Fizička hemija. Bilješke sa predavanja
Slični dokumenti
Utjecaj temperature na brzinu kemijske reakcije. Bilateralne i jednostrane reakcije, njihova molekularnost, redoslijed, kinetička klasifikacija. Teorija aktivnih sudara. Lančane reakcije, termička eksplozija. Vrste fotohemijskih procesa, kvantni prinos.
kurs predavanja, dodato 10.12.2015
Karakteristike subjekta i objekta, ciljevi i zadaci fizičke i koloidne hemije. Opis osnovnih pojmova termodinamike. Kemijska kinetika: brzina kemijske reakcije, Arrheniusova jednačina, katalitički procesi, homogena kataliza i autokataliza.
tutorial, dodano 05.02.2014
Problemi hemijske termodinamike. Fazna ravnoteža i rješenja. Termodinamička i elektrostatička teorija elektrolita. Kinetika kemijskih reakcija. Obrasci povezani sa međusobnom transformacijom hemijskih i elektrohemijskih oblika energije.
priručnik, dodano 21.11.2016
Kataliza je proces promjene brzine kemijskih reakcija u prisustvu tvari koje se nazivaju katalizatori. Informacije o industrijskoj katalizi i njenoj ulozi u ekologiji. Prolaz kroz energetsku barijeru, homogena i heterogena kataliza.
sažetak, dodan 07.11.2009
Brzina hemijske reakcije. Homogene i heterogene reakcije. Zakon aktivnih masa. Energija aktivacije. Uticaj katalizatora. Konstanta hemijske ravnoteže. Suština Le Chatelierovog principa. Pojam molekularnosti i reda reakcija u kemijskoj kinetici.
prezentacija, dodano 23.04.2013
Pojam hemijske kinetike. Faktori kao što su koncentracija reaktanata, finoća, temperatura i prisustvo katalizatora ili inhibitora. Definicija pojma "molekularnost reakcije". Suština katalizatora i njegovo djelovanje u kemijskim reakcijama.
priručnik, dodano 27.04.2016
Proučavanje zakona heterogene ravnoteže fizičko-hemijskog sistema u stabilnoj termodinamičkoj ravnoteži. Pregled višekomponentnih tečnosti. Analiza kinetike i katalize. Esej o koncentraciji supstance i klasifikaciji hemijskih reakcija.
prezentacija, dodano 29.09.2013
Analiza suštine, znakova i uslova hemijskih reakcija. Klasifikacija hemijskih reakcija prema različitim kriterijumima. Određivanje brzine hemijske reakcije. Definicija pojma katalizatora, kao i opis njegovog uticaja na brzinu hemijske reakcije.
sažetak, dodan 28.06.2017
Pojam hemijske kinetike, brzina hemijske reakcije. Osnovni zakon hemijske kinetike. Utjecaj temperature na brzinu kemijskih reakcija. Pojam i suština katalize, princip katalizatora. Matematički uvjeti kemijske ravnoteže.
priručnik, dodano 18.09.2015
Utjecaj koncentracije tvari, tlaka, dodirne površine reagensa, temperature na brzinu kemijske reakcije. Zakon aktivnih masa. Koncept katalize je smanjenje energije aktivacije reakcije, a inhibicija je povećanje njene aktivacijske energije.
Opis prezentacije na pojedinačnim slajdovima:
1 slajd
Opis slajda:
2 slajd
Opis slajda:
3 slajd
Opis slajda:
Plin je stanje agregacije tvari u kojem se molekule kreću nasumično, smještene na velikoj udaljenosti jedna od druge. U čvrstim tijelima udaljenosti između čestica su male, sila privlačenja odgovara sili odbijanja. Tečnost je agregatno stanje između čvrstog i gasovitog. U tečnosti, čestice su blizu jedna drugoj i mogu se kretati jedna u odnosu na drugu; Tečnost, kao i gas, nema fiksni oblik. Plazma je vrlo razrijeđen plin u kojem su nasumično pokretne električno nabijene čestice elektroni i pozitivno nabijena jezgra atoma ili jona.).
4 slajd
Opis slajda:
Agregatna stanja iste supstance se ne razlikuju po hemijskim svojstvima i sastavu, a fizička svojstva nisu ista. Primjer je H2O (voda). Razlike u fizičkim svojstvima nastaju zbog činjenice da se čestice u plinovitim, tekućim i čvrstim tvarima nalaze na nejednakim udaljenostima jedna od druge, zbog čega se sile privlačenja koje djeluju između njih manifestiraju u nejednakom stupnju.
5 slajd
Opis slajda:
Osnovne odredbe MKT-a Sve supstance – tečne, čvrste i gasovite – nastaju od najsitnijih čestica – molekula, koje se same sastoje od atoma („elementarnih molekula“). Molekule hemijske supstance mogu biti jednostavne ili složene i sastoje se od jednog ili više atoma. Molekule i atomi su električno neutralne čestice. Pod određenim uvjetima, molekuli i atomi mogu dobiti dodatni električni naboj i pretvoriti se u pozitivne ili negativne ione. Atomi i molekuli su u neprekidnom haotičnom kretanju. Čestice međusobno djeluju silama koje su električne prirode. Gravitaciona interakcija između čestica je zanemarljiva.
6 slajd
Opis slajda:
1. Doktrina agregatnih stanja 1.1 Uvod Fazni prijelaz - prijelaz tvari iz jednog agregacijskog stanja u drugo stanje - kondenzirano T-L otapanje L-T očvršćavanje (zamrzavanje) Fazni prijelazi su praćeni apsorpcijom ili oslobađanjem topline
7 slajd
Opis slajda:
1. Doktrina agregatnih stanja 1.2. Gasovito stanje materije Gas je stanje agregacije materije u kojem njene sastavne čestice (atomi, molekuli, joni) nisu vezane ili vrlo slabo vezane silama interakcije, slobodno se kreću, ispunjavajući cjelokupni volumen koji im se pruža. Glavne karakteristike gasova: imaju malu gustinu, jer čestice su udaljene jedna od druge i nemaju ni svoj oblik ni svoj volumen; potpuno ispunjavaju posudu u kojoj se nalaze, poprimaju njen oblik i lako se sabijaju.
8 slajd
Opis slajda:
Jednačina stanja idealnog gasa Idealni gas je teorijski model gasa u kojem se zanemaruju veličina i interakcija čestica gasa i uzimaju se u obzir samo njihovi elastični sudari Idealni gas je gas u kome ne postoje sile privlačenja između molekula .
9 slajd
Opis slajda:
čestice gasa (atomi, molekule, joni) uzimaju se kao materijalne tačke (tj. nemaju zapreminu) ne postoje sile međusobnog privlačenja između čestica (međumolekularne sile) interakcija između molekula se svodi na apsolutno elastične udare (tj. udare u kojem se kinetička energija potpuno prenosi s jednog objekta na drugi) čestice plina (atomi, molekule, ioni) imaju zapreminu čestice plina su međusobno povezane silama interakcije koje se smanjuju sa povećanjem udaljenosti između čestica sudari između molekula nisu apsolutno elastični Idealni plin Real gas 1. Doktrina agregatnih stanja 1.2. Gasno stanje materije Pravi plin je sličan idealnom plinu pod jakim razrjeđivanjem i na uobičajenim temperaturama
10 slajd
Opis slajda:
Jednačina stanja idealnog gasa (jednačina Mendelejeva-Klapejrona) je relacija koja povezuje vrednosti pritiska, zapremine i temperature: gde je n broj molova gasa, R = 8,31431 J/mol. K) - gasna konstanta Gas koji poštuje ovaj zakon, naziva se idealnim. Zakoni o gasu
11 slajd
Opis slajda:
Zakoni o gasu Pri konstantnoj temperaturi i masi, zapremina gasa je obrnuto proporcionalna njegovom pritisku. Zapremina date mase gasa pri konstantnom pritisku je direktno proporcionalna apsolutnoj temperaturi Pritisak date mase gasa pri konstantnoj zapremini je direktno proporcionalno apsolutnoj temperaturi Boltzmannova konstanta: k=R/NA=1,38 10-23 J/K
12 slajd
Opis slajda:
Idealni gasovi imaju isti molarni volumen. kod n. y. = 22,4140 dm3 (l) Pri drugim temperaturama i pritiscima, ova vrijednost će biti drugačija! Zakoni o gasu
13 slajd
Opis slajda:
Ne poštuju zakone idealnih gasova. Glavni razlozi odstupanja su međusobno privlačenje molekula gasa i prisustvo sopstvene zapremine.Molarni volumen može poslužiti kao karakteristika odstupanja Realni gasovi
14 slajd
Opis slajda:
Realni gasovi Pravi gasovi ne ispunjavaju Mendeljejev-Klapejronovu jednačinu. Jednačina stanja realnog gasa (van der Waalsova jednačina) za jedan mol za n molova a - uzima u obzir međumolekularne interakcije; b - uzima u obzir intrinzičnu zapreminu molekula. Koeficijenti a i b za različite gasove su različiti, tako da van der Waalsova jednačina nije univerzalna. Pri niskim pritiscima i visokim temperaturama, van der Waalsova jednačina postaje jednačina stanja idealnog plina.
15 slajd
Opis slajda:
Glavno svojstvo tekućine, koje je razlikuje od drugih agregatnih stanja, je sposobnost da neograničeno mijenja svoj oblik pod djelovanjem tangencijalnih mehaničkih naprezanja, čak i proizvoljno malih, uz praktično održavanje volumena. Tečno stanje se obično smatra srednjim između čvrste supstance i gasa: gas ne zadržava ni zapreminu ni oblik, dok čvrsta materija zadržava oboje. Tečno stanje materije
16 slajd
Opis slajda:
vibraciono-translaciono kretanje molekula, nestišljivost zbog unutrašnjeg pritiska, asocijacija (u slučaju polarnih molekula), prisustvo kratkog reda u odsustvu dalekometnog reda, površinska napetost, viskoznost. Svojstva tečnosti:
17 slajd
D. x. n. , profesor, šef Katedre za fizičku hemiju, Ruski hemijsko-tehnički univerzitet po imenu. D. I. Mendeljejeva Konjuhov Valerij Jurijevič [email protected] ru vkontakte. en
Literatura Vishnyakov A.V., Kizim N.F. Fizička hemija. Moskva: Hemija, 2012. Fizička hemija//Ed. K. S. Krasnova. M. : Viša škola, 2001 Stromberg A. G., Semchenko D. P. Fizička hemija. M. : Viša škola, 1999. Osnovi fizičke hemije. Teorija i zadaci: Proc. Dodatak za univerzitete / V. V. Eremin i dr. M.: 2005.
Literatura Atkins P. Physical chemistry. M. : Mir. 1980. Karapetyants M.Kh Hemijska termodinamika. Moskva: Hemija, 1975.
LOMONOSOV Mihail Vasiljevič (1711-65), prvi ruski prirodnjak svetskog značaja, pesnik koji je postavio temelje savremenog ruskog književnog jezika, umetnik, istoričar, zagovornik razvoja nacionalnog obrazovanja, nauke i ekonomije. Rođen 8. (19.) novembra u selu Denisovka (danas selo Lomonosovo) u pomorskoj porodici. Sa 19 godina odlazi na studije (od 1731. na Slavensko-grčko-latinskoj akademiji u Moskvi, od 1735. na Akademskom univerzitetu u Sankt Peterburgu, 1736-41. u Nemačkoj). Od 1742. dopunski, od 1745. akademik Petrogradske akademije nauka.
1748. osnovao je prvu hemijsku laboratoriju u Rusiji pri Akademiji nauka. Na inicijativu Lomonosova osnovan je Moskovski univerzitet (1755). Razvio je atomske i molekularne ideje o strukturi materije. Tokom dominacije teorije kalorija, on je tvrdio da je toplota posledica kretanja tela. Formulirao je princip očuvanja materije i kretanja. Isključen flogiston iz broja hemijskih agenasa. Postavio temelje fizičke hemije.
Istraživali atmosferski elektricitet i gravitaciju. Predložio je doktrinu boje. Stvorio niz optičkih instrumenata. Otkrio atmosferu na Veneri. Opisao strukturu Zemlje, objasnio porijeklo mnogih minerala i minerala. Objavio vodič za metalurgiju. Istakao je važnost istraživanja Sjevernog morskog puta, razvoja Sibira. Oživio je umjetnost mozaika i proizvodnju smalte, sa svojim učenicima stvarao slike u mozaiku. Član Akademije umjetnosti (1763). Sahranjen je u Sankt Peterburgu u Nekropoli iz 18. vijeka.
Lomonosovljeva definicija: „Fizička hemija je nauka koja proučava, na osnovu odredbi i eksperimenata fizike, šta se dešava u složenim telima tokom hemijskih operacija... Fizička hemija se može nazvati hemijskom filozofijom.
U zapadnoj Evropi uobičajeno je da se 1888. smatra godinom nastanka fizičke hemije, kada je W. Ostwald počeo da čita ovaj kurs, praćen praktičnim vežbama, i počeo da izdaje časopis Zeitschtift fur physikalische Chemie. Iste godine na Univerzitetu u Lajpcigu organizovan je Odsjek za fizičku hemiju pod vodstvom W. Ostwalda.
Rođen i dugo živeo u Ruskom carstvu, sa 35 godina promenio je rusko državljanstvo u nemačko. U Lajpcigu je proveo veći deo svog života, gde su ga zvali "ruski profesor". Sa 25 godina odbranio je doktorsku disertaciju na temu "Vumensko-hemijska i optohemijska istraživanja".
Godine 1887. prihvatio je ponudu da se preseli u Lajpcig, gde je osnovao Institut za fiziku i hemiju na univerzitetu, kojim je rukovodio do 1905. Godine 1888. je bio na veoma prestižnom odseku za fizičku i neorgansku hemiju Univerziteta u Lajpcigu. . Na ovoj poziciji radio je 12 godina.
Iz "Lajpciške škole" W. Ostwalda dolazili su: nobelovci S. Arrhenius, J. Van't Hoff, W. Nernst, poznati fizikohemičari G. Tamman i F. Donnan, organski hemičar J. Wislicens, poznati američki hemičar G. N. Lewis. Tokom godina u Ostwaldu su se školovali ruski hemičari: I. A. Kablukov, V. A. Kistjakovski, L. V. Pisarževski, A. V. Rakovski, N. A. Šilov i drugi.
Jedna od jedinstvenih osobina Ostwalda bilo je njegovo višegodišnje aktivno odbacivanje atomsko-molekularne teorije (iako je predložio termin "krtica"). “Hemičar ne vidi nikakve atome. “On istražuje samo jednostavne i razumljive zakone koji upravljaju omjerom mase i volumena reagensa.”
W. Ostwald je smislio da napiše obiman udžbenik hemije u kojem se riječ "atom" nikada ne spominje. Govoreći 19. aprila 1904. u Londonu sa velikim izveštajem članovima Hemijskog društva, Ostwald je pokušao da dokaže da atomi ne postoje, i da je „ono što nazivamo materijom samo skup energija okupljenih na datom mestu“.
U čast V. Ostwalda, na teritoriji Univerziteta u Tartuu postavljena je spomen ploča sa natpisom na estonskom, njemačkom i engleskom jeziku
predvideti da li se reakcija može odvijati spontano; ako se reakcija odvija, koliko duboko (koje su ravnotežne koncentracije produkta reakcije); Ako se reakcija nastavi, kojom brzinom.
1. STRUKTURA SUPSTANCI U ovom odeljku, na osnovu kvantne mehanike (Schrödingerove jednadžbe), objašnjava se struktura atoma i molekula (elektronske orbitale atoma i molekula), kristalne rešetke čvrstih tijela, itd., agregatna stanja materije su razmatrano.
2. HEMIJSKA TERMODINAMIKA zasnovana na zakonima (početcima) termodinamike omogućava: izračunavanje toplotnih efekata hemijskih reakcija i fizičko-hemijskih procesa, predviđanje pravca hemijskih reakcija, izračunavanje ravnotežnih koncentracija reaktanata i produkta reakcije.
3. TERMODINAMIKA FAZNE RAVNOTEŽE Proučava pravilnosti faznih prelaza u jednokomponentnim i višekomponentnim (rastvornim) sistemima. Njegova glavna svrha je konstruisanje dijagrama fazne ravnoteže za ove sisteme.
4. ELEKTROHEMIJA Proučava svojstva rastvora elektrolita, karakteristike njihovog ponašanja u poređenju sa molekularnim rastvorima, istražuje obrasce međukonverzije energije hemijskih reakcija i električne energije tokom rada elektrohemijskih (galvanskih) ćelija i elektrolizera.
5. HEMIJSKA KINETIKA I KATALIZA Istražuje zakonitosti toka hemijskih reakcija u vremenu, istražuje uticaj termodinamičkih parametara (pritisak, temperatura itd.), prisustvo katalizatora i inhibitora na brzinu i mehanizam reakcija.
U posebnoj nauci, KOLOIDNA HEMIJA se razlikuje po odeljku fizičke hemije - fizička hemija površinskih pojava i dispergovanih sistema.
Klasična termodinamika je grana teorijske fizike i proučava obrasce međupretvaranja različitih vrsta energije i energetskih prelaza između sistema u obliku toplote i rada (termo - toplota, dinamo - kretanje).
Termodinamika apstrahuje od uzroka koji izazivaju bilo koji proces i vremena tokom kojeg se ovaj proces odvija, ali operiše samo sa početnim i konačnim parametrima sistema uključenih u bilo koji fizički i hemijski proces. Ne uzimaju se u obzir osobine pojedinih molekula, već se koriste prosječne karakteristike sistema koji se sastoje od više molekula.
Zadaci hemijske termodinamike su: merenje i proračun toplotnih efekata hemijskih reakcija i fizičkohemijskih procesa, predviđanje pravca i dubine reakcija, analiza hemijskih i faznih ravnoteža itd.
1. 1. Osnovni koncepti i definicije TD U termodinamici, svi procesi koji nas zanimaju odvijaju se u termodinamičkim sistemima. Sistem - telo ili grupa tela, stvarno ili mentalno identifikovana od strane posmatrača u okruženju.
Sistem je dio okolnog svijeta koji nas posebno zanima. Sve ostalo u svemiru je okolina (okruženje). Općenito je prihvaćeno da je okolina toliko velika (ima beskonačan volumen) da razmjena energije sa termodinamičkim sistemom ne mijenja njegovu temperaturu.
Prema prirodi razmene energije i materije sa okolinom, sistemi se klasifikuju: izolovani - ne mogu da razmenjuju ni materiju ni energiju; zatvoreno - može razmjenjivati energiju, ali ne može - materiju; otvoren - može razmjenjivati i materiju i energiju.
Prema broju faza sistemi se dijele na: homogene - sastoje se od jedne faze (rastvor Na. Cl u vodi); heterogena - sistem uključuje nekoliko faza, međusobno odvojenih interfejsima. Primjer heterogenih sistema je led koji pluta u vodi, mlijeku (kapljice masti - jedna faza, vodena sredina - druga).
Faza je skup homogenih delova sistema koji imaju ista hemijska i fizička svojstva i odvojeni su od ostalih delova sistema faznim interfejsom. Svaka faza je homogeni dio heterogenog sistema
Prema broju komponenti sistemi se dijele na jedno-dvo-, trokomponentne i višekomponentne. Komponente su pojedinačne hemikalije koje čine sistem koji se može izolovati od sistema i postojati izvan njega.
Svaki termodinamički sistem može se okarakterisati skupom ogromnog broja fizičkih i hemijskih svojstava koja poprimaju određene vrednosti: temperaturu, pritisak, toplotnu provodljivost, toplotni kapacitet, koncentracije komponenti, dielektričnu konstantu itd.
U hemijskoj termodinamici se bavimo onim svojstvima koja se mogu nedvosmisleno izraziti kao funkcije temperature, pritiska, zapremine ili koncentracije supstanci u sistemu. Ova svojstva se nazivaju termodinamička svojstva.
Smatra se da je stanje termodinamičkog sistema dato ako su naznačeni njegov hemijski sastav, fazni sastav i vrednosti nezavisnih termodinamičkih parametara. Nezavisni parametri uključuju: pritisak (P), zapreminu (V), temperaturu (T), količinu supstance n u obliku broja molova ili u obliku koncentracija (C). Oni se nazivaju parametri stanja.
Prema postojećem sistemu jedinica (SI), glavni termodinamički parametri su postavljeni u sljedećim jedinicama: [m 3] (zapremina); [Pa] (pritisak); [mol] (n); [K] (temperatura). Kao izuzetak, u hemijskoj termodinamici, dozvoljeno je koristiti vansistemsku jedinicu pritiska, normalnu fizičku atmosferu (atm), jednaku 101,325 k. Pa
Termodinamički parametri i svojstva mogu biti: Intenzivni - ne zavise od mase (volumena) sistema. To su temperatura, pritisak, hemijski potencijal itd. Ekstenzivni - zavise od mase (volumena) sistema. To su energija, entropija, entalpija itd. Kada se formira kompleksan sistem, intenzivna svojstva se usklađuju, a ekstenzivna sumiraju.
Svaka promjena koja se dogodi u sistemu i koja je praćena promjenom barem jednog parametra termodinamičkog stanja (svojstva sistema) naziva se termodinamički proces. Ako tok procesa mijenja hemijski sastav sistema, onda se takav proces naziva hemijska reakcija.
Obično, tokom procesa, bilo koji (ili nekoliko) parametara se održava konstantnim. Shodno tome razlikuju: izotermni proces na konstantnoj temperaturi (T = const); izobarni proces - pri konstantnom pritisku (P = const); izohorni proces - pri konstantnoj zapremini (V = const); adijabatski proces u odsustvu razmene toplote sa okolinom (Q = 0).
Kada se procesi odvijaju u neizolovanim sistemima, toplota se može apsorbovati ili osloboditi. U skladu sa ovom karakteristikom procesi se dijele na egzotermne (oslobađanje topline) i endotermne (apsorbiranje topline).
U toku procesa sistem prelazi iz jednog ravnotežnog stanja u drugo ravnotežno stanje.Termodinamička ravnoteža je stanje sistema u kojem se posmatra termička, mehanička i hemijska (elektrohemijska) ravnoteža sa okolinom i između faza sistema.
Stanja ravnoteže su: stabilna; metastabilan. Proces se naziva ravnotežnim (kvazistatičkim) ako prolazi beskonačno sporo kroz kontinuirani niz ravnotežnih stanja sistema.
Procesi koji se odvijaju sami po sebi i ne zahtijevaju vanjsku energiju za njihovu realizaciju nazivaju se spontani (pozitivni) procesi. kada se iz okoline izvlači energija za realizaciju procesa, odnosno radi se na sistemu, tada se proces naziva nespontanim (negativnim).
Funkcije stanja Funkcije stanja su svojstva sistema (unutrašnja energija U, entalpija H, entropija S, itd.), one karakterišu dato stanje sistema. Njihove promjene tokom procesa ne zavise od njegove putanje i određene su samo početnim i konačnim stanjima sistema.
Infinitezimalna promjena ove funkcije je ukupni diferencijal d. U, d. S itd.:
Funkcije procesa (prijelaza) Funkcije procesa (toplota Q, rad W) – nisu svojstva sistema (nisu u sistemu), nastaju tokom procesa u kojem sistem učestvuje.
Ako u sistemu nema toplote i rada, onda je besmisleno govoriti o njihovoj promeni, možemo govoriti samo o njihovoj količini Q ili W u određenom procesu. Njihove količine zavise od načina na koji se proces odvija. Beskonačno male količine se označavaju sa Q, W.
Kretanje je atribut materije. Mjera kretanja, odnosno kvantitativna i kvalitativna karakteristika je energija. Energija je funkcija stanja sistema. Njegova promjena u određenom procesu ne zavisi od putanje procesa i određena je samo početnim i konačnim stanjima sistema.
Poznate su mnoge različite vrste energije: mehanička, električna, hemijska, itd., ali energija može prelaziti od sistema do sistema u samo dva oblika: u obliku toplote ili rada.
Toplota (Q) je oblik prijenosa energije od sistema do sistema zbog haotičnog kretanja čestica (molekula, atoma, jona, itd.) kontaktnih sistema.
U termodinamici se toplina koja se dovodi u sistem uzima kao pozitivna (na primjer, toplina endotermne reakcije), a toplina koja se uklanja iz sistema je negativna (toplina egzotermne reakcije). U termohemiji je suprotno.
Rad je oblik prijenosa energije od sistema do sistema zbog usmjerenog kretanja mikro- ili makro-tijela. U literaturi, rad se označava ili sa W (od engleskog "rad") ili A (od njemačkog "arbait").
Postoje različite vrste rada: mehanički, električni, magnetski, promjene površine, itd. Beskonačno mali rad bilo koje vrste može se predstaviti kao proizvod generalizirane sile i promjene u generaliziranoj koordinati, na primjer:
Zbir svih vrsta rada, osim rada protiv sila vanjskog pritiska P - rad ekspanzije - kompresije, naziva se korisnim radom W':
U termodinamici rad se smatra pozitivnim ako ga obavlja sam sistem, a negativnim ako se vrši na sistemu. Prema preporukama IUPAC-a, uobičajeno je da se rad na sistemu smatra pozitivnim („egoistički“ princip je pozitivan koji povećava unutrašnju energiju)
Rad ekspanzije idealnog gasa u raznim procesima 1. Ekspanzija u vakuum: W = 0. 2. Izohorno reverzibilno širenje: d. V = 0 W = 0
Zaključci i odnosi termodinamike formulisani su na osnovu dva postulata i tri zakona. Svaki izolovani sistem na kraju dođe u ravnotežno stanje i ne može ga spontano napustiti (prvi postulat) To jest, termodinamika ne opisuje sisteme astronomske skale i mikrosisteme sa malim brojem čestica (
Spontani prijelaz iz neravnotežnog stanja u stanje ravnoteže naziva se relaksacija. Odnosno, stanje ravnoteže će se nužno postići, ali trajanje takvog procesa nije definisano, a ne postoji ni koncept vremena.
Drugi postulat Ako je sistem A u toplotnoj ravnoteži sa sistemom B, a sistem B u toplotnoj ravnoteži sa sistemom C, onda su i sistemi A i C u toplotnoj ravnoteži
Unutrašnja energija bilo kojeg termodinamičkog sistema U je zbir kinetičke (energija kretanja) i potencijalne (energija interakcije) energija svih čestica (molekula, jezgara, elektrona, kvarkova, itd.) koje čine sistem, uključujući nepoznate vrste energije.
Unutrašnja energija sistema zavisi od njegove mase (opsežno svojstvo), od prirode supstance sistema i termodinamičkih parametara: U = f(V, T) ili U = (P, T) se meri u J/mol ili J/kg. U je funkcija stanja, tako da U ne zavisi od putanje procesa, već je određena početnim i konačnim stanjem sistema. d. U je ukupni diferencijal.
Unutrašnja energija sistema može se promeniti kao rezultat razmene energije sa okolinom samo u obliku toplote ili rada.
Ova činjenica, koja je generalizacija praktičnog iskustva čovječanstva, prenosi prvi zakon (početak) termodinamike: U = Q – W U diferencijalnom obliku (za beskonačno mali dio procesa): d. U = QW
"Toplota koja se isporučuje sistemu ide na povećanje unutrašnje energije sistema i performanse rada sistema."
Za izolovani sistem, Q = 0 i W = 0, tj. U = 0 i U = konst. Unutrašnja energija izolovanog sistema je konstantna
U Klauzijevoj formulaciji: "Energija svijeta je konstantna". Vječni motor prve vrste (perpetum mobile) je nemoguć. Različiti oblici energije prelaze jedan u drugi u strogo ekvivalentnim količinama. Energija ne nastaje i ne uništava se, već samo prelazi iz sistema u sistem.
Funkcija U je aditivna. To znači da ako se dva sistema karakterizirana vrijednostima U 1 i U 2 kombinuju u jedan jedinstveni sistem, tada će rezultirajuća unutrašnja energija U 1+2 biti jednaka zbroju energija njegovih sastavnih dijelova: U 1+ 2 = U 1 + U 2
U opštem slučaju, toplota Q je funkcija procesa, odnosno njena količina zavisi od putanje procesa, ali u dva slučaja važna za praksu, toplota dobija svojstva funkcije stanja, tj. vrednost Q prestaje zavisi od putanje procesa, a određuje se samo početno i konačno stanje sistema.
Pretpostavljamo da se u toku procesa može izvršiti samo rad protiv sila vanjskog pritiska, a koristan rad W = 0: Q = d. U+P d. V, a pošto je V = const, onda je P d. V = 0: QV = d. U ili u integralnom obliku: QV \u003d Uk - Un
Opet pretpostavljamo da je korisni rad W = 0, tada je: Q = d. U+P d. V, Pošto je P = const, možemo napisati: QP = d. U + d(PV), QP = d(U + P V). Označiti: N U + P V (entalpija) QR = d. H ili: QP \u003d Hk - Hn
Dakle, toplotni efekat hemijske reakcije dobija svojstva funkcije stanja pri P = const: QP = H; za V = konst: QV = U.
Budući da se hemijske reakcije i fizičko-hemijski procesi češće odvijaju pri konstantnom pritisku (na otvorenom, odnosno pri P = const = 1 atm), u praksi se za proračune češće koristi koncept entalpije, a ne unutrašnje energije. Ponekad se riječ "toplina" procesa bez dodatnog objašnjenja zamjenjuje "entalpija", i obrnuto. Na primjer, kažu "toplina formiranja", ali pišu f. N.
Ali ako se proces koji nas zanima odvija na V = const (u autoklavu), tada treba koristiti izraz: QV = U.
Razlikujemo izraz: N = U + P V d. H = d. U+Pd. V+Vd. P, pri konstantnom pritisku V d. P = 0 i d. H = d. U+P d. V U integralnom obliku: H = U + P V
Za idealni plin vrijedi Clapeyron-Mendeleev jednadžba: P V = n R T, gdje je n broj molova plina, R 8, 314 J / mol K je univerzalna plinska konstanta. Tada (pri T = const) P V = n R T. Konačno, imamo: H = U + n R T n je promjena broja molova gasovitih supstanci tokom reakcije.
Na primjer, za reakciju: N 2 (g) + 3 H 2 (g) \u003d 2 NH 3 (g) n \u003d -2, a za reakciju: 2 H 2 O (g) 2 H 2 (g ) + O 2 ( d) n = 3.
Razlike između QV i QP su značajne samo kada u reakciji učestvuju gasovite supstance. Ako ih nema, ili ako je n = 0, onda je QV = QP.
Pod toplotnim efektom reakcije podrazumeva se količina energije koja se oslobađa ili apsorbuje tokom reakcije u obliku toplote, pod uslovom: da je P = const ili V = const; da je temperatura polaznih materijala jednaka temperaturi produkta reakcije; da se u sistemu ne obavlja nikakav drugi posao (korisan), osim rada ekspanzivne kontrakcije.
Promjena entalpije tokom različitih procesa Proces Uslovi mjerenja 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 Toplota disocijacije: H 2 O(l) → H+ + OH- P = 1 atm T = 298 K +57. 26 Toplota neutralizacije: H+ + OH- → H 2 O (l) P = 1 atm T = 298 K − 57. 26 Toplota isparavanja: H 2 O (l) → H 2 O (g) P = 1 atm T = 373 K+40. 67 Toplota fuzije: H 2 O (cr) → H 2 O (l) P = 1 atm T = 273 K +6. 02
Činjenicu konstantnosti QV ili QP, mnogo prije formiranja hemijske termodinamike kao nauke, eksperimentalno je utvrdio G.I. Hess (zakon konstantnosti toplotnih suma ili Hessov zakon): Toplotni efekat hemijske reakcije zavisi od vrstu i stanje polaznih supstanci i produkta reakcije i ne zavisi od načina njihovog pretvaranja jedni u druge.
German Ivanovič Hes (1802 - 1850) - jedan od najvećih ruskih naučnika, profesor na Tehnološkom institutu u Sankt Peterburgu. Rođen u Ženevi, a od malih nogu odrastao u Sankt Peterburgu. Medicinsko obrazovanje stekao je u Yurievu, nakon što je diplomirao na univerzitetu radio je u Stockholmu kod J. Berzeliusa. Hess je u svojim eksperimentima pokušao uspostaviti zakon višestrukih toplinskih odnosa (slično zakonu višestrukih omjera D. Daltona). U tome mu nije pošlo za rukom (u prirodi ne postoji takav zakon), ali je kao rezultat eksperimentalnih istraživanja Hess izveo zakon konstantnosti toplotnih suma (Hessov zakon). Ovaj rad, objavljen 1842. godine, anticipacija je prvog zakona termodinamike.
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 \u003d CO H 2 H 1 C CO H 3 H 1 = H 2 + H 3
Toplota formiranja - toplotni efekat formiranja 1 mol date supstance iz jednostavnih supstanci: f. H. Jednostavne supstance nazivaju se supstance koje se sastoje od atoma istog tipa. To je, na primjer, dušik N 2, kisik O 2, grafit C, itd.
Iz definicije slijedi da je toplina stvaranja vode jednaka po veličini toplinskom efektu reakcije: H 2 + 1/2 O 2 = H 2 O QP = f. H
Ako se reakcija odvija pri P = 1 atm, tada će izmjerena toplina reakcije biti jednaka f. Ho je standardna toplota formiranja vode. Obično su vrijednosti f. Ali tabelarno na 298 K za skoro sve supstance koje se koriste u praksi: f. Ho 298 (H 2 O).
Reakcioni proizvodi H proizvod r H Početni materijali H Ref. c-c f Jednostavne supstance
Toplotni efekat hemijske reakcije: a 1 A 1 + a 2 A 2 + = b 1 B 1 + b 2 B 2 + jednak je zbiru toplota formiranja produkta reakcije minus zbiru toplota formiranje polaznih supstanci (uzimajući u obzir stehiometrijske koeficijente ai i bj):
Primjer 1: Izračunajte toplinski učinak reakcije hidrogenacije pare benzena (ova reakcija se provodi na površini heterogenih katalizatora - metala platine): C 6 H 6 + 3 H 2 = C 6 H 12 na 298 K i 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 Supstanca r. H 0298 = -123,10 - (82,93 +3 0) = -206,03 k. J r. H 0298 = -123, 10– (49, 04 + 3 0) = -72, 14 k. J isp. H 0 = 82,93 - 49,04 = +33,89 k. J / mol
Toplina sagorijevanja je toplinski učinak reakcije duboke oksidacije (sagorijevanja) tvari (do viših oksida). U slučaju ugljovodonika, viši oksidi su H 2 O (l) i CO 2. U ovom slučaju je kalorijska vrijednost, na primjer, metana jednaka toplotnom efektu reakcije: CH 4 + 2 O 2 \ u003d CO 2 + 2 H 2 O (l) QP \u003d vol . H
volovske vrijednosti. Ho 298 se naziva standardnom toplotom sagorevanja, oni su tabelarno prikazani na 298 K. Ovde indeks "o" označava da su toplote određene u standardnom stanju (P = 1 atm), indeks "oh" dolazi iz engleskog - oksidacija - oksidacija.
Proizvodi sagorevanja (CO 2, H 2 O) oh. H Ref. in-in oh. N prod Reakcioni proizvodi r. H Početni materijali
Toplotni efekat hemijske reakcije: a 1 A 1 + a 2 A 2 + = b 1 B 1 + b 2 B 2 + jednak je zbiru toplota sagorevanja polaznih supstanci minus zbir toplota sagorijevanje produkta reakcije (uzimajući u obzir stehiometrijske koeficijente ai i bj):
Primjer 2: Koristeći toplinu sagorijevanja tvari, izračunajte toplinski učinak reakcije za proizvodnju etanola (vinskog alkohola) fermentacijom glukoze. C 6 H 12 O 6 \u003d 2 C 2 H 5 OH + 2 CO 2 r. H 0298 = 2815,8 - 2 1366,91 2 ∙ 0 = 81,98 kJ Toplina sagorijevanja CO 2 je nula.
Toplotni kapacitet zavisi od temperature. Stoga se pravi razlika između prosječnog i stvarnog toplotnog kapaciteta. Prosečan toplotni kapacitet sistema u temperaturnom opsegu T 1 - T 2 jednak je odnosu količine toplote koja se isporučuje sistemu Q i vrednosti ovog intervala:
Pravi toplinski kapacitet je određen jednadžbom: Odnos između pravog i prosječnog toplotnog kapaciteta izražava se jednadžbom:
Toplotni kapacitet sistema zavisi od njegove mase (ili količine materije), odnosno, ovo je ekstenzivno svojstvo sistema. Ako se toplinski kapacitet pripiše jedinici mase, onda se dobije intenzivna vrijednost - sud specifičnog toplinskog kapaciteta [J / kg K]. Ako, međutim, pripišemo C količini supstance sistema, dobijamo molarni toplotni kapacitet cm [J/mol K].
Postoje: toplotni kapacitet pri konstantnom pritisku Cp, toplotni kapacitet pri konstantnoj zapremini Cv. U slučaju idealnog gasa, ovi toplotni kapaciteti su međusobno povezani jednačinom: Sr = S v + R
Toplotni kapacitet tvari ovisi o temperaturi. Na primer, toplotni kapacitet leda varira od 34,70 J/mol K na 250 K do 37,78 J/mol K na 273 K. Za čvrste materije, Debye je izveo jednačinu koja, za temperature blizu 0 K, daje: SV= a T 3 (Debye-ov zakon T-kocki), a za visoke: SV=3 R.
Obično se ovisnost toplinskog kapaciteta o temperaturi prenosi pomoću empirijskih jednadžbi oblika: gdje su a, b i c konstantni, oni su dati u priručniku o fizičko-hemijskim svojstvima tvari.
Ako matematička zavisnost r. CP iz T je nepoznat, ali postoje eksperimentalne vrijednosti toplinskog kapaciteta sudionika reakcije na različitim temperaturama, zatim se u koordinatama r ucrtava graf. Co. P \u003d f (T) i grafički izračunajte površinu ispod krivulje unutar 298 - T 2, jednaka je integralu:
Ako se jedan ili više faznih prijelaza dogodi u temperaturnom rasponu koji se razmatra, tada pri izračunavanju r treba uzeti u obzir njihove toplinske efekte. H:
Shema proračuna r. H reakcije na proizvoljnoj temperaturi T je kako slijedi. Prvo, r se izračunava iz standardnih toplota formiranja ili toplote sagorevanja supstanci. H 298 reakcija (kao što je gore opisano). Nadalje, prema Kirchhoffovoj jednačini, toplinski učinak se izračunava na bilo kojoj temperaturi T:
Tablice pokazuju standardne topline (entalpije) formiranja f za gotovo sve tvari. Ho 0 na 0 K i vrijednosti: na temperaturi T (date su sa intervalom od 100 K).
Toplotni efekat hemijske reakcije izračunava se po jednačini: r. H 0 T = r. H00+
r. H 00 se izračunava na isti način kao r. H 0298 tj. kao razlika između zbira toplota nastanka proizvoda i polaznih materijala (ali na 0 K):
Vrijednosti su izračunate: = prod. in-in, uzimajući u obzir stehiometrijske koeficijente reakcije.
