Fizička kemija. Bilješke s predavanja
Slični dokumenti
Utjecaj temperature na brzinu kemijske reakcije. Bilateralne i unilateralne reakcije, njihova molekularnost, redoslijed, kinetička klasifikacija. Teorije aktivnih sudara. Lančane reakcije, toplinska eksplozija. Vrste fotokemijskih procesa, kvantni prinos.
tečaj predavanja, dodan 10.12.2015
Obilježja predmeta i objekta, ciljevi i zadaci fizikalne i koloidne kemije. Opis osnovnih pojmova termodinamike. Kemijska kinetika: brzina kemijske reakcije, Arrheniusova jednadžba, katalitički procesi, homogena kataliza i autokataliza.
tutorijal, dodan 5.2.2014
Problemi kemijske termodinamike. Fazne ravnoteže i otopine. Termodinamička i elektrostatska teorija elektrolita. Kinetika kemijskih reakcija. Obrasci povezani s međusobnom transformacijom kemijskih i elektrokemijskih oblika energije.
priručnik, dodano 21.11.2016
Kataliza je proces promjene brzine kemijskih reakcija u prisutnosti tvari koje se nazivaju katalizatori. Informacije o industrijskoj katalizi i njezinoj ulozi u ekologiji. Prolaz kroz energetsku barijeru, homogena i heterogena kataliza.
sažetak, dodan 07.11.2009
Brzina kemijske reakcije. Homogene i heterogene reakcije. Zakon aktivnih masa. Energija aktivacije. Utjecaj katalizatora. Konstanta kemijske ravnoteže. Bit Le Chatelierovog principa. Pojam molekularnosti i reda reakcija u kemijskoj kinetici.
prezentacija, dodano 23.04.2013
Pojam kemijske kinetike. Čimbenici kao što su koncentracija reaktanata, finoća, temperatura i prisutnost katalizatora ili inhibitora. Definicija pojma "molekularnost reakcije". Bit katalizatora i njegovo djelovanje u kemijskim reakcijama.
priručnik, dodano 27.04.2016
Proučavanje zakona heterogenih ravnoteža fizikalno-kemijskog sustava u stabilnoj termodinamičkoj ravnoteži. Pregled višekomponentnih tekućina. Analiza kinetike i katalize. Esej o koncentraciji tvari i klasifikaciji kemijskih reakcija.
prezentacija, dodano 29.09.2013
Analiza suštine, znakova i stanja kemijskih reakcija. Klasifikacija kemijskih reakcija prema različitim kriterijima. Određivanje brzine kemijske reakcije. Definicija pojma katalizatora, kao i opis njegovog utjecaja na brzinu kemijske reakcije.
sažetak, dodan 28.06.2017
Pojam kemijske kinetike, brzina kemijske reakcije. Osnovni zakon kemijske kinetike. Utjecaj temperature na brzinu kemijskih reakcija. Pojam i suština katalize, princip rada katalizatora. Matematički uvjeti kemijske ravnoteže.
priručnik, dodano 18.09.2015
Utjecaj koncentracije tvari, tlaka, dodirne površine reagensa, temperature na brzinu kemijske reakcije. Zakon aktivnih masa. Pojam katalize je smanjenje aktivacijske energije reakcije, a inhibicija je povećanje njezine aktivacijske energije.
Opis prezentacije na pojedinačnim slajdovima:
1 slajd
Opis slajda:
2 slajd
Opis slajda:
3 slajd
Opis slajda:
Plin je stanje agregacije tvari u kojem se molekule kreću nasumično, smještene na velikoj udaljenosti jedna od druge. U čvrstim tijelima razmaci između čestica su mali, sila privlačenja odgovara sili odbijanja. Tekućina je agregatno stanje srednje između krutog i plinovitog. U tekućini su čestice blizu jedna drugoj i mogu se pomicati jedna u odnosu na drugu; Tekućina, poput plina, nema fiksni oblik. Plazma je vrlo razrijeđen plin u kojem se nasumično kreću električki nabijene čestice elektroni i pozitivno nabijene jezgre atoma ili iona.).
4 slajd
Opis slajda:
Agregatna stanja iste tvari ne razlikuju se po kemijskim svojstvima i sastavu, a fizikalna svojstva im nisu ista. Primjer je H2O (voda). Razlike u fizikalnim svojstvima nastaju zbog činjenice da se čestice u plinovitim, tekućim i krutim tvarima nalaze na nejednakoj udaljenosti jedna od druge, zbog čega se sile privlačenja koje djeluju između njih očituju u nejednakoj mjeri.
5 slajd
Opis slajda:
Osnovne odredbe MKT Sve tvari - tekuće, krute i plinovite - nastaju od najmanjih čestica - molekula, koje se same sastoje od atoma ("elementarne molekule"). Molekule kemijske tvari mogu biti jednostavne ili složene i sastoje se od jednog ili više atoma. Molekule i atomi su električki neutralne čestice. Pod određenim uvjetima molekule i atomi mogu dobiti dodatni električni naboj i pretvoriti se u pozitivne ili negativne ione. Atomi i molekule su u neprekidnom kaotičnom kretanju. Čestice međusobno djeluju silama koje su po prirodi električne. Gravitacijska interakcija između čestica je zanemariva.
6 slajd
Opis slajda:
1. Doktrina agregatnih stanja 1.1 Uvod Fazni prijelaz - prijelaz tvari iz jednog agregatnog stanja u drugo - kondenzirano T-L taljenje L-T skrućivanje (smrzavanje) Fazni prijelazi praćeni su apsorpcijom ili oslobađanjem topline.
7 slajd
Opis slajda:
1. Učenje o agregatnim stanjima 1.2. Plinovito stanje tvari Plin je agregatno stanje tvari u kojem se njegove sastavne čestice (atomi, molekule, ioni) nevezane ili vrlo slabo vezane silama međudjelovanja slobodno gibaju ispunjavajući cijeli volumen koji im je predviđen. Glavne karakteristike plinova: imaju nisku gustoću, jer čestice su međusobno udaljene i nemaju svoj oblik niti svoj volumen; potpuno ispunjavaju posudu u kojoj se nalaze, te poprimaju njegov oblik i lako se sabijaju.
8 slajd
Opis slajda:
Jednadžba stanja idealnog plina Idealni plin je teorijski model plina u kojem se zanemaruju veličina i međudjelovanje čestica plina te se uzimaju u obzir samo njihovi elastični sudari Idealni plin je plin u kojem ne postoje sile privlačenja između molekula .
9 slajd
Opis slajda:
čestice plina (atomi, molekule, ioni) uzimaju se kao materijalne točke (odnosno nemaju volumen) među česticama ne postoje sile međusobnog privlačenja (međumolekularne sile) interakcija među molekulama svodi se na apsolutno elastične udare (tj. u kojem se kinetička energija potpuno prenosi s jednog objekta na drugi) čestice plina (atomi, molekule, ioni) imaju volumen čestice plina međusobno su povezane silama interakcije koje se smanjuju s povećanjem udaljenosti među česticama sudari među molekulama nisu apsolutno elastični Idealni plin Realni plin 1. Učenje o agregatnim stanjima 1.2. Plinovito agregatno stanje Pravi plin sličan je idealnom plinu pod jakim razrjeđenjem i na uobičajenim temperaturama
10 slajd
Opis slajda:
Jednadžba stanja idealnog plina (Mendeleev-Clapeyron jednadžba) je relacija koja povezuje vrijednosti tlaka, volumena i temperature: gdje je n broj molova plina, R = 8,31431 J / mol. K) - plinska konstanta Plin koji se pridržava ovog zakona naziva se idealnim. Plinski zakoni
11 slajd
Opis slajda:
Plinski zakoni Pri konstantnoj temperaturi i masi volumen plina obrnuto je proporcionalan njegovu tlaku Volumen dane mase plina pri konstantnom tlaku izravno je proporcionalan apsolutnoj temperaturi Tlak dane mase plina pri konstantnom volumenu izravno je proporcionalan proporcionalno apsolutnoj temperaturi Boltzmannova konstanta: k=R/NA=1,38 10-23 J/K
12 slajd
Opis slajda:
Idealni plinovi imaju isti molarni volumen. na n. g. = 22,4140 dm3 (l) Na drugim temperaturama i tlakovima ova će vrijednost biti drugačija! Plinski zakoni
13 slajd
Opis slajda:
Oni se ne pokoravaju zakonima idealnih plinova. Glavni razlozi odstupanja su međusobno privlačenje molekula plina i prisutnost njihovog vlastitog volumena.Molarni volumen može poslužiti kao karakteristika odstupanja Pravi plinovi
14 slajd
Opis slajda:
Realni plinovi Pravi plinovi ne podliježu Mendeleev-Clapeyronovoj jednadžbi. Jednadžba stanja realnog plina (van der Waalsova jednadžba) za jedan mol za n molova a - uzima u obzir međumolekulske interakcije; b - uzima u obzir intrinzični volumen molekula. Koeficijenti a i b za različite plinove su različiti, pa van der Waalsova jednadžba nije univerzalna. Pri niskim tlakovima i visokim temperaturama, van der Waalsova jednadžba postaje jednadžba stanja za idealni plin.
15 slajd
Opis slajda:
Glavno svojstvo tekućine, koje je razlikuje od ostalih agregatnih stanja, je sposobnost neograničene promjene oblika pod djelovanjem tangencijalnih mehaničkih naprezanja, čak i proizvoljno malih, uz praktično zadržavanje volumena. Tekuće stanje se obično smatra srednjim između krutine i plina: plin ne zadržava ni volumen ni oblik, dok krutina zadržava oboje. Tekuće agregatno stanje
16 slajd
Opis slajda:
vibracijsko-translacijsko gibanje molekula, nestlačivost zbog unutarnjeg tlaka, asocijacija (u slučaju polarnih molekula), prisutnost reda kratkog dometa u odsutnosti reda dalekog dometa, površinska napetost, viskoznost. Svojstva tekućina:
17 slajd
D. x. n. , profesor, voditelj Odsjeka za fizičku kemiju, Rusko kemijsko tehničko sveučilište nazvano. D. I. Mendeljejeva Konjuhov Valerij Jurijevič [e-mail zaštićen] ru vkontakte. hr
Literatura Vishnyakov A.V., Kizim N.F. Fizička kemija. Moskva: Kemija, 2012. Fizička kemija//Ed. K. S. Krasnova. M. : Viša škola, 2001. Stromberg A. G., Semchenko D. P. Fizička kemija. M. : Viša škola, 1999. Osnove fizičke kemije. Teorija i zadaci: Proc. Dodatak za sveučilišta / V. V. Eremin i dr. M. : 2005.
Literatura Atkins P. Fizikalna kemija. M. : Mir. 1980. Karapetyants M. Kh Kemijska termodinamika. Moskva: Kemija, 1975.
LOMONOSOV Mihail Vasiljevič (1711-65), prvi ruski prirodoslovac svjetskog značaja, pjesnik koji je postavio temelje suvremenog ruskog književnog jezika, umjetnik, povjesničar, pobornik razvoja nacionalne prosvjete, znanosti i gospodarstva. Rođen 8. (19.) studenog u selu Denisovka (danas selo Lomonosovo) u obitelji Pomor. S 19 godina odlazi na studij (od 1731. na Slavensko-grčko-latinskoj akademiji u Moskvi, od 1735. na Akademskom sveučilištu u Petrogradu, 1736–41. u Njemačkoj). Od 1742. adjunkt, od 1745. akademik Petrogradske akademije znanosti.
Godine 1748. osnovao je prvi kemijski laboratorij u Rusiji pri Akademiji znanosti. Na inicijativu Lomonosova osnovano je Moskovsko sveučilište (1755.). Razvio je atomske i molekularne ideje o građi tvari. Tijekom dominacije teorije kalorija, tvrdio je da je toplina posljedica kretanja korpuskula. Formulirao je načelo očuvanja materije i gibanja. Flogiston isključen iz broja kemijskih sredstava. Postavio je temelje fizikalne kemije.
Istraživao atmosferski elektricitet i gravitaciju. Predložio doktrinu boja. Izradio niz optičkih instrumenata. Otkrio atmosferu na Veneri. Opisao građu Zemlje, objasnio podrijetlo mnogih minerala i minerala. Objavio vodič kroz metalurgiju. Istaknuo je važnost istraživanja Sjevernog morskog puta, razvoja Sibira. Oživio je umjetnost mozaika i izradu smalte, sa svojim učenicima stvarao mozaičke slike. Član Akademije umjetnosti (1763). Pokopan je u Petrogradu u Nekropoli 18. stoljeća.
Lomonosovljeva definicija: “Fizikalna kemija je znanost koja proučava, na temelju odredbi i eksperimenata fizike, što se događa u složenim tijelima tijekom kemijskih operacija .... Fizikalnu kemiju možemo nazvati kemijskom filozofijom.
U zapadnoj Europi je uobičajeno 1888. godinu smatrati godinom nastanka fizikalne kemije, kada je W. Ostwald počeo čitati ovaj tečaj, popraćen praktičnim vježbama, i počeo izdavati časopis Zeitschtift fur physikalische Chemie. Iste je godine na Sveučilištu u Leipzigu organizirana Katedra za fizikalnu kemiju pod vodstvom W. Ostwalda.
Rođen i dugo živio u Ruskom Carstvu, u dobi od 35 godina promijenio je rusko državljanstvo u njemačko. U Leipzigu je proveo veći dio života, gdje su ga nazivali "ruskim profesorom". U 25. godini života obranio je doktorsku disertaciju na temu "Volumno-kemijska i optokemijska istraživanja".
Godine 1887. prihvatio je ponudu da se preseli u Leipzig, gdje je osnovao Institut za fiziku i kemiju na sveučilištu, kojim je upravljao do 1905. Godine 1888. preuzeo je vrlo prestižnu Katedru za fizikalnu i anorgansku kemiju na Sveučilištu u Leipzigu. . Na ovoj poziciji radio je 12 godina.
Iz "Leipziške škole" W. Ostwalda potekli su: nobelovci S. Arrhenius, J. Van't Hoff, W. Nernst, poznati fizikokemičari G. Tamman i F. Donnan, organski kemičar J. Wislicens, slavni američki kemičar G. N. Lewis. Tijekom godina ruski kemičari usavršavali su se u Ostwaldu: I. A. Kablukov, V. A. Kistyakovsky, L. V. Pisarzhevsky, A. V. Rakovsky, N. A. Shilov i drugi.
Jedna od Ostwaldovih jedinstvenih značajki bilo je njegovo dugogodišnje aktivno odbacivanje atomsko-molekularne teorije (iako je predložio izraz "mol"). “Kemičar ne vidi nikakve atome. "On istražuje samo jednostavne i razumljive zakone koji upravljaju omjerima mase i volumena reagensa."
W. Ostwald se dosjetio napisati pozamašan udžbenik kemije u kojem se riječ "atom" niti jednom ne spominje. Govoreći 19. travnja 1904. u Londonu s velikim izvješćem pred članovima Kemijskog društva, Ostwald je pokušao dokazati da atomi ne postoje i da je "ono što nazivamo materijom samo zbirka energija skupljenih na određenom mjestu."
U čast V. Ostwalda na području Sveučilišta u Tartu postavljena je spomen ploča s natpisom na estonskom, njemačkom i engleskom jeziku.
predvidjeti može li se reakcija odvijati spontano; ako reakcija teče, koliko duboko (koje su ravnotežne koncentracije produkata reakcije); Ako se reakcija odvija, kojom brzinom.
1. STRUKTURA TVARI U ovom dijelu se na temelju kvantne mehanike (Schrödingerova jednadžba) objašnjava struktura atoma i molekula (elektroničke orbitale atoma i molekula), kristalne rešetke krutina itd., agregatna stanja tvari su razmatran.
2. KEMIJSKA TERMODINAMIKA na temelju zakona (početaka) termodinamike omogućuje: izračunavanje toplinskih učinaka kemijskih reakcija i fizikalno-kemijskih procesa, predviđanje smjera kemijskih reakcija, izračunavanje ravnotežnih koncentracija reaktanata i produkata reakcije.
3. TERMODINAMIKA FAZNE RAVNOTEŽE Proučava pravilnosti faznih prijelaza u jednokomponentnim i višekomponentnim (otopinskim) sustavima. Njegova glavna svrha je konstruirati dijagrame fazne ravnoteže za te sustave.
4. ELEKTROKEMIJA Proučava svojstva otopina elektrolita, osobitosti njihova ponašanja u usporedbi s molekularnim otopinama, istražuje obrasce međusobne pretvorbe energije kemijskih reakcija i električne energije tijekom rada elektrokemijskih (galvanskih) članaka i elektrolizatora.
5. KEMIJSKA KINETIKA I KATALIZA Istražuje pravilnosti tijeka kemijskih reakcija u vremenu, istražuje utjecaj termodinamičkih parametara (tlak, temperatura i dr.), prisutnost katalizatora i inhibitora na brzinu i mehanizam reakcija.
U zasebnu znanost KOLOIDNA KEMIJA se izdvaja po dijelu fizikalne kemije - fizikalnoj kemiji površinskih pojava i disperznih sustava.
Klasična termodinamika je grana teorijske fizike i proučava obrasce međusobnih pretvorbi različitih vrsta energije i prijelaza energije između sustava u obliku topline i rada (termo – toplina, dinamo – gibanje).
Termodinamika apstrahira od uzroka koji uzrokuju bilo koji proces, i vremena tijekom kojeg se taj proces odvija, već operira samo s početnim i završnim parametrima sustava uključenog u bilo koji fizikalni i kemijski proces. Svojstva pojedinačnih molekula se ne uzimaju u obzir, već se koriste prosječne karakteristike sustava koji se sastoje od više molekula.
Zadaće kemijske termodinamike su: mjerenje i proračun toplinskih učinaka kemijskih reakcija i fizikalno-kemijskih procesa, predviđanje smjera i dubine reakcija, analiza kemijskih i faznih ravnoteža i dr.
1. 1. Osnovni pojmovi i definicije TD U termodinamici se svi procesi koji nas zanimaju odvijaju u termodinamičkim sustavima. Sustav - tijelo ili skupina tijela, stvarno ili mentalno prepoznato od strane promatrača u okolini.
Sustav je dio okolnog svijeta koji nas posebno zanima. Sve ostalo u svemiru je okoliš (okoliš). Opće je prihvaćeno da je okolina toliko velika (ima beskonačan volumen) da izmjena energije s termodinamičkim sustavom ne mijenja njegovu temperaturu.
Prema prirodi izmjene energije i tvari s okolinom sustavi se dijele na: izolirane - ne mogu razmjenjivati ni tvar ni energiju; zatvoreno - može razmjenjivati energiju, ali ne može - materija; otvoren - može razmjenjivati i materiju i energiju.
Prema broju faza sustavi se dijele na: homogene - sastoje se od jedne faze (otopina Na. Cl u vodi); heterogeni - sustav uključuje nekoliko faza, odvojenih jedna od druge sučeljima. Primjer heterogenih sustava je led koji pluta u vodi, mlijeku (kapljice masti - jedna faza, vodeni okoliš - druga).
Faza je skup homogenih dijelova sustava koji imaju ista kemijska i fizikalna svojstva i odvojeni su od ostalih dijelova sustava faznim sučeljima. Svaka faza je homogeni dio heterogenog sustava
Sustavi se prema broju komponenti dijele na jedno-dvo-, trokomponentne i višekomponentne. Komponente su pojedinačne kemikalije koje čine sustav koje se mogu izolirati iz sustava i postojati izvan njega.
Svaki termodinamički sustav može se karakterizirati skupom velikog broja fizikalnih i kemijskih svojstava koja poprimaju određene vrijednosti: temperatura, tlak, toplinska vodljivost, toplinski kapacitet, koncentracije komponenti, dielektrična konstanta itd.
U kemijskoj termodinamici se radi o onim svojstvima koja se mogu jednoznačno izraziti kao funkcije temperature, tlaka, volumena ili koncentracije tvari u sustavu. Ova svojstva se nazivaju termodinamička svojstva.
Stanje termodinamičkog sustava smatra se danim ako su naznačeni njegov kemijski sastav, fazni sastav i vrijednosti neovisnih termodinamičkih parametara. Neovisni parametri uključuju: tlak (P), volumen (V), temperaturu (T), količinu tvari n u obliku broja molova ili u obliku koncentracija (C). Zovu se parametri stanja.
Prema važećem sustavu jedinica (SI), glavni termodinamički parametri postavljeni su u sljedećim jedinicama: [m 3] (volumen); [Pa] (tlak); [mol] (n); [K] (temperatura). Iznimno, u kemijskoj termodinamici dopušteno je koristiti izvansustavnu jedinicu tlaka, normalnu fizičku atmosferu (atm), jednaku 101,325 k. Pa.
Termodinamički parametri i svojstva mogu biti: Intenzivni – ne ovise o masi (volumenu) sustava. To su temperatura, tlak, kemijski potencijal itd. Ekstenzivni – ovise o masi (volumenu) sustava. To su energija, entropija, entalpija itd. Kada nastaje složeni sustav, intenzivna svojstva se slažu, a ekstenzivna sažimaju.
Svaka promjena koja se događa u sustavu i prati je promjena barem jednog termodinamičkog parametra stanja (svojstava sustava) naziva se termodinamički proces. Ako tijek procesa mijenja kemijski sastav sustava, tada se takav proces naziva kemijska reakcija.
Obično se tijekom procesa bilo koji (ili nekoliko) parametara održava konstantnim. Sukladno tome razlikuju: izotermni proces pri stalnoj temperaturi (T = const); izobarni proces - pri konstantnom tlaku (P = const); izohorni proces - pri konstantnom volumenu (V = const); adijabatski proces u odsutnosti izmjene topline s okolinom (Q = 0).
Kada se procesi odvijaju u neizoliranim sustavima, toplina se može apsorbirati ili otpustiti. U skladu s ovom značajkom procesi se dijele na egzotermne (toplina se oslobađa) i endotermne (toplina se apsorbira).
Tijekom procesa sustav prelazi iz jednog ravnotežnog stanja u drugo ravnotežno stanje.Termodinamička ravnoteža je stanje sustava u kojem se promatra toplinska, mehanička i kemijska (elektrokemijska) ravnoteža s okolinom i između faza sustava.
Ravnotežna stanja su: stabilna; metastabilan. Proces se naziva ravnotežnim (kvazistatičkim) ako beskonačno sporo prolazi kroz kontinuirani niz ravnotežnih stanja sustava.
Procesi koji se javljaju sami od sebe i za svoje provođenje ne zahtijevaju vanjsku energiju nazivaju se spontani (pozitivni) procesi. kada se za provedbu procesa iz okoline izdvaja energija, odnosno radi na sustavu, tada se proces naziva nespontanim (negativnim).
Funkcije stanja Funkcije stanja su svojstva sustava (unutarnja energija U, entalpija H, entropija S itd.), karakteriziraju zadano stanje sustava. Njihove promjene tijekom procesa ne ovise o njegovom putu i određene su samo početnim i završnim stanjem sustava.
Infinitezimalna promjena u ovoj funkciji je totalni diferencijal d. U, d. S itd.:
Procesne (prijelazne) funkcije Procesne funkcije (toplina Q, rad W) – nisu svojstva sustava (nisu u sustavu), nastaju tijekom procesa u kojem sustav sudjeluje.
Ako u sustavu nema topline i rada, onda je besmisleno govoriti o njihovoj promjeni, može se govoriti samo o njihovoj količini Q ili W u pojedinom procesu. Njihove količine ovise o načinu izvođenja procesa. Beskonačno male veličine označavamo s Q, W.
Kretanje je atribut materije. Mjera kretanja, odnosno kvantitativna i kvalitativna karakteristika je energija. Energija je funkcija stanja sustava. Njegova promjena u pojedinom procesu ne ovisi o putanji procesa i određena je samo početnim i završnim stanjem sustava.
Poznato je mnogo različitih vrsta energije: mehanička, električna, kemijska itd., ali energija može prelaziti iz sustava u sustav samo u dva oblika: u obliku topline ili rada.
Toplina (Q) je oblik prijenosa energije iz sustava u sustav zbog kaotičnog kretanja čestica (molekula, atoma, iona itd.) sustava u kontaktu.
U termodinamici se toplina dovedena u sustav uzima kao pozitivna (na primjer, toplina endotermne reakcije), a toplina odvedena iz sustava je negativna (toplina egzotermne reakcije). U termokemiji je suprotno.
Rad je oblik prijenosa energije iz sustava u sustav zbog usmjerenog kretanja mikro- ili makro-tijela. Rad se u literaturi označava s W (od engleskog “work”) ili A (od njemačkog “arbait”).
Postoje različite vrste rada: mehanički, električni, magnetski, površinske promjene itd. Beskonačno mali rad bilo koje vrste može se prikazati kao produkt generalizirane sile i promjene generalizirane koordinate, na primjer:
Zbroj svih vrsta rada, osim rada protiv sila vanjskog tlaka P - rad rastezanja - sabijanja, naziva se korisnim radom W':
U termodinamici se rad smatra pozitivnim ako ga izvodi sam sustav, a negativnim ako se vrši na sustavu. Prema preporukama IUPAC-a, uobičajeno je smatrati da je rad obavljen na sustavu pozitivan (pozitivan je "egoistični" princip koji povećava unutarnju energiju)
Rad širenja idealnog plina u različitim procesima 1. Širenje u vakuum: W = 0. 2. Izohorno reverzibilno širenje: d. V = 0 W = 0
Zaključci i relacije termodinamike formulirani su na temelju dva postulata i tri zakona. Svaki izolirani sustav na kraju dođe u stanje ravnoteže i ne može ga spontano napustiti (prvi postulat) Odnosno, termodinamika ne opisuje sustave astronomskih razmjera i mikrosustave s malim brojem čestica (
Spontani prijelaz iz neravnotežnog stanja u ravnotežno stanje naziva se relaksacija. Odnosno, stanje ravnoteže će se nužno postići, ali trajanje takvog procesa nije definirano, niti postoji pojam vremena.
Drugi postulat Ako je sustav A u toplinskoj ravnoteži sa sustavom B, a sustav B u toplinskoj ravnoteži sa sustavom C, tada su sustavi A i C također u toplinskoj ravnoteži
Unutarnja energija bilo kojeg termodinamičkog sustava U zbroj je kinetičke (energija gibanja) i potencijalne (energija međudjelovanja) energija svih čestica (molekula, jezgri, elektrona, kvarkova itd.) koje čine sustav, uključujući nepoznate vrste energije.
Unutarnja energija sustava ovisi o njegovoj masi (ekstenzivno svojstvo), o prirodi tvari sustava i termodinamičkim parametrima: U = f(V, T) ili U = (P, T) mjeri se u J/mol ili J/kg. U je funkcija stanja, pa U ne ovisi o putu procesa, već je određena početnim i konačnim stanjem sustava. d. U je ukupni diferencijal.
Unutarnja energija sustava može se mijenjati kao rezultat izmjene energije s okolinom samo u obliku topline ili rada.
Ova činjenica, koja je generalizacija praktičnog iskustva čovječanstva, prenosi prvi zakon (početak) termodinamike: U = Q – W U diferencijalnom obliku (za infinitezimalni dio procesa): d. U = QW
"Toplina koja se dovodi u sustav odlazi na povećanje unutarnje energije sustava i performanse rada sustava."
Za izolirani sustav vrijedi Q = 0 i W = 0, tj. U = 0 i U = konst. Unutarnja energija izoliranog sustava je konstantna
U formulaciji Clausiusa: "Energija svijeta je stalna". Perpetum mobile prve vrste (perpetum mobile) je nemoguć. Različiti oblici energije prelaze jedni u druge u strogo jednakim količinama. Energija ne nastaje i ne uništava se, već samo prelazi iz sustava u sustav.
Funkcija U je aditivna. To znači da ako se dva sustava karakterizirana vrijednostima U 1 i U 2 kombiniraju u jedan sustav, tada će rezultirajuća unutarnja energija U 1+2 biti jednaka zbroju energija njegovih sastavnih dijelova: U 1+ 2 = U 1 + U 2
U općem slučaju toplina Q je funkcija procesa, tj. njezina količina ovisi o putu procesa, ali u dva za praksu važna slučaja toplina dobiva svojstva funkcije stanja, tj. vrijednost Q prestaje. ovisi o putanji procesa, a određuje se samo početno i konačno stanje sustava.
Pretpostavljamo da se u tijeku procesa može izvršiti samo rad protiv sila vanjskog pritiska, a korisni rad W = 0: Q = d. U+P d. V, a kako je V = const, tada je P d. V = 0: QV = d. U ili u integralnom obliku: QV \u003d Uk - Un
Opet pretpostavljamo da je korisni rad W = 0, tada je Q = d. U+P d. V, Budući da je P = const, možemo napisati: QP = d. U + d(PV), QP = d(U + PV). Označavamo: N U + P V (entalpija) QR = d. H ili: QP \u003d Hk - Hn
Dakle, toplinski učinak kemijske reakcije dobiva svojstva funkcije stanja pri P = const: QP = H; za V = const: QV = U.
Budući da se kemijske reakcije i fizikalno-kemijski procesi češće odvijaju pri konstantnom tlaku (na otvorenom, odnosno pri P = const = 1 atm), u praksi se za proračune češće koristi pojam entalpije, a ne unutarnje energije. Ponekad se riječ "toplina" procesa bez daljnjeg objašnjenja zamijeni s "entalpija", i obrnuto. Na primjer, kažu "toplina formiranja", ali pišu f. N.
Ali ako se proces koji nas zanima odvija pri V = const (u autoklavu), tada treba koristiti izraz: QV = U.
Razlikujmo izraz: N = U + P V d. H = d. U+Pd. V+Vd. P, pri konstantnom tlaku V d. P = 0 i d. H = d. U+P d. V U integralnom obliku: H = U + P V
Za idealni plin vrijedi jednadžba Clapeyron-Mendeleev: P V \u003d n RT, gdje je n broj molova plina, R 8, 314 J / mol K univerzalna plinska konstanta. Tada (pri T = const) P V = n R T. Konačno, imamo: H = U + n R T n je promjena broja molova plinovitih tvari tijekom reakcije.
Na primjer, za reakciju: N 2 (g) + 3 H 2 (g) \u003d 2 NH 3 (g) n \u003d -2, a za reakciju: 2 H 2 O (g) 2 H 2 (g ) + O 2 (d) n = 3.
Razlike između QV i QP značajne su samo kada u reakciji sudjeluju plinovite tvari. Ako ih nema ili ako je n = 0, tada je QV = QP.
Pod toplinskim učinkom reakcije podrazumijeva se količina energije koja se oslobađa ili apsorbira tijekom reakcije u obliku topline, uz uvjet: da je P = const ili V = const; da je temperatura polaznih materijala jednaka temperaturi produkata reakcije; da se u sustavu ne vrši nikakav drugi rad (koristan) osim rada kontrakcije širenja.
Promjena entalpije tijekom različitih procesa Proces Uvjeti mjerenja Ho, k. J/mol C 2 H 6 O (l) + 3 O 2 (g) → 2 CO 2 (g) + 3 H 2 O (l) P = 1 atm T = 298 K − 1 370. 68 Toplina disocijacije: H 2 O(l) → H+ + OH- P = 1 atm T = 298 K +57. 26 Toplina neutralizacije: H+ + OH- → H 2 O (l) P = 1 atm T = 298 K − 57. 26 Toplina isparavanja: H 2 O (l) → H 2 O (g) P = 1 atm T = 373 K+40. 67 Toplina taljenja: H 2 O (cr) → H 2 O (l) P = 1 atm T = 273 K +6. 02
Činjenicu postojanosti QV ili QP, davno prije formiranja kemijske termodinamike kao znanosti, eksperimentalno je utvrdio G. I. Hess (zakon konstantnosti toplinskih suma ili Hessov zakon): Toplinski učinak kemijske reakcije ovisi o vrsti i stanju polaznih tvari i produkata reakcije i ne ovisi o načinima njihovog međusobnog pretvaranja.
German Ivanovich Hess (1802. - 1850.) - jedan od najvećih ruskih znanstvenika, profesor na Tehnološkom institutu u St. Rođen u Ženevi, a od ranog djetinjstva odgajan u St. Medicinsko obrazovanje stekao je u Yurievu, nakon završenog sveučilišta radio je u Stockholmu kod J. Berzeliusa. Hess je u svojim pokusima pokušao uspostaviti zakon višestrukih toplinskih omjera (sličan zakonu višestrukih omjera D. Daltona). U tome nije uspio (takvog zakona u prirodi nema), ali je Hess kao rezultat eksperimentalnih istraživanja izveo zakon stalnosti toplinskih suma (Hessov zakon). Ovo djelo, objavljeno 1842., anticipacija je prvog zakona termodinamike.
H 1 \u003d H 2 + H 3 \u003d H 4 + H 5 + H 6
CO 2 C + O 2 = CO 2 CO + 1/2 O 2 = CO 2 C + 1/2 O 2 = CO H 2 H 1 C CO H 3 H 1 = H 2 + H 3
Toplina nastajanja - toplinski učinak nastajanja 1 mola određene tvari iz jednostavnih tvari: f. H. Jednostavnim tvarima nazivamo tvari koje se sastoje od atoma iste vrste. To je, na primjer, dušik N 2, kisik O 2, grafit C itd.
Iz definicije proizlazi da je toplina stvaranja vode po veličini jednaka toplinskom učinku reakcije: H 2 + 1/2 O 2 = H 2 O QP = f. H
Ako se reakcija provodi pri P = 1 atm, tada će izmjerena toplina reakcije biti jednaka f. Ho je standardna toplina stvaranja vode. Obično su vrijednosti f. Ali tablično na 298 K za gotovo sve tvari koje se koriste u praksi: f. Ho 298 (H20).
Reakcijski produkti H proizvod f r H Polazni materijali H Ref. c-c f Jednostavne tvari
Toplinski učinak kemijske reakcije: a 1 A 1 + a 2 A 2 + = b 1 B 1 + b 2 B 2 + jednak je zbroju toplina stvaranja produkata reakcije umanjenom za zbroj toplina stvaranje polaznih tvari (uzimajući u obzir stehiometrijske koeficijente ai i bj):
Primjer 1: Izračunajte toplinski učinak reakcije hidrogenacije benzenske pare (ova se reakcija odvija na površini heterogenih katalizatora - platinskih metala): C 6 H 6 + 3 H 2 \u003d C 6 H 12 pri 298 K i P \ u003d 1 atm:
C6H6(g) f. Ho 298, kv.J/mol 82,93 C 6 H 6 (g) 49,04 C 6 H 12 (g) H 2 -123,10 0 Tvar 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 k. J / mol
Toplina izgaranja je toplinski učinak reakcije duboke oksidacije (izgaranja) tvari (do viših oksida). Kod ugljikovodika su viši oksidi H 2 O (l) i CO 2. U tom slučaju je ogrjevna vrijednost npr. metana jednaka toplinskom učinku reakcije: CH 4 + 2 O 2 \ u003d CO 2 + 2 H 2 O (l) QP \u003d ox . H
ox vrijednosti. Ho 298 naziva se standardna toplina izgaranja, tabelarno su prikazani na 298 K. Ovdje indeks "o" označava da su topline određene u standardnom stanju (P \u003d 1 atm), indeks "oh" dolazi iz engleskog - oksidacija – oksidacija.
Produkti izgaranja (CO 2, H 2 O) oh. H Ref. u-u oh. N prod Reakcijski produkti r. H Polazni materijali
Toplinski učinak kemijske reakcije: a 1 A 1 + a 2 A 2 + = b 1 B 1 + b 2 B 2 + jednak je zbroju toplina izgaranja polaznih tvari umanjenom za zbroj toplina izgaranje produkata reakcije (uzimajući u obzir stehiometrijske koeficijente ai i bj):
Primjer 2: Koristeći toplinu izgaranja tvari izračunajte toplinski učinak reakcije nastajanja etanola (vinskog alkohola) vrenjem glukoze. C 6 H 12 O 6 = 2 C 2 H 5 OH + 2 CO 2 r. H 0298 \u003d 2815,8 - 2 1366,91 2 ∙ 0 \u003d 81,98 kJ Toplina izgaranja CO 2 je nula.
Toplinski kapacitet ovisi o temperaturi. Stoga se pravi razlika između prosječnog i stvarnog toplinskog kapaciteta. Prosječni toplinski kapacitet sustava u temperaturnom području T 1 - T 2 jednak je omjeru količine topline koja se dovodi u sustav Q prema vrijednosti ovog intervala:
Pravi toplinski kapacitet određuje se jednadžbom: Odnos između stvarnog i prosječnog toplinskog kapaciteta izražava se jednadžbom:
Toplinski kapacitet sustava ovisi o njegovoj masi (ili količini tvari), tj. to je ekstenzivno svojstvo sustava. Ako se toplinski kapacitet pripiše jedinici mase, tada se dobiva intenzivna vrijednost - sud specifičnog toplinskog kapaciteta [J/kg K]. Ako pak C pripišemo količini tvari sustava, dobit ćemo molarni toplinski kapacitet cm [J / mol K].
Razlikuju se: toplinski kapacitet pri konstantnom tlaku Cp; toplinski kapacitet pri konstantnom volumenu Cv. U slučaju idealnog plina ti su toplinski kapaciteti međusobno povezani jednadžbom: Sr = S v + R
Toplinski kapacitet tvari ovisi o temperaturi. Na primjer, toplinski kapacitet leda varira od 34,70 J/mol K na 250 K do 37,78 J/mol K na 273 K. Za krutine, Debye je izveo jednadžbu koja za temperature blizu 0 K daje: SV= a T 3 (Debyeov zakon T-kocke), a za visoke: SV=3 R.
Obično se ovisnost toplinskog kapaciteta o temperaturi prenosi pomoću empirijskih jednadžbi oblika: gdje su a, b i c konst, dani su u referentnim knjigama o fizikalno-kemijskim svojstvima tvari.
Ako matematička ovisnost r. CP od T je nepoznat, ali postoje eksperimentalne vrijednosti toplinskog kapaciteta sudionika reakcije na različitim temperaturama, a zatim se grafikon iscrtava u koordinatama r. Co. P \u003d f (T) i grafički izračunajte površinu ispod krivulje unutar 298 - T 2, jednaka je integralu:
Ako se u razmatranom temperaturnom području dogodi jedan ili više faznih prijelaza, njihove toplinske učinke treba uzeti u obzir pri izračunavanju r. H:
Proračunska shema r. H reakcija na proizvoljnoj temperaturi T je sljedeća. Prvo, r se izračunava iz standardnih toplina stvaranja ili toplina izgaranja tvari. H 298 reakcija (kako je gore opisano). Nadalje, prema Kirchhoffovoj jednadžbi, toplinski učinak izračunava se na bilo kojoj temperaturi T:
U tablicama su prikazane standardne topline (entalpije) nastanka f za gotovo sve tvari. Ho 0 na 0 K i vrijednosti: na temperaturi T (daju se s intervalom od 100 K).
Toplinski učinak kemijske reakcije izračunava se jednadžbom: r. H 0 T = r. H00+
r. H 00 se izračunava na isti način kao r. H 0298 tj. kao razlika između zbroja toplina stvaranja proizvoda i početnih materijala (ali pri 0 K):
Vrijednosti su izračunate: = proizvod ref. in-in, uzimajući u obzir stehiometrijske koeficijente reakcije.
