Fizinė chemija. Paskaitų konspektai
Panašūs dokumentai
Temperatūros įtaka cheminės reakcijos greičiui. Dvišalės ir vienpusės reakcijos, jų molekuliškumas, tvarka, kinetinė klasifikacija. Aktyvių susidūrimų teorijos. Grandininės reakcijos, terminis sprogimas. Fotocheminių procesų rūšys, kvantinė išeiga.
paskaitų kursas, pridėtas 2015-12-10
Dalyko ir objekto charakteristikos, fizikinės ir koloidinės chemijos tikslai ir uždaviniai. Pagrindinių termodinamikos sąvokų aprašymas. Cheminė kinetika: cheminės reakcijos greitis, Arenijaus lygtis, kataliziniai procesai, homogeninė katalizė ir autokatalizė.
pamoka, pridėta 2014-02-05
Cheminės termodinamikos problemos. Fazių pusiausvyra ir sprendimai. Elektrolitų termodinaminė ir elektrostatinė teorija. Cheminių reakcijų kinetika. Šablonai, susiję su abipuse cheminių ir elektrocheminių energijos formų transformacija.
vadovas, pridėtas 2016-11-21
Katalizė yra cheminių reakcijų greičio keitimo procesas, kai yra medžiagos, vadinamos katalizatoriais. Informacija apie pramoninę katalizę ir jos vaidmenį ekologijoje. Praėjimas per energijos barjerą, vienalytė ir nevienalytė katalizė.
santrauka, pridėta 2009 11 07
Cheminės reakcijos greitis. Homogeninės ir nevienalytės reakcijos. Aktyvių masių dėsnis. Aktyvinimo energija. Katalizatoriaus įtaka. Cheminės pusiausvyros konstanta. Le Chatelier principo esmė. Molekuliškumo samprata ir reakcijos tvarka cheminėje kinetikoje.
pristatymas, pridėtas 2013-04-23
Cheminės kinetikos samprata. Tokie veiksniai kaip reagentų koncentracija, smulkumas, temperatūra ir katalizatoriaus arba inhibitoriaus buvimas. Sąvokos „reakcijos molekuliškumas“ apibrėžimas. Katalizatoriaus esmė ir jo veikimas cheminėse reakcijose.
vadovas, pridėtas 2016-04-27
Fizikinės ir cheminės sistemos nevienalytės pusiausvyros dėsnio tyrimas stabilioje termodinaminėje pusiausvyroje. Daugiakomponenčių skysčių apžvalga. Kinetikos ir katalizės analizė. Esė apie medžiagos koncentraciją ir cheminių reakcijų klasifikaciją.
pristatymas, pridėtas 2013-09-29
Cheminių reakcijų esmės, požymių ir sąlygų analizė. Cheminių reakcijų klasifikavimas pagal įvairius kriterijus. Cheminės reakcijos greičio nustatymas. Katalizatoriaus sąvokos apibrėžimas, taip pat jo poveikio cheminės reakcijos greičiui aprašymas.
santrauka, pridėta 2017-06-28
Cheminės kinetikos samprata, cheminės reakcijos greitis. Pagrindinis cheminės kinetikos dėsnis. Temperatūros įtaka cheminių reakcijų greičiui. Katalizės samprata ir esmė, katalizatoriaus principas. Matematinė cheminės pusiausvyros sąlyga.
vadovas, pridėtas 2015-09-18
Medžiagų koncentracijos, slėgio, reagentų kontaktinio paviršiaus, temperatūros įtaka cheminės reakcijos greičiui. Aktyvių masių dėsnis. Katalizės sąvoka yra reakcijos aktyvavimo energijos sumažėjimas, o slopinimas - jos aktyvavimo energijos padidėjimas.
Pristatymo aprašymas atskirose skaidrėse:
1 skaidrė
Skaidrės aprašymas:
2 skaidrė
Skaidrės aprašymas:
3 skaidrė
Skaidrės aprašymas:
Dujos yra medžiagos agregacijos būsena, kurioje molekulės juda atsitiktinai, išsidėsčiusios dideliu atstumu viena nuo kitos. Kietosiose medžiagose atstumai tarp dalelių maži, traukos jėga atitinka atstūmimo jėgą. Skystis yra tarpinė agregacijos būsena tarp kietos ir dujinės. Skystyje dalelės yra arti viena kitos ir gali judėti viena kitos atžvilgiu; Skystis, kaip ir dujos, neturi fiksuotos formos. Plazma yra labai retintos dujos, kuriose atsitiktinai judančios elektrinio krūvio dalelės yra elektronai ir teigiamai įkrauti atomų arba jonų branduoliai.).
4 skaidrė
Skaidrės aprašymas:
Tos pačios medžiagos agregatinės būsenos nesiskiria cheminėmis savybėmis ir sudėtimi, nevienodos ir jų fizinės savybės. Pavyzdys yra H2O (vanduo). Fizinių savybių skirtumai atsiranda dėl to, kad dalelės dujinėse, skystose ir kietose medžiagose yra nevienodu atstumu viena nuo kitos, todėl tarp jų veikiančios traukos jėgos pasireiškia nevienodai.
5 skaidrė
Skaidrės aprašymas:
Pagrindinės MKT nuostatos Visos medžiagos – skystos, kietos ir dujinės – susidaro iš smulkiausių dalelių – molekulių, kurios pačios susideda iš atomų („elementariųjų molekulių“). Cheminės medžiagos molekulės gali būti paprastos arba sudėtingos ir sudarytos iš vieno ar daugiau atomų. Molekulės ir atomai yra elektriškai neutralios dalelės. Tam tikromis sąlygomis molekulės ir atomai gali įgyti papildomą elektros krūvį ir virsti teigiamais arba neigiamais jonais. Atomai ir molekulės nuolat chaotiškai juda. Dalelės sąveikauja viena su kita jėgomis, kurios yra elektrinės prigimties. Gravitacinė sąveika tarp dalelių yra nereikšminga.
6 skaidrė
Skaidrės aprašymas:
1. Agregatų būsenų doktrina 1.1 Įvadas Fazinis perėjimas – medžiagos perėjimas iš vienos agregacijos būsenos į kitą – kondensuotas T-L lydymasis L-T kietėjimas (užšalimas) Fazinius perėjimus lydi šilumos absorbcija arba išsiskyrimas
7 skaidrė
Skaidrės aprašymas:
1. Suvestinių būsenų doktrina 1.2. Dujinė medžiagos būsena Dujos – tai medžiagos agregacijos būsena, kai ją sudarančios dalelės (atomai, molekulės, jonai) nėra surištos arba labai silpnai surištos sąveikos jėgų, juda laisvai, užpildydamos visą joms suteiktą tūrį. Pagrindinės dujų charakteristikos: jos turi mažą tankį, nes dalelės yra toli viena nuo kitos ir neturi nei savo formos, nei savo tūrio; jie visiškai užpildo indą, kuriame yra, įgauna formą ir yra lengvai suspaudžiami.
8 skaidrė
Skaidrės aprašymas:
Idealiųjų dujų būsenos lygtis Idealios dujos – tai teorinis dujų modelis, kuriame neatsižvelgiama į dujų dalelių dydį ir sąveiką ir atsižvelgiama tik į jų tamprius susidūrimus Idealios dujos – tai dujos, kuriose tarp molekulių nėra traukos jėgų .
9 skaidrė
Skaidrės aprašymas:
dujų dalelės (atomai, molekulės, jonai) laikomos materialiais taškais (ty neturi tūrio) tarp dalelių nėra abipusės traukos jėgų (tarpmolekulinės jėgos) molekulių sąveika redukuojama iki absoliučiai elastingų smūgių (t.y. smūgių). kurioje kinetinė energija visiškai perduodama iš vieno objekto į kitą) dujų dalelės (atomai, molekulės, jonai) turi tūrį dujų dalelės yra tarpusavyje sujungtos sąveikos jėgomis, kurios mažėja didėjant atstumui tarp dalelių susidūrimai tarp molekulių nėra absoliučiai elastingi Idealios dujos Realios dujos 1. Agreguotų būsenų doktrina 1.2. Medžiagos dujinė būsena Tikros dujos yra panašios į idealias dujas stipriai retėjant ir esant normaliai temperatūrai
10 skaidrės
Skaidrės aprašymas:
Idealiųjų dujų būsenos lygtis (Mendelejevo-Klapeirono lygtis) yra ryšys, siejantis slėgio, tūrio ir temperatūros reikšmes: čia n yra dujų molių skaičius, R = 8,31431 J / mol. K) – dujų konstanta Dujos, paklūstančios šiam dėsniui, vadinamos idealiomis. Dujų įstatymai
11 skaidrė
Skaidrės aprašymas:
Dujų dėsniai Esant pastoviai temperatūrai ir masei, dujų tūris yra atvirkščiai proporcingas jų slėgiui Tam tikros masės dujų tūris esant pastoviam slėgiui yra tiesiogiai proporcingas absoliučiai temperatūrai Tam tikros pastovaus tūrio dujų masės slėgis yra tiesiogiai proporcinga absoliučiai temperatūrai Boltzmanno konstanta: k=R/NA=1,38 10-23 J/K
12 skaidrė
Skaidrės aprašymas:
Idealios dujos turi tą patį molinį tūrį. ties n. y. = 22,4140 dm3 (l) Esant kitoms temperatūroms ir slėgiams, ši vertė skirsis! Dujų įstatymai
13 skaidrė
Skaidrės aprašymas:
Jie nepaklūsta idealių dujų dėsniams. Pagrindinės nukrypimų priežastys yra abipusis dujų molekulių pritraukimas ir jų pačių tūrio buvimas Molinis tūris gali pasitarnauti kaip nukrypimų charakteristika Realios dujos
14 skaidrė
Skaidrės aprašymas:
Tikros dujos Tikros dujos nepaklūsta Mendelejevo-Clapeyrono lygčiai. Realių dujų būsenos lygtis (van der Waalso lygtis) vienam moliui n molių a - atsižvelgiama į tarpmolekulines sąveikas; b – atsižvelgiama į vidinį molekulių tūrį. Skirtingų dujų koeficientai a ir b yra skirtingi, todėl van der Waals lygtis nėra universali. Esant žemam slėgiui ir aukštai temperatūrai, van der Waalso lygtis tampa idealių dujų būsenos lygtimi.
15 skaidrė
Skaidrės aprašymas:
Pagrindinė skysčio savybė, išskirianti jį iš kitų agregacijos būsenų, yra galimybė neribotą laiką keisti savo formą, veikiant tangentiniams mechaniniams įtempiams, net ir savavališkai mažiems, praktiškai išlaikant tūrį. Skystoji būsena paprastai laikoma tarpine tarp kietosios ir dujinės: dujos neišlaiko nei tūrio, nei formos, o kietos medžiagos išlaiko abu. Skysta medžiagos būsena
16 skaidrė
Skaidrės aprašymas:
vibracinis-transliacinis molekulių judėjimas, nesuspaudžiamumas dėl vidinio slėgio, asociacija (poliarinių molekulių atveju), trumpojo nuotolio tvarkos buvimas, kai nėra ilgo nuotolio tvarkos, paviršiaus įtempimas, klampumas. Skysčių savybės:
17 skaidrė
D. x. n. , profesorius, vardo Rusijos chemijos technikos universiteto Fizinės chemijos katedros vedėjas. D. I. Mendeleeva Konyukhovas Valerijus Jurjevičius [apsaugotas el. paštas] ru vkontakte. lt
Literatūra Vishnyakov A.V., Kizim N.F. Fizinė chemija. Maskva: Chemija, 2012 Fizinė chemija//Red. K. S. Krasnova. M. : Aukštoji mokykla, 2001 Stromberg A. G., Semchenko D. P. Fizikinė chemija. M. : Aukštoji mokykla, 1999. Fizikinės chemijos pagrindai. Teorija ir užduotys: Proc. Pašalpa universitetams / V. V. Ereminas ir kt., M.: 2005 m.
Literatūra Atkins P. Fizikinė chemija. M.: Mir. 1980. Karapetyants M.Kh. Cheminė termodinamika. Maskva: chemija, 1975 m.
LOMONOSOVAS Michailas Vasiljevičius (1711-65), pirmasis pasaulinės reikšmės rusų gamtos mokslininkas, poetas, padėjęs šiuolaikinės rusų literatūrinės kalbos pamatus, menininkas, istorikas, tautinio švietimo, mokslo ir ekonomikos plėtros šalininkas. Gimė lapkričio 8 (19) dieną Denisovkos kaime (dabar Lomonosovo kaimas) pomorų šeimoje. Būdamas 19 metų išvyko studijuoti (nuo 1731 m. į slavų-graikų-lotynų akademiją Maskvoje, nuo 1735 m. į akademinį universitetą Sankt Peterburge, 1736-41 į Vokietiją). Nuo 1742 adjunktas, nuo 1745 Sankt Peterburgo mokslų akademijos akademikas.
1748 m. Mokslų akademijoje įkūrė pirmąją Rusijoje chemijos laboratoriją. Lomonosovo iniciatyva buvo įkurtas Maskvos universitetas (1755). Jis sukūrė atomines ir molekulines idėjas apie materijos struktūrą. Vyraujant kalorijų teorijai, jis teigė, kad šilumą lemia kraujo kūnelių judėjimas. Jis suformulavo materijos ir judėjimo išsaugojimo principą. Iš cheminių medžiagų skaičiaus neįtrauktas flogistonas. Padėjo fizikinės chemijos pagrindus.
Ištirta atmosferos elektra ir gravitacija. Pasiūlė spalvų doktriną. Sukūrė daugybę optinių instrumentų. Atrado Veneros atmosferą. Apibūdino Žemės sandarą, paaiškino daugelio mineralų ir mineralų kilmę. Išleido metalurgijos vadovą. Jis pabrėžė Šiaurės jūros kelio tyrinėjimo svarbą, Sibiro raidą. Atgaivino mozaikos meną ir smalto gamybą, su mokiniais kūrė mozaikinius paveikslus. Dailės akademijos narys (1763). Jis buvo palaidotas Sankt Peterburge XVIII amžiaus Nekropolyje.
Lomonosovo apibrėžimas: „Fizinė chemija yra mokslas, kuris, remdamasis fizikos nuostatomis ir eksperimentais, tiria, kas vyksta sudėtinguose kūnuose cheminių operacijų metu. Fizinė chemija gali būti vadinama chemijos filosofija.
Vakarų Europoje fizinės chemijos sukūrimo metais įprasta laikyti 1888-uosius, kai W. Ostwaldas pradėjo skaityti šį kursą, lydimą praktinių pratimų, ir pradėjo leisti žurnalą Zeitschtift fur physikalische Chemie. Tais pačiais metais Leipcigo universitete buvo organizuota Fizikinės chemijos katedra, vadovaujama W. Ostwaldo.
Gimęs ir ilgą laiką gyvenęs Rusijos imperijoje, būdamas 35 metų Rusijos pilietybę pakeitė į Vokietijos. Didžiąją savo gyvenimo dalį praleido Leipcige, kur buvo vadinamas „rusų profesoriumi“. Būdamas 25 metų apgynė daktaro disertaciją tema „Tūriniai-cheminiai ir optocheminiai tyrimai“.
1887 m. jis priėmė pasiūlymą persikelti į Leipcigą, kur universitete įkūrė Fizikos ir chemijos institutą, kuriam vadovavo iki 1905 m. 1888 m. jis užėmė labai prestižinę Leipcigo universiteto Fizinės ir neorganinės chemijos katedrą. . Šiose pareigose jis dirbo 12 metų.
Iš W. Ostwaldo „Leipcigo mokyklos“ atvyko: Nobelio premijos laureatai S. Arrhenius, J. Van't Hoffas, W. Nernstas, garsūs fizikochemikai G. Tammanas ir F. Donnanas, organinis chemikas J. Wislicensas, garsus amerikiečių chemikas G. N. Lewisas. Bėgant metams Ostvalde mokėsi rusų chemikai: I. A. Kablukovas, V. A. Kistjakovskis, L. V. Pisarževskis, A. V. Rakovskis, N. A. Šilovas ir kt.
Vienas iš unikalių Ostvaldo bruožų buvo daugelį metų aktyviai atmetęs atominę-molekulinę teoriją (nors jis pasiūlė terminą „molis“). „Chemikas nemato jokių atomų. „Jis tyrinėja tik paprastus ir suprantamus dėsnius, reglamentuojančius reagentų masės ir tūrio santykius.
W. Ostwaldas sumanė parašyti gausų chemijos vadovėlį, kuriame žodis „atomas“ nė karto neminimas. Kalbėdamas 1904 m. balandžio 19 d. Londone su dideliu pranešimu Chemijos draugijos nariams, Ostwaldas bandė įrodyti, kad atomai neegzistuoja ir „tai, ką mes vadiname materija, yra tik tam tikroje vietoje surinktų energijų rinkinys“.
V. Ostvaldo garbei Tartu universiteto teritorijoje įrengta memorialinė lenta su užrašu estų, vokiečių ir anglų kalbomis.
numatyti, ar reakcija gali vykti spontaniškai; jei reakcija vyksta, tai kiek giliai (kokios reakcijos produktų pusiausvyros koncentracijos); Jei reakcija vyksta, tai kokiu greičiu.
1. MEDŽIAGOS STRUKTŪRA Šiame skyriuje, remiantis kvantine mechanika (Schrödingerio lygtis), paaiškinama atomų ir molekulių struktūra (elektroninės atomų ir molekulių orbitalės), kietųjų kūnų kristalinės gardelės ir kt., agreguotos medžiagos būsenos. laikomas.
2. CHEMINĖ TERMODINAMIKA, pagrįsta termodinamikos dėsniais (pradžiais), leidžia: apskaičiuoti cheminių reakcijų ir fizikinių-cheminių procesų šiluminį poveikį, numatyti cheminių reakcijų kryptį, apskaičiuoti reagentų ir reakcijos produktų pusiausvyrines koncentracijas.
3. FAZIŲ PUSIAUSVYROS TERMODINAMIKA Jis tiria fazių virsmų dėsningumus vienkomponentėse ir daugiakomponentėse (sprendinių) sistemose. Pagrindinis jo tikslas yra sudaryti šių sistemų fazių pusiausvyros diagramas.
4. ELEKTROCHEMIJA Tiriamos elektrolitų tirpalų savybės, jų elgsenos ypatumai lyginant su molekuliniais tirpalais, tyrinėjami cheminių reakcijų energijos ir elektros energijos tarpusavio virsmo dėsniai veikiant elektrocheminiams (galvaniniams) elementams ir elektrolizatoriams.
5. CHEMINĖ KINETIKA IR KATALIZĖ Tiria cheminių reakcijų eigos dėsningumus laike, tiria termodinaminių parametrų (slėgio, temperatūros ir kt.), katalizatorių ir inhibitorių buvimo poveikį reakcijų greičiui ir mechanizmui.
Atskirame moksle KOLOJINĖ CHEMIJA išsiskiria fizikinės chemijos skyriumi – paviršiaus reiškinių ir dispersinių sistemų fizikine chemija.
Klasikinė termodinamika yra teorinės fizikos šaka, tirianti įvairių rūšių energijos ir energijos perėjimų tarp sistemų šilumos ir darbo forma (termo – šiluma, dinamo – judėjimas) modelius.
Termodinamika abstrahuojasi nuo priežasčių, kurios sukelia bet kokį procesą, ir laiko, per kurį šis procesas vyksta, tačiau veikia tik su pradiniais ir galutiniais sistemos, dalyvaujančios bet kuriame fiziniame ir cheminiame procese, parametrais. Neatsižvelgiama į atskirų molekulių savybes, tačiau naudojamos vidutinės sistemos, susidedančios iš daugelio molekulių, charakteristikos.
Cheminės termodinamikos uždaviniai yra: cheminių reakcijų ir fizikinių ir cheminių procesų šiluminio poveikio matavimas ir skaičiavimas, reakcijų krypties ir gylio numatymas, cheminių ir fazių pusiausvyros analizė ir kt.
1. 1. Pagrindinės TD sąvokos ir apibrėžimai Termodinamikoje visi mus dominantys procesai vyksta termodinaminėse sistemose. Sistema – kūnas arba kūnų grupė, faktiškai arba mintyse identifikuoti stebėtojo aplinkoje.
Sistema yra mus supančio pasaulio dalis, kuri mus ypač domina. Visa kita visatoje yra aplinka (aplinka). Visuotinai pripažįstama, kad aplinka yra tokia didelė (turi begalinį tūrį), kad energijos mainai su termodinamine sistema nekeičia jos temperatūros.
Pagal energijos ir materijos mainų su aplinka pobūdį sistemos skirstomos: izoliuotos – jos negali keistis nei medžiaga, nei energija; uždaras – gali keistis energija, bet negali – materija; atviras – gali keistis tiek medžiaga, tiek energija.
Pagal fazių skaičių sistemos skirstomos į: vienarūšes – susideda iš vienos fazės (Na. Cl tirpalas vandenyje); nevienalytė – sistemą sudaro kelios fazės, atskirtos viena nuo kitos sąsajomis. Heterogeninių sistemų pavyzdys – vandenyje, piene plūduriuojantis ledas (riebalų lašeliai – viena fazė, vandens aplinka – kita).
Fazė yra vienarūšių sistemos dalių rinkinys, turintis tas pačias chemines ir fizines savybes ir atskirtas nuo kitų sistemos dalių fazinėmis sąsajomis. Kiekviena fazė yra vienalytė nevienalytės sistemos dalis
Pagal komponentų skaičių sistemos skirstomos į vieno-dviejų, trikomponentes ir daugiakomponentes. Komponentai yra atskiros cheminės medžiagos, sudarančios sistemą, kuri gali būti atskirta nuo sistemos ir egzistuoja už jos ribų.
Bet kuriai termodinaminei sistemai gali būti būdinga daugybė fizinių ir cheminių savybių, kurios įgauna tam tikras vertes: temperatūra, slėgis, šilumos laidumas, šiluminė talpa, komponentų koncentracija, dielektrinė konstanta ir kt.
Cheminėje termodinamikoje nagrinėjamos tos savybės, kurios gali būti vienareikšmiškai išreikštos kaip temperatūros, slėgio, tūrio ar medžiagų koncentracijos sistemoje funkcijos. Šios savybės vadinamos termodinaminėmis savybėmis.
Termodinaminės sistemos būklė laikoma duota, jei nurodoma jos cheminė sudėtis, fazinė sudėtis ir nepriklausomų termodinaminių parametrų reikšmės. Nepriklausomi parametrai apima: slėgį (P), tūrį (V), temperatūrą (T), medžiagos n kiekį molių skaičiaus arba koncentracijos (C) pavidalu. Jie vadinami būsenos parametrais.
Pagal dabartinę vienetų sistemą (SI) pagrindiniai termodinaminiai parametrai nustatomi šiais vienetais: [m 3] (tūris); [Pa] (slėgis); [mol] (n); [K] (temperatūra). Išimties tvarka cheminėje termodinamikoje leidžiama naudoti nesisteminį slėgio vienetą, normalią fizinę atmosferą (atm), lygų 101,325 k.Pa.
Termodinaminiai parametrai ir savybės gali būti: Intensyvūs – nepriklauso nuo sistemos masės (tūrio). Tai temperatūra, slėgis, cheminis potencialas ir tt Platus – jie priklauso nuo sistemos masės (tūrio). Tai energija, entropija, entalpija ir tt Susidarius sudėtingai sistemai, intensyvios savybės išlygiuojamos, o ekstensyviosios sumuojamos.
Bet koks pokytis, kuris įvyksta sistemoje ir kurį lydi bent vieno termodinaminės būsenos parametro (sistemos savybių) pasikeitimas, vadinamas termodinaminiu procesu. Jei proceso eiga keičia sistemos cheminę sudėtį, toks procesas vadinamas chemine reakcija.
Paprastai proceso eigoje bet kuris (ar keli) parametrai išlaikomi pastovūs. Atitinkamai jie išskiria: izoterminį procesą esant pastoviai temperatūrai (T = const); izobarinis procesas – esant pastoviam slėgiui (P = const); izochorinis procesas – esant pastoviam tūriui (V = const); adiabatinis procesas, kai nėra šilumos mainų su aplinka (Q = 0).
Kai procesai vyksta neizoliuotose sistemose, šiluma gali būti sugerta arba išleista. Pagal šią charakteristiką procesai skirstomi į egzoterminius (šiluma išsiskiria) ir endoterminius (šiluma absorbuojama).
Proceso metu sistema pereina iš vienos pusiausvyros būsenos į kitą pusiausvyros būseną Termodinaminė pusiausvyra – tai sistemos būsena, kurioje stebima šiluminė, mechaninė ir cheminė (elektrocheminė) pusiausvyra su aplinka ir tarp sistemos fazių.
Pusiausvyros būsenos yra: stabilios; metastabilios. Procesas vadinamas pusiausvyra (kvazistatiniu), jei jis be galo lėtai praeina per nuolatinę sistemos pusiausvyros būsenų seką.
Savaime vykstantys procesai, kuriems įgyvendinti nereikia išorinės energijos, vadinami spontaniškais (pozityviais) procesais. kai procesui įgyvendinti iš aplinkos išgaunama energija, tai yra dirbama prie sistemos, tai procesas vadinamas nesavaiminiu (neigiamu).
Būsenos funkcijos Būsenos funkcijos – tai sistemos savybės (vidinė energija U, entalpija H, entropija S ir kt.), jos charakterizuoja pateiktą sistemos būseną. Jų pokyčiai proceso metu nepriklauso nuo jo kelio ir yra nulemti tik pradinės ir galutinės sistemos būsenų.
Be galo mažas šios funkcijos pokytis yra bendras d skirtumas. U, d. S ir tt:
Proceso (perėjimo) funkcijos Proceso funkcijos (šiluma Q, darbas W) - tai nėra sistemos savybės (jų nėra sistemoje), jos atsiranda proceso, kuriame dalyvauja sistema, metu.
Jeigu sistemoje nėra šilumos ir darbo, tai apie jų kitimą kalbėti beprasmiška, galime kalbėti tik apie jų kiekį Q arba W konkrečiame procese. Jų kiekis priklauso nuo proceso atlikimo būdo. Be galo maži kiekiai žymimi Q, W.
Judėjimas yra materijos atributas. Judėjimo matas, ty kiekybinė ir kokybinė charakteristika, yra energija. Energija yra sistemos būklės funkcija. Jo pokytis konkrečiame procese nepriklauso nuo proceso kelio ir yra nulemtas tik pradinės ir galutinės sistemos būsenų.
Yra žinoma daug skirtingų energijos rūšių: mechaninė, elektrinė, cheminė ir kt., tačiau energija iš sistemos į sistemą gali pereiti tik dviem formomis: šilumos arba darbo pavidalu.
Šiluma (Q) – tai energijos perdavimo iš sistemos į sistemą forma dėl chaotiško besiliečiančių sistemų dalelių (molekulių, atomų, jonų ir kt.) judėjimo.
Termodinamikoje į sistemą tiekiama šiluma laikoma teigiama (pavyzdžiui, endoterminės reakcijos šiluma), o iš sistemos pašalinta šiluma yra neigiama (egzoterminės reakcijos šiluma). Termochemijoje yra atvirkščiai.
Darbas yra energijos perdavimo iš sistemos į sistemą forma dėl kryptingo mikro- arba makrokūnų judėjimo. Literatūroje darbas žymimas W (iš anglų kalbos „work“) arba A (iš vokiško „arbait“).
Yra įvairių darbų tipų: mechaniniai, elektriniai, magnetiniai, paviršiaus pokyčiai ir tt Be galo mažas bet kokio pobūdžio darbas gali būti pavaizduotas kaip apibendrintos jėgos ir apibendrintos koordinatės pasikeitimo sandauga, pvz.:
Visų rūšių darbų suma, išskyrus darbą prieš išorinio slėgio jėgas P – plėtimosi – suspaudimo darbas, vadinama naudingu darbu W ':
Termodinamikoje darbas laikomas teigiamu, jei jį atlieka pati sistema, ir neigiamu, jei jis atliekamas sistemoje. Remiantis IUPAC rekomendacijomis, įprastas darbas su sistema yra vertinamas kaip teigiamas („egoistinis“ principas yra teigiamas, kuris padidina vidinę energiją).
Idealiųjų dujų plėtimosi darbas įvairiuose procesuose 1. Plėtimas į vakuumą: W = 0. 2. Izochorinis grįžtamasis plėtimasis: d. V = 0 W = 0
Termodinamikos išvados ir ryšiai formuluojami remiantis dviem postulatais ir trimis dėsniais. Bet kuri izoliuota sistema ilgainiui patenka į pusiausvyros būseną ir negali spontaniškai iš jos išeiti (pirmasis postulatas). Tai yra, termodinamika neaprašo astronominio masto sistemų ir mikrosistemų su nedideliu dalelių skaičiumi.
Savaiminis perėjimas iš nepusiausvyros būsenos į pusiausvyros būseną vadinamas atsipalaidavimu. Tai yra, pusiausvyros būsena būtinai bus pasiekta, tačiau tokio proceso trukmė nėra apibrėžta ir nėra laiko sąvokos.
Antrasis postulatas Jei sistema A yra šiluminėje pusiausvyroje su sistema B, o sistema B yra šiluminėje pusiausvyroje su sistema C, tai sistemos A ir C taip pat yra šiluminėje pusiausvyroje
Bet kurios termodinaminės sistemos U vidinė energija yra visų sistemą sudarančių dalelių (molekulių, branduolių, elektronų, kvarkų ir kt.), įskaitant nežinomus tipus, kinetinės (judesio energijos) ir potencialinės (sąveikos energijos) energijos suma. energijos.
Sistemos vidinė energija priklauso nuo jos masės (ekstensyvios savybės), nuo sistemos medžiagos pobūdžio ir termodinaminių parametrų: U = f(V, T) arba U = (P, T) matuojama J/mol. arba J/kg. U yra būsenos funkcija, todėl U nepriklauso nuo proceso kelio, o yra nulemtas pradinės ir galutinės sistemos būsenos. d. U yra bendras skirtumas.
Sistemos vidinė energija gali keistis dėl energijos mainų su aplinka tik šilumos ar darbo pavidalu.
Šis faktas, kuris yra praktinės žmonijos patirties apibendrinimas, perteikia pirmąjį termodinamikos dėsnį (pradžia): U = Q – W Diferencine forma (be galo mažai proceso daliai): d. U = QW
„Į sistemą tiekiama šiluma skirta padidinti sistemos vidinę energiją ir sistemos darbo našumą.
Izoliuotai sistemai Q = 0 ir W = 0, ty U = 0 ir U = const. Izoliuotos sistemos vidinė energija yra pastovi
Klausijaus formuluotėje: „Pasaulio energija yra pastovi“. Pirmosios rūšies amžinasis variklis (perpetum mobile) yra neįmanomas. Įvairios energijos formos pereina viena į kitą griežtai lygiaverčiais kiekiais. Energija neatsiranda ir nesunaikinama, o tik pereina iš sistemos į sistemą.
Funkcija U yra adityvinė. Tai reiškia, kad jei dvi sistemos, apibūdinamos reikšmėmis U 1 ir U 2, sujungiamos į vieną sistemą, tada gauta vidinė energija U 1+2 bus lygi ją sudarančių dalių energijų sumai: U 1+ 2 = U 1 + U 2
Bendru atveju šiluma Q yra proceso funkcija, t.y. jos kiekis priklauso nuo proceso kelio, tačiau dviem praktikai svarbiais atvejais šiluma įgyja būsenos funkcijos savybes, t.y., Q reikšmė nutrūksta. priklausyti nuo proceso kelio, ir nustatoma tik pradinė ir galutinė sistemos būsenos.
Darome prielaidą, kad proceso eigoje gali būti atliekamas tik darbas prieš išorinio slėgio jėgas, o naudingas darbas W = 0: Q = d. U+P d. V, o kadangi V = const, tai P d. V = 0: QV = d. U arba neatskiriama forma: QV \u003d Uk - Un
Dar kartą darome prielaidą, kad naudingas darbas W = 0, tada: Q = d. U+P d. V, Kadangi P = const, galime rašyti: QP = d. U + d(PV), QP = d(U + P V). Pažymėkite: Н U + P V (entalpija) QР = d. H arba: QP \u003d Hk - Hn
Taigi cheminės reakcijos terminis poveikis įgyja būsenos funkcijos savybes, kai P = const: QP = H; jei V = const: QV = U.
Kadangi cheminės reakcijos ir fizikiniai ir cheminiai procesai dažniau vykdomi esant pastoviam slėgiui (atvirame ore, ty esant P = const = 1 atm), praktikoje skaičiavimams dažniau naudojama entalpijos sąvoka, o ne vidinė. energijos. Kartais proceso žodis „šiluma“ be papildomo paaiškinimo pakeičiamas žodžiu „entalpija“, ir atvirkščiai. Pavyzdžiui, jie sako „formavimosi šiluma“, bet rašo f. N.
Bet jei mus dominantis procesas vyksta esant V = const (autoklave), tuomet reikia naudoti išraišką: QV = U.
Išskirkime išraišką: Н = U + P V d. H = d. U+Pd. V+Vd. P, esant pastoviam slėgiui V d. P = 0 ir d. H = d. U+P d. V Integruota forma: H = U + P V
Idealioms dujoms galioja Clapeyrono-Mendelejevo lygtis: P V \u003d n R T, kur n yra dujų molių skaičius, R 8, 314 J / mol K yra universali dujų konstanta. Tada (esant T = const) P V = n R T. Galiausiai turime: H = U + n R T n – dujinių medžiagų molių skaičiaus pokytis reakcijos metu.
Pavyzdžiui, reakcijai: N 2 (g) + 3 H 2 (g) \u003d 2 NH 3 (g) n \u003d -2, o reakcijai: 2 H 2 O (g) 2 H 2 (g) ) + O 2 (d) n = 3.
Skirtumai tarp QV ir QP yra reikšmingi tik tada, kai reakcijoje dalyvauja dujinės medžiagos. Jei jų nėra arba jei n = 0, tada QV = QP.
Pagal terminį reakcijos efektą suprantamas energijos kiekis, išsiskiriantis arba sugertas reakcijos metu šilumos pavidalu, su sąlyga, kad: P = const arba V = const; kad pradinių medžiagų temperatūra būtų lygi reakcijos produktų temperatūrai; kad sistemoje neatliekami jokie kiti (naudingi) darbai, išskyrus plečiamojo susitraukimo darbus.
Entalpijos kitimas įvairių procesų metu Procesas Matavimo sąlygos 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 Disociacijos šiluma: H 2 O(l) → H+ + OH- P = 1 atm T = 298 K +57. 26 Neutralizacijos šiluma: H+ + OH- → H 2 O (l) P = 1 atm T = 298 K − 57. 26 Garavimo šiluma: H 2 O (l) → H 2 O (g) P = 1 atm T = 373 K+40. 67 Lydymosi šiluma: H 2 O (kr) → H 2 O (l) P = 1 atm T = 273 K +6. 02
QV arba QP pastovumo faktą, dar gerokai prieš susiformuojant cheminei termodinamikai kaip mokslui, eksperimentiškai nustatė G.I.Hessas (šilumos sumų pastovumo dėsnis arba Heso dėsnis): Cheminės reakcijos terminis poveikis priklauso nuo pradinių medžiagų ir reakcijos produktų rūšis ir būsena ir nepriklauso nuo būdų, kaip juos paversti vienas kitu.
Vokietis Ivanovičius Hessas (1802 - 1850) – vienas didžiausių Rusijos mokslininkų, Sankt Peterburgo Technologijos instituto profesorius. Gimė Ženevoje, o nuo mažens užaugo Sankt Peterburge. Medicininį išsilavinimą įgijo Jurjeve, baigęs universitetą dirbo Stokholme pas J. Berzelius. Hessas savo eksperimentais bandė nustatyti kelių šiluminių santykių dėsnį (panašų į D. Daltono kelių santykių dėsnį). Jam tai nepasisekė (gamtoje tokio dėsnio nėra), tačiau eksperimentinių tyrimų rezultatu Hessas išvedė šilumos sumų pastovumo dėsnį (Heso dėsnis). Šis darbas, paskelbtas 1842 m., yra pirmojo termodinamikos dėsnio numatymas.
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
Susidarymo šiluma – 1 mol tam tikros medžiagos susidarymo iš paprastų medžiagų šiluminis poveikis: f. H. Paprastomis medžiagomis vadinamos medžiagos, susidedančios iš to paties tipo atomų. Tai, pavyzdžiui, azotas N 2, deguonis O 2, grafitas C ir kt.
Iš apibrėžimo matyti, kad vandens susidarymo šiluma yra lygi reakcijos šiluminiam efektui: H 2 + 1/2 O 2 = H 2 O QP = f. H
Jei reakcija vykdoma esant P = 1 atm, tada išmatuota reakcijos šiluma bus lygi f. Ho yra standartinė vandens susidarymo šiluma. Paprastai f reikšmės. Bet beveik visoms praktiškai naudojamoms medžiagoms pateikta 298 K temperatūra: f. Ho 298(H2O).
Reakcijos produktai H prod f r H Pradinės medžiagos H Nuoroda. c-c f Paprastos medžiagos
Cheminės reakcijos šiluminis efektas: a 1 A 1 + a 2 A 2 + = b 1 B 1 + b 2 B 2 + yra lygus reakcijos produktų susidarymo karščių sumai atėmus pradinių medžiagų susidarymas (atsižvelgiant į stechiometrinius koeficientus ai ir bj):
1 pavyzdys: Apskaičiuokite benzeno garų hidrinimo reakcijos šiluminį poveikį (ši reakcija vykdoma heterogeninių katalizatorių - platinos metalų paviršiuje): C 6 H 6 + 3 H 2 \u003d C 6 H 12 esant 298 K ir 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 Medžiagos 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
Degimo šiluma yra medžiagos gilios oksidacijos (degimo) reakcijos (į aukštesnius oksidus) šiluminis poveikis. Angliavandenilių atveju aukštesni oksidai yra H 2 O (l) ir CO 2. Šiuo atveju, pavyzdžiui, metano kaloringumas yra lygus reakcijos terminiam poveikiui: CH 4 + 2 O 2 \ u003d CO 2 + 2 H 2 O (l) QP \u003d ox . H
jaučio vertės. Ho 298 vadinamas standartine degimo šiluma, jie pateikiami lentelėse esant 298 K. Čia indeksas "o" rodo, kad šilumai nustatomi esant standartinei būsenai (P \u003d 1 atm), indeksas "oh" kilęs iš anglų kalbos. oksidacija – oksidacija.
Degimo produktai (CO 2, H 2 O) oh. H Ref. in-in oh. N prod Reakcijos produktai r. H Pradinės medžiagos
Cheminės reakcijos šiluminis efektas: a 1 A 1 + a 2 A 2 + = b 1 B 1 + b 2 B 2 + yra lygus pradinių medžiagų degimo šilumos sumai atėmus reakcijos produktų degimas (atsižvelgiant į stechiometrinius koeficientus ai ir bj):
2 pavyzdys: Naudodami medžiagų degimo šilumą, apskaičiuokite etanolio (vyno alkoholio) gamybos fermentuojant gliukozę reakcijos šiluminį poveikį. 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 degimo šiluma lygi nuliui.
Šilumos talpa priklauso nuo temperatūros. Todėl skiriamos vidutinės ir tikrosios šilumos talpos. Vidutinė sistemos šiluminė talpa temperatūrų diapazone T 1 - T 2 yra lygi į sistemą tiekiamos šilumos kiekio Q santykiui su šio intervalo reikšme:
Tikroji šiluminė talpa nustatoma pagal lygtį: Ryšys tarp tikrosios ir vidutinės šiluminės galios išreiškiamas lygtimi:
Sistemos šiluminė talpa priklauso nuo jos masės (arba medžiagos kiekio), t.y. tai yra plati sistemos savybė. Jei šiluminė talpa priskiriama masės vienetui, tada gaunama intensyvi reikšmė – savitosios šiluminės talpos koeficientas [J / kg K]. Tačiau jei sistemos medžiagos kiekiui priskirsime C, gausime molinę šiluminę talpą cm [J / mol K].
Yra: šilumos talpa esant pastoviam slėgiui Cp; šilumos talpa esant pastoviam tūriui Cv. Idealių dujų atveju šios šiluminės talpos yra tarpusavyje sujungtos lygtimi: Ср = С v + R
Medžiagų šiluminė talpa priklauso nuo temperatūros. Pavyzdžiui, ledo šiluminė talpa svyruoja nuo 34,70 J/mol K esant 250 K iki 37,78 J/mol K esant 273 K. Kietosioms medžiagoms Debye išvedė lygtį, kuri, esant temperatūrai, artimai 0 K, suteikia: СV= a T 3 (Debye'o T-kubų dėsnis), o aukštiesiems: СV=3 R.
Paprastai šiluminės talpos priklausomybė nuo temperatūros perduodama naudojant empirines formos lygtis: kur a, b ir c yra const, jos pateikiamos medžiagų fizikinių ir cheminių savybių žinynuose.
Jei matematinė priklausomybė r. CP nuo T nežinomas, tačiau yra eksperimentinės reakcijos dalyvių šiluminės talpos vertės skirtingose temperatūrose, tada koordinatėse r nubraižytas grafikas. Co. P \u003d f (T) ir grafiškai apskaičiuokite plotą po kreive per 298 - T 2, jis yra lygus integralui:
Jei nagrinėjamame temperatūrų diapazone įvyksta vienas ar daugiau fazių perėjimų, tada skaičiuojant r reikia atsižvelgti į jų šiluminį poveikį. H:
Skaičiavimo schema r. H reakcijos esant savavališkai temperatūrai T yra tokios. Pirma, r apskaičiuojamas iš standartinių medžiagų susidarymo arba degimo karščių. H 298 reakcija (kaip aprašyta aukščiau). Be to, pagal Kirchhoff lygtį, šiluminis efektas apskaičiuojamas esant bet kokiai temperatūrai T:
Lentelėse parodytos beveik visų medžiagų susidarymo f standartinės šilumos (entalpijos). Ho 0 esant 0 K ir reikšmės: esant T temperatūrai (jos pateikiamos su 100 K intervalu).
Cheminės reakcijos šiluminis efektas apskaičiuojamas pagal lygtį: r. H 0 T = r. H00+
r. H 00 apskaičiuojamas taip pat, kaip ir r. H 0298, t. y. kaip produktų ir pradinių medžiagų susidarymo karščių sumų skirtumas (bet esant 0 K):
Vertės apskaičiuojamos: = prod ref. in-in, atsižvelgiant į stechiometrinius reakcijos koeficientus.
