Fyzikálna chémia. Poznámky k prednáške
Podobné dokumenty
Vplyv teploty na rýchlosť chemickej reakcie. Bilaterálne a unilaterálne reakcie, ich molekulová hmotnosť, poradie, kinetická klasifikácia. Teórie aktívnych zrážok. Reťazové reakcie, tepelný výbuch. Typy fotochemických procesov, kvantový výťažok.
priebeh prednášok, doplnené 10.12.2015
Charakteristika predmetu a predmetu, ciele a ciele fyzikálnej a koloidnej chémie. Opis základných pojmov termodynamiky. Chemická kinetika: rýchlosť chemickej reakcie, Arrheniova rovnica, katalytické procesy, homogénna katalýza a autokatalýza.
návod, pridaný 5.2.2014
Problémy chemickej termodynamiky. Fázová rovnováha a riešenia. Termodynamická a elektrostatická teória elektrolytov. Kinetika chemických reakcií. Vzorce spojené so vzájomnou premenou chemických a elektrochemických foriem energie.
manuál, pridaný 21.11.2016
Katalýza je proces zmeny rýchlosti chemických reakcií v prítomnosti látok nazývaných katalyzátory. Informácie o priemyselnej katalýze a jej úlohe v ekológii. Prechod cez energetickú bariéru, homogénna a heterogénna katalýza.
abstrakt, pridaný 07.11.2009
Rýchlosť chemickej reakcie. Homogénne a heterogénne reakcie. Zákon aktívnych más. Aktivačná energia. Vplyv katalyzátora. Chemická rovnovážna konštanta. Podstata Le Chatelierovho princípu. Koncepcia molekulárnosti a reakčného poriadku v chemickej kinetike.
prezentácia, pridané 23.04.2013
Koncept chemickej kinetiky. Faktory, ako je koncentrácia reaktantov, jemnosť, teplota a prítomnosť katalyzátora alebo inhibítora. Definícia pojmu "molekularita reakcie". Podstata katalyzátora a jeho pôsobenie v chemických reakciách.
manuál, pridaný 27.04.2016
Štúdium zákona heterogénnych rovnováh fyzikálno-chemického systému v stabilnej termodynamickej rovnováhe. Prehľad viaczložkových kvapalín. Analýza kinetiky a katalýzy. Esej o koncentrácii látky a klasifikácii chemických reakcií.
prezentácia, pridané 29.09.2013
Rozbor podstaty, znakov a podmienok chemických reakcií. Klasifikácia chemických reakcií podľa rôznych kritérií. Stanovenie rýchlosti chemickej reakcie. Definícia pojmu katalyzátor, ako aj opis jeho vplyvu na rýchlosť chemickej reakcie.
abstrakt, pridaný 28.06.2017
Pojem chemická kinetika, rýchlosť chemickej reakcie. Základný zákon chemickej kinetiky. Vplyv teploty na rýchlosť chemických reakcií. Pojem a podstata katalýzy, princíp katalyzátora. Matematická podmienka chemickej rovnováhy.
manuál, pridaný 18.09.2015
Vplyv koncentrácie látok, tlaku, kontaktnej plochy činidiel, teploty na rýchlosť chemickej reakcie. Zákon aktívnych más. Koncept katalýzy je zníženie aktivačnej energie reakcie a inhibícia je zvýšenie jej aktivačnej energie.
Popis prezentácie na jednotlivých snímkach:
1 snímka
Popis snímky:
2 snímka
Popis snímky:
3 snímka
Popis snímky:
Plyn je stav agregácie látky, v ktorom sa molekuly pohybujú náhodne, nachádzajú sa vo veľkej vzdialenosti od seba. V pevných látkach sú vzdialenosti medzi časticami malé, sila príťažlivosti zodpovedá sile odpudzovania. Kvapalina je stav agregácie medzi tuhou a plynnou látkou. V kvapaline sú častice blízko seba a môžu sa navzájom pohybovať; Kvapalina, podobne ako plyn, nemá pevný tvar. Plazma je vysoko riedky plyn, v ktorom sú náhodne sa pohybujúce elektricky nabité častice elektróny a kladne nabité jadrá atómov alebo iónov.).
4 snímka
Popis snímky:
Agregátne stavy tej istej látky sa nelíšia v chemických vlastnostiach a zložení a ich fyzikálne vlastnosti nie sú rovnaké. Príkladom je H2O (voda). Rozdiely vo fyzikálnych vlastnostiach sú spôsobené tým, že častice v plynných, kvapalných a pevných látkach sú od seba vzdialené nerovnako, vďaka čomu sa príťažlivé sily pôsobiace medzi nimi prejavujú nerovnako.
5 snímka
Popis snímky:
Základné ustanovenia MKT Všetky látky - kvapalné, pevné a plynné - sú tvorené z najmenších častíc - molekúl, ktoré samy osebe pozostávajú z atómov ("elementárnych molekúl"). Molekuly chemickej látky môžu byť jednoduché alebo zložité a pozostávajú z jedného alebo viacerých atómov. Molekuly a atómy sú elektricky neutrálne častice. Za určitých podmienok môžu molekuly a atómy získať dodatočný elektrický náboj a zmeniť sa na kladné alebo záporné ióny. Atómy a molekuly sú v neustálom chaotickom pohybe. Častice medzi sebou interagujú silami, ktoré sú svojou povahou elektrické. Gravitačná interakcia medzi časticami je zanedbateľná.
6 snímka
Popis snímky:
1. Náuka o stavoch agregátov 1.1 Úvod Fázový prechod - prechod látky z jedného stavu agregácie do iného skupenstva - kondenzované T-L topenie L-T tuhnutie (tuhnutie) Fázové prechody sú sprevádzané absorpciou alebo uvoľňovaním tepla
7 snímka
Popis snímky:
1. Doktrína agregovaných štátov 1.2. Plynný stav hmoty Plyn je stav agregácie hmoty, v ktorom jeho častice (atómy, molekuly, ióny) nie sú viazané alebo veľmi slabo viazané interakčnými silami, voľne sa pohybujú a vypĺňajú celý objem, ktorý im je poskytnutý. Hlavné charakteristiky plynov: majú nízku hustotu, pretože častice sú ďaleko od seba a nemajú svoj vlastný tvar ani vlastný objem; úplne vypĺňajú nádobu, v ktorej sa nachádzajú, a nadobúdajú jej tvar a ľahko sa stláčajú.
8 snímka
Popis snímky:
Stavová rovnica ideálneho plynu Ideálny plyn je teoretický model plynu, v ktorom sa zanedbáva veľkosť a interakcia častíc plynu a berú sa do úvahy iba ich elastické zrážky Ideálny plyn je plyn, v ktorom medzi molekulami nie sú žiadne príťažlivé sily. .
9 snímka
Popis snímky:
častice plynu (atómy, molekuly, ióny) sa berú ako hmotné body (teda nemajú objem) medzi časticami nie sú sily vzájomnej príťažlivosti (medzimolekulové sily) interakcia medzi molekulami sa redukuje na absolútne elastické nárazy (t.j. nárazy pri ktorej sa kinetická energia úplne prenáša z jedného objektu na druhý) častice plynu (atómy, molekuly, ióny) majú objem častice plynu sú vzájomne prepojené interakčnými silami, ktoré sa zmenšujú so zväčšujúcou sa vzdialenosťou medzi časticami zrážky medzi molekulami nie sú absolútne elastické Ideálny plyn Skutočný plyn 1. Doktrína agregovaných stavov 1.2. Plynné skupenstvo hmoty Skutočný plyn je podobný ideálnemu plynu pri silnom riedení a pri bežných teplotách
10 snímka
Popis snímky:
Stavová rovnica ideálneho plynu (Mendelejevova-Clapeyronova rovnica) je vzťah, ktorý súvisí s hodnotami tlaku, objemu a teploty: kde n je počet mólov plynu, R = 8,31431 J / mol. K) - plynová konštanta Plyn podľa tohto zákona, nazývaný ideálny. Zákony o plyne
11 snímka
Popis snímky:
Zákony plynu Pri konštantnej teplote a hmotnosti je objem plynu nepriamo úmerný jeho tlaku Objem danej hmotnosti plynu pri konštantnom tlaku je priamo úmerný absolútnej teplote Tlak daného množstva plynu pri konštantnom objeme je priamo úmerný absolútnej teplote. úmerné absolútnej teplote Boltzmannovej konštante: k=R/NA=1,38 10-23 J/K
12 snímka
Popis snímky:
Ideálne plyny majú rovnaký molárny objem. pri n. r. = 22,4140 dm3 (l) Pri iných teplotách a tlakoch bude táto hodnota iná! Zákony o plyne
13 snímka
Popis snímky:
Nerešpektujú zákony ideálnych plynov. Hlavnými príčinami odchýlok sú vzájomná príťažlivosť molekúl plynu a prítomnosť ich vlastného objemu Molárny objem môže slúžiť ako charakteristika odchýlok Reálne plyny
14 snímka
Popis snímky:
Reálne plyny Reálne plyny sa neriadia Mendelejevovou-Clapeyronovou rovnicou. Stavová rovnica reálneho plynu (van der Waalsova rovnica) pre jeden mól pre n mólov a - zohľadňuje medzimolekulové interakcie; b - berie do úvahy vnútorný objem molekúl. Koeficienty a a b pre rôzne plyny sú rôzne, takže van der Waalsova rovnica nie je univerzálna. Pri nízkych tlakoch a vysokých teplotách sa van der Waalsova rovnica stáva stavovou rovnicou ideálneho plynu.
15 snímka
Popis snímky:
Hlavnou vlastnosťou kvapaliny, ktorá ju odlišuje od iných stavov agregácie, je schopnosť neobmedzene meniť svoj tvar pôsobením tangenciálnych mechanických namáhaní, dokonca aj ľubovoľne malých, pri prakticky zachovaní objemu. Kvapalné skupenstvo sa zvyčajne považuje za prechod medzi pevnou látkou a plynom: plyn si nezachováva objem ani tvar, zatiaľ čo pevná látka si zachováva oboje. Kvapalný stav hmoty
16 snímka
Popis snímky:
vibračno-translačný pohyb molekúl, nestlačiteľnosť vplyvom vnútorného tlaku, asociácia (u polárnych molekúl), prítomnosť krátkodosahového poriadku pri absencii diaľkového poriadku, povrchové napätie, viskozita. Vlastnosti kvapalín:
17 snímka
D. x. n. , profesor, vedúci Katedry fyzikálnej chémie Ruskej chemickej technickej univerzity pomenovanej po. D. I. Mendeleeva Konyukhov Valerij Jurijevič [e-mail chránený] ru vkontakte. en
Literatúra Vishnyakov A.V., Kizim N.F. Fyzikálna chémia. Moskva: Chémia, 2012 Fyzikálna chémia//Ed. K. S. Krasnova. M. : Higher School, 2001 Stromberg A. G., Semchenko D. P. Fyzikálna chémia. M. : Vysoká škola, 1999. Základy fyzikálnej chémie. Teória a úlohy: Proc. Príspevok pre univerzity / V. V. Eremin a kol., M.: 2005.
Literatúra Atkins P. Fyzikálna chémia. M.: Mir. 1980. Karapetyants M.Kh. Chemická termodynamika. Moskva: Chémia, 1975.
LOMONOSOV Michail Vasilievič (1711-65), prvý ruský prírodovedec svetového významu, básnik, ktorý položil základy moderného ruského spisovného jazyka, umelec, historik, zástanca rozvoja národného školstva, vedy a ekonómie. Narodil sa 8. (19. novembra) v obci Denisovka (dnes obec Lomonosovo) v rodine Pomorovcov. Ako 19-ročný odišiel študovať (od roku 1731 na Slovansko-grécko-latinskú akadémiu v Moskve, od roku 1735 na Akademickú univerzitu v Petrohrade, v rokoch 1736-41 do Nemecka). Od 1742 adjunkt, od 1745 akademik Petrohradskej akadémie vied.
V roku 1748 založil na Akadémii vied prvé chemické laboratórium v Rusku. Z iniciatívy Lomonosova bola založená Moskovská univerzita (1755). Rozvinul atómové a molekulárne predstavy o štruktúre hmoty. Počas dominancie kalorickej teórie tvrdil, že teplo je spôsobené pohybom krviniek. Sformuloval princíp zachovania hmoty a pohybu. Vylúčený flogistón z počtu chemických látok. Položil základy fyzikálnej chémie.
Skúmal atmosférickú elektrinu a gravitáciu. Navrhol doktrínu farby. Vytvoril množstvo optických prístrojov. Objavili atmosféru na Venuši. Opísal stavbu Zeme, vysvetlil pôvod mnohých minerálov a minerálov. Vydal sprievodcu hutníctvom. Zdôraznil dôležitosť objavovania Severnej morskej cesty, rozvoja Sibíri. Oživil umenie mozaiky a výrobu smaltu, so svojimi žiakmi vytváral mozaikové obrazy. Člen Akadémie umení (1763). Pochovali ho v Petrohrade v Nekropole z 18. storočia.
Lomonosovova definícia: „Fyzikálna chémia je veda, ktorá na základe ustanovení a experimentov fyziky študuje, čo sa deje v zložitých telesách počas chemických operácií .... Fyzikálnu chémiu možno nazvať chemickou filozofiou.
V západnej Európe je zvykom považovať za rok vzniku fyzikálnej chémie rok 1888, keď W. Ostwald začal čítať tento kurz sprevádzaný praktickými cvičeniami a začal vydávať časopis Zeitschtift fur physikalische Chemie. V tom istom roku bola zorganizovaná Katedra fyzikálnej chémie na Univerzite v Lipsku pod vedením W. Ostwalda.
Narodil sa a žil dlho v Ruskej ríši, vo veku 35 rokov zmenil ruské občianstvo na nemecké. Väčšinu života prežil v Lipsku, kde ho nazývali „ruským profesorom“. Vo veku 25 rokov obhájil doktorandskú dizertačnú prácu na tému „Volume-chemický a optochemický výskum“.
V roku 1887 prijal ponuku presťahovať sa do Lipska, kde na univerzite založil Ústav fyziky a chémie, ktorý viedol až do roku 1905. V roku 1888 obsadil veľmi prestížnu katedru fyzikálnej a anorganickej chémie na univerzite v Lipsku. . V tejto pozícii pôsobil 12 rokov.
Z „Lipskej školy“ W. Ostwalda prišli: laureáti Nobelovej ceny S. Arrhenius, J. Van't Hoff, W. Nernst, slávni fyziochemici G. Tamman a F. Donnan, organický chemik J. Wislicens, slávny americký chemik G. N. Lewis. V rokoch sa v Ostwalde školili ruskí chemici: I. A. Kablukov, V. A. Kistyakovsky, L. V. Pisarzhevsky, A. V. Rakovskij, N. A. Shilov a ďalší.
Jednou z jedinečných čŕt Ostwalda bolo jeho dlhoročné aktívne odmietanie atómovo-molekulárnej teórie (hoci navrhol termín „mol“). „Chemik nevidí žiadne atómy. "Skúma iba jednoduché a zrozumiteľné zákony, ktoré riadia hmotnostné a objemové pomery činidiel."
W. Ostwald dokázal napísať objemnú učebnicu chémie, v ktorej sa slovo „atóm“ nikdy nespomína. Vo svojom prejave 19. apríla 1904 v Londýne s veľkou správou pre členov Chemickej spoločnosti sa Ostwald pokúsil dokázať, že atómy neexistujú a „to, čo nazývame hmotou, je len súbor energií zhromaždených na danom mieste“.
Na počesť V. Ostwalda bola na území univerzity v Tartu inštalovaná pamätná tabuľa s nápisom v estónskom, nemeckom a anglickom jazyku.
predpovedať, či reakcia môže prebiehať spontánne; ak reakcia prebieha, ako hlboko (aké sú rovnovážne koncentrácie reakčných produktov); Ak reakcia prebieha, akou rýchlosťou.
1. ŠTRUKTÚRA LÁTKY V tejto časti je na základe kvantovej mechaniky (Schrödingerova rovnica) vysvetlená štruktúra atómov a molekúl (elektronické orbitály atómov a molekúl), kryštálové mriežky pevných látok a pod., súhrnné stavy hmoty. zvážiť.
2. CHEMICKÁ TERMODYNAMIKA na základe zákonov (začiatkov) termodynamiky umožňuje: vypočítať tepelné účinky chemických reakcií a fyzikálno-chemických procesov, predpovedať smer chemických reakcií, vypočítať rovnovážne koncentrácie reaktantov a reakčných produktov.
3. TERMODYNAMIKA FÁZOVEJ ROVNOVÁHY Študuje zákonitosti fázových prechodov v jednozložkových a viaczložkových (roztokových) systémoch. Jeho hlavným účelom je zostaviť diagramy fázovej rovnováhy pre tieto systémy.
4. ELEKTROCHÉMIA Študuje vlastnosti roztokov elektrolytov, vlastnosti ich správania v porovnaní s molekulárnymi roztokmi, skúma zákonitosti vzájomnej premeny energie chemických reakcií a elektrickej energie pri prevádzke elektrochemických (galvanických) článkov a elektrolyzérov.
5. CHEMICKÁ KINETIKA A KATALYZA Skúma zákonitosti priebehu chemických reakcií v čase, skúma vplyv termodynamických parametrov (tlak, teplota a pod.), prítomnosť katalyzátorov a inhibítorov na rýchlosť a mechanizmus reakcií.
V samostatnej vede sa KOLOIDNÁ CHÉMIA vyznačuje úsekom fyzikálnej chémie – fyzikálnou chémiou povrchových javov a disperzných systémov.
Klasická termodynamika je odvetvím teoretickej fyziky a študuje zákonitosti vzájomných premien rôznych druhov energie a energetických prechodov medzi systémami vo forme tepla a práce (termo - teplo, dynamo - pohyb).
Termodynamika abstrahuje od príčin, ktoré spôsobujú akýkoľvek proces, a času, počas ktorého tento proces prebieha, ale pracuje iba s počiatočnými a konečnými parametrami systému zapojeného do akéhokoľvek fyzikálneho a chemického procesu. Vlastnosti jednotlivých molekúl sa neberú do úvahy, ale používajú sa spriemerované charakteristiky systémov pozostávajúcich z mnohých molekúl.
Úlohy chemickej termodynamiky sú: meranie a výpočet tepelných účinkov chemických reakcií a fyzikálno-chemických procesov, predpovedanie smeru a hĺbky reakcií, rozbor chemických a fázových rovnováh a pod.
1. 1. Základné pojmy a definície TD V termodynamike sa všetky procesy, ktoré nás zaujímajú, vyskytujú v termodynamických systémoch. Systém - teleso alebo skupina telies, skutočne alebo mentálne identifikovaných pozorovateľom v prostredí.
Systém je tá časť okolitého sveta, ktorá nás obzvlášť zaujíma. Všetko ostatné vo vesmíre je životné prostredie (životné prostredie). Všeobecne sa uznáva, že prostredie je také veľké (má nekonečný objem), že výmena energie s termodynamickým systémom nemení jeho teplotu.
Podľa charakteru výmeny energie a hmoty s prostredím sú systémy klasifikované: izolované - nemôžu si vymieňať ani hmotu, ani energiu; uzavretý - môže vymieňať energiu, ale nemôže - hmota; otvorený - môže vymieňať hmotu aj energiu.
Podľa počtu fáz sa systémy delia na: homogénne - pozostávajú z jednej fázy (roztok Na. Cl vo vode); heterogénne - systém zahŕňa niekoľko fáz, oddelených od seba rozhraniami. Príkladom heterogénnych systémov je ľad plávajúci vo vode, mlieku (kvapôčky tuku - jedna fáza, vodné prostredie - druhá).
Fáza je súbor homogénnych častí systému, ktoré majú rovnaké chemické a fyzikálne vlastnosti a sú oddelené od ostatných častí systému fázovými rozhraniami. Každá fáza je homogénnou súčasťou heterogénneho systému
Podľa počtu komponentov sa systémy delia na jedno- dvoj-, trojzložkové a viaczložkové. Komponenty sú jednotlivé chemikálie, ktoré tvoria systém, ktorý je možné izolovať zo systému a existuje mimo neho.
Každý termodynamický systém môže byť charakterizovaný súborom obrovského množstva fyzikálnych a chemických vlastností, ktoré nadobúdajú určité hodnoty: teplota, tlak, tepelná vodivosť, tepelná kapacita, koncentrácie komponentov, dielektrická konštanta atď.
V chemickej termodynamike sa zaoberáme tými vlastnosťami, ktoré možno jednoznačne vyjadriť ako funkcie teploty, tlaku, objemu alebo koncentrácie látok v systéme. Tieto vlastnosti sa nazývajú termodynamické vlastnosti.
Stav termodynamického systému sa považuje za daný, ak je uvedené jeho chemické zloženie, fázové zloženie a hodnoty nezávislých termodynamických parametrov. Medzi nezávislé parametre patria: tlak (P), objem (V), teplota (T), množstvo látky n vo forme počtu mólov alebo vo forme koncentrácií (C). Nazývajú sa stavové parametre.
Podľa súčasnej sústavy jednotiek (SI) sú hlavné termodynamické parametre nastavené v týchto jednotkách: [m 3] (objem); [Pa] (tlak); [mol] (n); [K] (teplota). Výnimočne je v chemickej termodynamike povolené použiť mimosystémovú jednotku tlaku, normálnu fyzikálnu atmosféru (atm), rovnajúcu sa 101,325 k. Pa
Termodynamické parametre a vlastnosti môžu byť: Intenzívne – nezávisia od hmotnosti (objemu) sústavy. Sú to teplota, tlak, chemický potenciál atď. Rozsiahle - závisia od hmotnosti (objemu) systému. Sú to energia, entropia, entalpia atď. Keď sa vytvorí zložitý systém, intenzívne vlastnosti sa zosúladia a extenzívne sa spočítajú.
Akákoľvek zmena, ktorá nastane v systéme a je sprevádzaná zmenou aspoň jedného parametra termodynamického stavu (vlastností systému), sa nazýva termodynamický proces. Ak priebeh procesu mení chemické zloženie systému, potom sa takýto proces nazýva chemická reakcia.
Zvyčajne sa v priebehu procesu ktorýkoľvek jeden (alebo niekoľko) parametrov udržiava konštantné. Podľa toho rozlišujú: izotermický dej pri konštantnej teplote (T = const); izobarický proces - pri konštantnom tlaku (P = const); izochorický proces - pri konštantnom objeme (V = const); adiabatický proces pri absencii výmeny tepla s okolím (Q = 0).
Keď procesy prebiehajú v neizolovaných systémoch, teplo sa môže absorbovať alebo uvoľniť. V súlade s touto charakteristikou sa procesy delia na exotermické (uvoľňuje sa teplo) a endotermické (teplo sa absorbuje).
Počas procesu systém prechádza z jedného rovnovážneho stavu do druhého rovnovážneho stavu Termodynamická rovnováha je stav systému, v ktorom sa pozoruje tepelná, mechanická a chemická (elektrochemická) rovnováha s prostredím a medzi fázami systému.
Rovnovážne stavy sú: stabilné; metastabilný. Proces sa nazýva rovnovážny (kvázistatický), ak prechádza nekonečne pomaly nepretržitým sledom rovnovážnych stavov systému.
Procesy, ktoré sa vyskytujú samy od seba a na svoju realizáciu nevyžadujú vonkajšiu energiu, sa nazývajú spontánne (pozitívne) procesy. keď sa z prostredia odoberá energia na realizáciu procesu, to znamená, že sa na systéme pracuje, potom sa proces nazýva nespontánny (negatívny).
Stavové funkcie Stavové funkcie sú vlastnosti systému (vnútorná energia U, entalpia H, entropia S atď.), charakterizujú daný stav systému. Ich zmeny v priebehu procesu nezávisia od jeho dráhy a sú určené len počiatočným a konečným stavom systému.
Infinitezimálna zmena tejto funkcie je celkový diferenciál d. U, d. S atď.:
Procesné (prechodové) funkcie Procesné funkcie (teplo Q, práca W) - nie sú vlastnosťami systému (v systéme nie sú), vznikajú pri procese, ktorého sa systém zúčastňuje.
Ak v systéme nie je teplo a práca, potom nemá zmysel hovoriť o ich zmene, môžeme hovoriť iba o ich množstve Q alebo W v konkrétnom procese. Ich množstvo závisí od spôsobu, akým sa proces vykonáva. Nekonečne malé množstvá sú označené Q, W.
Pohyb je vlastnosťou hmoty. Mierou pohybu, teda kvantitatívna a kvalitatívna charakteristika, je energia. Energia je funkciou stavu systému. Jeho zmena v konkrétnom procese nezávisí od dráhy procesu a je určená len počiatočným a konečným stavom systému.
Je známych veľa rôznych druhov energie: mechanická, elektrická, chemická atď., ale energia môže prechádzať zo systému do systému iba v dvoch formách: vo forme tepla alebo práce.
Teplo (Q) je forma prenosu energie zo systému do systému v dôsledku chaotického pohybu častíc (molekúl, atómov, iónov atď.) kontaktujúcich systémov.
V termodynamike sa teplo dodávané do systému berie ako kladné (napríklad teplo endotermickej reakcie) a teplo odvádzané zo systému je záporné (teplo exotermickej reakcie). V termochémii je to naopak.
Práca je formou prenosu energie zo systému do systému v dôsledku usmerneného pohybu mikro- alebo makro-telies. V literatúre sa práca označuje buď W (z anglického „work“) alebo A (z nemeckého „arbait“).
Existujú rôzne typy prác: mechanické, elektrické, magnetické, zmeny povrchu atď. Nekonečne malú prácu akéhokoľvek druhu možno znázorniť ako súčin zovšeobecnenej sily a zmeny zovšeobecnenej súradnice, napríklad:
Súčet všetkých druhov práce, s výnimkou práce proti silám vonkajšieho tlaku P - práca roztiahnutia - stlačenie, sa nazýva užitočná práca W ':
V termodynamike sa práca považuje za pozitívnu, ak ju vykonáva samotný systém, a za negatívnu, ak ju vykonáva na systéme. Podľa odporúčaní IUPAC je zvykom považovať prácu vykonanú na systéme za pozitívnu (pozitívny je „egoistický“ princíp, ktorý zvyšuje vnútornú energiu)
Práca expanzie ideálneho plynu pri rôznych procesoch 1. Expanzia do vákua: W = 0. 2. Izochorická vratná expanzia: d. V = 0 W = 0
Závery a vzťahy termodynamiky sú formulované na základe dvoch postulátov a troch zákonov. Akýkoľvek izolovaný systém sa nakoniec dostane do rovnovážneho stavu a nemôže ho spontánne opustiť (prvý postulát) To znamená, že termodynamika neopisuje systémy astronomického rozsahu a mikrosystémy s malým počtom častíc (
Spontánny prechod z nerovnovážneho stavu do rovnovážneho stavu sa nazýva relaxácia. To znamená, že rovnovážny stav sa nevyhnutne dosiahne, ale trvanie takéhoto procesu nie je definované a neexistuje pojem času.
Druhý postulát Ak je systém A v tepelnej rovnováhe so systémom B a systém B je v tepelnej rovnováhe so systémom C, potom sú aj systémy A a C v tepelnej rovnováhe.
Vnútorná energia každého termodynamického systému U je súčtom kinetických (energia pohybu) a potenciálnych (interakčná energia) energií všetkých častíc (molekúl, jadier, elektrónov, kvarkov atď.), ktoré tvoria systém, vrátane neznámych typov energie.
Vnútorná energia systému závisí od jeho hmotnosti (extenzívna vlastnosť), od charakteru látky systému a termodynamických parametrov: U = f(V, T) alebo U = (P, T) sa meria v J/mol. alebo J/kg. U je stavová funkcia, teda U nezávisí od dráhy procesu, ale je určené počiatočným a konečným stavom systému. d. U je celkový diferenciál.
Vnútorná energia systému sa môže meniť v dôsledku výmeny energie s okolím len vo forme tepla alebo práce.
Táto skutočnosť, ktorá je zovšeobecnením praktických skúseností ľudstva, vyjadruje prvý zákon (začiatok) termodynamiky: U = Q – W V diferenciálnej forme (pre nekonečne malú časť procesu): d. U = QW
"Teplo dodávané do systému ide na zvýšenie vnútornej energie systému a výkonu práce systému."
Pre izolovaný systém je Q = 0 a W = 0, t.j. U = 0 a U = konšt. Vnútorná energia izolovaného systému je konštantná
Vo formulácii Clausiusa: „Energia sveta je konštantná“. Perpetum mobile prvého druhu (perpetum mobile) je nemožné. Rôzne formy energie do seba prechádzajú v presne ekvivalentných množstvách. Energia nevzniká a neničí sa, ale iba prechádza zo systému do systému.
Funkcia U je aditívna. To znamená, že ak sa dva systémy charakterizované hodnotami U 1 a U 2 spoja do jedného systému, potom sa výsledná vnútorná energia U 1+2 bude rovnať súčtu energií jeho jednotlivých častí: U 1+ 2 = U1 + U2
Vo všeobecnom prípade je teplo Q funkciou procesu, t.j. jeho množstvo závisí od dráhy procesu, ale v dvoch prípadoch dôležitých pre prax teplo nadobúda vlastnosti stavovej funkcie, t.j. hodnota Q zaniká. závisí od dráhy procesu a určuje sa len počiatočný a konečný stav systému.
Predpokladáme, že v priebehu procesu možno vykonať len prácu proti silám vonkajšieho tlaku a užitočnú prácu W = 0: Q = d. U+P d. V, a keďže V = konšt., potom P d. V = 0: QV = d. U alebo v integrálnej forme: QV \u003d Uk - Un
Opäť predpokladáme, že užitočná práca W = 0, potom: Q = d. U+P d. V, Keďže P = konšt., môžeme napísať: QP = d. U + d (PV), QP = d (U + P V). Označme: Н U + P V (entalpia) QР = d. H alebo: QP \u003d Hk - Hn
Tepelný účinok chemickej reakcie teda nadobúda vlastnosti stavovej funkcie pri P = const: QP = H; pre V = konštanta: QV = U.
Keďže chemické reakcie a fyzikálno-chemické procesy sa častejšie uskutočňujú pri konštantnom tlaku (na čerstvom vzduchu, to znamená pri P = const = 1 atm), v praxi sa na výpočty častejšie používa pojem entalpia ako vnútorný tlak. energie. Niekedy sa slovo „teplo“ procesu bez ďalšieho vysvetlenia nahrádza výrazom „entalpia“ a naopak. Napríklad hovoria „teplo formovania“, ale píšu f. N.
Ale ak proces, ktorý nás zaujíma, prebieha pri V = const (v autokláve), potom by sa mal použiť výraz: QV = U.
Rozlišujme výraz: Н = U + P V d. H = d. U+Pd. V+Vd. P, pri konštantnom tlaku V d. P = 0 a d. H = d. U+P d. V V integrálnom tvare: H = U + P V
Pre ideálny plyn platí Clapeyron-Mendeleevova rovnica: P V \u003d n RT, kde n je počet mólov plynu, R 8, 314 J / mol K je univerzálna plynová konštanta. Potom (pri T = konst) P V = n RT. Nakoniec máme: H = U + n RT n je zmena počtu mólov plynných látok počas reakcie.
Napríklad pre reakciu: N2 (g) + 3 H2 (g) \u003d 2 NH3 (g) n \u003d -2 a pre reakciu: 2 H20 (g) 2 H2 (g ) + 02 (d) n = 3.
Rozdiely medzi QV a QP sú významné len vtedy, keď sa reakcie zúčastňujú plynné látky. Ak neexistujú žiadne, alebo ak n = 0, potom QV = QP.
Pod tepelným účinkom reakcie rozumieme množstvo energie uvoľnenej alebo absorbovanej počas reakcie vo forme tepla za predpokladu, že: P = const alebo V = const; že teplota východiskových materiálov je rovnaká ako teplota reakčných produktov; že v systéme sa nevykonáva žiadna iná práca (užitočná), okrem práce rozťahovania kontrakcie.
Zmena entalpie počas rôznych procesov Proces Podmienky merania 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 Disociačné teplo: H 2 O(l) → H+ + OH- P = 1 atm T = 298 K +57. 26 Neutralizačné teplo: H+ + OH- → H 2 O (l) P = 1 atm T = 298 K − 57. 26 Teplo vyparovania: H 2 O (l) → H 2 O (g) P = 1 atm T = 373 K+40. 67 Teplo topenia: H 2 O (cr) → H 2 O (l) P = 1 atm T = 273 K +6. 02
Skutočnosť nemennosti QV alebo QP, dávno pred vytvorením chemickej termodynamiky ako vedy, experimentálne zistil G. I. Hess (zákon o stálosti súčtu tepla alebo Hessov zákon): Tepelný účinok chemickej reakcie závisí od typu a stavu východiskových látok a reakčných produktov a nezávisí od spôsobov ich vzájomnej premeny.
German Ivanovič Hess (1802 - 1850) - jeden z najväčších ruských vedcov, profesor Technologického inštitútu v Petrohrade. Narodil sa v Ženeve a od útleho veku vyrastal v Petrohrade. Lekárske vzdelanie získal v Jurjeve, po skončení univerzity pôsobil v Štokholme u J. Berzeliusa. Hess sa vo svojich pokusoch pokúsil stanoviť zákon viacnásobných tepelných pomerov (podobný zákonu viacnásobných pomerov D. Daltona). To sa mu nepodarilo (v prírode takýto zákon neexistuje), ale ako výsledok experimentálnych štúdií Hess odvodil zákon stálosti súčtu tepla (Hessov zákon). Táto práca, publikovaná v roku 1842, je anticipáciou prvého zákona termodynamiky.
H 1 \u003d H2 + H3 \u003d H4 + H5 + H6
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
Vznikové teplo - tepelný účinok vzniku 1 mol danej látky z jednoduchých látok: f. H. Jednoduché látky sa nazývajú látky pozostávajúce z atómov rovnakého typu. Toto je napríklad dusík N2, kyslík O2, grafit C atď.
Z definície vyplýva, že teplo tvorby vody sa svojou veľkosťou rovná tepelnému účinku reakcie: H 2 + 1/2 O 2 = H 2 O QP = f. H
Ak sa reakcia uskutočňuje pri P = 1 atm, potom sa namerané reakčné teplo bude rovnať f. Ho je štandardné teplo tvorby vody. Zvyčajne hodnoty f. Ale tabuľkovo pri 298 K pre takmer všetky látky používané v praxi: f. Ho 298 (H20).
Produkty reakcie H prod f r H Východiskové materiály H Ref. c-c f Jednoduché látky
Tepelný účinok chemickej reakcie: a 1 A 1 + a 2 A 2 + = b 1 B 1 + b 2 B 2 + sa rovná súčtu teplôt tvorby reakčných produktov mínus súčet teplôt tvorba východiskových látok (berúc do úvahy stechiometrické koeficienty ai a bj):
Príklad 1: Vypočítajte tepelný účinok reakcie hydrogenácie benzénových pár (táto reakcia sa uskutočňuje na povrchu heterogénnych katalyzátorov - platinové kovy): C 6 H 6 + 3 H 2 \u003d C 6 H 12 pri 298 K a 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 Látka 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
Spalné teplo je tepelný účinok reakcie hlbokej oxidácie (spaľovanie) látky (na vyššie oxidy). V prípade uhľovodíkov sú vyššími oxidmi H 2 O (l) a CO 2. V tomto prípade sa výhrevnosť napríklad metánu rovná tepelnému účinku reakcie: CH 4 + 2 O 2 \ u003d CO 2 + 2 H 2 O (l) QP \u003d ox . H
hodnoty ox. Ho 298 sa nazýva štandardné spaľovacie teplo, sú uvedené v tabuľke pri 298 K. Tu index „o“ označuje, že tepla sú určené v štandardnom stave (P \u003d 1 atm), index „oh“ pochádza z angličtiny - oxidácia - oxidácia.
Produkty spaľovania (CO 2, H 2 O) oh. H Ref. in-in oh. N prod Produkty reakcie r. H Východiskové materiály
Tepelný účinok chemickej reakcie: a 1 A 1 + a 2 A 2 + = b 1 B 1 + b 2 B 2 + sa rovná súčtu spaľovacích teplôt východiskových látok mínus súčet teplôt spaľovanie produktov reakcie (berúc do úvahy stechiometrické koeficienty ai a bj):
Príklad 2: Pomocou spaľovacieho tepla látok vypočítajte tepelný účinok reakcie na výrobu etanolu (vínneho alkoholu) fermentáciou glukózy. C6H1206 \u003d 2 C2H5OH + 2 CO2 r. H 0298 \u003d 2815,8 - 2 1366,91 2 ∙ 0 \u003d 81,98 kJ Spalné teplo CO 2 je nulové.
Tepelná kapacita závisí od teploty. Preto sa rozlišuje priemerná a skutočná tepelná kapacita. Priemerná tepelná kapacita systému v teplotnom rozsahu T 1 - T 2 sa rovná pomeru množstva tepla dodaného do systému Q k hodnote tohto intervalu:
Skutočná tepelná kapacita je určená rovnicou: Vzťah medzi skutočnou a priemernou tepelnou kapacitou je vyjadrený rovnicou:
Tepelná kapacita systému závisí od jeho hmotnosti (alebo množstva hmoty), t.j. ide o rozsiahlu vlastnosť systému. Ak sa tepelná kapacita priradí jednotke hmotnosti, získa sa intenzívna hodnota - merná tepelná kapacita súdu [J / kg K]. Ak však látkovému množstvu sústavy priradíme C, dostaneme molárnu tepelnú kapacitu cm [J / mol K].
Existujú: tepelná kapacita pri konštantnom tlaku Cp; tepelná kapacita pri konštantnom objeme Cv. V prípade ideálneho plynu sú tieto tepelné kapacity vzájomne prepojené rovnicou: Ср = С v + R
Tepelná kapacita látok závisí od teploty. Napríklad tepelná kapacita ľadu sa pohybuje od 34,70 J/mol K pri 250 K do 37,78 J/mol K pri 273 K. Pre tuhé látky Debye odvodil rovnicu, ktorá pre teploty blízke 0 K dáva: СV= a T 3 (Debyeov zákon T-kociek) a pre vysoké: СV=3 R.
Zvyčajne sa závislosť tepelnej kapacity od teploty prenáša pomocou empirických rovníc v tvare: kde a, b a c sú konštantné, sú uvedené v referenčných knihách fyzikálno-chemických vlastností látok.
Ak matematická závislosť r. CP z T je neznámy, ale existujú experimentálne hodnoty tepelnej kapacity účastníkov reakcie pri rôznych teplotách, potom sa vykreslí graf v súradniciach r. Co. P \u003d f (T) a graficky vypočítajte plochu pod krivkou v rozmedzí 298 - T 2, rovná sa integrálu:
Ak sa v uvažovanom teplotnom rozsahu vyskytne jeden alebo viac fázových prechodov, potom by sa pri výpočte r mali brať do úvahy ich tepelné účinky. H:
Schéma výpočtu r. H reakcie pri ľubovoľnej teplote T sú nasledovné. Najprv sa r vypočíta zo štandardných teplôt vzniku alebo teplôt spaľovania látok. Reakcia H298 (ako je opísané vyššie). Ďalej, podľa Kirchhoffovej rovnice sa tepelný efekt vypočíta pri akejkoľvek teplote T:
V tabuľkách sú uvedené štandardné tepla (entalpie) tvorby f pre takmer všetky látky. Ho 0 pri 0 K a hodnoty: pri teplote T (udávajú sa s intervalom 100 K).
Tepelný účinok chemickej reakcie sa vypočíta podľa rovnice: r. H0T = r. H00+
r. H 00 sa vypočíta rovnakým spôsobom ako r. H 0298 t.j. ako rozdiel medzi súčtom teplôt tvorby produktov a východiskových materiálov (ale pri 0 K):
Hodnoty sú vypočítané: = ref. in-in, berúc do úvahy stechiometrické koeficienty reakcie.
