Chimie Fizica. Note de curs
Documente similare
Efectul temperaturii asupra vitezei unei reacții chimice. Reacții bilaterale și unilaterale, molecularitatea lor, ordinea, clasificarea cinetică. Teoria coliziunilor active. Reacții în lanț, explozie termică. Tipuri de procese fotochimice, randament cuantic.
curs de prelegeri, adăugat 12.10.2015
Caracteristicile subiectului și obiectului, scopurile și obiectivele chimiei fizice și coloidale. Descrierea conceptelor de bază ale termodinamicii. Cinetica chimică: viteza de reacție chimică, ecuația lui Arrhenius, procese catalitice, cataliză omogenă și autocataliză.
tutorial, adăugat 05/02/2014
Probleme de termodinamică chimică. Echilibru de fază și soluții. Teoria termodinamică și electrostatică a electroliților. Cinetica reacțiilor chimice. Modele asociate cu transformarea reciprocă a formelor chimice și electrochimice de energie.
manual, adăugat 21.11.2016
Cataliza este procesul de modificare a vitezei reacțiilor chimice în prezența unor substanțe numite catalizatori. Informații despre cataliza industrială și rolul acesteia în ecologie. Trecerea prin bariera energetică, cataliză omogenă și eterogenă.
rezumat, adăugat 07.11.2009
Viteza unei reacții chimice. Reacții omogene și eterogene. Legea maselor active. Energie activatoare. Influența catalizatorului. Constanta de echilibru chimic. Esența principiului lui Le Chatelier. Conceptul de molecularitate și ordinea reacțiilor în cinetica chimică.
prezentare, adaugat 23.04.2013
Conceptul de cinetică chimică. Factori precum concentrația reactanților, finețea, temperatura și prezența unui catalizator sau inhibitor. Definiția conceptului „molecularitatea reacției”. Esența catalizatorului și acțiunea acestuia în reacții chimice.
manual, adăugat 27.04.2016
Studiul legii echilibrelor eterogene a unui sistem fizico-chimic în echilibru termodinamic stabil. Revizuirea lichidelor multicomponente. Analiza cineticii și catalizei. Eseu despre concentrația unei substanțe și clasificarea reacțiilor chimice.
prezentare, adaugat 29.09.2013
Analiza esenței, semnelor și condițiilor reacțiilor chimice. Clasificarea reacțiilor chimice după diverse criterii. Determinarea vitezei unei reacții chimice. Definiția conceptului de catalizator, precum și o descriere a efectului acestuia asupra vitezei unei reacții chimice.
rezumat, adăugat 28.06.2017
Conceptul de cinetică chimică, viteza unei reacții chimice. Legea de bază a cineticii chimice. Efectul temperaturii asupra vitezei reacțiilor chimice. Conceptul și esența catalizei, principiul catalizatorului. Condiția matematică a echilibrului chimic.
manual, adăugat 18.09.2015
Influența concentrației de substanțe, a presiunii, a suprafeței de contact a reactivilor, a temperaturii asupra vitezei unei reacții chimice. Legea maselor active. Conceptul de cataliză este o scădere a energiei de activare a unei reacții, iar inhibarea este o creștere a energiei de activare a acesteia.
Descrierea prezentării pe diapozitive individuale:
1 tobogan
Descrierea diapozitivului:
2 tobogan
Descrierea diapozitivului:
3 slide
Descrierea diapozitivului:
Gazul este o stare de agregare a unei substanțe în care moleculele se mișcă aleatoriu, situate la mare distanță unele de altele. La solide, distanțele dintre particule sunt mici, forța de atracție corespunde forței de repulsie. Lichidul este o stare de agregare intermediară între solid și gazos. Într-un lichid, particulele sunt apropiate una de cealaltă și se pot mișca unele față de altele; Un lichid, ca un gaz, nu are o formă fixă. Plasma este un gaz extrem de rarefiat în care particulele încărcate electric care se mișcă aleatoriu sunt electroni și nuclee de atomi sau ioni încărcate pozitiv.).
4 slide
Descrierea diapozitivului:
Stările agregate ale aceleiași substanțe nu diferă în proprietăți chimice și compoziție, iar proprietățile lor fizice nu sunt aceleași. Un exemplu este H2O (apa). Diferențele de proprietăți fizice se datorează faptului că particulele din substanțele gazoase, lichide și solide sunt situate la distanțe inegale unele de altele, datorită căruia forțele de atracție care acționează între ele se manifestă într-un grad inegal.
5 slide
Descrierea diapozitivului:
Dispoziții de bază ale MKT Toate substanțele - lichide, solide și gazoase - sunt formate din cele mai mici particule - molecule, care sunt formate din atomi ("molecule elementare"). Moleculele unei substanțe chimice pot fi simple sau complexe și constau din unul sau mai mulți atomi. Moleculele și atomii sunt particule neutre din punct de vedere electric. În anumite condiții, moleculele și atomii pot dobândi o sarcină electrică suplimentară și se pot transforma în ioni pozitivi sau negativi. Atomii și moleculele sunt într-o mișcare haotică continuă. Particulele interacționează între ele prin forțe de natură electrică. Interacțiunea gravitațională dintre particule este neglijabilă.
6 slide
Descrierea diapozitivului:
1. Doctrina stărilor agregate 1.1 Introducere Tranziție de fază - trecerea unei substanțe dintr-o stare de agregare la alta stare - condensat T-L topire L-T solidificare (îngheț) Tranzițiile de fază sunt însoțite de absorbție sau eliberare de căldură
7 slide
Descrierea diapozitivului:
1. Doctrina stărilor agregate 1.2. Starea gazoasă a materiei Gazul este starea de agregare a materiei în care particulele sale constitutive (atomi, molecule, ioni) nu sunt legate sau foarte slab legate de forțele de interacțiune, se mișcă liber, umplând întregul volum care le este furnizat. Principalele caracteristici ale gazelor: au o densitate redusă, deoarece particulele sunt îndepărtate și nu au nici formă, nici volum; ele umplu complet vasul în care se află și iau forma și se comprimă ușor.
8 slide
Descrierea diapozitivului:
Ecuația de stare a gazului ideal Un gaz ideal este un model teoretic de gaz în care dimensiunea și interacțiunea particulelor de gaz sunt neglijate și sunt luate în considerare doar ciocnirile elastice ale acestora.Gazul ideal este un gaz în care nu există forțe de atracție între molecule. .
9 slide
Descrierea diapozitivului:
particulele de gaz (atomi, molecule, ioni) sunt luate ca puncte materiale (adică nu au volum) nu există forțe de atracție reciprocă între particule (forțe intermoleculare) interacțiunea dintre molecule se reduce la impacturi absolut elastice (adică impacturi). în care energia cinetică este transferată complet de la un obiect la altul) particulele de gaz (atomi, molecule, ioni) au un volum particulele de gaz sunt interconectate prin forțe de interacțiune care scad odată cu creșterea distanței dintre particule ciocnirile dintre molecule nu sunt absolut elastice Gaz ideal Real gaz 1. Doctrina stărilor agregate 1.2. Starea gazoasă a materiei Un gaz real este similar cu un gaz ideal sub rarefacție puternică și la temperaturi obișnuite
10 diapozitive
Descrierea diapozitivului:
Ecuația de stare a unui gaz ideal (ecuația Mendeleev-Clapeyron) este o relație care raportează valorile presiunii, volumului și temperaturii: unde n este numărul de moli de gaz, R = 8,31431 J/mol. K) - constanta de gaz Gaz care respectă această lege, numit ideal. Legile gazelor
11 diapozitiv
Descrierea diapozitivului:
Legile gazelor La temperatură și masă constante, volumul unui gaz este invers proporțional cu presiunea acestuia Volumul unei mase date de gaz la presiune constantă este direct proporțional cu temperatura absolută Presiunea unei mase date de gaz la volum constant este direct proporțional cu temperatura absolută constanta lui Boltzmann: k=R/NA=1,38 10-23 J/K
12 slide
Descrierea diapozitivului:
Gazele ideale au același volum molar. la n. y. = 22,4140 dm3 (l) La alte temperaturi și presiuni, această valoare va fi diferită! Legile gazelor
13 slide
Descrierea diapozitivului:
Ele nu respectă legile gazelor ideale. Principalele motive pentru abateri sunt atracția reciprocă a moleculelor de gaz și prezența propriului volum.Volumul molar poate servi ca o caracteristică a abaterilor Gaze reale
14 slide
Descrierea diapozitivului:
Gaze reale Gazele reale nu respectă ecuația Mendeleev-Clapeyron. Ecuația de stare a unui gaz real (ecuația van der Waals) pentru un mol pentru n moli a - ia în considerare interacțiunile intermoleculare; b - ţine cont de volumul intrinsec al moleculelor. Coeficienții a și b pentru diferite gaze sunt diferiți, astfel încât ecuația van der Waals nu este universală. La presiuni scăzute și temperaturi ridicate, ecuația van der Waals devine ecuația de stare pentru un gaz ideal.
15 slide
Descrierea diapozitivului:
Proprietatea principală a unui lichid, care îl deosebește de alte stări de agregare, este capacitatea de a-și schimba forma la nesfârșit sub acțiunea unor tensiuni mecanice tangențiale, chiar arbitrar de mici, păstrând practic volumul. Starea lichidă este de obicei considerată intermediară între un solid și un gaz: un gaz nu păstrează nici volum, nici formă, în timp ce un solid le păstrează pe ambele. Starea lichidă a materiei
16 slide
Descrierea diapozitivului:
mișcarea vibrațional-translațională a moleculelor, incompresibilitatea datorită presiunii interne, asociere (în cazul moleculelor polare), prezența ordinului de rază scurtă în absența ordinii de rază lungă, tensiune superficială, vâscozitate. Proprietățile lichidelor:
17 slide
D. x. n. , profesor, șef al Departamentului de chimie fizică, Universitatea Tehnică de Chimie din Rusia, numită după. D. I. Mendeleeva Koniuhov Valeri Iurievici [email protected] ru vkontakte. ro
Literatură Vishnyakov A.V., Kizim N.F. Chimie fizică. Moscova: Chimie, 2012 Chimie fizică//Ed. K. S. Krasnova. M. : Şcoala superioară, 2001 Stromberg A. G., Semchenko D. P. Chimie fizică. M. : Liceu, 1999. Fundamentele chimiei fizice. Teorie și sarcini: Proc. Alocație pentru universități / V. V. Eremin și colab. M.: 2005.
Literatură Atkins P. Chimie fizică. M.: Mir. 1980. Karapetyants M.Kh.Termodinamică chimică. Moscova: Chimie, 1975.
LOMONOSOV Mihail Vasilievici (1711-65), primul om de știință natural rus de importanță mondială, un poet care a pus bazele limbii literare ruse moderne, un artist, un istoric, un susținător al dezvoltării educației naționale, științei și economiei. Născut pe 8 noiembrie (19) în satul Denisovka (acum satul Lomonosovo) într-o familie Pomor. La 19 ani a plecat la studii (din 1731 la Academia slavo-greco-latină din Moscova, din 1735 la Universitatea Academică din Sankt Petersburg, în 1736-41 în Germania). Din 1742 adjunct, din 1745 academician al Academiei de Științe din Sankt Petersburg.
În 1748 a fondat primul laborator chimic din Rusia la Academia de Științe. La inițiativa lui Lomonosov a fost fondată Universitatea din Moscova (1755). El a dezvoltat idei atomice și moleculare despre structura materiei. În timpul dominației teoriei calorice, el a susținut că căldura se datorează mișcării corpusculilor. El a formulat principiul conservării materiei și a mișcării. Flogistul exclus din numărul agenților chimici. A pus bazele chimiei fizice.
A investigat electricitatea atmosferică și gravitația. A propus doctrina culorii. A creat o serie de instrumente optice. Am descoperit atmosfera de pe Venus. A descris structura Pământului, a explicat originea multor minerale și minerale. A publicat un ghid de metalurgie. El a subliniat importanța explorării Rutei Mării Nordului, dezvoltarea Siberiei. A reînviat arta mozaicului și producția de smalt, a creat împreună cu studenții săi picturi în mozaic. Membru al Academiei de Arte (1763). A fost înmormântat la Sankt Petersburg în Necropola secolului al XVIII-lea.
Definiția lui Lomonosov: „Chimia fizică este o știință care studiază, pe baza prevederilor și experimentelor fizicii, ceea ce se întâmplă în corpurile complexe în timpul operațiilor chimice.... Chimia fizică poate fi numită filozofie chimică.
În Europa de Vest, se obișnuiește să se considere 1888 anul înființării chimiei fizice, când W. Ostwald a început să citească acest curs, însoțit de exerciții practice, și a început să publice revista Zeitschift fur physikalische Chemie. În același an, la Universitatea din Leipzig a fost organizată Departamentul de Chimie Fizică sub conducerea lui W. Ostwald.
Născut și trăit multă vreme în Imperiul Rus, la 35 de ani și-a schimbat cetățenia rusă în germană. La Leipzig și-a petrecut cea mai mare parte a vieții, unde a fost numit „profesorul rus”. La 25 de ani și-a susținut teza de doctorat pe tema „Cercetare volum-chimică și optochimică”.
În 1887, a acceptat oferta de a se muta la Leipzig, unde a fondat Institutul de Fizică și Chimie la universitate, pe care l-a condus până în 1905. În 1888, a ocupat foarte prestigiosul Departament de Chimie Fizică și Anorganică de la Universitatea din Leipzig. . A lucrat în această funcție timp de 12 ani.
Din „Școala Leipzig” a lui W. Ostwald au venit: laureații Nobel S. Arrhenius, J. Van't Hoff, W. Nernst, celebrii fizicochimiști G. Tamman și F. Donnan, chimistul organic J. Wislicens, celebrul chimist american G. N. Lewis. De-a lungul anilor, chimiștii ruși s-au pregătit la Ostwald: I. A. Kablukov, V. A. Kistyakovsky, L. V. Pisarzhevsky, A. V. Rakovsky, N. A. Shilov și alții.
Una dintre caracteristicile unice ale lui Ostwald a fost mulți ani de respingere activă a teoriei atomo-moleculare (deși el a propus termenul de „aluniță”). „Chimistul nu vede niciun atom. „El explorează doar legile simple și de înțeles care guvernează raporturile de masă și volum ale reactivilor.”
W. Ostwald a reuşit să scrie un manual voluminos de chimie în care cuvântul „atom” nu este niciodată menţionat. Vorbind pe 19 aprilie 1904 la Londra cu un raport amplu adresat membrilor Societății de Chimie, Ostwald a încercat să demonstreze că atomii nu există și „ceea ce numim materie este doar o colecție de energii adunate într-un loc dat”.
În cinstea lui V. Ostwald, pe teritoriul Universității din Tartu a fost instalată o placă memorială cu o inscripție în limba estonă, germană și engleză.
preziceți dacă o reacție poate avea loc spontan; dacă reacția continuă, atunci cât de adânc (care sunt concentrațiile de echilibru ale produselor de reacție); Dacă reacția continuă, atunci cu ce viteză.
1. STRUCTURA SUBSTANȚEI În această secțiune, pe baza mecanicii cuantice (ecuația lui Schrödinger), este explicată structura atomilor și a moleculelor (orbitalii electronici ai atomilor și moleculelor), a rețelelor cristaline de solide etc., stările agregate ale materiei sunt explicate. considerată.
2. TERMODINAMICA CHIMĂ bazată pe legile (începuturile) termodinamicii permite: să calculeze efectele termice ale reacțiilor chimice și ale proceselor fizico-chimice, să prezică direcția reacțiilor chimice, să calculeze concentrațiile de echilibru ale reactanților și produșilor de reacție.
3. TERMODINAMICA ECHILIBRIULUI DE FAZĂ Studiază regularitățile tranzițiilor de fază în sistemele monocomponente și multicomponente (soluție). Scopul său principal este de a construi diagrame de echilibru de fază pentru aceste sisteme.
4. ELECTROCHIMIE Studiază proprietățile soluțiilor de electroliți, caracteristicile comportamentului lor în comparație cu soluțiile moleculare, explorează modelele de interconversie a energiei reacțiilor chimice și a energiei electrice în timpul funcționării celulelor electrochimice (galvanice) și electrolizoarelor.
5. CINETICA CHIMICĂ ȘI CATALIZĂ Cercetează regularitățile cursului reacțiilor chimice în timp, investighează efectul parametrilor termodinamici (presiune, temperatură etc.), prezența catalizatorilor și inhibitorilor asupra vitezei și mecanismului reacțiilor.
Într-o știință separată, CHIMIA COLOIDĂ se distinge printr-o secțiune de chimie fizică - chimia fizică a fenomenelor de suprafață și a sistemelor dispersate.
Termodinamica clasică este o ramură a fizicii teoretice și studiază modelele de interconversii ale diferitelor tipuri de energie și tranziții energetice între sisteme sub formă de căldură și lucru (termo - căldură, dinamo - mișcare).
Termodinamica face abstracție de cauzele care provoacă orice proces și timpul în care are loc acest proces, dar operează doar cu parametrii inițiali și finali ai sistemului implicat în orice proces fizic și chimic. Proprietățile moleculelor individuale nu sunt luate în considerare, dar sunt utilizate caracteristicile medii ale sistemelor formate din multe molecule.
Sarcinile termodinamicii chimice sunt: măsurarea și calculul efectelor termice ale reacțiilor chimice și proceselor fizico-chimice, predicția direcției și adâncimii reacțiilor, analiza echilibrelor chimice și de fază etc.
1. 1. Concepte de bază și definiții ale TD În termodinamică, toate procesele care ne interesează au loc în sisteme termodinamice. Sistem - un corp sau un grup de corpuri, identificat efectiv sau mental de către un observator în mediu.
Sistemul este partea din lumea înconjurătoare care ne interesează în mod deosebit. Orice altceva din univers este mediul (mediul). Este în general acceptat că mediul este atât de mare (are un volum infinit) încât schimbul de energie cu un sistem termodinamic nu îi modifică temperatura.
După natura schimbului de energie și materie cu mediul, sistemele se clasifică: izolate - nu pot face schimb nici de materie, nici de energie; închis - poate face schimb de energie, dar nu poate - materie; deschis - poate face schimb atât de materie, cât și de energie.
După numărul de faze, sistemele se împart în: omogene - constau dintr-o fază (soluție de Na. Cl în apă); eterogen - sistemul cuprinde mai multe faze, separate între ele prin interfețe. Un exemplu de sisteme eterogene este gheața care plutește în apă, lapte (picături de grăsime - o fază, mediul acvatic - alta).
O fază este un set de părți omogene ale unui sistem care au aceleași proprietăți chimice și fizice și sunt separate de alte părți ale sistemului prin interfețe de fază. Fiecare fază este o parte omogenă a unui sistem eterogen
În funcție de numărul de componente, sistemele sunt împărțite în una-două, trei componente și multi-componente. Componentele sunt substanțele chimice individuale care alcătuiesc un sistem care pot fi izolate de sistem și există în afara acestuia.
Orice sistem termodinamic poate fi caracterizat printr-un ansamblu al unui număr mare de proprietăți fizice și chimice care iau anumite valori: temperatură, presiune, conductivitate termică, capacitate termică, concentrații ale componentelor, constantă dielectrică etc.
În termodinamica chimică, se tratează acele proprietăți care pot fi exprimate fără ambiguitate ca funcții de temperatură, presiune, volum sau concentrații de substanțe dintr-un sistem. Aceste proprietăți se numesc proprietăți termodinamice.
Starea unui sistem termodinamic este considerată dată dacă sunt indicate compoziția sa chimică, compoziția de fază și valorile parametrilor termodinamici independenți. Parametrii independenți includ: presiunea (P), volumul (V), temperatura (T), cantitatea de substanță n sub formă de număr de moli sau sub formă de concentrații (C). Se numesc parametri de stare.
Conform sistemului actual de unități (SI), principalii parametri termodinamici sunt stabiliți în următoarele unități: [m 3] (volum); [Pa] (presiune); [mol] (n); [K] (temperatura). Ca excepție, în termodinamica chimică, este permisă utilizarea unei unități de presiune în afara sistemului, atmosfera fizică normală (atm), egală cu 101. 325 k. Pa
Parametrii și proprietățile termodinamice pot fi: Intensive - nu depind de masa (volumul) sistemului. Acestea sunt temperatura, presiunea, potențialul chimic etc. Extensive - depind de masa (volumul) sistemului. Acestea sunt energia, entropia, entalpia etc. Când se formează un sistem complex, proprietățile intensive sunt aliniate, iar cele extensive sunt rezumate.
Orice modificare care are loc în sistem și este însoțită de o modificare a cel puțin unui parametru de stare termodinamică (proprietățile sistemului) se numește proces termodinamic. Dacă cursul procesului modifică compoziția chimică a sistemului, atunci un astfel de proces se numește reacție chimică.
De obicei, pe parcursul procesului, oricare (sau mai mulți) parametri sunt menținuți constant. În consecință, ei disting: un proces izoterm la o temperatură constantă (T = const); proces izobar - la presiune constantă (P = const); proces izocor - la volum constant (V = const); proces adiabatic în absența schimbului de căldură cu mediul (Q = 0).
Când procesele au loc în sisteme neizolate, căldura poate fi absorbită sau eliberată. În conformitate cu această caracteristică, procesele sunt împărțite în exoterme (căldura este eliberată) și endoterme (căldura este absorbită).
În timpul procesului, sistemul trece de la o stare de echilibru la o altă stare de echilibru.Echilibrul termodinamic este starea sistemului în care se observă echilibrul termic, mecanic și chimic (electrochimic) cu mediul și între fazele sistemului.
Stările de echilibru sunt: stabile; metastabil. Un proces se numește echilibru (cvasistatic) dacă trece infinit lent printr-o succesiune continuă de stări de echilibru ale sistemului.
Procesele care apar de la sine și nu necesită energie externă pentru implementarea lor sunt numite procese spontane (pozitive). când energia este extrasă din mediu pentru implementarea procesului, adică se lucrează asupra sistemului, atunci procesul se numește nespontan (negativ).
Funcții de stare Funcțiile de stare sunt proprietăți ale sistemului (energia internă U, entalpia H, entropia S etc.), ele caracterizează starea dată a sistemului. Modificările lor în timpul procesului nu depind de calea acestuia și sunt determinate doar de stările inițiale și finale ale sistemului.
O modificare infinitezimală a acestei funcții este diferența totală a lui d. U, d. S etc.:
Funcții de proces (de tranziție) Funcții de proces (căldură Q, lucru W) - nu sunt proprietăți ale sistemului (nu sunt în sistem), ele apar în timpul procesului la care sistemul participă.
Dacă nu există căldură și lucru în sistem, atunci este lipsit de sens să vorbim despre schimbarea lor, putem vorbi doar despre cantitatea lor Q sau W într-un anumit proces. Cantitățile lor depind de modul în care se desfășoară procesul. Cantitățile infinit mici sunt notate cu Q, W.
Mișcarea este un atribut al materiei. Măsura mișcării, adică caracteristica cantitativă și calitativă, este energia. Energia este o funcție a stării sistemului. Schimbarea sa într-un anumit proces nu depinde de calea procesului și este determinată doar de stările inițiale și finale ale sistemului.
Sunt cunoscute multe tipuri diferite de energie: mecanică, electrică, chimică etc., dar energia poate trece de la sistem la sistem doar sub două forme: sub formă de căldură sau de lucru.
Căldura (Q) este o formă de transfer de energie de la un sistem la altul, datorită mișcării haotice a particulelor (molecule, atomi, ioni etc.) ale sistemelor în contact.
În termodinamică, căldura furnizată sistemului este considerată pozitivă (de exemplu, căldura unei reacții endoterme), iar căldura îndepărtată din sistem este negativă (căldura unei reacții exoterme). În termochimie, opusul este adevărat.
Munca este o formă de transfer de energie de la sistem la sistem datorită mișcării dirijate a micro- sau macro-corpurilor. În literatură, munca este desemnată fie cu W (din engleză „work”), fie cu A (din german „arbait”).
Există diferite tipuri de muncă: mecanică, electrică, magnetică, modificări de suprafață etc. O muncă infinit de mică de orice fel poate fi reprezentată ca produsul unei forțe generalizate și o modificare a unei coordonate generalizate, de exemplu:
Suma tuturor tipurilor de lucru, cu excepția muncii împotriva forțelor presiunii externe P - lucru de dilatare - compresie, se numește lucru util W ':
În termodinamică, munca este considerată pozitivă dacă este efectuată de sistemul însuși și negativă dacă este efectuată pe sistem. Conform recomandărilor IUPAC, se obișnuiește să se considere pozitivă munca efectuată asupra sistemului (principiul „egoist” este pozitiv care crește energia internă)
Lucrul de dilatare a unui gaz ideal în diverse procese 1. Expansiune în vid: W = 0. 2. Expansiune reversibilă izocoră: d. V = 0 W = 0
Concluziile și relațiile termodinamicii sunt formulate pe baza a două postulate și a trei legi. Orice sistem izolat ajunge în cele din urmă la o stare de echilibru și nu o poate părăsi spontan (primul postulat). Adică, termodinamica nu descrie sisteme de scară astronomică și microsisteme cu un număr mic de particule (
Tranziția spontană de la o stare de neechilibru la o stare de echilibru se numește relaxare. Adică, starea de echilibru va fi neapărat atinsă, dar durata unui astfel de proces nu este definită și nu există conceptul de timp.
Al doilea postulat Dacă sistemul A este în echilibru termic cu sistemul B și sistemul B este în echilibru termic cu sistemul C, atunci sistemele A și C sunt de asemenea în echilibru termic
Energia internă a oricărui sistem termodinamic U este suma energiilor cinetice (energia de mișcare) și potențiale (energia de interacțiune) ale tuturor particulelor (molecule, nuclee, electroni, quarci etc.) care alcătuiesc sistemul, inclusiv tipuri necunoscute de energie.
Energia internă a unui sistem depinde de masa acestuia (proprietatea extensivă), de natura substanței sistemului și de parametrii termodinamici: U = f(V, T) sau U = (P, T) se măsoară în J/mol sau J/kg. U este o funcție de stare, deci U nu depinde de calea procesului, ci este determinat de starea inițială și finală a sistemului. d. U este diferența totală.
Energia internă a sistemului se poate modifica ca urmare a schimbului de energie cu mediul înconjurător numai sub formă de căldură sau muncă.
Acest fapt, care este o generalizare a experienței practice a omenirii, transmite prima lege (începutul) termodinamicii: U = Q – W În formă diferențială (pentru o parte infinitezimală a procesului): d. U = QW
„Căldura furnizată sistemului duce la creșterea energiei interne a sistemului și a performanței muncii de către sistem”.
Pentru un sistem izolat, Q = 0 și W = 0, adică U = 0 și U = const. Energia internă a unui sistem izolat este constantă
În formularea lui Clausius: „Energia lumii este constantă”. O mașină cu mișcare perpetuă de primul fel (perpetum mobile) este imposibilă. Diferite forme de energie trec una în alta în cantități strict echivalente. Energia nu apare și nu este distrusă, ci doar trece de la sistem la sistem.
Funcția U este aditivă. Aceasta înseamnă că, dacă două sisteme caracterizate de valorile U 1 și U 2 sunt combinate într-un singur sistem, atunci energia internă rezultată U 1+2 va fi egală cu suma energiilor părților sale constitutive: U 1+ 2 = U 1 + U 2
În cazul general, căldura Q este o funcție a procesului, adică cantitatea sa depinde de traseul procesului, dar în două cazuri importante pentru practică, căldura dobândește proprietățile unei funcții de stare, adică valoarea lui Q încetează. să depindă de calea procesului și se determină doar stările inițiale și finale ale sistemului.
Presupunem că în cursul procesului se poate efectua numai lucru împotriva forțelor presiunii externe, iar lucru util W = 0: Q = d. U+P d. V, și deoarece V = const, atunci P d. V = 0: QV = d. U sau în formă integrală: QV \u003d Uk - Un
Din nou presupunem că munca utilă W = 0, atunci: Q = d. U+P d. V, Deoarece P = const, putem scrie: QP = d. U + d(PV), QP = d(U + P V). Se notează: Н U + P V (entalpie) QР = d. H sau: QP \u003d Hk - Hn
Astfel, efectul termic al unei reacții chimice capătă proprietățile unei funcții de stare la P = const: QP = H; pentru V = const: QV = U.
Deoarece reacțiile chimice și procesele fizico-chimice se desfășoară mai des la o presiune constantă (în aer liber, adică la P = const = 1 atm), în practică, conceptul de entalpie este mai des folosit pentru calcule, mai degrabă decât intern. energie. Uneori, cuvântul „căldură” al procesului este înlocuit fără alte explicații cu „entalpie” și invers. De exemplu, ei spun „căldura de formare”, dar scrie f. N.
Dar dacă procesul care ne interesează decurge la V = const (într-o autoclavă), atunci trebuie folosită expresia: QV = U.
Să diferențiem expresia: Н = U + P V d. H = d. U+Pd. V+Vd. P, la presiune constantă V d. P = 0 și d. H = d. U+P d. V În formă integrală: H = U + P V
Pentru un gaz ideal, ecuația Clapeyron-Mendeleev este valabilă: P V \u003d n R T, unde n este numărul de moli de gaz, R 8, 314 J / mol K este constanta universală a gazului. Atunci (la T = const) P V = n R T. În fine, avem: H = U + n R T n este modificarea numărului de moli de substanțe gazoase în timpul reacției.
De exemplu, pentru reacție: N 2 (g) + 3 H 2 (g) \u003d 2 NH 3 (g) n \u003d -2, iar pentru reacție: 2 H 2 O (g) 2 H 2 (g) ) + O 2 ( d) n = 3.
Diferențele dintre QV și QP sunt semnificative numai atunci când substanțele gazoase participă la reacție. Dacă nu există, sau dacă n = 0, atunci QV = QP.
Sub efectul termic al reacției se înțelege cantitatea de energie eliberată sau absorbită în timpul reacției sub formă de căldură, cu condiția ca: P = const sau V = const; că temperatura materiilor prime este egală cu temperatura produselor de reacție; că în sistem nu se efectuează nicio altă lucrare (utilă), cu excepția muncii de extindere a contracției.
Modificarea entalpiei în timpul diferitelor procese Proces Condiții de măsurare 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 Căldura de disociere: H 2 O(l) → H+ + OH- P = 1 atm T = 298 K +57. 26 Căldura de neutralizare: H+ + OH- → H 2 O (l) P = 1 atm T = 298 K − 57. 26 Căldura de evaporare: H 2 O (l) → H 2 O (g) P = 1 atm T = 373 K+40. 67 Căldura de fuziune: H 2 O (cr) → H 2 O (l) P = 1 atm T = 273 K +6. 02
Faptul constanței QV sau QP, cu mult înainte de formarea termodinamicii chimice ca știință, a fost stabilit experimental de G.I. Hess (legea constanței sumelor de căldură sau legea lui Hess): Efectul termic al unei reacții chimice depinde de tipul și starea substanțelor inițiale și a produselor de reacție și nu depinde de modalitățile de transformare a acestora unul în celălalt.
German Ivanovich Hess (1802 - 1850) - unul dintre cei mai mari oameni de știință ruși, profesor la Institutul Tehnologic din Sankt Petersburg. Născut la Geneva și crescut de mic în Sankt Petersburg. Și-a făcut studiile medicale la Yuriev, după ce a absolvit universitatea a lucrat la Stockholm cu J. Berzelius. Hess a încercat în experimentele sale să stabilească legea rapoartelor termice multiple (asemănătoare legii rapoartelor multiple a lui D. Dalton). El nu a reușit acest lucru (nu există o astfel de lege în natură), dar, în urma unor studii experimentale, Hess a dedus legea constanței sumelor de căldură (legea lui Hess). Această lucrare, publicată în 1842, este o anticipare a primei legi a termodinamicii.
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
Căldura de formare - efectul de căldură al formării a 1 mol dintr-o substanță dată din substanțe simple: f. H. Substanțele simple se numesc substanțe formate din atomi de același tip. Acesta, de exemplu, este azotul N2, oxigenul O2, grafitul C etc.
Din definiție rezultă că căldura de formare a apei este egală ca mărime cu efectul termic al reacției: H 2 + 1/2 O 2 = H 2 O QP = f. H
Dacă reacția este efectuată la P = 1 atm, atunci căldura de reacție măsurată va fi egală cu f. Ho este căldura standard de formare a apei. De obicei, valorile lui f. Dar tabelat la 298 K pentru aproape toate substanțele folosite în practică: f. Ho 298(H20).
Produse de reacție H prod f r H Materii prime H Ref. c-c f Substanţe simple
Efectul termic al unei reacții chimice: a 1 A 1 + a 2 A 2 + = b 1 B 1 + b 2 B 2 + este egal cu suma căldurilor de formare a produselor de reacție minus suma căldurilor de formarea substanțelor inițiale (ținând cont de coeficienții stoichiometrici ai și bj):
Exemplul 1: Calculați efectul termic al reacției de hidrogenare a vaporilor de benzen (această reacție se efectuează pe suprafața catalizatorilor eterogene - metale de platină): C 6 H 6 + 3 H 2 \u003d C 6 H 12 la 298 K și P \ u003d 1 atm:
C6H6(g) f. Ho 298, q. J/mol 82,93 C6H6(g) 49,04 C6H12(g) H2 -123,10 0 Substanţa 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
Căldura de ardere este efectul termic al reacției de oxidare profundă (combustie) a unei substanțe (la oxizi superiori). În cazul hidrocarburilor, oxizii mai mari sunt H 2 O (l) și CO 2. În acest caz, puterea calorică a, de exemplu, metanul este egală cu efectul termic al reacției: CH 4 + 2 O 2 \ u003d CO 2 + 2 H 2 O (l) QP \u003d ox . H
valori de boi. Ho 298 se numește căldura standard de ardere, sunt tabulate la 298 K. Aici indicele „o” indică faptul că căldurile sunt determinate în starea standard (P \u003d 1 atm), indicele „oh” vine din engleză - oxidare – oxidare.
Produse de ardere (CO2, H2O) oh. H Ref. in-in oh. N prod Produse de reactie r. H Materiale de pornire
Efectul termic al unei reacții chimice: a 1 A 1 + a 2 A 2 + = b 1 B 1 + b 2 B 2 + este egal cu suma căldurilor de ardere ale substanțelor inițiale minus suma căldurilor de arderea produșilor de reacție (ținând cont de coeficienții stoichiometrici ai și bj):
Exemplul 2: Folosind căldura de ardere a substanțelor, se calculează efectul termic al reacției de producere a etanolului (alcool de vin) prin fermentarea glucozei. 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 Căldura de ardere a CO 2 este zero.
Capacitatea termică depinde de temperatură. Prin urmare, se face o distincție între capacitatea termică medie și cea reală. Capacitatea termică medie a sistemului în intervalul de temperatură T 1 - T 2 este egală cu raportul dintre cantitatea de căldură furnizată sistemului Q și valoarea acestui interval:
Capacitatea termică adevărată este determinată de ecuația: Relația dintre capacitatea termică adevărată și cea medie este exprimată prin ecuația:
Capacitatea termică a unui sistem depinde de masa sa (sau cantitatea de materie), adică aceasta este o proprietate extinsă a sistemului. Dacă capacitatea termică este atribuită unei unități de masă, atunci se obține o valoare intensivă - curtea capacității termice specifice [J / kg K]. Dacă, totuși, atribuim C cantității de substanță a sistemului, obținem capacitatea de căldură molară cm [J / mol K].
Există: capacitatea termică la presiune constantă Cp; capacitatea termică la volum constant Cv. În cazul unui gaz ideal, aceste capacități termice sunt interconectate prin ecuația: Ср = С v + R
Capacitatea termică a substanțelor depinde de temperatură. De exemplu, capacitatea termică a gheții variază de la 34,70 J/mol K la 250 K până la 37,78 J/mol K la 273 K. Pentru solide, Debye a derivat o ecuație care, pentru temperaturi apropiate de 0 K, dă: СV= a T 3 (Legea lui Debye a cuburilor T), iar pentru cele înalte: СV=3 R.
De obicei, dependența capacității termice de temperatură se transmite folosind ecuații empirice de forma: unde a, b și c sunt const, ele sunt date în cărțile de referință ale proprietăților fizico-chimice ale substanțelor.
Dacă dependența matematică r. CP din T este necunoscut, dar există valori experimentale ale capacității de căldură a participanților la reacție la diferite temperaturi, apoi este trasat un grafic în coordonatele r. Co. P \u003d f (T) și calculați grafic aria de sub curbă în intervalul 298 - T 2, este egal cu integrala:
Dacă una sau mai multe tranziții de fază au loc în intervalul de temperatură luat în considerare, atunci efectele lor termice trebuie luate în considerare atunci când se calculează r. H:
Schema de calcul r. Reacțiile H la o temperatură arbitrară T este după cum urmează. În primul rând, r este calculat din căldurile standard de formare sau căldurile de ardere ale substanțelor. Reacţia H298 (aşa cum este descrisă mai sus). În plus, conform ecuației Kirchhoff, efectul termic este calculat la orice temperatură T:
Tabelele arată căldurile standard (entalpiile) formației f pentru aproape toate substanțele. Ho 0 la 0 K şi valori: la temperatura T (sunt date cu un interval de 100 K).
Efectul termic al unei reacții chimice se calculează prin ecuația: r. H0T = r. H00+
r. H 00 se calculează în același mod ca și r. H 0298, adică ca diferență dintre sumele căldurilor de formare a produselor și a materiilor prime (dar la 0 K):
Se calculează valorile: = ref. in-in, ținând cont de coeficienții stoichiometrici ai reacției.
