Füüsikaline keemia. Loengukonspektid
Sarnased dokumendid
Temperatuuri mõju keemilise reaktsiooni kiirusele. Kahepoolsed ja ühepoolsed reaktsioonid, nende molekulaarsus, järjekord, kineetiline klassifikatsioon. Aktiivsete kokkupõrgete teooriad. Ahelreaktsioonid, termiline plahvatus. Fotokeemiliste protsesside liigid, kvantsaagis.
loengute kursus, lisatud 10.12.2015
Subjekti ja objekti omadused, füüsikalise ja kolloidkeemia eesmärgid ja ülesanded. Termodünaamika põhimõistete kirjeldus. Keemiline kineetika: keemilise reaktsiooni kiirus, Arrheniuse võrrand, katalüütilised protsessid, homogeenne katalüüs ja autokatalüüs.
õpetus, lisatud 05.02.2014
Keemilise termodünaamika probleemid. Faasi tasakaal ja lahendused. Elektrolüütide termodünaamiline ja elektrostaatiline teooria. Keemiliste reaktsioonide kineetika. Keemiliste ja elektrokeemiliste energiavormide vastastikuse muundamisega seotud mustrid.
kasutusjuhend, lisatud 21.11.2016
Katalüüs on keemiliste reaktsioonide kiiruse muutmise protsess ainete, mida nimetatakse katalüsaatoriteks, juuresolekul. Teave tööstusliku katalüüsi ja selle rolli kohta ökoloogias. Energiabarjääri läbimine, homogeenne ja heterogeenne katalüüs.
abstraktne, lisatud 07.11.2009
Keemilise reaktsiooni kiirus. Homogeensed ja heterogeensed reaktsioonid. Aktiivsete masside seadus. Aktiveerimisenergia. Katalüsaatori mõju. Keemilise tasakaalu konstant. Le Chatelier’ põhimõtte olemus. Molekulaarsuse ja reaktsioonijärjekorra mõiste keemilises kineetikas.
esitlus, lisatud 23.04.2013
Keemilise kineetika mõiste. Sellised tegurid nagu reagentide kontsentratsioon, peenus, temperatuur ja katalüsaatori või inhibiitori olemasolu. Mõiste "reaktsiooni molekulaarsus" definitsioon. Katalüsaatori olemus ja selle toime keemilistes reaktsioonides.
kasutusjuhend, lisatud 27.04.2016
Füüsikalis-keemilise süsteemi heterogeensete tasakaalude seaduse uurimine stabiilses termodünaamilises tasakaalus. Mitmekomponentsete vedelike ülevaade. Kineetika ja katalüüsi analüüs. Essee aine kontsentratsioonist ja keemiliste reaktsioonide klassifikatsioonist.
esitlus, lisatud 29.09.2013
Keemiliste reaktsioonide olemuse, märkide ja tingimuste analüüs. Keemiliste reaktsioonide klassifitseerimine erinevate kriteeriumide järgi. Keemilise reaktsiooni kiiruse määramine. Katalüsaatori mõiste definitsioon, samuti selle mõju kirjeldus keemilise reaktsiooni kiirusele.
abstraktne, lisatud 28.06.2017
Keemilise kineetika mõiste, keemilise reaktsiooni kiirus. Keemilise kineetika põhiseadus. Temperatuuri mõju keemiliste reaktsioonide kiirusele. Katalüüsi kontseptsioon ja olemus, katalüsaatori põhimõte. Keemilise tasakaalu matemaatiline tingimus.
kasutusjuhend, lisatud 18.09.2015
Ainete kontsentratsiooni, rõhu, reaktiivide kontaktpinna, temperatuuri mõju keemilise reaktsiooni kiirusele. Aktiivsete masside seadus. Katalüüsi mõiste on reaktsiooni aktiveerimisenergia vähenemine ja inhibeerimine selle aktiveerimisenergia suurenemine.
Esitluse kirjeldus üksikutel slaididel:
1 slaid
Slaidi kirjeldus:
2 slaidi
Slaidi kirjeldus:
3 slaidi
Slaidi kirjeldus:
Gaas on aine agregatsiooni olek, milles molekulid liiguvad juhuslikult, paiknedes üksteisest suurel kaugusel. Tahketes ainetes on osakeste vahelised kaugused väikesed, tõmbejõud vastab tõukejõule. Vedelik on tahke ja gaasilise agregatsiooni vahepealne olek. Vedelikus on osakesed üksteise lähedal ja võivad üksteise suhtes liikuda; Vedelal, nagu gaasil, pole kindlat kuju. Plasma on väga haruldane gaas, milles juhuslikult liikuvad elektriliselt laetud osakesed on elektronid ja positiivselt laetud aatomite või ioonide tuumad.).
4 slaidi
Slaidi kirjeldus:
Sama aine agregaatolekud ei erine keemiliste omaduste ja koostise poolest ning nende füüsikalised omadused ei ole samad. Näiteks on H2O (vesi). Füüsikaliste omaduste erinevused tulenevad asjaolust, et gaasiliste, vedelate ja tahkete ainete osakesed paiknevad üksteisest ebavõrdsel kaugusel, mistõttu nende vahel mõjuvad tõmbejõud avalduvad ebavõrdsel määral.
5 slaidi
Slaidi kirjeldus:
MKT põhisätted Kõik ained – vedelad, tahked ja gaasilised – moodustuvad kõige väiksematest osakestest – molekulidest, mis ise koosnevad aatomitest (“elementaarmolekulid”). Keemilise aine molekulid võivad olla lihtsad või keerulised ning koosneda ühest või mitmest aatomist. Molekulid ja aatomid on elektriliselt neutraalsed osakesed. Teatud tingimustel võivad molekulid ja aatomid omandada täiendava elektrilaengu ja muutuda positiivseteks või negatiivseteks ioonideks. Aatomid ja molekulid on pidevas kaootilises liikumises. Osakesed interakteeruvad üksteisega jõududega, mis on oma olemuselt elektrilised. Gravitatsiooniline vastastikmõju osakeste vahel on tühine.
6 slaidi
Slaidi kirjeldus:
1. Agregaatolekute õpetus 1.1 Sissejuhatus Faasiüleminek - aine üleminek ühest agregatsiooniseisundist teise - kondenseerunud T-L sulamine L-T tahkumine (külmumine) Faasiüleminekutega kaasneb soojuse neeldumine või eraldumine
7 slaidi
Slaidi kirjeldus:
1. Agregaatseisundite õpetus 1.2. Aine gaasiline olek Gaas on aine agregatsiooni olek, milles selle koostisosad (aatomid, molekulid, ioonid) ei ole interaktsioonijõududega seotud või on väga nõrgalt seotud, liiguvad vabalt, täites kogu neile antud ruumala. Gaaside peamised omadused: neil on madal tihedus, kuna osakesed on üksteisest kaugel ja neil pole ei oma kuju ega oma mahtu; need täidavad täielikult anuma, milles nad asuvad, võtavad selle kuju ja on kergesti kokku surutavad.
8 slaidi
Slaidi kirjeldus:
Ideaalgaasi olekuvõrrand Ideaalne gaas on teoreetiline gaasimudel, mille puhul jäetakse tähelepanuta gaasiosakeste suurus ja vastastikmõju ning võetakse arvesse ainult nende elastseid kokkupõrkeid Ideaalgaas on gaas, milles molekulide vahel puuduvad tõmbejõud .
9 slaidi
Slaidi kirjeldus:
gaasiosakesed (aatomid, molekulid, ioonid) võetakse materiaalsete punktidena (st neil puudub ruumala) osakeste vahel puuduvad vastastikused tõmbejõud (molekulidevahelised jõud) molekulide omavaheline interaktsioon taandub absoluutselt elastseks löömiseks (st kokkupõrkeks). milles kineetiline energia kandub täielikult ühelt objektilt teisele) gaasiosakesed (aatomid, molekulid, ioonid) omavad ruumala gaasiosakesed on omavahel seotud vastastikmõju jõududega, mis vähenevad osakestevahelise kauguse kasvades molekulidevahelised kokkupõrked ei ole absoluutselt elastsed Ideaalgaas Reaalne gaas 1. Agregaatolekute õpetus 1.2. Aine gaasiline olek Tõeline gaas sarnaneb ideaalsele gaasile tugeval lagunemisel ja tavatemperatuuridel
10 slaidi
Slaidi kirjeldus:
Ideaalse gaasi olekuvõrrand (Mendelejevi-Clapeyroni võrrand) on seos, mis seob rõhu, ruumala ja temperatuuri väärtusi: kus n on gaasimoolide arv, R = 8,31431 J / mol. K) - gaasikonstant Gaas, mis järgib seda seadust, mida nimetatakse ideaalseks. Gaasiseadused
11 slaidi
Slaidi kirjeldus:
Gaasiseadused Konstantsel temperatuuril ja massil on gaasi ruumala pöördvõrdeline selle rõhuga Teatud massi gaasi maht konstantsel rõhul on otseselt võrdeline absoluutse temperatuuriga Teatud massi gaasi rõhk konstantsel ruumalal on otseselt proportsionaalne võrdeline absoluutse temperatuuriga Boltzmanni konstant: k=R/NA=1,38 10-23 J/K
12 slaidi
Slaidi kirjeldus:
Ideaalsetel gaasidel on sama molaarmaht. kell n. y. = 22,4140 dm3 (l) Muudel temperatuuridel ja rõhkudel on see väärtus erinev! Gaasiseadused
13 slaidi
Slaidi kirjeldus:
Nad ei allu ideaalgaaside seadustele. Hälvete peamisteks põhjusteks on gaasimolekulide vastastikune külgetõmbejõud ja nende omamahu olemasolu Molaarmaht võib olla hälvete tunnuseks Reaalsed gaasid
14 slaidi
Slaidi kirjeldus:
Päris gaasid Päris gaasid ei allu Mendelejevi-Clapeyroni võrrandile. Reaalse gaasi olekuvõrrand (van der Waalsi võrrand) ühe mooli kohta n mooli kohta a - võtab arvesse molekulidevahelisi interaktsioone; b - võtab arvesse molekulide sisemahtu. Erinevate gaaside koefitsiendid a ja b on erinevad, seega ei ole van der Waalsi võrrand universaalne. Madala rõhu ja kõrge temperatuuri korral muutub van der Waalsi võrrand ideaalse gaasi olekuvõrrandiks.
15 slaidi
Slaidi kirjeldus:
Vedeliku peamine omadus, mis eristab seda teistest agregatsiooniseisunditest, on võime muuta oma kuju lõputult tangentsiaalsete mehaaniliste pingete mõjul, isegi meelevaldselt väikestes, säilitades samal ajal praktiliselt mahtu. Vedelat olekut peetakse tavaliselt tahke ja gaasi vahepealseks: gaas ei säilita ei mahtu ega kuju, samas kui tahke aine säilitab mõlemad. Aine vedel olek
16 slaidi
Slaidi kirjeldus:
Molekulide vibratsiooniline-translatsiooniline liikumine, siserõhust tingitud kokkusurumatus, assotsiatsioon (polaarsete molekulide puhul), lähijärjekorra olemasolu kaugjärjekorra puudumisel, pindpinevus, viskoossus. Vedeliku omadused:
17 slaidi
D. x. n. , professor, nimelise Venemaa Keemiatehnikaülikooli füüsikalise keemia osakonna juhataja. D. I. Mendelejeva Konjuhhov Valeri Jurjevitš [e-postiga kaitstud] ru vkontakte. et
Kirjandus Vishnyakov A.V., Kizim N.F. Füüsikaline keemia. Moskva: Keemia, 2012 Füüsikaline keemia//Toim. K. S. Krasnova. M.: Kõrgkool, 2001 Stromberg A. G., Semchenko D. P. Füüsikaline keemia. M. : Kõrgkool, 1999. Füüsikalise keemia alused. Teooria ja ülesanded: Proc. Toetus ülikoolidele / V. V. Eremin jt M.: 2005.
Kirjandus Atkins P. Füüsikaline keemia. M.: Mir. 1980. Karapetyants M.Kh. Keemiline termodünaamika. Moskva: keemia, 1975.
LOMONOSOV Mihhail Vasilievitš (1711-65), esimene maailma tähtsusega vene loodusteadlane, luuletaja, kes pani aluse tänapäeva vene kirjakeelele, kunstnik, ajaloolane, rahvusliku hariduse, teaduse ja majanduse arendamise eestkõneleja. Sündis 8. (19.) novembril Denisovka külas (praegu Lomonosovo küla) pomooride perekonnas. 19-aastaselt lahkus õppima (aastast 1731 Moskva slaavi-kreeka-ladina akadeemiasse, aastast 1735 Peterburi akadeemilisse ülikooli, 1736-41 Saksamaale). Aastast 1742 adjunkt, aastast 1745 Peterburi Teaduste Akadeemia akadeemik.
1748. aastal asutas ta Teaduste Akadeemia juurde Venemaal esimese keemialabori. Lomonossovi eestvõttel asutati Moskva Ülikool (1755). Ta arendas aatomi- ja molekulaarseid ideid aine struktuuri kohta. Kaloriteooria domineerimise ajal väitis ta, et soojus on tingitud kehakeste liikumisest. Ta sõnastas aine ja liikumise jäävuse põhimõtte. Keemiliste mõjurite hulgast välja arvatud flogiston. Pani aluse füüsikalisele keemiale.
Uuris atmosfääri elektrit ja gravitatsiooni. Pakkus välja värviõpetuse. Loonud mitmeid optilisi instrumente. Avastas Veenuse atmosfääri. Kirjeldas Maa ehitust, selgitas paljude mineraalide ja mineraalide päritolu. Avaldanud metallurgia juhendi. Ta rõhutas Põhjameretee uurimise olulisust, Siberi arengut. Ta taaselustas mosaiigikunsti ja smalti valmistamise, lõi koos õpilastega mosaiikmaale. Kunstiakadeemia liige (1763). Ta maeti 18. sajandi nekropoli Peterburi.
Lomonossovi definitsioon: “Füüsikaline keemia on teadus, mis uurib füüsika sätete ja eksperimentide alusel, mis toimub keerulistes kehades keemiliste operatsioonide käigus .... Füüsikalist keemiat võib nimetada keemiliseks filosoofiaks.
Lääne-Euroopas on tavaks pidada füüsikalise keemia loomise aastaks 1888. aastat, mil W. Ostwald hakkas praktiliste harjutuste saatel seda kursust lugema ja hakkas välja andma ajakirja Zeitschtift fur physikalische Chemie. Samal aastal korraldati Leipzigi ülikoolis W. Ostwaldi juhtimisel füüsikalise keemia kateeder.
Sündis ja elas pikka aega Vene impeeriumis, 35-aastaselt vahetas ta Venemaa kodakondsuse Saksa vastu. Suure osa oma elust veetis ta Leipzigis, kus teda kutsuti "vene professoriks". 25-aastaselt kaitses ta doktoritöö teemal "Mahtkeemilised ja optokeemilised uuringud".
1887. aastal võttis ta vastu pakkumise kolida Leipzigi, kus asutas ülikoolis Füüsika ja Keemia Instituudi, mida juhtis kuni 1905. aastani. 1888. aastal töötas ta Leipzigi ülikooli väga mainekas füüsikalise ja anorgaanilise keemia osakonnas. . Sellel ametikohal töötas ta 12 aastat.
W. Ostwaldi "Leipzigi koolkonnast" tulid: Nobeli preemia laureaadid S. Arrhenius, J. Van't Hoff, W. Nernst, kuulsad füüsikakeemikud G. Tamman ja F. Donnan, orgaaniline keemik J. Wislicens, kuulus Ameerika keemik G. N. Lewis. Aastate jooksul õppisid Ostwaldis vene keemikud: I. A. Kablukov, V. A. Kistjakovski, L. V. Pisarževski, A. V. Rakovski, N. A. Šilov jt.
Ostwaldi üks unikaalseid omadusi oli tema aastatepikkune aatom-molekulaarse teooria aktiivne tagasilükkamine (kuigi ta pakkus välja termini "mool"). "Keemik ei näe ühtegi aatomit. "Ta uurib ainult lihtsaid ja arusaadavaid seadusi, mis reguleerivad reaktiivide massi- ja mahusuhteid."
W. Ostwald mõtles välja mahuka keemiaõpiku, milles sõna "aatom" kordagi ei mainita. Kõneledes 19. aprillil 1904 Londonis koos suure ettekandega Chemical Society liikmetele, püüdis Ostwald tõestada, et aatomeid pole olemas ja "see, mida me nimetame mateeriaks, on vaid teatud kohas kogunenud energiate kogum".
V. Ostwaldi auks paigaldati Tartu Ülikooli territooriumile mälestustahvel eesti-, saksa- ja ingliskeelse kirjaga.
ennustada, kas reaktsioon võib kulgeda spontaanselt; kui reaktsioon kulgeb, siis kui sügaval (millised on reaktsiooniproduktide tasakaalukontsentratsioonid); Kui reaktsioon kulgeb, siis millise kiirusega.
1. AINE STRUKTUUR Selles osas selgitatakse kvantmehaanika (Schrödingeri võrrand) alusel aatomite ja molekulide ehitust (aatomite ja molekulide elektroonilised orbitaalid), tahkete ainete kristallvõresid jne, aine agregaatolekuid kaalus.
2. Termodünaamika seaduspärasustel (algustel) põhinev KEEMILINE TERMODÜNAAMIKA võimaldab: arvutada keemiliste reaktsioonide ja füüsikalis-keemiliste protsesside soojusmõjusid, ennustada keemiliste reaktsioonide suunda, arvutada reagentide ja reaktsioonisaaduste tasakaalukontsentratsioone.
3. FAASIDE TASAKAALU TERMODÜNAAMIKA Ta uurib faasisiirete seaduspärasusi ühekomponentsetes ja mitmekomponentsetes (lahendus)süsteemides. Selle põhieesmärk on koostada nende süsteemide faasitasakaalu diagrammid.
4. ELEKTROKEEMIA Uuritakse elektrolüütide lahuste omadusi, nende käitumise iseärasusi võrreldes molekulaarsete lahustega, uuritakse keemiliste reaktsioonide energia ja elektrienergia vastastikuse muundamise mustreid elektrokeemiliste (galvaaniliste) elementide ja elektrolüüsiseadmete töötamise ajal.
5. KEEMILINE KINEETIKA JA KATALÜÜS Uurib keemiliste reaktsioonide kulgemise seaduspärasusi ajas, uurib termodünaamiliste parameetrite (rõhk, temperatuur jne), katalüsaatorite ja inhibiitorite esinemise mõju reaktsioonide kiirusele ja mehhanismile.
Eraldi teaduses eristab KOLLOIDKEEMIA füüsikalise keemia osa – pinnanähtuste ja hajutatud süsteemide füüsikaline keemia.
Klassikaline termodünaamika on teoreetilise füüsika haru ja uurib erinevat tüüpi energiate vastastikuse muundamise mustreid ja süsteemide vahelisi energia üleminekuid soojuse ja töö vormis (termo - soojus, dünamo - liikumine).
Termodünaamika abstraheerub põhjustest, mis põhjustavad mis tahes protsessi, ja ajast, mille jooksul see protsess toimub, kuid töötab ainult süsteemi alg- ja lõppparameetritega, mis on seotud mis tahes füüsikalises ja keemilises protsessis. Üksikute molekulide omadusi ei võeta arvesse, vaid kasutatakse paljudest molekulidest koosnevate süsteemide keskmistatud omadusi.
Keemilise termodünaamika ülesanneteks on: keemiliste reaktsioonide ja füüsikalis-keemiliste protsesside soojusmõjude mõõtmine ja arvutamine, reaktsioonide suuna ja sügavuse ennustamine, keemiliste ja faaside tasakaalude analüüs jne.
1. 1. TD põhimõisted ja definitsioonid Termodünaamikas toimuvad kõik meid huvitavad protsessid termodünaamilistes süsteemides. Süsteem – keskkonnas vaatleja poolt tegelikult või mentaalselt tuvastatud keha või kehade rühm.
Süsteem on see osa ümbritsevast maailmast, mis meid eriti huvitab. Kõik muu universumis on keskkond (keskkond). Üldtunnustatud seisukoht on, et keskkond on nii suur (lõpmatu ruumalaga), et energiavahetus termodünaamilise süsteemiga ei muuda selle temperatuuri.
Vastavalt keskkonnaga toimuva energia ja aine vahetuse olemusele liigitatakse süsteeme: isoleeritud – nad ei saa vahetada ei ainet ega energiat; suletud - saab vahetada energiat, kuid ei saa - ainet; avatud – suudab vahetada nii ainet kui energiat.
Faaside arvu järgi jagunevad süsteemid: homogeensed - koosnevad ühest faasist (Na. Cl lahus vees); heterogeenne - süsteem sisaldab mitut faasi, mis on üksteisest liidestega eraldatud. Heterogeensete süsteemide näide on vees hõljuv jää, piim (rasvapiisad - üks faas, veekeskkond - teine).
Faas on süsteemi homogeensete osade kogum, millel on samad keemilised ja füüsikalised omadused ning mis on süsteemi teistest osadest eraldatud faasiliidestega. Iga faas on heterogeense süsteemi homogeenne osa
Komponentide arvu järgi jagunevad süsteemid ühe-kahe-, kolme- ja mitmekomponendilisteks. Komponendid on üksikud kemikaalid, mis moodustavad süsteemi, mida saab süsteemist eraldada ja eksisteerida väljaspool seda.
Iga termodünaamilist süsteemi saab iseloomustada tohutu hulga füüsikaliste ja keemiliste omaduste kogumiga, mis omandavad teatud väärtused: temperatuur, rõhk, soojusjuhtivus, soojusmahtuvus, komponentide kontsentratsioonid, dielektriline konstant jne.
Keemilises termodünaamikas käsitletakse neid omadusi, mida saab üheselt väljendada temperatuuri, rõhu, mahu või ainete kontsentratsiooni funktsioonidena süsteemis. Neid omadusi nimetatakse termodünaamilisteks omadusteks.
Termodünaamilise süsteemi olek loetakse antud, kui on näidatud selle keemiline koostis, faasiline koostis ja sõltumatute termodünaamiliste parameetrite väärtused. Sõltumatute parameetrite hulka kuuluvad: rõhk (P), maht (V), temperatuur (T), aine kogus n moolide arvuna või kontsentratsioonidena (C). Neid nimetatakse olekuparameetriteks.
Vastavalt kehtivale ühikute süsteemile (SI) on peamised termodünaamilised parameetrid seatud järgmistes ühikutes: [m 3] (maht); [Pa] (rõhk); [mol] (n); [K] (temperatuur). Erandina on keemilises termodünaamikas lubatud kasutada süsteemivälist rõhuühikut, normaalset füüsilist atmosfääri (atm), mis on võrdne 101,325 k.Pa
Termodünaamilised parameetrid ja omadused võivad olla: Intensiivsed – need ei sõltu süsteemi massist (mahust). Need on temperatuur, rõhk, keemiline potentsiaal jne Ulatuslikud - need sõltuvad süsteemi massist (mahust). Need on energia, entroopia, entalpia jne. Kui moodustub keeruline süsteem, joonduvad intensiivsed omadused ja summeeritakse ulatuslikud.
Igasugust süsteemis toimuvat muutust, millega kaasneb vähemalt ühe termodünaamilise oleku parameetri (süsteemi omaduste) muutus, nimetatakse termodünaamiliseks protsessiks. Kui protsessi käik muudab süsteemi keemilist koostist, siis nimetatakse sellist protsessi keemiliseks reaktsiooniks.
Tavaliselt hoitakse protsessi käigus üht (või mitut) parameetrit konstantsena. Vastavalt sellele eristavad nad: isotermilist protsessi konstantsel temperatuuril (T = const); isobaarne protsess - konstantsel rõhul (P = const); isohooriline protsess - konstantsel mahul (V = const); adiabaatiline protsess soojusvahetuse puudumisel keskkonnaga (Q = 0).
Kui protsessid toimuvad isoleerimata süsteemides, võib soojus neelduda või vabaneda. Vastavalt sellele tunnusele jagunevad protsessid eksotermilisteks (soojus eraldub) ja endotermilisteks (soojus neeldub).
Protsessi käigus läheb süsteem ühest tasakaaluseisundist teise tasakaaluolekusse Termodünaamiline tasakaal on süsteemi seisund, milles vaadeldakse termilist, mehaanilist ja keemilist (elektrokeemilist) tasakaalu keskkonnaga ning süsteemi faaside vahel.
Tasakaaluseisundid on: stabiilsed; metastabiilne. Protsessi nimetatakse tasakaaluks (kvaasistaatiliseks), kui see läbib lõpmata aeglaselt süsteemi pideva tasakaaluolekute jada.
Iseenesest toimuvaid protsesse, mis ei vaja nende teostamiseks välist energiat, nimetatakse spontaanseteks (positiivseteks) protsessideks. kui protsessi elluviimiseks ammutatakse keskkonnast energiat ehk tehakse tööd süsteemi kallal, siis nimetatakse protsessi mittespontaanseks (negatiivseks).
Olekufunktsioonid Olekufunktsioonid on süsteemi omadused (siseenergia U, entalpia H, entroopia S jne), need iseloomustavad süsteemi antud olekut. Nende muutused protsessi käigus ei sõltu selle teest ja on määratud ainult süsteemi alg- ja lõppseisundiga.
Selle funktsiooni lõpmatult väike muutus on d summaarne erinevus. U, d. S jne:
Protsessi (ülemineku) funktsioonid Protsessi funktsioonid (soojus Q, töö W) - need ei ole süsteemi omadused (neid ei ole süsteemis), need tekivad protsessi käigus, milles süsteem osaleb.
Kui süsteemis soojust ja tööd pole, siis nende muutumisest rääkida on mõttetu, rääkida saab vaid nende kogusest Q või W konkreetses protsessis. Nende kogused sõltuvad protsessi läbiviimise viisist. Lõpmatult väikesed kogused on tähistatud Q, W-ga.
Liikumine on mateeria atribuut. Liikumise mõõt, st kvantitatiivne ja kvalitatiivne tunnus, on energia. Energia on süsteemi oleku funktsioon. Selle muutumine konkreetses protsessis ei sõltu protsessi käigust ja selle määravad ainult süsteemi alg- ja lõppseisundid.
Tuntud on palju erinevaid energialiike: mehaaniline, elektriline, keemiline jne, kuid energia saab süsteemist süsteemi liikuda ainult kahel kujul: soojuse või töö kujul.
Soojus (Q) on energia ülekande vorm süsteemist süsteemi, mis on tingitud kontaktsüsteemide osakeste (molekulid, aatomid, ioonid jne) kaootilisest liikumisest.
Termodünaamikas võetakse süsteemi antud soojus positiivseks (näiteks endotermilise reaktsiooni soojus) ja süsteemist eemaldatud soojus on negatiivne (eksotermilise reaktsiooni soojus). Termokeemias on vastupidi.
Töö on energia ülekandevorm süsteemist süsteemi, mis on tingitud mikro- või makrokehade suunatud liikumisest. Kirjanduses tähistatakse tööd kas W-ga (inglise keelest "work") või A-ga (saksa keelest "arbait").
Töid on erinevat tüüpi: mehaaniline, elektriline, magnetiline, pinnamuutused jne. Igasuguse lõpmata väikese töö võib esitada üldistatud jõu ja üldistatud koordinaadi muutuse korrutisena, näiteks:
Igat tüüpi tööde summat, välja arvatud töö välisrõhu jõudude vastu P - paisumistöö - kokkusurumine, nimetatakse kasulikuks tööks W ':
Termodünaamikas loetakse tööd positiivseks, kui seda teeb süsteem ise, ja negatiivseks, kui seda tehakse süsteemis. IUPAC-i soovituste kohaselt on tavaks pidada süsteemi kallal tehtud tööd positiivseks (positiivne on "egoistlik" põhimõte, mis suurendab sisemist energiat)
Ideaalse gaasi paisumise töö erinevates protsessides 1. Paisumine vaakumisse: W = 0. 2. Isohooriline pöörduv paisumine: d. V = 0 W = 0
Termodünaamika järeldused ja seosed on sõnastatud kahe postulaadi ja kolme seaduse alusel. Iga isoleeritud süsteem jõuab lõpuks tasakaaluolekusse ega saa sellest spontaanselt lahkuda (esimene postulaat) See tähendab, et termodünaamika ei kirjelda astronoomilise mastaabiga süsteeme ja väikese arvu osakestega mikrosüsteeme (
Spontaanset üleminekut mittetasakaaluseisundist tasakaaluolekusse nimetatakse lõõgastumiseks. See tähendab, et tasakaaluseisund saavutatakse tingimata, kuid sellise protsessi kestus pole määratletud ja aja mõiste puudub.
Teine postulaat Kui süsteem A on termilises tasakaalus süsteemiga B ja süsteem B on termilises tasakaalus süsteemiga C, siis on ka süsteemid A ja C termilises tasakaalus
Mis tahes termodünaamilise süsteemi U siseenergia on kõigi süsteemi moodustavate osakeste (molekulid, tuumad, elektronid, kvargid jne), sealhulgas tundmatut tüüpi osakeste kineetilise (liikumisenergia) ja potentsiaalse (interaktsioonienergia) energia summa. energiat.
Süsteemi siseenergia sõltub selle massist (ekstensiivne omadus), süsteemi aine olemusest ja termodünaamilistest parameetritest: U = f(V, T) või U = (P, T) mõõdetakse J/mol või J/kg. U on olekufunktsioon, seega U ei sõltu protsessi teekonnast, vaid on määratud süsteemi alg- ja lõppolekuga. d. U on summaarne erinevus.
Süsteemi siseenergia saab keskkonnaga toimuva energiavahetuse tulemusena muutuda ainult soojuse või töö näol.
See fakt, mis on inimkonna praktilise kogemuse üldistus, annab edasi termodünaamika esimese seaduse (alguse): U = Q – W Diferentsiaalkujul (protsessi lõpmata väikese osa jaoks): d. U = QW
"Süsteemi antav soojus läheb süsteemi siseenergia ja süsteemi töö tulemuslikkuse suurendamiseks."
Eraldatud süsteemi puhul Q = 0 ja W = 0, st U = 0 ja U = konst. Eraldatud süsteemi siseenergia on konstantne
Clausiuse sõnastuses: "Maailma energia on konstantne". Esimest tüüpi igiliikur (perpetum mobile) on võimatu. Erinevad energiavormid lähevad üksteisesse rangelt samaväärsetes kogustes. Energia ei teki ega hävi, vaid ainult liigub süsteemist süsteemi.
Funktsioon U on aditiivne. See tähendab, et kui kaks süsteemi, mida iseloomustavad väärtused U 1 ja U 2, ühendatakse üheks süsteemiks, on saadud siseenergia U 1+2 võrdne selle koostisosade energiate summaga: U 1+ 2 = U 1 + U 2
Üldjuhul on soojus Q protsessi funktsioon, st selle hulk sõltub protsessi kulgemisest, kuid kahel praktika jaoks olulisel juhul omandab soojus olekufunktsiooni omadused, st Q väärtus lakkab. sõltuda protsessi teest ja määratakse ainult süsteemi alg- ja lõppolekud.
Eeldame, et protsessi käigus saab teha ainult tööd välisrõhu jõudude vastu ja kasulik töö W = 0: Q = d. U+P d. V ja kuna V = const, siis P d. V = 0: QV = d. U või lahutatud kujul: QV \u003d Uk - Un
Jällegi eeldame, et kasulik töö W = 0, siis: Q = d. U+P d. V, Kuna P = const, võime kirjutada: QP = d. U + d(PV), QP = d(U + P V). Tähistage: Н U + P V (entalpia) QР = d. H või: QP \u003d Hk - Hn
Seega omandab keemilise reaktsiooni termiline efekt olekufunktsiooni omadused, kui P = const: QP = H; kui V = konst: QV = U.
Kuna keemilised reaktsioonid ja füüsikalis-keemilised protsessid viiakse sagedamini läbi konstantsel rõhul (vabas õhus, st P = const = 1 atm), kasutatakse praktikas arvutustes sagedamini entalpia mõistet, mitte sisemist. energiat. Mõnikord asendatakse protsessi sõna "soojus" ilma täiendava selgituseta sõnaga "entalpia" ja vastupidi. Näiteks öeldakse "moodustamissoojus", kuid kirjutatakse f. N.
Aga kui meid huvitab protsess kulgeb V = const (autoklaavis), siis tuleks kasutada avaldist: QV = U.
Eristame avaldist: Н = U + P V d. H = d. U+Pd. V+Vd. P, konstantsel rõhul V d. P = 0 ja d. H = d. U+P d. V Integraalkujul: H = U + P V
Ideaalse gaasi puhul kehtib Clapeyroni-Mendelejevi võrrand: P V \u003d n R T, kus n on gaasimoolide arv, R 8, 314 J / mol K on universaalne gaasikonstant. Siis (ajal T = konst) P V = n R T. Lõpuks saame: H = U + n R T n on gaasiliste ainete moolide arvu muutus reaktsiooni käigus.
Näiteks reaktsiooni jaoks: N 2 (g) + 3 H 2 (g) \u003d 2 NH 3 (g) n \u003d -2 ja reaktsiooni jaoks: 2 H 2 O (g) 2 H 2 (g) ) + O 2 (d) n = 3.
Erinevused QV ja QP vahel on olulised ainult siis, kui reaktsioonis osalevad gaasilised ained. Kui neid pole või kui n = 0, siis QV = QP.
Reaktsiooni termilise efekti all mõista reaktsiooni käigus soojusena vabanenud või neeldunud energia hulka, eeldusel, et: P = const või V = const; et lähteainete temperatuur on võrdne reaktsioonisaaduste temperatuuriga; et süsteemis ei tehta muid (kasulikke) töid peale laieneva kokkutõmbumise töö.
Entalpia muutused erinevate protsesside käigus Protsess Mõõtmistingimused 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 Dissotsiatsioonisoojus: H 2 O(l) → H+ + OH- P = 1 atm T = 298 K +57. 26 Neutraliseerimissoojus: H+ + OH- → H 2 O (l) P = 1 atm T = 298 K − 57. 26 Aurustumissoojus: H 2 O (l) → H 2 O (g) P = 1 atm T = 373 K+40. 67 Sulamissoojus: H 2 O (kr) → H 2 O (l) P = 1 atm T = 273 K +6. 02
QV või QP püsivuse fakti, ammu enne keemilise termodünaamika kui teaduse kujunemist, tegi eksperimentaalselt kindlaks G.I. Hess (soojussummade püsivuse seadus ehk Hessi seadus): Keemilise reaktsiooni termiline efekt sõltub lähteainete ja reaktsioonisaaduste tüüp ja olek ning ei sõltu nende üksteiseks muundamise viisidest.
Saksa Ivanovitš Hess (1802 - 1850) - üks suurimaid Venemaa teadlasi, Peterburi Tehnoloogiainstituudi professor. Sündis Genfis ja kasvas varakult üles Peterburis. Arstihariduse omandas Jurjevis, pärast ülikooli lõpetamist töötas Stockholmis J. Berzeliuse juures. Hess püüdis oma katsetes kehtestada mitmekordse termilise suhte seadust (sarnaselt D. Daltoni mitmekordse suhte seadusega). See tal ei õnnestunud (looduses sellist seadust ei ole), kuid eksperimentaalsete uuringute tulemusena tuletas Hess soojussummade püsivuse seaduse (Hessi seadus). See 1842. aastal avaldatud töö on termodünaamika esimese seaduse ootus.
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
Moodustamissoojus – lihtainetest 1 mooli antud aine moodustumise soojusefekt: f. H. Lihtaineid nimetatakse sama tüüpi aatomitest koosnevateks aineteks. See on näiteks lämmastik N 2, hapnik O 2, grafiit C jne.
Definitsioonist järeldub, et vee moodustumise soojus on suuruselt võrdne reaktsiooni termilise efektiga: H 2 + 1/2 O 2 = H 2 O QP = f. H
Kui reaktsioon viiakse läbi rõhul P = 1 atm, on mõõdetud reaktsioonisoojus võrdne f-ga. Ho on standardne vee moodustumise soojus. Tavaliselt on f väärtused. Kuid tabelina 298 K peaaegu kõigi praktikas kasutatavate ainete kohta: f. Ho 298 (H20).
Reaktsiooniproduktid H prod f r H Lähteained H Ref. c-c f Lihtained
Keemilise reaktsiooni soojusefekt: a 1 A 1 + a 2 A 2 + = b 1 B 1 + b 2 B 2 + võrdub reaktsioonisaaduste moodustumise soojuste summaga, millest on lahutatud reaktsioonisaaduste soojuste summa. lähteainete moodustumine (võttes arvesse stöhhiomeetrilisi koefitsiente ai ja bj):
Näide 1: Arvutage benseeni auru hüdrogeenimisreaktsiooni soojusefekt (see reaktsioon viiakse läbi heterogeensete katalüsaatorite pinnal - plaatinametallid): C 6 H 6 + 3 H 2 \u003d C 6 H 12 temperatuuril 298 K ja 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 Aine r. H 0298 \u003d -123,10 - (82,93 +3 0) = -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 k. J / mol
Põlemissoojus on aine (kõrgemate oksiidide) sügava oksüdatsiooni (põlemise) reaktsiooni termiline efekt. Süsivesinike puhul on kõrgemad oksiidid H 2 O (l) ja CO 2. Sel juhul on näiteks metaani kütteväärtus võrdne reaktsiooni termilise efektiga: CH 4 + 2 O 2 \ u003d CO 2 + 2 H 2 O (l) QP \u003d ox . H
härja väärtused. Ho 298 nimetatakse standardseks põlemissoojuseks, need on tabelis 298 K. Siin näitab indeks "o" seda, et soojused määratakse standardolekus (P \u003d 1 atm), indeks "oh" pärineb inglise keelest - oksüdatsioon - oksüdatsioon.
Põlemissaadused (CO 2, H 2 O) oh. H Ref. in-in oh. N prod Reaktsioonitooted r. H Lähtematerjalid
Keemilise reaktsiooni termiline efekt: a 1 A 1 + a 2 A 2 + = b 1 B 1 + b 2 B 2 + võrdub lähteainete põlemissoojuste summaga, millest on lahutatud põlemissoojuste summa. reaktsioonisaaduste põlemine (võttes arvesse stöhhiomeetrilisi koefitsiente ai ja bj):
Näide 2: Kasutades ainete põlemissoojust, arvutage reaktsiooni soojusefekt etanooli (veinialkoholi) tootmiseks glükoosi kääritamise teel. 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 CO 2 põlemissoojus on null.
Soojusvõimsus sõltub temperatuurist. Seetõttu eristatakse keskmist ja tegelikku soojusvõimsust. Süsteemi keskmine soojusmahtuvus temperatuurivahemikus T 1 - T 2 võrdub süsteemi Q antud soojushulga ja selle intervalli väärtuse suhtega:
Tegelik soojusmahtuvus määratakse võrrandiga: Suhet tegeliku ja keskmise soojusmahtuvuse vahel väljendab võrrand:
Süsteemi soojusmahtuvus sõltub selle massist (või aine hulgast), st see on süsteemi ulatuslik omadus. Kui soojusmahtuvus omistatakse massiühikule, saadakse intensiivne väärtus - erisoojusmahtuvus [J / kg K]. Kui aga omistada süsteemi aine kogusele C, saame molaarse soojusmahtuvuse cm [J / mol K].
Seal on: soojusmaht konstantsel rõhul Cp; soojusmaht konstantsel ruumalal Cv. Ideaalse gaasi korral on need soojusvõimsused omavahel seotud võrrandiga: Ср = С v + R
Ainete soojusmahtuvus sõltub temperatuurist. Näiteks jää soojusmahtuvus varieerub vahemikus 34,70 J/mol K temperatuuril 250 K kuni 37,78 J/mol K temperatuuril 273 K. Tahkete ainete puhul tuletas Debye võrrandi, mis annab 0 K lähedaste temperatuuride korral: СV= a T 3 (Debye'i T-kuubikute seadus) ja kõrgete jaoks: СV=3 R.
Tavaliselt edastatakse soojusmahtuvuse sõltuvus temperatuurist empiiriliste võrrandite kujul: kus a, b ja c on const, on need toodud ainete füüsikalis-keemiliste omaduste teatmeteos.
Kui matemaatiline sõltuvus r. CP alates T on teadmata, kuid on olemas reaktsioonis osalejate soojusmahtuvuse eksperimentaalsed väärtused erinevatel temperatuuridel, seejärel joonistatakse graafik koordinaatidesse r. Co. P \u003d f (T) ja arvutage graafiliselt kõvera alune pindala vahemikus 298 - T 2, see võrdub integraaliga:
Kui vaadeldavas temperatuurivahemikus toimub üks või mitu faasisiiret, siis tuleks r arvutamisel arvestada nende soojusmõjudega. H:
Arvutusskeem r. H reaktsioonid suvalisel temperatuuril T on järgmine. Esiteks arvutatakse r ainete standardsete tekke- või põlemissoojuste põhjal. H298 reaktsioon (nagu ülalpool kirjeldatud). Lisaks arvutatakse Kirchhoffi võrrandi kohaselt soojusefekt igal temperatuuril T:
Tabelites on näidatud moodustumise f standardsoojused (entalpiad) peaaegu kõigi ainete puhul. Ho 0 temperatuuril 0 K ja väärtused: temperatuuril T (need on antud intervalliga 100 K).
Keemilise reaktsiooni soojusefekt arvutatakse võrrandiga: r. H 0 T = r. H00+
r. H 00 arvutatakse samamoodi nagu r. H 0298, st toodete ja lähteainete moodustumise soojuste summade vahena (kuid temperatuuril 0 K):
Väärtused arvutatakse: = prod ref. in-in, võttes arvesse reaktsiooni stöhhiomeetrilisi koefitsiente.
