Physikalische Chemie. Vorlesungsnotizen
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Beschreibung der Präsentation auf einzelnen Folien:
1 Folie
Beschreibung der Folie:
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Beschreibung der Folie:
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Beschreibung der Folie:
Gas ist ein Aggregatzustand einer Substanz, in dem sich Moleküle zufällig bewegen und sich in großer Entfernung voneinander befinden. In Festkörpern sind die Abstände zwischen den Teilchen klein, die Anziehungskraft entspricht der Abstoßungskraft. Flüssigkeit ist ein Aggregatzustand zwischen fest und gasförmig. In einer Flüssigkeit liegen Teilchen nahe beieinander und können sich relativ zueinander bewegen; Eine Flüssigkeit hat wie ein Gas keine feste Form. Plasma ist ein stark verdünntes Gas, in dem sich zufällig bewegende elektrisch geladene Teilchen Elektronen und positiv geladene Kerne von Atomen oder Ionen sind.).
4 Folie
Beschreibung der Folie:
Aggregatzustände ein und derselben Substanz unterscheiden sich nicht in chemischen Eigenschaften und Zusammensetzung, und ihre physikalischen Eigenschaften sind nicht gleich. Ein Beispiel ist H2O (Wasser). Unterschiede in den physikalischen Eigenschaften sind darauf zurückzuführen, dass sich Teilchen in gasförmigen, flüssigen und festen Stoffen in ungleichen Abständen voneinander befinden, wodurch sich die zwischen ihnen wirkenden Anziehungskräfte in ungleichem Maße manifestieren
5 Folie
Beschreibung der Folie:
Grundbestimmungen der MKT Alle Stoffe – flüssig, fest und gasförmig – sind aus kleinsten Teilchen – Molekülen, die wiederum aus Atomen bestehen („Elementarmoleküle“) – aufgebaut. Moleküle einer chemischen Substanz können einfach oder komplex sein und aus einem oder mehreren Atomen bestehen. Moleküle und Atome sind elektrisch neutrale Teilchen. Unter bestimmten Bedingungen können Moleküle und Atome eine zusätzliche elektrische Ladung annehmen und sich in positive oder negative Ionen verwandeln. Atome und Moleküle befinden sich in ständiger chaotischer Bewegung. Teilchen interagieren miteinander durch Kräfte, die elektrischer Natur sind. Die gravitative Wechselwirkung zwischen Teilchen ist vernachlässigbar.
6 Folie
Beschreibung der Folie:
1. Die Lehre von den Aggregatzuständen 1.1 Einleitung Phasenübergang - der Übergang eines Stoffes von einem Aggregatzustand in einen anderen Zustand - kondensiert T-L Schmelzen L-T Erstarrung (Einfrieren) Phasenübergänge gehen mit Wärmeaufnahme oder -abgabe einher
7 Folie
Beschreibung der Folie:
1. Die Lehre von den Aggregatzuständen 1.2. Gasförmiger Zustand der Materie Gas ist der Aggregatzustand der Materie, in dem seine Bestandteile (Atome, Moleküle, Ionen) nicht oder nur sehr schwach durch Wechselwirkungskräfte gebunden sind, sich frei bewegen und das gesamte ihnen zur Verfügung gestellte Volumen ausfüllen. Die Haupteigenschaften von Gasen: Sie haben eine geringe Dichte, weil Teilchen sind weit voneinander entfernt und haben weder ihre eigene Form noch ihr eigenes Volumen; sie füllen das Gefäß, in dem sie sich befinden, vollständig aus, nehmen dessen Form an und lassen sich leicht zusammendrücken.
8 Folie
Beschreibung der Folie:
Die ideale Gaszustandsgleichung Ein ideales Gas ist ein theoretisches Gasmodell, in dem die Größe und Wechselwirkung von Gasteilchen vernachlässigt und nur ihre elastischen Stöße berücksichtigt werden Ideales Gas ist ein Gas, in dem keine Anziehungskräfte zwischen Molekülen wirken .
9 Folie
Beschreibung der Folie:
Gasteilchen (Atome, Moleküle, Ionen) werden als materielle Punkte betrachtet (d.h. sie haben kein Volumen) es gibt keine gegenseitigen Anziehungskräfte zwischen den Teilchen (zwischenmolekulare Kräfte) die Wechselwirkung zwischen Molekülen wird auf absolut elastische Stöße (d. h. Stöße) reduziert bei dem die kinetische Energie vollständig von einem Objekt auf ein anderes übertragen wird) Gasteilchen (Atome, Moleküle, Ionen) haben ein Volumen Gasteilchen sind durch Wechselwirkungskräfte miteinander verbunden, die mit zunehmendem Abstand zwischen den Teilchen abnehmen Kollisionen zwischen Molekülen sind nicht absolut elastisch Ideales Gas Real Gas 1. Die Lehre von den Aggregatzuständen 1.2. Der gasförmige Aggregatzustand Ein reales Gas ähnelt einem idealen Gas unter starker Verdünnung und bei gewöhnlichen Temperaturen
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Beschreibung der Folie:
Die Zustandsgleichung eines idealen Gases (die Mendeleev-Clapeyron-Gleichung) ist eine Beziehung, die die Werte von Druck, Volumen und Temperatur in Beziehung setzt: wobei n die Anzahl der Gasmole ist, R = 8,31431 J / mol. K) - Gaskonstante Gas, das diesem Gesetz gehorcht, das als Ideal bezeichnet wird. Gasgesetze
11 Folie
Beschreibung der Folie:
Gasgesetze Bei konstanter Temperatur und Masse ist das Volumen eines Gases umgekehrt proportional zu seinem Druck. Das Volumen einer gegebenen Gasmasse bei konstantem Druck ist direkt proportional zur absoluten Temperatur. Der Druck einer gegebenen Gasmasse bei konstantem Volumen ist direkt proportional proportional zur absoluten Temperatur Boltzmann-Konstante: k=R/NA=1,38 · 10-23 J/K
12 Folie
Beschreibung der Folie:
Ideale Gase haben das gleiche molare Volumen. bei n. j. = 22,4140 dm3 (l) Bei anderen Temperaturen und Drücken ist dieser Wert anders! Gasgesetze
13 Folie
Beschreibung der Folie:
Sie gehorchen nicht den Gesetzen idealer Gase. Die Hauptgründe für Abweichungen stellen die gegenseitige Anziehung von Gasmolekülen und das Vorhandensein ihres eigenen Volumens dar. Das molare Volumen kann als Merkmal für Abweichungen von realen Gasen dienen
14 Folie
Beschreibung der Folie:
Reale Gase Reale Gase gehorchen nicht der Mendeleev-Clapeyron-Gleichung. Die Zustandsgleichung eines realen Gases (Van-der-Waals-Gleichung) für ein Mol für n Mol a - berücksichtigt zwischenmolekulare Wechselwirkungen; b - berücksichtigt das Eigenvolumen von Molekülen. Die Koeffizienten a und b für verschiedene Gase sind unterschiedlich, daher ist die Van-der-Waals-Gleichung nicht universell. Bei niedrigen Drücken und hohen Temperaturen wird die Van-der-Waals-Gleichung zur Zustandsgleichung für ein ideales Gas.
15 Folie
Beschreibung der Folie:
Die Haupteigenschaft einer Flüssigkeit, die sie von anderen Aggregatzuständen unterscheidet, ist die Fähigkeit, ihre Form unter Einwirkung tangentialer mechanischer Spannungen, selbst beliebig kleiner, unbegrenzt zu ändern, während das Volumen praktisch erhalten bleibt. Der flüssige Zustand wird normalerweise als Zwischenzustand zwischen einem Feststoff und einem Gas angesehen: Ein Gas behält weder Volumen noch Form bei, während ein Feststoff beides beibehält. Flüssiger Aggregatzustand
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Beschreibung der Folie:
Vibrations-Translationsbewegung von Molekülen, Inkompressibilität aufgrund von Innendruck, Assoziation (bei polaren Molekülen), Vorhandensein von Nahordnung bei Abwesenheit von Fernordnung, Oberflächenspannung, Viskosität. Eigenschaften von Flüssigkeiten:
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D.x. n. , Professor, Leiter der Abteilung für Physikalische Chemie, Russian Chemical Technical University benannt nach. D. I. Mendeleeva Konyukhov Valery Yurievich [E-Mail geschützt] ru vkontakte. en
Literatur Vishnyakov A.V., Kizim N.F. Physikalische Chemie. Moskau: Chemie, 2012 Physikalische Chemie//Hrsg. K. S. Krasnova. M.: Higher School, 2001 Stromberg A. G., Semchenko D. P. Physikalische Chemie. M.: Gymnasium, 1999. Grundlagen der physikalischen Chemie. Theorie und Aufgaben: Proc. Zuschuss für Hochschulen / V. V. Eremin et al.M.: 2005.
Literatur Atkins P. Physikalische Chemie. M.: Mir. 1980. Karapetyants M. Kh. Chemical thermodynamics. Moskau: Chemie, 1975.
LOMONOSOV Mikhail Vasilievich (1711-65), der erste russische Naturwissenschaftler von Weltrang, ein Dichter, der die Grundlagen der modernen russischen Literatursprache legte, ein Künstler, ein Historiker, ein Verfechter der Entwicklung der nationalen Bildung, Wissenschaft und Wirtschaft. Geboren am 8. November (19) im Dorf Denisovka (heute Dorf Lomonosovo) in einer Familie der Pomoren. Mit 19 Jahren ging er zum Studium (seit 1731 an der Slawisch-Griechisch-Lateinischen Akademie in Moskau, ab 1735 an der Akademischen Universität in St. Petersburg, 1736-41 in Deutschland). Ab 1742 Adjunkt, ab 1745 Akademiker der St. Petersburger Akademie der Wissenschaften.
1748 gründete er an der Akademie der Wissenschaften das erste chemische Laboratorium Russlands. Auf Initiative von Lomonosov wurde die Moskauer Universität gegründet (1755). Er entwickelte atomare und molekulare Vorstellungen über die Struktur der Materie. Während der Dominanz der Kalorientheorie argumentierte er, dass Wärme auf die Bewegung von Körperchen zurückzuführen sei. Er formulierte das Prinzip der Erhaltung von Materie und Bewegung. Phlogiston von der Zahl der chemischen Mittel ausgeschlossen. Legte die Grundlagen der physikalischen Chemie.
Untersuchte atmosphärische Elektrizität und Schwerkraft. Schlug die Lehre von der Farbe vor. Erstellt eine Reihe von optischen Instrumenten. Die Atmosphäre auf der Venus entdeckt. Beschrieb den Aufbau der Erde, erklärte die Herkunft vieler Mineralien und Mineralien. Veröffentlichte einen Leitfaden zur Metallurgie. Er betonte die Bedeutung der Erforschung des Nordseewegs, der Entwicklung Sibiriens. Er belebte die Mosaikkunst und die Herstellung von Smalten wieder, schuf mit seinen Schülern Mosaikbilder. Mitglied der Akademie der Künste (1763). Er wurde in St. Petersburg in der Nekropole des 18. Jahrhunderts begraben.
Lomonosovs Definition: „Physikalische Chemie ist eine Wissenschaft, die auf der Grundlage der Bestimmungen und Experimente der Physik untersucht, was in komplexen Körpern während chemischer Operationen passiert .... Physikalische Chemie kann als chemische Philosophie bezeichnet werden.
In Westeuropa ist es üblich, das Jahr 1888 als das Jahr der Entstehung der physikalischen Chemie zu betrachten, als W. Ostwald begann, diesen Kurs zu lesen, begleitet von praktischen Übungen, und begann, die Zeitschrift Zeitschrift für physikalische Chemie herauszugeben. Im selben Jahr wurde der Lehrstuhl für Physikalische Chemie an der Universität Leipzig unter der Leitung von W. Ostwald gegründet.
Geboren und lange im Russischen Reich gelebt, änderte er im Alter von 35 Jahren die russische Staatsbürgerschaft in die deutsche. In Leipzig verbrachte er den größten Teil seines Lebens, wo er als „Russischer Professor“ bezeichnet wurde. Mit 25 Jahren verteidigte er seine Doktorarbeit zum Thema „Volumenchemische und optochemische Forschung“.
1887 nahm er ein Angebot an, nach Leipzig zu wechseln, wo er das Institut für Physik und Chemie der Universität gründete, das er bis 1905 leitete. 1888 besetzte er die sehr angesehene Abteilung für Physikalische und Anorganische Chemie der Universität Leipzig . In dieser Position war er 12 Jahre tätig.
Aus der „Leipziger Schule“ von W. Ostwald kamen: die Nobelpreisträger S. Arrhenius, J. Van’t Hoff, W. Nernst, die berühmten Physikochemiker G. Tamman und F. Donnan, der organische Chemiker J. Wislicens, der berühmte amerikanische Chemiker G. N. Lewis. Im Laufe der Jahre wurden russische Chemiker in Ostwald ausgebildet: I. A. Kablukov, V. A. Kistyakovsky, L. V. Pisarzhevsky, A. V. Rakovsky, N. A. Shilov und andere.
Eines der Alleinstellungsmerkmale Ostwalds war seine langjährige aktive Ablehnung der atommolekularen Theorie (obwohl er den Begriff "Maulwurf" vorschlug). „Der Chemiker sieht keine Atome. „Er erforscht nur einfache und verständliche Gesetze, die die Massen- und Volumenverhältnisse von Reagenzien bestimmen.“
W. Ostwald gelang es, ein umfangreiches Chemie-Lehrbuch zu schreiben, in dem das Wort "Atom" nie vorkommt. Als er am 19. April 1904 in London mit einem großen Bericht vor Mitgliedern der Chemischen Gesellschaft sprach, versuchte Ostwald zu beweisen, dass Atome nicht existieren und „was wir Materie nennen, nur eine Ansammlung von Energien ist, die an einem bestimmten Ort gesammelt sind“.
Zu Ehren von V. Ostwald wurde auf dem Gelände der Universität Tartu eine Gedenktafel mit einer Inschrift in Estnisch, Deutsch und Englisch angebracht
vorhersagen, ob eine Reaktion spontan ablaufen kann; wenn die Reaktion abläuft, wie tief (was sind die Gleichgewichtskonzentrationen der Reaktionsprodukte); Wenn die Reaktion abläuft, dann mit welcher Geschwindigkeit.
1. STOFFAUFBAU In diesem Abschnitt wird auf der Grundlage der Quantenmechanik (Schrödinger-Gleichung) der Aufbau von Atomen und Molekülen (Elektronenorbitale von Atomen und Molekülen), Kristallgitter von Festkörpern usw. erklärt, Aggregatzustände von Materie betrachtet.
2. CHEMISCHE THERMODYNAMIK basierend auf den Gesetzen (Anfängen) der Thermodynamik ermöglicht: die Berechnung der thermischen Wirkungen chemischer Reaktionen und physikalisch-chemischer Prozesse, die Vorhersage der Richtung chemischer Reaktionen, die Berechnung der Gleichgewichtskonzentrationen von Reaktanten und Reaktionsprodukten.
3. THERMODYNAMIK DES PHASENGLEICHGEWICHTS Er untersucht die Gesetzmäßigkeiten von Phasenübergängen in Einkomponenten- und Mehrkomponenten-(Lösungs-)Systemen. Sein Hauptzweck besteht darin, Phasengleichgewichtsdiagramme für diese Systeme zu erstellen.
4. ELEKTROCHEMIE Es untersucht die Eigenschaften von Elektrolytlösungen, die Merkmale ihres Verhaltens im Vergleich zu molekularen Lösungen, untersucht die Muster der gegenseitigen Umwandlung der Energie chemischer Reaktionen und elektrischer Energie während des Betriebs von elektrochemischen (galvanischen) Zellen und Elektrolyseuren.
5. CHEMISCHE KINETIK UND KATALYSE Untersucht die Gesetzmäßigkeiten des zeitlichen Ablaufs chemischer Reaktionen, untersucht den Einfluss thermodynamischer Parameter (Druck, Temperatur usw.), des Vorhandenseins von Katalysatoren und Inhibitoren auf Reaktionsgeschwindigkeit und -mechanismus.
In einer eigenen Wissenschaft zeichnet sich die KOLLOIDCHEMIE durch einen Teilbereich der physikalischen Chemie aus - der physikalischen Chemie von Oberflächenphänomenen und dispersen Systemen.
Die klassische Thermodynamik ist ein Zweig der theoretischen Physik und untersucht die Muster der Umwandlung verschiedener Energiearten und Energieübergänge zwischen Systemen in Form von Wärme und Arbeit (Termo - Wärme, Dynamo - Bewegung).
Die Thermodynamik abstrahiert von den Ursachen, die jeden Prozess verursachen, und der Zeit, während der dieser Prozess abläuft, arbeitet aber nur mit den Anfangs- und Endparametern des Systems, das an jedem physikalischen und chemischen Prozess beteiligt ist. Die Eigenschaften einzelner Moleküle werden nicht berücksichtigt, sondern es werden die gemittelten Eigenschaften von Systemen verwendet, die aus vielen Molekülen bestehen.
Die Aufgaben der Chemischen Thermodynamik sind: Messung und Berechnung thermischer Wirkungen chemischer Reaktionen und physikalisch-chemischer Prozesse, Vorhersage der Richtung und Tiefe von Reaktionen, Analyse von chemischen und Phasengleichgewichten etc.
1. 1. Grundbegriffe und Definitionen von TD In der Thermodynamik finden alle uns interessierenden Prozesse in thermodynamischen Systemen statt. System - ein Körper oder eine Gruppe von Körpern, die von einem Beobachter in der Umgebung tatsächlich oder gedanklich identifiziert werden.
Das System ist der Teil der Umwelt, der uns besonders interessiert. Alles andere im Universum ist die Umgebung (Environment). Es ist allgemein anerkannt, dass die Umgebung so groß ist (ein unendliches Volumen hat), dass der Energieaustausch mit einem thermodynamischen System seine Temperatur nicht ändert.
Entsprechend der Art des Austauschs von Energie und Materie mit der Umgebung werden Systeme klassifiziert: isoliert - sie können weder Materie noch Energie austauschen; geschlossen - kann Energie austauschen, aber nicht - Materie; offen - kann sowohl Materie als auch Energie austauschen.
Entsprechend der Anzahl der Phasen werden die Systeme unterteilt in: homogen - bestehen aus einer Phase (Na, Cl-Lösung in Wasser); heterogen - das System umfasst mehrere Phasen, die durch Schnittstellen voneinander getrennt sind. Ein Beispiel für heterogene Systeme ist Eis, das in Wasser schwimmt, Milch (Fetttröpfchen - eine Phase, die aquatische Umgebung - eine andere).
Eine Phase ist eine Menge homogener Teile eines Systems, die die gleichen chemischen und physikalischen Eigenschaften haben und durch Phasengrenzflächen von anderen Teilen des Systems getrennt sind. Jede Phase ist ein homogener Teil eines heterogenen Systems
Je nach Anzahl der Komponenten werden die Systeme in ein-zwei-, drei- und mehrkomponentig eingeteilt. Komponenten sind die einzelnen Chemikalien, die ein System bilden, das vom System isoliert werden kann und außerhalb davon existiert.
Jedes thermodynamische System kann durch eine Vielzahl von physikalischen und chemischen Eigenschaften charakterisiert werden, die bestimmte Werte annehmen: Temperatur, Druck, Wärmeleitfähigkeit, Wärmekapazität, Komponentenkonzentrationen, Dielektrizitätskonstante usw.
In der chemischen Thermodynamik beschäftigt man sich mit solchen Eigenschaften, die sich eindeutig als Funktion von Temperatur, Druck, Volumen oder Konzentrationen von Stoffen in einem System ausdrücken lassen. Diese Eigenschaften werden thermodynamische Eigenschaften genannt.
Der Zustand eines thermodynamischen Systems gilt als gegeben, wenn seine chemische Zusammensetzung, Phasenzusammensetzung und Werte unabhängiger thermodynamischer Parameter angegeben sind. Zu den unabhängigen Parametern gehören: Druck (P), Volumen (V), Temperatur (T), die Stoffmenge n in Form von Molzahlen oder in Form von Konzentrationen (C). Sie werden Zustandsparameter genannt.
Nach dem aktuellen Einheitensystem (SI) werden die wichtigsten thermodynamischen Parameter in folgenden Einheiten angegeben: [m 3 ] (Volumen); [Pa] (Druck); [mol] (n); [K] (Temperatur). Als Ausnahme ist es in der chemischen Thermodynamik erlaubt, eine systemfremde Druckeinheit zu verwenden, die normale physikalische Atmosphäre (atm), die 101,325 kPa entspricht
Thermodynamische Parameter und Eigenschaften können sein: Intensiv – sie hängen nicht von der Masse (Volumen) des Systems ab. Dies sind Temperatur, Druck, chemisches Potential usw. Umfangreich - sie hängen von der Masse (Volumen) des Systems ab. Das sind Energie, Entropie, Enthalpie usw. Wenn ein komplexes System entsteht, werden intensive Eigenschaften angeglichen und umfangreiche summiert.
Jede Änderung, die im System auftritt und mit einer Änderung mindestens eines thermodynamischen Zustandsparameters (Systemeigenschaften) einhergeht, wird als thermodynamischer Prozess bezeichnet. Ändert der Ablauf des Prozesses die chemische Zusammensetzung des Systems, so spricht man von einer chemischen Reaktion.
Üblicherweise wird im Laufe des Prozesses ein beliebiger (oder mehrere) Parameter konstant gehalten. Dementsprechend unterscheiden sie: einen isothermen Prozess bei konstanter Temperatur (T = const); isobarer Prozess - bei konstantem Druck (P = const); isochorer Prozess - bei konstantem Volumen (V = const); adiabatischer Prozess ohne Wärmeaustausch mit der Umgebung (Q = 0).
Bei Prozessen in nicht isolierten Systemen kann Wärme aufgenommen oder abgegeben werden. Entsprechend dieser Eigenschaft werden Prozesse in exotherme (Wärme wird abgegeben) und endotherme (Wärme wird aufgenommen) eingeteilt.
Während des Prozesses geht das System von einem Gleichgewichtszustand in einen anderen Gleichgewichtszustand über Thermodynamisches Gleichgewicht ist der Zustand des Systems, in dem ein thermisches, mechanisches und chemisches (elektrochemisches) Gleichgewicht mit der Umgebung und zwischen den Phasen des Systems beobachtet wird.
Gleichgewichtszustände sind: stabil; metastabil. Ein Prozess wird als Gleichgewicht (quasistatisch) bezeichnet, wenn er unendlich langsam eine kontinuierliche Folge von Gleichgewichtszuständen des Systems durchläuft.
Prozesse, die von selbst ablaufen und zu ihrer Durchführung keine externe Energie benötigen, werden als spontane (positive) Prozesse bezeichnet. Wenn für die Durchführung des Prozesses der Umwelt Energie entzogen wird, also Arbeit am System verrichtet wird, dann wird der Prozess als nicht-spontan (negativ) bezeichnet.
Zustandsfunktionen Zustandsfunktionen sind Systemeigenschaften (innere Energie U, Enthalpie H, Entropie S usw.), sie charakterisieren den gegebenen Zustand des Systems. Ihre Änderungen während des Prozesses hängen nicht von seinem Weg ab und werden nur durch die Anfangs- und Endzustände des Systems bestimmt.
Eine infinitesimale Änderung dieser Funktion ist das Gesamtdifferential von d. U, d. S usw. :
Prozessfunktionen (Übergangsfunktionen) Prozessfunktionen (Wärme Q, Arbeit W) – sie sind keine Eigenschaften des Systems (sie befinden sich nicht im System), sie entstehen während des Prozesses, an dem das System teilnimmt.
Wenn es im System keine Wärme und Arbeit gibt, ist es sinnlos, über ihre Änderung zu sprechen, wir können nur über ihre Menge Q oder W in einem bestimmten Prozess sprechen. Ihre Mengen hängen von der Verfahrensführung ab. Unendlich kleine Mengen werden mit Q, W bezeichnet.
Bewegung ist eine Eigenschaft der Materie. Das Maß der Bewegung, also das quantitative und qualitative Merkmal, ist die Energie. Energie ist eine Funktion des Zustands des Systems. Seine Veränderung in einem bestimmten Prozess hängt nicht vom Pfad des Prozesses ab und wird nur durch die Anfangs- und Endzustände des Systems bestimmt.
Viele verschiedene Arten von Energie sind bekannt: mechanisch, elektrisch, chemisch usw., aber Energie kann nur in zwei Formen von System zu System übertragen werden: in Form von Wärme oder Arbeit.
Wärme (Q) ist eine Form der Energieübertragung von System zu System aufgrund der chaotischen Bewegung von Teilchen (Molekülen, Atomen, Ionen usw.) von sich berührenden Systemen.
In der Thermodynamik wird die dem System zugeführte Wärme als positiv angesehen (z. B. die Wärme einer endothermen Reaktion), und die dem System entzogene Wärme als negativ (die Wärme einer exothermen Reaktion). In der Thermochemie ist das Gegenteil der Fall.
Arbeit ist eine Form der Energieübertragung von System zu System aufgrund der gerichteten Bewegung von Mikro- oder Makrokörpern. In der Literatur wird Arbeit entweder mit W (von englisch „work“) oder A (von deutsch „arbait“) bezeichnet.
Es gibt verschiedene Arten von Arbeit: mechanische, elektrische, magnetische, Oberflächenänderungen usw. Eine unendlich kleine Arbeit beliebiger Art kann als Produkt einer verallgemeinerten Kraft und einer Änderung einer verallgemeinerten Koordinate dargestellt werden, zum Beispiel:
Die Summe aller Arten von Arbeit, mit Ausnahme der Arbeit gegen die Kräfte des äußeren Drucks P - Expansionsarbeit - Kompression, wird als Nutzarbeit W ' bezeichnet:
In der Thermodynamik gilt Arbeit als positiv, wenn sie vom System selbst verrichtet wird, und als negativ, wenn sie am System verrichtet wird. Gemäß den IUPAC-Empfehlungen ist es üblich, die am System geleistete Arbeit als positiv zu betrachten (das „egoistische“ Prinzip ist positiv, das die innere Energie erhöht).
Expansionsarbeit eines idealen Gases bei verschiedenen Prozessen 1. Expansion ins Vakuum: W = 0. 2. Isochorische reversible Expansion: d. V = 0 W = 0
Die Schlussfolgerungen und Beziehungen der Thermodynamik werden auf der Grundlage von zwei Postulaten und drei Gesetzen formuliert. Jedes isolierte System kommt schließlich in einen Gleichgewichtszustand und kann ihn nicht spontan verlassen (das erste Postulat). Das heißt, die Thermodynamik beschreibt keine Systeme von astronomischer Größe und Mikrosysteme mit einer kleinen Anzahl von Teilchen (
Der spontane Übergang von einem Nichtgleichgewichtszustand in einen Gleichgewichtszustand wird Relaxation genannt. Das heißt, der Gleichgewichtszustand wird zwangsläufig erreicht, aber die Dauer eines solchen Prozesses ist nicht definiert, und es gibt kein Zeitkonzept.
Das zweite Postulat Befindet sich System A im thermischen Gleichgewicht mit System B und System B im thermischen Gleichgewicht mit System C, dann befinden sich auch die Systeme A und C im thermischen Gleichgewicht
Die innere Energie eines thermodynamischen Systems U ist die Summe der kinetischen (Bewegungsenergie) und potentiellen (Wechselwirkungsenergie) Energien aller Teilchen (Moleküle, Kerne, Elektronen, Quarks usw.), aus denen das System besteht, einschließlich unbekannter Arten von Energie.
Die innere Energie eines Systems hängt von seiner Masse (Extensiv-Eigenschaft), von der Art der Substanz des Systems und von thermodynamischen Parametern ab: U = f(V, T) oder U = (P, T) wird in J/mol gemessen oder J/kg. U ist eine Zustandsfunktion, U hängt also nicht vom Weg des Prozesses ab, sondern wird vom Anfangs- und Endzustand des Systems bestimmt. d. U ist das totale Differential.
Die innere Energie des Systems kann sich durch den Energieaustausch mit der Umgebung nur in Form von Wärme oder Arbeit ändern.
Diese Tatsache, die eine Verallgemeinerung der praktischen Erfahrung der Menschheit ist, vermittelt den ersten Hauptsatz (Anfang) der Thermodynamik: U = Q – W In Differentialform (für einen infinitesimalen Teil des Prozesses): d. U = QW
"Die dem System zugeführte Wärme erhöht die innere Energie des Systems und die Arbeitsleistung des Systems."
Für ein isoliertes System ist Q = 0 und W = 0, d. h. U = 0 und U = const. Die innere Energie eines isolierten Systems ist konstant
In der Formulierung von Clausius: „Die Energie der Welt ist konstant“. Ein Perpetuum Mobile der ersten Art (Perpetum Mobile) ist unmöglich. Verschiedene Energieformen gehen in streng gleichen Mengen ineinander über. Energie entsteht nicht und wird nicht vernichtet, sondern geht nur von System zu System.
Die Funktion U ist additiv. Dies bedeutet, dass, wenn zwei Systeme, die durch die Werte U 1 und U 2 gekennzeichnet sind, zu einem einzigen System kombiniert werden, die resultierende innere Energie U 1+2 gleich der Summe der Energien ihrer Bestandteile ist: U 1+ 2 = U1 + U2
Im allgemeinen Fall ist die Wärme Q eine Funktion des Prozesses, d. h. ihre Menge hängt vom Weg des Prozesses ab, aber in zwei für die Praxis wichtigen Fällen nimmt die Wärme die Eigenschaften einer Zustandsfunktion an, d. h. der Wert von Q hört auf vom Weg des Prozesses abhängen und nur Anfangs- und Endzustände des Systems bestimmt werden.
Wir nehmen an, dass im Verlauf des Prozesses nur Arbeit gegen äußere Druckkräfte verrichtet werden kann und Nutzarbeit W = 0: Q = d. U+P d. V, und da V = const, dann P d. V = 0: QV = d. U oder in integraler Form: QV \u003d Uk - Un
Wir nehmen wieder an, dass die Nutzarbeit W = 0 ist, dann gilt: Q = d. U+P d. V, Da P = const, können wir schreiben: QP = d. U + d(PV), QP = d(U + PV). Es bezeichne: Í U + P V (Enthalpie) QР = d. H oder: QP \u003d Hk - Hn
Damit erhält der thermische Effekt einer chemischen Reaktion bei P = const die Eigenschaften einer Zustandsfunktion: QP = H; für V = const: QV = U.
Da chemische Reaktionen und physikalisch-chemische Prozesse häufiger bei konstantem Druck (im Freien, dh bei P = const = 1 atm) durchgeführt werden, wird in der Praxis das Konzept der Enthalpie häufiger für Berechnungen als für interne verwendet Energie. Manchmal wird das Wort „Wärme“ des Prozesses ohne weitere Erklärung durch „Enthalpie“ ersetzt und umgekehrt. Sie sagen zum Beispiel „Bildungswärme“, schreiben aber f. N.
Läuft aber der uns interessierende Prozess bei V = const (im Autoklaven) ab, dann sollte man den Ausdruck verwenden: QV = U.
Differenzieren wir den Ausdruck: Н = U + P V d. H = D. U+Pd. V+Vd. P, bei konstantem Druck V d. P = 0 und d. H = D. U+P d. V Ganzzahlig: H = U + P V
Für ein ideales Gas gilt die Clapeyron-Mendeleev-Gleichung: P V \u003d n R T, wobei n die Anzahl der Gasmole ist, R 8, 314 J / mol K die universelle Gaskonstante ist. Dann gilt (bei T = const) P V = n R T. Schließlich gilt: H = U + n R T n ist die Änderung der Molzahl gasförmiger Stoffe während der Reaktion.
Zum Beispiel für die Reaktion: N 2 (g) + 3 H 2 (g) \u003d 2 NH 3 (g) n \u003d -2 und für die Reaktion: 2 H 2 O (g) 2 H 2 (g ) + O 2 (d) n = 3.
Die Unterschiede zwischen QV und QP sind nur signifikant, wenn gasförmige Substanzen an der Reaktion teilnehmen. Wenn es keine gibt oder wenn n = 0 ist, dann ist QV = QP.
Unter dem thermischen Effekt der Reaktion versteht man die Energiemenge, die während der Reaktion in Form von Wärme freigesetzt oder aufgenommen wird, vorausgesetzt: dass P = const oder V = const; dass die Temperatur der Ausgangsmaterialien gleich der Temperatur der Reaktionsprodukte ist; dass keine andere (nützliche) Arbeit im System verrichtet wird, außer der Arbeit der expandierenden Kontraktion.
Enthalpieänderung bei verschiedenen Prozessen Prozess Messbedingungen 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 Dissoziationswärme: H 2 O(l) → H+ + OH- P = 1 atm T = 298 K +57. 26 Neutralisationswärme: H+ + OH- → H 2 O (l) P = 1 atm T = 298 K − 57. 26 Verdampfungswärme: H 2 O (l) → H 2 O (g) P = 1 atm T = 373K+40. 67 Schmelzwärme: H 2 O (cr) → H 2 O (l) P = 1 atm T = 273 K +6. 02
Die Tatsache der Konstanz von QV oder QP wurde lange vor der Entstehung der chemischen Thermodynamik als Wissenschaft von G. I. Hess experimentell festgestellt (das Gesetz der Konstanz der Wärmesummen oder das Hesssche Gesetz): Die thermische Wirkung einer chemischen Reaktion hängt von der Art und Zustand der Ausgangsstoffe und Reaktionsprodukte und nicht von Wegen zu ihrer Umwandlung ineinander abhängt.
Deutsch Ivanovich Hess (1802 - 1850) - einer der größten russischen Wissenschaftler, Professor am Technologischen Institut in St. Petersburg. Geboren in Genf und aufgewachsen in St. Petersburg. Seine medizinische Ausbildung erhielt er in Yuriev, nach seinem Universitätsabschluss arbeitete er in Stockholm bei J. Berzelius. Hess versuchte in seinen Experimenten, das Gesetz der multiplen thermischen Verhältnisse (ähnlich dem Gesetz der multiplen Verhältnisse von D. Dalton) aufzustellen. Dies gelang ihm nicht (es gibt kein solches Gesetz in der Natur), aber als Ergebnis experimenteller Untersuchungen leitete Hess das Gesetz der Konstanz der Wärmesummen (Hess'sches Gesetz) ab. Diese 1842 veröffentlichte Arbeit ist eine Vorwegnahme des ersten Hauptsatzes der Thermodynamik.
H. 1 \u003d H. 2 + H. 3 \u003d H. 4 + H. 5 + H. 6
CO 2 C + O 2 \u003d CO 2 CO + 1/2 O 2 \u003d CO 2 C + 1/2 O 2 \u003d CO H 2 H 1 C CO H 3 H 1 \u003d H 2 + H 3
Bildungswärme - die Wärmewirkung der Bildung von 1 Mol einer bestimmten Substanz aus einfachen Substanzen: f. H. Einfache Substanzen werden Substanzen genannt, die aus Atomen der gleichen Art bestehen. Dies ist beispielsweise Stickstoff N 2, Sauerstoff O 2, Graphit C usw.
Aus der Definition folgt, dass die Wasserbildungswärme betragsmäßig gleich der thermischen Wirkung der Reaktion ist: H 2 + 1/2 O 2 = H 2 O QP = f. H
Wenn die Reaktion bei P = 1 atm durchgeführt wird, ist die gemessene Reaktionswärme gleich f. Ho ist die Standardbildungswärme von Wasser. Üblicherweise sind die Werte von f. Aber tabelliert bei 298 K für fast alle in der Praxis verwendeten Substanzen: f. Ho 298 (H 2 O).
Reaktionsprodukte H prod f r H Ausgangsstoffe H Ref.-Nr. c-c f Einfache Substanzen
Die thermische Wirkung einer chemischen Reaktion: a 1 A 1 + a 2 A 2 + = b 1 B 1 + b 2 B 2 + ist gleich der Summe der Bildungswärmen der Reaktionsprodukte abzüglich der Summe der Wärmen von Bildung der Ausgangsstoffe (unter Berücksichtigung der stöchiometrischen Koeffizienten ai und bj):
Beispiel 1: Berechnen Sie den Wärmeeffekt der Benzoldampfhydrierungsreaktion (diese Reaktion wird auf der Oberfläche heterogener Katalysatoren durchgeführt - Platinmetalle): C 6 H 6 + 3 H 2 \u003d C 6 H 12 bei 298 K und 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 Substanz 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 isp. H 0 \u003d 82,93 - 49,04 \u003d +33,89 kJ / mol
Die Verbrennungswärme ist der thermische Effekt der Reaktion einer tiefen Oxidation (Verbrennung) eines Stoffes (zu höheren Oxiden). Bei Kohlenwasserstoffen sind die höheren Oxide H 2 O (l) und CO 2. In diesem Fall ist der Heizwert von beispielsweise Methan gleich der thermischen Wirkung der Reaktion: CH 4 + 2 O 2 \ u003d CO 2 + 2 H 2 O (l) QP \u003d Ochse . H
Ochsenwerte. Ho 298 wird als Standardverbrennungswärme bezeichnet, sie ist bei 298 K tabelliert. Hier gibt der Index "o" an, dass die Wärmen im Standardzustand (P \u003d 1 atm) bestimmt werden, der Index "oh" kommt aus dem Englischen - Oxidation - Oxidation.
Verbrennungsprodukte (CO 2 , H 2 O) oh. H Ref. ein-ein oh. N prod Reaktionsprodukte r. H Ausgangsmaterialien
Die thermische Wirkung einer chemischen Reaktion: a 1 A 1 + a 2 A 2 + = b 1 B 1 + b 2 B 2 + ist gleich der Summe der Verbrennungswärmen der Ausgangsstoffe minus der Summe der Wärmen von Verbrennung der Reaktionsprodukte (unter Berücksichtigung der stöchiometrischen Koeffizienten ai und bj):
Beispiel 2: Berechnen Sie anhand der Verbrennungswärme von Stoffen die Wärmewirkung der Reaktion zur Herstellung von Ethanol (Weinalkohol) durch Vergärung von Glucose. 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 Die Verbrennungswärme von CO 2 ist Null.
Die Wärmekapazität hängt von der Temperatur ab. Daher wird zwischen mittlerer und echter Wärmekapazität unterschieden. Die durchschnittliche Wärmekapazität des Systems im Temperaturbereich T 1 - T 2 ist gleich dem Verhältnis der dem System Q zugeführten Wärmemenge zum Wert dieses Intervalls:
Die wahre Wärmekapazität wird durch die Gleichung bestimmt: Die Beziehung zwischen der wahren und der durchschnittlichen Wärmekapazität wird durch die Gleichung ausgedrückt:
Die Wärmekapazität eines Systems hängt von seiner Masse (oder Stoffmenge) ab, d.h. es handelt sich um eine umfangreiche Eigenschaft des Systems. Ordnet man die Wärmekapazität einer Masseeinheit zu, so erhält man einen intensiven Wert – die spezifische Wärmekapazität Gericht [J/kg·K]. Ordnen wir aber C der Stoffmenge des Systems zu, so erhalten wir die molare Wärmekapazität cm [J / mol K].
Es gibt: Wärmekapazität bei konstantem Druck Cp, Wärmekapazität bei konstantem Volumen Cv. Im Falle eines idealen Gases sind diese Wärmekapazitäten durch die Gleichung miteinander verbunden: Ср = С v + R
Die Wärmekapazität von Stoffen ist temperaturabhängig. Zum Beispiel variiert die Wärmekapazität von Eis von 34,70 J/mol K bei 250 K bis 37,78 J/mol K bei 273 K. Für Feststoffe leitete Debye eine Gleichung ab, die für Temperaturen nahe 0 K ergibt: СV= a T 3 (Debyes Gesetz der T-Würfel), und für hohe: СV=3 R.
Üblicherweise wird die Abhängigkeit der Wärmekapazität von der Temperatur unter Verwendung empirischer Gleichungen der Form übertragen: Wenn a, b und c konstant sind, werden sie in Nachschlagewerken der physikalisch-chemischen Eigenschaften von Substanzen angegeben.
Wenn die mathematische Abhängigkeit r. CP aus T ist unbekannt, aber es gibt experimentelle Werte der Wärmekapazität der Reaktionsteilnehmer bei verschiedenen Temperaturen, dann wird ein Diagramm in den Koordinaten r aufgetragen. Co. P \u003d f (T) und berechnen Sie grafisch die Fläche unter der Kurve innerhalb von 298 - T 2, sie ist gleich dem Integral:
Treten im betrachteten Temperaturbereich ein oder mehrere Phasenumwandlungen auf, so sind deren thermische Auswirkungen bei der Berechnung von r zu berücksichtigen. H:
Berechnungsschema r. H-Reaktionen bei einer beliebigen Temperatur T sind wie folgt. Zunächst wird r aus den Standardbildungs- oder Verbrennungswärmen von Stoffen berechnet. H 298 Reaktion (wie oben beschrieben). Außerdem wird gemäß der Kirchhoff-Gleichung der thermische Effekt bei jeder Temperatur T berechnet:
Die Tabellen zeigen die Standardbildungswärmen (Enthalpien) f für fast alle Stoffe. Ho 0 bei 0 K und Werte: bei Temperatur T (sie werden mit einem Intervall von 100 K angegeben).
Die thermische Wirkung einer chemischen Reaktion wird nach folgender Gleichung berechnet: r. H 0 T = r. H00+
r. H 00 wird genauso berechnet wie r. H 0298 d.h. als Differenz der Summen der Bildungswärmen von Produkten und Ausgangsstoffen (jedoch bei 0 K):
Die Werte werden berechnet: = Prod.-Nr. in-in unter Berücksichtigung der stöchiometrischen Koeffizienten der Reaktion.
