата и три закона. Всяка изолирана система в крайна сметка идва в равновесно състояние и не може спонтанно да го напусне (първият постулат) Тоест, термодинамиката не описва системи от астрономически мащаб и микросистеми с малък брой частици (
Спонтанният преход от неравновесно състояние към равновесно състояние се нарича релаксация. Тоест, равновесното състояние задължително ще бъде постигнато, но продължителността на такъв процес не е дефинирана и няма понятие за време.
Вторият постулат Ако система A е в термично равновесие със система B и система B е в термично равновесие със система C, тогава системите A и C също са в термично равновесие
Вътрешната енергия на всяка термодинамична система U е сумата от кинетичната (енергия на движение) и потенциалната (енергия на взаимодействие) енергии на всички частици (молекули, ядра, електрони, кварки и т.н.), които изграждат системата, включително неизвестни видове енергия.
Вътрешната енергия на системата зависи от нейната маса (обширно свойство), от естеството на веществото на системата и термодинамичните параметри: U = f(V, T) или U = (P, T) се измерва в J/mol или J/kg. U е функция на състоянието, така че U не зависи от пътя на процеса, а се определя от началното и крайното състояние на системата. д. U е общият диференциал.
Вътрешната енергия на системата може да се промени в резултат на обмена на енергия с околната среда само под формата на топлина или работа.
Този факт, който е обобщение на практическия опит на човечеството, предава първия закон (начало) на термодинамиката: U = Q – W В диференциална форма (за безкрайно малка част от процеса): d. U = QW
„Топлината, подадена към системата, отива за увеличаване на вътрешната енергия на системата и изпълнението на работата от системата.“
За изолирана система Q = 0 и W = 0, т.е. U = 0 и U = const. Вътрешната енергия на изолирана система е постоянна
Във формулировката на Клаузиус: "Енергията на света е постоянна". Вечен двигател от първи вид (perpetum mobile) е невъзможен. Различните форми на енергия преминават една в друга в строго еквивалентни количества. Енергията не възниква и не се унищожава, а само преминава от система в система.
Функцията U е адитивна. Това означава, че ако две системи, характеризиращи се със стойностите U 1 и U 2, се комбинират в една единствена система, тогава получената вътрешна енергия U 1+2 ще бъде равна на сумата от енергиите на нейните съставни части: U 1+ 2 = U 1 + U 2
В общия случай топлината Q е функция на процеса, т.е. нейното количество зависи от пътя на процеса, но в два важни за практиката случая топлината придобива свойствата на функция на състоянието, т.е. стойността на Q престава да зависи от пътя на процеса, като се определя само началното и крайното състояние на системата.
Предполагаме, че в хода на процеса може да се извърши само работа срещу силите на външен натиск и полезна работа W = 0: Q = d. U+P d. V, и тъй като V = const, тогава P d. V = 0: QV = d. U или в интегрална форма: QV \u003d Uk - Un
Отново приемаме, че полезната работа W = 0, тогава: Q = d. U+P d. V, Тъй като P = const, можем да запишем: QP = d. U + d(PV), QP = d(U + P V). Означаваме: Н U + P V (енталпия) QР = d. H или: QP \u003d Hk - Hn
По този начин топлинният ефект на химическа реакция придобива свойствата на функция на състоянието при P = const: QP = H; за V = const: QV = U.
Тъй като химичните реакции и физикохимичните процеси по-често се извършват при постоянно налягане (на открито, т.е. при P = const = 1 atm), на практика понятието енталпия се използва по-често за изчисления, а не за вътрешно енергия. Понякога думата "топлина" на процеса се заменя без допълнително обяснение с "енталпия" и обратно. Например, те казват „топлина на образуване“, но пишат f. Н.
Но ако процесът, който ни интересува, протича при V = const (в автоклав), тогава трябва да се използва изразът: QV = U.
Нека диференцираме израза: Н = U + P V d. H = d. U+Pd. V+Vd. P, при постоянно налягане V d. P = 0 и d. H = d. U+P d. V В интегрална форма: H = U + P V
За идеален газ е валидно уравнението на Клапейрон-Менделеев: P V \u003d n R T, където n е броят молове газ, R 8, 314 J / mol K е универсалната газова константа. Тогава (при T = const) P V = n R T. Накрая имаме: H = U + n R T n е промяната в броя на моловете газообразни вещества по време на реакцията.
Например, за реакцията: N 2 (g) + 3 H 2 (g) \u003d 2 NH 3 (g) n \u003d -2, а за реакцията: 2 H 2 O (g) 2 H 2 (g ) + O 2 ( d) n = 3.
Разликите между QV и QP са значителни само когато в реакцията участват газообразни вещества. Ако няма такива или ако n = 0, тогава QV = QP.
Под топлинен ефект на реакцията се разбира количеството енергия, освободено или погълнато по време на реакцията под формата на топлина, при условие че: P = const или V = const; че температурата на изходните материали е равна на температурата на реакционните продукти; че в системата не се извършва друга (полезна) работа, освен работата по разширяване на свиването.
Промяна на енталпията по време на различни процеси Процес Условия на измерване Ho, k.J/mol C 2 H 6 O (l) + 3 O 2 (g) → 2 CO 2 (g) + 3 H 2 O (l) P = 1 atm T = 298 K − 1 370. 68 Топлина на дисоциация: H 2 O(l) → H+ + OH- P = 1 atm T = 298 K +57. 26 Топлина на неутрализация: H+ + OH- → H 2 O (l) P = 1 atm T = 298 K − 57. 26 Топлина на изпарение: H 2 O (l) → H 2 O (g) P = 1 atm T = 373 K+40. 67 Топлина на топене: H 2 O (cr) → H 2 O (l) P = 1 atm T = 273 K +6. 02
Фактът на постоянството на QV или QP, много преди формирането на химичната термодинамика като наука, е експериментално установен от Г. И. Хес (законът за постоянството на топлинните суми или законът на Хес): Топлинният ефект на химичната реакция зависи от вида и състоянието на изходните вещества и реакционните продукти и не зависи от начините за превръщането им едно в друго.
Герман Иванович Хес (1802 - 1850) - един от най-големите руски учени, професор в Технологичния институт в Санкт Петербург. Роден в Женева и възпитан от ранна възраст в Санкт Петербург. Получава медицинско образование в Юриев, след като завършва университета, работи в Стокхолм с Й. Берцелиус. Хес се опита в своите експерименти да установи закона за множеството топлинни съотношения (подобно на закона за множеството съотношения на Д. Далтон). Той не успя в това (в природата няма такъв закон), но в резултат на експериментални изследвания Хес изведе закона за постоянство на топлинните суми (закон на Хес). Тази работа, публикувана през 1842 г., е очакване на първия закон на термодинамиката.
H 1 \u003d H 2 + H 3 \u003d H 4 + H 5 + H 6
CO 2 C + O 2 = CO 2 CO + 1/2 O 2 = CO 2 C + 1/2 O 2 = CO H 2 H 1 C CO H 3 H 1 = H 2 + H 3
Топлина на образуване - топлинният ефект от образуването на 1 mol от дадено вещество от прости вещества: f. З. Прости вещества се наричат вещества, състоящи се от еднотипни атоми. Това, например, е азот N 2, кислород O 2, графит C и др.
От дефиницията следва, че топлината на образуване на вода е равна по големина на топлинния ефект на реакцията: H 2 + 1/2 O 2 = H 2 O QP = f. з
Ако реакцията се проведе при P = 1 atm, тогава измерената топлина на реакция ще бъде равна на f. Ho е стандартната топлина на образуване на водата. Обикновено стойностите на f. Но в таблица при 298 K за почти всички вещества, използвани в практиката: f. Но 298 (Н 2 О).
Реакционни продукти H prod f r H Изходни материали H Ref. c-c f Прости вещества
Топлинният ефект на химическа реакция: a 1 A 1 + a 2 A 2 + = b 1 B 1 + b 2 B 2 + е равен на сумата от топлините на образуване на продуктите на реакцията минус сумата от топлините на образуване на изходните вещества (като се вземат предвид стехиометричните коефициенти ai и bj):
Пример 1: Изчислете топлинния ефект на реакцията на хидрогениране на бензенови пари (тази реакция се провежда на повърхността на хетерогенни катализатори - платинени метали): C 6 H 6 + 3 H 2 \u003d C 6 H 12 при 298 K и P \ u003d 1 atm:
C 6 H 6 (g) f. Ho 298, q.J/mol 82,93 C 6 H 6 (g) 49,04 C 6 H 12 (g) H 2 -123,10 0 Вещество r. H 0298 \u003d -123.10 - (82.93 +3 0) \u003d -206.03 k.J r. H 0298 \u003d -123, 10– (49, 04 + 3 0) \u003d -72, 14 k. J исп. H 0 \u003d 82,93 - 49,04 \u003d +33,89 k.J / mol
Топлината на изгаряне е топлинният ефект от реакцията на дълбоко окисление (изгаряне) на вещество (до висши оксиди). В случай на въглеводороди по-високите оксиди са H 2 O (l) и CO 2. В този случай калоричността на, например, метан е равна на топлинния ефект на реакцията: CH 4 + 2 O 2 \ u003d CO 2 + 2 H 2 O (l) QP \u003d ox . з
волски стойности. Ho 298 се нарича стандартна топлина на изгаряне, те са таблични при 298 K. Тук индексът "o" показва, че топлината се определя при стандартно състояние (P \u003d 1 atm), индексът "oh" идва от английски - оксидация - окисляване.
Продукти от горенето (CO 2, H 2 O) oh. H Реф. в-в о. N prod Реакционни продукти r. H Изходни материали
Топлинният ефект на химическа реакция: a 1 A 1 + a 2 A 2 + = b 1 B 1 + b 2 B 2 + е равен на сумата от топлините на изгаряне на изходните вещества минус сумата от топлините на изгаряне на реакционните продукти (като се вземат предвид стехиометричните коефициенти ai и bj):
Пример 2: Използвайки топлината на изгаряне на вещества, изчислете топлинния ефект от реакцията за получаване на етанол (винен алкохол) чрез ферментация на глюкоза. C 6 H 12 O 6 \u003d 2 C 2 H 5 OH + 2 CO 2 r. H 0298 \u003d 2815.8 - 2 1366.91 2 ∙ 0 \u003d 81.98 kJ Топлината на изгаряне на CO 2 е нула.
Топлинният капацитет зависи от температурата. Следователно се прави разлика между средния и истинския топлинен капацитет. Средният топлинен капацитет на системата в температурния диапазон T 1 - T 2 е равен на съотношението на количеството топлина, подадено към системата Q към стойността на този интервал:
Истинският топлинен капацитет се определя от уравнението: Връзката между истинския и средния топлинен капацитет се изразява с уравнението:
Топлинният капацитет на една система зависи от нейната маса (или количество материя), т.е. това е обширно свойство на системата. Ако топлинният капацитет се припише на единица маса, тогава се получава интензивна стойност - специфичният топлинен капацитет съд [J / kg K]. Ако обаче припишем C на количеството на веществото на системата, получаваме моларния топлинен капацитет cm [J / mol K].
Има: топлинен капацитет при постоянно налягане Cp; топлинен капацитет при постоянен обем Cv. В случай на идеален газ тези топлинни мощности са свързани помежду си с уравнението: Ср = С v + R
Топлинният капацитет на веществата зависи от температурата. Например, топлинният капацитет на леда варира от 34,70 J/mol K при 250 K до 37,78 J/mol K при 273 K. За твърди вещества Дебай извежда уравнение, което за температури, близки до 0 K, дава: СV= a T 3 (закон на Дебай за Т-кубовете), а за високите: СV=3 R.
Обикновено зависимостта на топлинния капацитет от температурата се предава с помощта на емпирични уравнения под формата: където a, b и c са const, те са дадени в справочниците на физикохимичните свойства на веществата.
Ако математическата зависимост r. CP от T е неизвестен, но има експериментални стойности на топлинния капацитет на участниците в реакцията при различни температури, след което се начертава графика в координатите r. Co. P \u003d f (T) и изчислете графично площта под кривата в рамките на 298 - T 2, тя е равна на интеграла:
Ако се появят един или повече фазови преходи в разглеждания температурен диапазон, тогава техните топлинни ефекти трябва да се вземат предвид при изчисляването на r. З:
Изчислителна схема r. H реакции при произволна температура T е както следва. Първо, r се изчислява от стандартните топлини на образуване или топлини на изгаряне на веществата. H 298 реакция (както е описано по-горе). Освен това, съгласно уравнението на Кирхоф, топлинният ефект се изчислява при всяка температура T:
Таблиците показват стандартните топлина (енталпии) на образуване f за почти всички вещества. Ho 0 при 0 K и стойности: при температура T (те са дадени с интервал от 100 K).
Топлинният ефект на химическа реакция се изчислява по уравнението: r. H 0 T = r. H00+
r. H 00 се изчислява по същия начин като r. H 0298 т.е. като разликата между сумите на топлините на образуване на продуктите и изходните вещества (но при 0 K):
Стойностите се изчисляват: = прод.реф. in-in, като се вземат предвид стехиометричните коефициенти на реакцията.
