Química Física. Notas de lectura
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El gas es un estado de agregación de una sustancia en el que las moléculas se mueven aleatoriamente, situadas a gran distancia unas de otras. En los sólidos, las distancias entre partículas son pequeñas, la fuerza de atracción corresponde a la fuerza de repulsión. Líquido es un estado de agregación intermedio entre sólido y gaseoso. En un líquido, las partículas están cerca unas de otras y pueden moverse entre sí; Un líquido, como un gas, no tiene forma fija. El plasma es un gas altamente enrarecido en el que las partículas cargadas eléctricamente que se mueven aleatoriamente son electrones y núcleos de átomos o iones cargados positivamente).
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Los estados agregados de la misma sustancia no difieren en propiedades químicas y composición, y sus propiedades físicas no son las mismas. Un ejemplo es H2O (agua). Las diferencias en las propiedades físicas se deben al hecho de que las partículas en sustancias gaseosas, líquidas y sólidas están ubicadas a distancias desiguales entre sí, por lo que las fuerzas de atracción que actúan entre ellas se manifiestan en un grado desigual.
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Disposiciones básicas de MKT Todas las sustancias, líquidas, sólidas y gaseosas, se forman a partir de las partículas más pequeñas, las moléculas, que a su vez consisten en átomos ("moléculas elementales"). Las moléculas de una sustancia química pueden ser simples o complejas y estar formadas por uno o más átomos. Las moléculas y los átomos son partículas eléctricamente neutras. Bajo ciertas condiciones, las moléculas y los átomos pueden adquirir una carga eléctrica adicional y convertirse en iones positivos o negativos. Los átomos y las moléculas están en continuo movimiento caótico. Las partículas interactúan entre sí por fuerzas que son de naturaleza eléctrica. La interacción gravitacional entre partículas es despreciable.
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1. La doctrina de los estados agregados 1.1 Introducción Transición de fase: la transición de una sustancia de un estado de agregación a otro estado: condensación T-L fusión L-T solidificación (congelación) Las transiciones de fase van acompañadas de absorción o liberación de calor
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1. La doctrina de los estados agregados 1.2. Estado gaseoso de la materia Gas es el estado de agregación de la materia en el que sus partículas constituyentes (átomos, moléculas, iones) no están unidas o muy débilmente unidas por fuerzas de interacción, se mueven libremente, llenando todo el volumen que se les proporciona. Las principales características de los gases: tienen una baja densidad, porque las partículas están muy separadas y no tienen forma ni volumen propios; llenan completamente el recipiente en el que se encuentran, toman su forma y se comprimen fácilmente.
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La ecuación de estado del gas ideal Un gas ideal es un modelo de gas teórico en el que se desprecian el tamaño y la interacción de las partículas del gas y solo se tienen en cuenta sus colisiones elásticas El gas ideal es un gas en el que no hay fuerzas de atracción entre las moléculas .
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las partículas de gas (átomos, moléculas, iones) se toman como puntos materiales (es decir, no tienen volumen) no existen fuerzas de atracción mutua entre las partículas (fuerzas intermoleculares) la interacción entre moléculas se reduce a impactos absolutamente elásticos (es decir, impactos en el que la energía cinética se transfiere completamente de un objeto a otro) Las partículas de gas (átomos, moléculas, iones) tienen un volumen Las partículas de gas están interconectadas por fuerzas de interacción que disminuyen al aumentar la distancia entre partículas Las colisiones entre moléculas no son absolutamente elásticas Gas ideal Real gas 1. La doctrina de los estados agregados 1.2. El estado gaseoso de la materia Un gas real es similar a un gas ideal bajo fuerte rarefacción y a temperaturas ordinarias
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La ecuación de estado de un gas ideal (ecuación de Mendeleev-Clapeyron) es una relación que relaciona los valores de presión, volumen y temperatura: donde n es el número de moles de gas, R = 8,31431 J/mol. K) - constante de los gases Gas que obedece a esta ley, llamado ideal. Leyes de los gases
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Leyes de los gases A temperatura y masa constantes, el volumen de un gas es inversamente proporcional a su presión El volumen de una masa dada de gas a presión constante es directamente proporcional a la temperatura absoluta La presión de una masa dada de gas a volumen constante es directamente proporcional a la temperatura absoluta Constante de Boltzmann: k=R/NA=1.38 10-23 J/K
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Los gases ideales tienen el mismo volumen molar. en n. y. = 22,4140 dm3 (l) ¡A otras temperaturas y presiones, este valor será diferente! Leyes de los gases
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No obedecen las leyes de los gases ideales. Las principales razones de las desviaciones son la atracción mutua de las moléculas de gas y la presencia de su propio volumen. El volumen molar puede servir como una característica de las desviaciones. Gases reales
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Gases reales Los gases reales no obedecen a la ecuación de Mendeleev-Clapeyron. La ecuación de estado de un gas real (ecuación de van der Waals) para un mol para n moles a - tiene en cuenta las interacciones intermoleculares; b - tiene en cuenta el volumen intrínseco de las moléculas. Los coeficientes a y b para diferentes gases son diferentes, por lo que la ecuación de van der Waals no es universal. A bajas presiones y altas temperaturas, la ecuación de van der Waals se convierte en la ecuación de estado de un gas ideal.
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La propiedad principal de un líquido, que lo distingue de otros estados de agregación, es la capacidad de cambiar su forma indefinidamente bajo la acción de esfuerzos mecánicos tangenciales, incluso arbitrariamente pequeños, manteniendo prácticamente el volumen. El estado líquido generalmente se considera intermedio entre un sólido y un gas: un gas no retiene ni el volumen ni la forma, mientras que un sólido retiene ambos. estado liquido de la materia
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movimiento vibratorio-traslacional de las moléculas, incompresibilidad debida a la presión interna, asociación (en el caso de moléculas polares), presencia de orden de corto alcance en ausencia de orden de largo alcance, tensión superficial, viscosidad. Propiedades de los líquidos:
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D x norte. , Profesor, Jefe del Departamento de Química Física, Universidad Técnica Química de Rusia que lleva su nombre. D. I. Mendeleeva Konyukhov Valery Yurievich [correo electrónico protegido] ru vkontakte. es
Literatura Vishnyakov A.V., Kizim N.F. Química física. Moscú: Química, 2012 Química física//Ed. K. S. Krasnova. M. : Escuela Superior, 2001 Stromberg A. G., Semchenko D. P. Química física. M. : Bachillerato, 1999. Fundamentos de química física. Teoría y tareas: Proc. Subsidio para universidades / V. V. Eremin et al.M.: 2005.
Literatura Atkins P. Química física. M.: Mir. 1980. Karapetyants M. Kh. Termodinámica química. Moscú: Química, 1975.
LOMONOSOV Mikhail Vasilievich (1711-65), el primer científico natural ruso de importancia mundial, poeta que sentó las bases del lenguaje literario ruso moderno, artista, historiador, defensor del desarrollo de la educación nacional, la ciencia y la economía. Nacido el 8 de noviembre (19) en el pueblo de Denisovka (ahora el pueblo de Lomonosovo) en una familia Pomor. A la edad de 19 años se fue a estudiar (desde 1731 en la Academia Eslava-Griega-Latina en Moscú, desde 1735 en la Universidad Académica de San Petersburgo, en 1736-41 en Alemania). Desde 1742 adjunto, desde 1745 académico de la Academia de Ciencias de San Petersburgo.
En 1748 fundó el primer laboratorio químico en Rusia en la Academia de Ciencias. Por iniciativa de Lomonosov, se fundó la Universidad de Moscú (1755). Desarrolló ideas atómicas y moleculares sobre la estructura de la materia. Durante el dominio de la teoría del calórico, argumentó que el calor se debe al movimiento de los corpúsculos. Formuló el principio de conservación de la materia y el movimiento. Flogisto excluido del número de agentes químicos. Sentó las bases de la química física.
Investigó la electricidad atmosférica y la gravedad. Propuso la doctrina del color. Creó una serie de instrumentos ópticos. Descubrió la atmósfera en Venus. Describió la estructura de la Tierra, explicó el origen de muchos minerales y minerales. Publicó una guía de metalurgia. Hizo hincapié en la importancia de explorar la Ruta del Mar del Norte, el desarrollo de Siberia. Revivió el arte de los mosaicos y la producción de smalt, creó pinturas en mosaico con sus alumnos. Miembro de la Academia de las Artes (1763). Fue enterrado en San Petersburgo en la Necrópolis del siglo XVIII.
Definición de Lomonosov: “La química física es una ciencia que estudia, sobre la base de las disposiciones y experimentos de la física, lo que sucede en los cuerpos complejos durante las operaciones químicas... La química física puede llamarse filosofía química.
En Europa occidental, se acostumbra considerar 1888 como el año de la creación de la química física, cuando W. Ostwald comenzó a leer este curso, acompañado de ejercicios prácticos, y comenzó a publicar la revista Zeitschtift fur physikalische Chemie. En el mismo año, se organizó el Departamento de Química Física en la Universidad de Leipzig bajo la dirección de W. Ostwald.
Nacido y vivido durante mucho tiempo en el Imperio Ruso, a la edad de 35 años cambió la ciudadanía rusa a la alemana. En Leipzig, pasó la mayor parte de su vida, donde fue llamado el "profesor ruso". A la edad de 25 años defendió su tesis doctoral sobre el tema "Investigación volumétrica y optoquímica".
En 1887 aceptó una oferta para trasladarse a Leipzig, donde fundó el Instituto de Física y Química de la universidad, que dirigió hasta 1905. En 1888 ocupó el prestigioso Departamento de Química Física e Inorgánica de la Universidad de Leipzig. . Trabajó en este puesto durante 12 años.
De la "Escuela de Leipzig" de W. Ostwald vinieron: los premios Nobel S. Arrhenius, J. Van't Hoff, W. Nernst, los famosos fisicoquímicos G. Tamman y F. Donnan, el químico orgánico J. Wislicens, el famoso químico estadounidense G. N. Luis. A lo largo de los años, los químicos rusos se formaron en Ostwald: I. A. Kablukov, V. A. Kistyakovsky, L. V. Pisarzhevsky, A. V. Rakovsky, N. A. Shilov y otros.
Una de las características únicas de Ostwald fueron sus muchos años de rechazo activo de la teoría atómico-molecular (aunque propuso el término "mol"). “El químico no ve ningún átomo. "Explora solo leyes simples y comprensibles que rigen las proporciones de masa y volumen de los reactivos".
W. Ostwald logró escribir un voluminoso libro de texto de química en el que nunca se menciona la palabra "átomo". Hablando el 19 de abril de 1904 en Londres con un gran informe para los miembros de la Sociedad Química, Ostwald trató de demostrar que los átomos no existen y que "lo que llamamos materia es solo una colección de energías reunidas en un lugar determinado".
En honor a V. Ostwald, se instaló una placa conmemorativa con una inscripción en estonio, alemán e inglés en el territorio de la Universidad de Tartu.
predecir si una reacción puede proceder espontáneamente; si la reacción procede, entonces a qué profundidad (cuáles son las concentraciones de equilibrio de los productos de reacción); Si la reacción procede, entonces a qué velocidad.
1. ESTRUCTURA DE LA SUSTANCIA En esta sección, sobre la base de la mecánica cuántica (ecuación de Schrödinger), se explica la estructura de los átomos y moléculas (orbitales electrónicos de átomos y moléculas), redes cristalinas de sólidos, etc., los estados agregados de la materia son consideró.
2. LA TERMODINÁMICA QUÍMICA basada en las leyes (principios) de la termodinámica permite: calcular los efectos térmicos de reacciones químicas y procesos físico-químicos, predecir la dirección de reacciones químicas, calcular las concentraciones de equilibrio de reactivos y productos de reacción.
3. TERMODINÁMICA DEL EQUILIBRIO DE FASES Estudia las regularidades de las transiciones de fase en sistemas monocomponente y multicomponente (solución). Su propósito principal es construir diagramas de equilibrio de fase para estos sistemas.
4. ELECTROQUÍMICA Estudia las propiedades de las soluciones de electrolitos, las características de su comportamiento en comparación con las soluciones moleculares, explora los patrones de interconversión de la energía de las reacciones químicas y la energía eléctrica durante la operación de celdas electroquímicas (galvánicas) y electrolizadores.
5. CINÉTICA QUÍMICA Y CATÁLISIS Investiga las regularidades del curso de las reacciones químicas en el tiempo, investiga el efecto de los parámetros termodinámicos (presión, temperatura, etc.), la presencia de catalizadores e inhibidores sobre la velocidad y el mecanismo de las reacciones.
En una ciencia separada, la QUÍMICA COLOIDE se distingue por una sección de química física: la química física de los fenómenos superficiales y los sistemas dispersos.
La termodinámica clásica es una rama de la física teórica y estudia los patrones de interconversiones de varios tipos de energía y transiciones de energía entre sistemas en forma de calor y trabajo (termo - calor, dínamo - movimiento).
La termodinámica abstrae de las causas que originan cualquier proceso, y del tiempo durante el cual ocurre este proceso, pero solo opera con los parámetros iniciales y finales del sistema involucrado en cualquier proceso físico y químico. No se tienen en cuenta las propiedades de las moléculas individuales, pero se utilizan las características promediadas de los sistemas que constan de muchas moléculas.
Las tareas de la termodinámica química son: medición y cálculo de los efectos térmicos de reacciones químicas y procesos fisicoquímicos, predicción de la dirección y profundidad de las reacciones, análisis de equilibrios químicos y de fase, etc.
1. 1. Conceptos básicos y definiciones de TD En termodinámica, todos los procesos que nos interesan ocurren en sistemas termodinámicos. Sistema: un cuerpo o un grupo de cuerpos, real o mentalmente identificado por un observador en el entorno.
El sistema es la parte del mundo circundante que nos interesa particularmente. Todo lo demás en el universo es el medio ambiente (entorno). Generalmente se acepta que el ambiente es tan grande (tiene un volumen infinito) que el intercambio de energía con un sistema termodinámico no cambia su temperatura.
De acuerdo con la naturaleza del intercambio de energía y materia con el medio ambiente, los sistemas se clasifican: aislados: no pueden intercambiar ni materia ni energía; cerrado - puede intercambiar energía, pero no puede - materia; abierto - puede intercambiar tanto materia como energía.
Según el número de fases, los sistemas se dividen en: homogéneos: consisten en una fase (solución de Na. Cl en agua); heterogéneo: el sistema incluye varias fases, separadas entre sí por interfaces. Un ejemplo de sistemas heterogéneos es el hielo flotando en el agua, la leche (gotas de grasa - una fase, el medio acuático - otra).
Una fase es un conjunto de partes homogéneas de un sistema que tienen las mismas propiedades químicas y físicas y están separadas de otras partes del sistema por interfaces de fase. Cada fase es una parte homogénea de un sistema heterogéneo.
Según el número de componentes, los sistemas se dividen en uno, dos, tres componentes y multicomponente. Los componentes son las sustancias químicas individuales que forman un sistema que se puede aislar del sistema y existir fuera de él.
Cualquier sistema termodinámico se puede caracterizar por un conjunto de un gran número de propiedades físicas y químicas que toman determinados valores: temperatura, presión, conductividad térmica, capacidad calorífica, concentraciones de los componentes, constante dieléctrica, etc.
En termodinámica química, uno trata con aquellas propiedades que pueden expresarse sin ambigüedades como funciones de temperatura, presión, volumen o concentraciones de sustancias en un sistema. Estas propiedades se denominan propiedades termodinámicas.
El estado de un sistema termodinámico se considera dado si se indican su composición química, composición de fases y valores de parámetros termodinámicos independientes. Los parámetros independientes incluyen: presión (P), volumen (V), temperatura (T), la cantidad de sustancia n en forma de número de moles o en forma de concentraciones (C). Se llaman parámetros de estado.
De acuerdo con el actual sistema de unidades (SI), los principales parámetros termodinámicos se establecen en las siguientes unidades: [m 3] (volumen); [Pa] (presión); [mol] (n); [K] (temperatura). Como excepción, en termodinámica química, se permite utilizar una unidad de presión fuera del sistema, la atmósfera física normal (atm), igual a 101.325 kPa
Los parámetros y propiedades termodinámicas pueden ser: Intensivos: no dependen de la masa (volumen) del sistema. Estos son temperatura, presión, potencial químico, etc. Extensos: dependen de la masa (volumen) del sistema. Estos son energía, entropía, entalpía, etc. Cuando se forma un sistema complejo, las propiedades intensivas se alinean y las extensivas se resumen.
Cualquier cambio que ocurra en el sistema y esté acompañado por un cambio en al menos un parámetro de estado termodinámico (propiedades del sistema) se denomina proceso termodinámico. Si el curso del proceso cambia la composición química del sistema, dicho proceso se denomina reacción química.
Por lo general, durante el transcurso del proceso, uno (o varios) parámetros se mantienen constantes. En consecuencia, distinguen: un proceso isotérmico a temperatura constante (T = const); proceso isobárico - a presión constante (P = const); proceso isocórico - a volumen constante (V = const); proceso adiabático en ausencia de intercambio de calor con el medio ambiente (Q = 0).
Cuando los procesos ocurren en sistemas no aislados, el calor puede ser absorbido o liberado. De acuerdo con esta característica, los procesos se dividen en exotérmicos (se libera calor) y endotérmicos (se absorbe calor).
Durante el proceso, el sistema pasa de un estado de equilibrio a otro estado de equilibrio.El equilibrio termodinámico es el estado del sistema en el que se observa el equilibrio térmico, mecánico y químico (electroquímico) con el medio ambiente y entre las fases del sistema.
Los estados de equilibrio son: estable; metaestable. Un proceso se llama equilibrio (cuasi-estático) si pasa infinitamente lento a través de una secuencia continua de estados de equilibrio del sistema.
Los procesos que ocurren por sí mismos y no requieren energía externa para su implementación se denominan procesos espontáneos (positivos). cuando se extrae energía del entorno para la ejecución del proceso, es decir, se realiza trabajo sobre el sistema, entonces el proceso se denomina no espontáneo (negativo).
Funciones de estado Las funciones de estado son propiedades del sistema (energía interna U, entalpía H, entropía S, etc.), caracterizan el estado dado del sistema. Sus cambios durante el proceso no dependen de su trayectoria y están determinados únicamente por los estados inicial y final del sistema.
Un cambio infinitesimal en esta función es el diferencial total de d. U, D. S, etc.:
Funciones de proceso (transición) Funciones de proceso (calor Q, trabajo W): no son propiedades del sistema (no están en el sistema), surgen durante el proceso en el que participa el sistema.
Si no hay calor ni trabajo en el sistema, entonces no tiene sentido hablar sobre su cambio, solo podemos hablar sobre su cantidad Q o W en un proceso particular. Sus cantidades dependen de la forma en que se lleva a cabo el proceso. Las cantidades infinitamente pequeñas se denotan por Q, W.
El movimiento es un atributo de la materia. La medida del movimiento, es decir, la característica cuantitativa y cualitativa, es la energía. La energía es una función del estado del sistema. Su cambio en un proceso particular no depende de la ruta del proceso y está determinado solo por los estados inicial y final del sistema.
Se conocen muchos tipos diferentes de energía: mecánica, eléctrica, química, etc., pero la energía puede pasar de un sistema a otro en solo dos formas: en forma de calor o trabajo.
El calor (Q) es una forma de transferencia de energía de un sistema a otro debido al movimiento caótico de partículas (moléculas, átomos, iones, etc.) de sistemas en contacto.
En termodinámica, el calor suministrado al sistema se considera positivo (por ejemplo, el calor de una reacción endotérmica) y el calor extraído del sistema es negativo (el calor de una reacción exotérmica). En termoquímica, lo contrario es cierto.
El trabajo es una forma de transferencia de energía de un sistema a otro debido al movimiento dirigido de micro o macrocuerpos. En la literatura, el trabajo se denota por W (del inglés “work”) o A (del alemán “arbait”).
Hay diferentes tipos de trabajo: mecánico, eléctrico, magnético, cambios de superficie, etc. Un trabajo infinitamente pequeño de cualquier tipo se puede representar como el producto de una fuerza generalizada y un cambio en una coordenada generalizada, por ejemplo:
La suma de todos los tipos de trabajo, a excepción del trabajo contra las fuerzas de presión externa P - trabajo de expansión - compresión, se denomina trabajo útil W ':
En termodinámica, el trabajo se considera positivo si lo realiza el propio sistema y negativo si lo realiza sobre el sistema. Según las recomendaciones de la IUPAC, se acostumbra considerar positivo el trabajo realizado sobre el sistema (el principio “egoísta” es positivo que aumenta la energía interna)
Trabajo de expansión de un gas ideal en varios procesos 1. Expansión al vacío: W = 0. 2. Expansión isocórica reversible: d. V = 0 W = 0
Las conclusiones y relaciones de la termodinámica se formulan sobre la base de dos postulados y tres leyes. Cualquier sistema aislado eventualmente llega a un estado de equilibrio y no puede salir de él espontáneamente (el primer postulado) Es decir, la termodinámica no describe sistemas de escala astronómica y microsistemas con un pequeño número de partículas (
La transición espontánea de un estado de no equilibrio a un estado de equilibrio se llama relajación. Es decir, el estado de equilibrio necesariamente se logrará, pero la duración de dicho proceso no está definida y no existe un concepto de tiempo.
El segundo postulado Si el sistema A está en equilibrio térmico con el sistema B, y el sistema B está en equilibrio térmico con el sistema C, entonces los sistemas A y C también están en equilibrio térmico
La energía interna de cualquier sistema termodinámico U es la suma de las energías cinética (energía de movimiento) y potencial (energía de interacción) de todas las partículas (moléculas, núcleos, electrones, quarks, etc.) que componen el sistema, incluidos los tipos desconocidos de energía.
La energía interna de un sistema depende de su masa (propiedad extensiva), de la naturaleza de la sustancia del sistema y de parámetros termodinámicos: U = f(V, T) o U = (P, T) se mide en J/mol o J/kg. U es una función de estado, por lo que U no depende de la ruta del proceso, sino que está determinada por el estado inicial y final del sistema. d. U es el diferencial total.
La energía interna del sistema puede cambiar como resultado del intercambio de energía con el medio ambiente solo en forma de calor o trabajo.
Este hecho, que es una generalización de la experiencia práctica de la humanidad, transmite la primera ley (principio) de la termodinámica: U = Q – W En forma diferencial (para una parte infinitesimal del proceso): d. U = QW
"El calor suministrado al sistema aumenta la energía interna del sistema y el rendimiento del trabajo del sistema".
Para un sistema aislado, Q = 0 y W = 0, es decir, U = 0 y U = constante. La energía interna de un sistema aislado es constante.
En la formulación de Clausius: "La energía del mundo es constante". Una máquina de movimiento perpetuo del primer tipo (perpetum mobile) es imposible. Las diferentes formas de energía se transmiten entre sí en cantidades estrictamente equivalentes. La energía no surge y no se destruye, sino que solo pasa de un sistema a otro.
La función U es aditiva. Esto significa que si dos sistemas caracterizados por los valores U 1 y U 2 se combinan en un solo sistema, la energía interna resultante U 1+2 será igual a la suma de las energías de sus partes constituyentes: U 1+ 2 = U 1 + U 2
En el caso general, el calor Q es una función del proceso, es decir, su cantidad depende de la trayectoria del proceso, pero en dos casos importantes para la práctica, el calor adquiere las propiedades de una función de estado, es decir, el valor de Q cesa a depender de la trayectoria del proceso, y se determina solo los estados inicial y final del sistema.
Suponemos que en el curso del proceso solo se puede realizar trabajo contra las fuerzas de presión externa y trabajo útil W = 0: Q = d. U+P d. V, y como V = const, entonces P d. V = 0: QV = d. U o en forma integral: QV \u003d Uk - Un
Nuevamente supongamos que el trabajo útil W = 0, entonces: Q = d. U+P d. V, Como P = const, podemos escribir: QP = d. U + d(PV), QP = d(U + PV). Indicar: Н U + P V (entalpía) QР = d. H o: QP \u003d Hk - Hn
Así, el efecto térmico de una reacción química adquiere las propiedades de una función de estado en P = const: QP = H; para V = constante: QV = U.
Dado que las reacciones químicas y los procesos fisicoquímicos se llevan a cabo con mayor frecuencia a una presión constante (al aire libre, es decir, a P = const = 1 atm), en la práctica, el concepto de entalpía se usa con mayor frecuencia para los cálculos, en lugar de interno. energía. A veces, la palabra "calor" del proceso se reemplaza sin mayor explicación por "entalpía", y viceversa. Por ejemplo, dicen "calor de formación", pero escriben f. NORTE.
Pero si el proceso que nos interesa procede en V = const (en un autoclave), entonces se debe usar la expresión: QV = U.
Diferenciamos la expresión: Н = U + P V d. H = re. U+PD. V+Vd. P, a presión constante V d. P = 0 y d. H = re. U+P d. V En forma integral: H = U + P V
Para un gas ideal, la ecuación de Clapeyron-Mendeleev es válida: P V \u003d n R T, donde n es el número de moles de gas, R 8, 314 J / mol K es la constante universal de los gases. Entonces (en T = constante) P V = n R T. Finalmente, tenemos: H = U + n R T n es el cambio en el número de moles de sustancias gaseosas durante la reacción.
Por ejemplo, para la reacción: N 2 (g) + 3 H 2 (g) \u003d 2 NH 3 (g) n \u003d -2, y para la reacción: 2 H 2 O (g) 2 H 2 (g ) + O 2 ( re) n = 3.
Las diferencias entre QV y QP son significativas solo cuando en la reacción participan sustancias gaseosas. Si no hay ninguno, o si n = 0, entonces QV = QP.
Por efecto térmico de la reacción entiéndase la cantidad de energía liberada o absorbida durante la reacción en forma de calor, siempre que: P = const o V = const; que la temperatura de los materiales de partida sea igual a la temperatura de los productos de reacción; que ningún otro trabajo (útil) se realiza en el sistema, excepto el trabajo de expansión y contracción.
Cambio de entalpía durante varios procesos Proceso Condiciones de medición 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 Calor de disociación: H 2 O(l) → H+ + OH- P = 1 atm T = 298 K +57. 26 Calor de neutralización: H+ + OH- → H 2 O (l) P = 1 atm T = 298 K − 57. 26 Calor de evaporación: H 2 O (l) → H 2 O (g) P = 1 atm T = 373K+40. 67 Calor de fusión: H 2 O (cr) → H 2 O (l) P = 1 atm T = 273 K +6. 02
El hecho de la constancia de QV o QP, mucho antes de la formación de la termodinámica química como ciencia, fue establecido experimentalmente por GI Hess (la ley de constancia de las sumas de calor o ley de Hess): El efecto térmico de una reacción química depende de la tipo y estado de las sustancias de partida y los productos de reacción y no depende de las formas de transformarlos entre sí.
German Ivanovich Hess (1802 - 1850) - uno de los científicos rusos más grandes, profesor en el Instituto Tecnológico de San Petersburgo. Nacido en Ginebra, y criado desde temprana edad en San Petersburgo. Recibió su educación médica en Yuriev, después de graduarse de la universidad trabajó en Estocolmo con J. Berzelius. Hess intentó en sus experimentos establecer la ley de las relaciones térmicas múltiples (similar a la ley de las relaciones múltiples de D. Dalton). No tuvo éxito en esto (no existe tal ley en la naturaleza), pero como resultado de estudios experimentales, Hess dedujo la ley de constancia de las sumas de calor (ley de Hess). Este trabajo, publicado en 1842, es una anticipación de la primera ley de la termodinámica.
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
Calor de formación: el efecto térmico de la formación de 1 mol de una sustancia dada a partir de sustancias simples: f. H. Se denominan sustancias simples a las sustancias formadas por átomos del mismo tipo. Esto, por ejemplo, es nitrógeno N 2, oxígeno O 2, grafito C, etc.
De la definición se deduce que el calor de formación de agua es igual en magnitud al efecto térmico de la reacción: H 2 + 1/2 O 2 = H 2 O QP = f. H
Si la reacción se lleva a cabo a P = 1 atm, entonces el calor de reacción medido será igual a f. Ho es el calor estándar de formación del agua. Por lo general, los valores de f. Pero tabulado en 298 K para casi todas las sustancias utilizadas en la práctica: f. Ho298(H2O).
Productos de reacción H prod f r H Materiales de partida H Ref. c-c f Sustancias simples
El efecto térmico de una reacción química: a 1 A 1 + a 2 A 2 + = b 1 B 1 + b 2 B 2 + es igual a la suma de los calores de formación de los productos de reacción menos la suma de los calores de formación de las sustancias de partida (teniendo en cuenta los coeficientes estequiométricos ai y bj):
Ejemplo 1: Calcule el efecto térmico de la reacción de hidrogenación del vapor de benceno (esta reacción se lleva a cabo en la superficie de catalizadores heterogéneos - metales de platino): C 6 H 6 + 3 H 2 \u003d C 6 H 12 a 298 K y P \ u003d 1 atm:
C6H6(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 Sustancia 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
El calor de combustión es el efecto térmico de la reacción de oxidación profunda (combustión) de una sustancia (a óxidos superiores). En el caso de los hidrocarburos, los óxidos superiores son H 2 O (l) y CO 2. En este caso, el poder calorífico de, por ejemplo, el metano es igual al efecto térmico de la reacción: CH 4 + 2 O 2 \ u003d CO 2 + 2 H 2 O (l) QP \u003d buey . H
valores de buey. Ho 298 se denomina calor de combustión estándar, están tabulados en 298 K. Aquí, el índice "o" indica que los calores se determinan en el estado estándar (P \u003d 1 atm), el índice "oh" proviene del inglés: oxidación - oxidación.
Productos de combustión (CO 2, H 2 O) oh. Ref. H. en-en oh. N prod Productos de reacción r. H Materiales de partida
El efecto térmico de una reacción química: a 1 A 1 + a 2 A 2 + = b 1 B 1 + b 2 B 2 + es igual a la suma de los calores de combustión de las sustancias iniciales menos la suma de los calores de combustión de los productos de reacción (teniendo en cuenta los coeficientes estequiométricos ai y bj):
Ejemplo 2: Utilizando el calor de combustión de sustancias, calcule el efecto calorífico de la reacción para producir etanol (alcohol vínico) mediante la fermentación de glucosa. 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 El calor de combustión del CO 2 es cero.
La capacidad calorífica depende de la temperatura. Por lo tanto, se hace una distinción entre las capacidades caloríficas medias y verdaderas. La capacidad calorífica promedio del sistema en el rango de temperatura T 1 - T 2 es igual a la relación entre la cantidad de calor suministrada al sistema Q y el valor de este intervalo:
La capacidad calorífica verdadera está determinada por la ecuación: La relación entre las capacidades caloríficas verdadera y promedio está expresada por la ecuación:
La capacidad calorífica de un sistema depende de su masa (o cantidad de materia), es decir, esta es una propiedad extensiva del sistema. Si la capacidad calorífica se atribuye a una unidad de masa, entonces se obtiene un valor intensivo: la corte de capacidad calorífica específica [J / kg K]. Sin embargo, si atribuimos C a la cantidad de sustancia del sistema, obtenemos la capacidad calorífica molar cm [J / mol K].
Hay: capacidad calorífica a presión constante Cp; capacidad calorífica a volumen constante Cv. En el caso de un gas ideal, estas capacidades caloríficas están interconectadas por la ecuación: Ср = С v + R
La capacidad calorífica de las sustancias depende de la temperatura. Por ejemplo, la capacidad calorífica del hielo varía de 34,70 J/mol K a 250 K a 37,78 J/mol K a 273 K. Para los sólidos, Debye derivó una ecuación que, para temperaturas cercanas a 0 K, da: СV= a T 3 (ley de Debye de T-cubos), y para los altos: СV=3 R.
Por lo general, la dependencia de la capacidad calorífica con la temperatura se transmite mediante ecuaciones empíricas de la forma: donde a, b y c son constantes, se dan en libros de referencia de las propiedades fisicoquímicas de las sustancias.
Si la dependencia matemática r. Se desconoce CP de T, pero hay valores experimentales de la capacidad calorífica de los participantes de la reacción a diferentes temperaturas, luego se traza un gráfico en las coordenadas r. Co. P \u003d f (T) y calcule gráficamente el área bajo la curva dentro de 298 - T 2, es igual a la integral:
Si ocurren una o más transiciones de fase en el rango de temperatura bajo consideración, sus efectos térmicos deben tenerse en cuenta al calcular r. H:
Esquema de cálculo r. H reacciones a una temperatura arbitraria T es como sigue. Primero, r se calcula a partir de los calores estándar de formación o calores de combustión de las sustancias. Reacción H 298 (como se describe anteriormente). Además, según la ecuación de Kirchhoff, el efecto térmico se calcula a cualquier temperatura T:
Las tablas muestran los calores estándar (entalpías) de formación f para casi todas las sustancias. Ho 0 a 0 K y valores: a temperatura T (se dan con un intervalo de 100 K).
El efecto térmico de una reacción química se calcula mediante la ecuación: r. H 0 T = r. H00+
R. H 00 se calcula de la misma manera que r. H 0298 es decir, como la diferencia entre las sumas de los calores de formación de productos y materias primas (pero a 0 K):
Los valores se calculan: = prod ref. in-in, teniendo en cuenta los coeficientes estequiométricos de la reacción.
