Chemia fizyczna. Notatki z wykładu
Podobne dokumenty
Wpływ temperatury na szybkość reakcji chemicznej. Reakcje dwustronne i jednostronne, ich molekularność, kolejność, klasyfikacja kinetyczna. Teoria zderzeń aktywnych. Reakcje łańcuchowe, eksplozja termiczna. Rodzaje procesów fotochemicznych, wydajność kwantowa.
przebieg wykładów, dodano 12.10.2015
Charakterystyka przedmiotu i przedmiotu, cele i zadania chemii fizycznej i koloidalnej. Opis podstawowych pojęć termodynamiki. Kinetyka chemiczna: szybkość reakcji chemicznej, równanie Arrheniusa, procesy katalityczne, kataliza homogeniczna i autokataliza.
samouczek, dodano 05.02.2014
Zagadnienia termodynamiki chemicznej. Równowaga fazowa i rozwiązania. Termodynamiczna i elektrostatyczna teoria elektrolitów. Kinetyka reakcji chemicznych. Wzory związane ze wzajemnym przekształcaniem chemicznych i elektrochemicznych form energii.
instrukcja, dodano 21.11.2016
Kataliza to proces zmiany szybkości reakcji chemicznych w obecności substancji zwanych katalizatorami. Informacje o katalizie przemysłowej i jej roli w ekologii. Przejście przez barierę energetyczną, kataliza homogeniczna i heterogeniczna.
streszczenie, dodano 07.11.2009
Szybkość reakcji chemicznej. Reakcje jednorodne i heterogeniczne. Prawo mas czynnych. Energia aktywacji. Wpływ katalizatora. Stała równowagi chemicznej. Istota zasady Le Chateliera. Pojęcie molekularności i kolejności reakcji w kinetyce chemicznej.
prezentacja, dodano 23.04.2013
Pojęcie kinetyki chemicznej. Czynniki takie jak stężenie reagentów, rozdrobnienie, temperatura i obecność katalizatora lub inhibitora. Definicja pojęcia „molekularność reakcji”. Istota katalizatora i jego działanie w reakcjach chemicznych.
instrukcja, dodano 27.04.2016
Badanie prawa równowagi heterogenicznej układu fizykochemicznego w stabilnej równowadze termodynamicznej. Przegląd płynów wieloskładnikowych. Analiza kinetyki i katalizy. Esej o stężeniu substancji i klasyfikacji reakcji chemicznych.
prezentacja, dodano 29.09.2013
Analiza istoty, oznak i warunków reakcji chemicznych. Klasyfikacja reakcji chemicznych według różnych kryteriów. Wyznaczanie szybkości reakcji chemicznej. Definicja pojęcia katalizatora oraz opis jego wpływu na szybkość reakcji chemicznej.
streszczenie, dodano 28.06.2017
Pojęcie kinetyki chemicznej, szybkość reakcji chemicznej. Podstawowe prawo kinetyki chemicznej. Wpływ temperatury na szybkość reakcji chemicznych. Pojęcie i istota katalizy, zasada działania katalizatora. Matematyczny warunek równowagi chemicznej.
instrukcja, dodano 18.09.2015
Wpływ stężenia substancji, ciśnienia, powierzchni kontaktu odczynników, temperatury na szybkość reakcji chemicznej. Prawo mas czynnych. Pojęcie katalizy to spadek energii aktywacji reakcji, a hamowanie to wzrost jej energii aktywacji.
Opis prezentacji na poszczególnych slajdach:
1 slajd
Opis slajdu:
2 slajdy
Opis slajdu:
3 slajdy
Opis slajdu:
Gaz to stan skupienia substancji, w którym cząsteczki poruszają się losowo, znajdujące się w dużej odległości od siebie. W ciałach stałych odległości między cząstkami są małe, siła przyciągania odpowiada sile odpychania. Ciecz to stan skupienia pośredni między ciałem stałym a gazem. W cieczy cząsteczki znajdują się blisko siebie i mogą się względem siebie poruszać; Ciecz, podobnie jak gaz, nie ma ustalonego kształtu. Plazma jest silnie rozrzedzonym gazem, w którym losowo poruszającymi się naładowanymi elektrycznie cząstkami są elektrony i dodatnio naładowane jądra atomów lub jonów.).
4 slajdy
Opis slajdu:
Stany skupienia tej samej substancji nie różnią się właściwościami chemicznymi i składem, a ich właściwości fizyczne nie są takie same. Przykładem jest H2O (woda). Różnice we właściwościach fizycznych wynikają z faktu, że cząstki w substancjach gazowych, ciekłych i stałych znajdują się w nierównych odległościach od siebie, przez co siły przyciągania działające między nimi przejawiają się w nierównym stopniu
5 slajdów
Opis slajdu:
Podstawowe postanowienia MKT Wszystkie substancje – ciekłe, stałe i gazowe – zbudowane są z najmniejszych cząstek – cząsteczek, które same składają się z atomów („cząsteczek elementarnych”). Cząsteczki substancji chemicznej mogą być proste lub złożone i składać się z jednego lub więcej atomów. Cząsteczki i atomy są elektrycznie obojętnymi cząstkami. W pewnych warunkach cząsteczki i atomy mogą uzyskać dodatkowy ładunek elektryczny i zamienić się w jony dodatnie lub ujemne. Atomy i cząsteczki są w ciągłym chaotycznym ruchu. Cząsteczki oddziałują ze sobą siłami o charakterze elektrycznym. Oddziaływanie grawitacyjne między cząstkami jest pomijalne.
6 slajdów
Opis slajdu:
1. Doktryna stanów skupienia 1.1 Wstęp Przejście fazowe - przejście substancji z jednego stanu skupienia do innego - skondensowany T-L topienie L-T krzepnięcie (zamrożenie) Przemianom fazowym towarzyszy pochłanianie lub uwalnianie ciepła
7 slajdów
Opis slajdu:
1. Doktryna państw zagregowanych 1.2. Gazowy stan materii Gaz to stan skupienia materii, w którym jego cząstki składowe (atomy, cząsteczki, jony) nie są związane lub bardzo słabo związane siłami oddziaływania, poruszają się swobodnie, wypełniając całą dostarczoną im objętość. Główne cechy gazów: mają niską gęstość, ponieważ cząsteczki są daleko od siebie i nie mają ani własnego kształtu, ani własnej objętości; całkowicie wypełniają naczynie, w którym się znajdują, przybierają jego formę i łatwo się ściskają.
8 slajdów
Opis slajdu:
Równanie stanu gazu doskonałego Gaz doskonały to teoretyczny model gazu, w którym pominięto wielkość i oddziaływanie cząstek gazu, a uwzględniono tylko ich zderzenia sprężyste.Gaz doskonały to gaz, w którym nie występują siły przyciągania między cząsteczkami .
9 slajdów
Opis slajdu:
cząstki gazu (atomy, molekuły, jony) traktowane są jako punkty materialne (tzn. nie mają objętości) między cząsteczkami nie występują siły wzajemnego przyciągania (siły międzycząsteczkowe) oddziaływanie między cząsteczkami sprowadza się do zderzeń absolutnie sprężystych (tj. zderzeń w którym energia kinetyczna jest całkowicie przenoszona z jednego obiektu na drugi) cząsteczki gazu (atomy, molekuły, jony) mają objętość cząsteczki gazu są ze sobą połączone siłami oddziaływania zmniejszającymi się wraz ze wzrostem odległości między cząsteczkami zderzenia między cząsteczkami nie są absolutnie sprężyste gaz doskonały rzeczywisty gaz 1. Doktryna stanów agregatowych 1.2. Gazowy stan materii Gaz rzeczywisty jest podobny do gazu doskonałego w warunkach silnego rozrzedzenia iw zwykłych temperaturach
10 slajdów
Opis slajdu:
Równanie stanu gazu doskonałego (równanie Mendelejewa-Clapeyrona) jest zależnością wiążącą wartości ciśnienia, objętości i temperatury: gdzie n to liczba moli gazu, R = 8,31431 J/mol. K) - stała gazowa Gaz spełniający to prawo, zwany idealnym. Prawa gazowe
11 slajdów
Opis slajdu:
Prawa gazu Przy stałej temperaturze i masie objętość gazu jest odwrotnie proporcjonalna do jego ciśnienia Objętość danej masy gazu przy stałym ciśnieniu jest wprost proporcjonalna do temperatury bezwzględnej Ciśnienie danej masy gazu przy stałej objętości jest wprost proporcjonalne proporcjonalna do temperatury bezwzględnej stała Boltzmanna: k=R/NA=1,38 10-23 J/K
12 slajdów
Opis slajdu:
Gazy doskonałe mają taką samą objętość molową. pod nr. y. = 22,4140 dm3 (l) Przy innych temperaturach i ciśnieniach ta wartość będzie inna! Prawa gazowe
13 slajdów
Opis slajdu:
Nie przestrzegają praw gazów doskonałych. Głównymi przyczynami odchyleń są wzajemne przyciąganie się cząsteczek gazu i obecność ich własnej objętości Objętość molowa może służyć jako charakterystyka odchyleń Gazy rzeczywiste
14 slajdów
Opis slajdu:
Gazy rzeczywiste Gazy rzeczywiste nie podlegają równaniu Mendelejewa-Clapeyrona. Równanie stanu gazu rzeczywistego (równanie van der Waalsa) dla jednego mola dla n moli a - uwzględnia oddziaływania międzycząsteczkowe; b - uwzględnia wewnętrzną objętość cząsteczek. Współczynniki aib dla różnych gazów są różne, więc równanie van der Waalsa nie jest uniwersalne. Przy niskich ciśnieniach i wysokich temperaturach równanie van der Waalsa staje się równaniem stanu dla gazu doskonałego.
15 slajdów
Opis slajdu:
Główną właściwością cieczy, która odróżnia ją od innych stanów skupienia, jest zdolność do zmiany kształtu w nieskończoność pod wpływem stycznych naprężeń mechanicznych, nawet dowolnie małych, przy praktycznie zachowaniu objętości. Stan ciekły jest zwykle uważany za pośredni między ciałem stałym a gazem: gaz nie zachowuje ani objętości, ani kształtu, podczas gdy ciało stałe zachowuje oba. Płynny stan skupienia
16 slajdów
Opis slajdu:
ruch wibracyjno-translacyjny cząsteczek, nieściśliwość pod wpływem ciśnienia wewnętrznego, asocjacja (w przypadku cząsteczek polarnych), obecność uporządkowania bliskiego zasięgu przy braku uporządkowania długiego, napięcie powierzchniowe, lepkość. Właściwości płynów:
17 slajdów
D. x. n. , profesor, kierownik Katedry Chemii Fizycznej Rosyjskiego Chemicznego Uniwersytetu Technicznego im. DI Mendeleeva Konyukhov Valery Yurievich [e-mail chroniony] ru vkontakte. en
Literatura Vishnyakov AV, Kizim N.F. Chemia fizyczna. Moskwa: Chemia, 2012 Chemia fizyczna//Wyd. K. S. Krasnowa. M. : Szkoła wyższa, 2001 Stromberg A. G., Semchenko D. P. Chemia fizyczna. M. : Szkoła wyższa, 1999. Podstawy chemii fizycznej. Teoria i zadania: Proc. Zasiłek dla uczelni wyższych / V. V. Eremin i wsp. M.: 2005.
Literatura Atkins P. Chemia fizyczna. M.: Mir. 1980. Karapetyants M.Kh Termodynamika chemiczna. Moskwa: Chemia, 1975.
Łomonosow Michaił Wasiliewicz (1711-1765), pierwszy rosyjski przyrodnik o światowym znaczeniu, poeta, który położył podwaliny pod współczesny rosyjski język literacki, artysta, historyk, orędownik rozwoju szkolnictwa narodowego, nauki i ekonomii. Urodzony 8 (19) listopada we wsi Denisowka (obecnie wieś Łomonosowo) w rodzinie Pomorów. W wieku 19 lat wyjechał na studia (od 1731 w Akademii Słowiańsko-Grecko-Łacińskiej w Moskwie, od 1735 na Uniwersytecie Akademickim w Petersburgu, w latach 1736-41 w Niemczech). Od 1742 adiunkt, od 1745 akademik Petersburskiej Akademii Nauk.
W 1748 założył przy Akademii Nauk pierwsze w Rosji laboratorium chemiczne. Z inicjatywy Łomonosowa powstał Uniwersytet Moskiewski (1755). Opracował atomowe i molekularne idee dotyczące struktury materii. W okresie dominacji teorii kalorycznej argumentował, że ciepło jest spowodowane ruchem ciałek. Sformułował zasadę zachowania materii i ruchu. Wykluczono flogiston z liczby środków chemicznych. Położył podwaliny pod chemię fizyczną.
Zbadano elektryczność atmosferyczną i grawitację. Zaproponował doktrynę koloru. Stworzył szereg przyrządów optycznych. Odkrył atmosferę na Wenus. Opisał budowę Ziemi, wyjaśnił pochodzenie wielu minerałów i minerałów. Opublikował przewodnik po metalurgii. Podkreślił znaczenie eksploracji Północnej Drogi Morskiej, rozwoju Syberii. Wskrzesił sztukę mozaiki i produkcję smaltu, tworzył ze swoimi uczniami obrazy mozaikowe. Członek Akademii Sztuk Pięknych (1763). Został pochowany w Petersburgu na Nekropolii z XVIII wieku.
Definicja Łomonosowa: „Chemia fizyczna to nauka, która bada, na podstawie przepisów i eksperymentów fizyki, co dzieje się w ciałach złożonych podczas operacji chemicznych… Chemia fizyczna może być nazwana filozofią chemiczną.
W Europie Zachodniej za rok powstania chemii fizycznej zwyczajowo uważa się rok 1888, kiedy to W. Ostwald zaczął czytać ten kurs, któremu towarzyszyły ćwiczenia praktyczne, i zaczął wydawać czasopismo Zeitschtift fur physikalische Chemie. W tym samym roku na Uniwersytecie Lipskim zorganizowano Katedrę Chemii Fizycznej pod kierownictwem W. Ostwalda.
Urodzony i długo mieszkający w Imperium Rosyjskim, w wieku 35 lat zmienił obywatelstwo rosyjskie na niemieckie. Większość życia spędził w Lipsku, gdzie nazywano go „rosyjskim profesorem”. W wieku 25 lat obronił pracę doktorską na temat „Badania objętościowo-chemiczne i optochemiczne”.
W 1887 przyjął propozycję przeniesienia się do Lipska, gdzie założył na uniwersytecie Instytut Fizyki i Chemii, którym kierował do 1905. W 1888 objął bardzo prestiżową Katedrę Chemii Fizycznej i Nieorganicznej Uniwersytetu Lipskiego . Na tym stanowisku pracował 12 lat.
Ze „szkoły lipskiej” W. Ostwalda wywodzili się: laureaci Nagrody Nobla S. Arrhenius, J. Van't Hoff, W. Nernst, znani fizykochemicy G. Tamman i F. Donnan, chemik organiczny J. Wislicens, słynny chemik amerykański G. N. Chwytak. Przez lata rosyjscy chemicy szkolili się w Ostwaldzie: IA Kablukov, VA Kistyakovsky, LV Pisarzhevsky, AV Rakovsky, NA Shilov i inni.
Jedną z unikalnych cech Ostwalda było jego wieloletnie aktywne odrzucanie teorii atomowo-molekularnej (chociaż zaproponował termin „kret”). „Chemik nie widzi atomów. „Bada tylko proste i zrozumiałe prawa rządzące stosunkami masy i objętości odczynników”.
W. Ostwaldowi udało się napisać obszerny podręcznik do chemii, w którym ani razu nie padło słowo „atom”. Przemawiając 19 kwietnia 1904 r. w Londynie z obszernym raportem dla członków Towarzystwa Chemicznego, Ostwald próbował udowodnić, że atomy nie istnieją, a „to, co nazywamy materią, jest tylko zbiorem energii zgromadzonych w określonym miejscu”.
Ku czci V. Ostwalda na terenie Uniwersytetu w Tartu zainstalowano tablicę pamiątkową z napisem w języku estońskim, niemieckim i angielskim
przewidzieć, czy reakcja może przebiegać spontanicznie; jeśli reakcja przebiega, to jak głęboko (jakie są równowagowe stężenia produktów reakcji); Jeśli reakcja przebiega, to z jaką szybkością.
1. BUDOWA SUBSTANCJI W tym rozdziale, na podstawie mechaniki kwantowej (równanie Schrödingera), wyjaśniona jest budowa atomów i cząsteczek (orbitale elektronowe atomów i cząsteczek), sieci krystaliczne ciał stałych itp., skupione stany materii uważane.
2. TERMODYNAMIKA CHEMICZNA oparta na prawach (początkach) termodynamiki pozwala na: obliczanie efektów cieplnych reakcji chemicznych i procesów fizykochemicznych, przewidywanie kierunku reakcji chemicznych, obliczanie równowagowych stężeń reagentów i produktów reakcji.
3. TERMODYNAMIKA RÓWNOWAGI FAZOWEJ Zajmuje się badaniem prawidłowości przemian fazowych w układach jednoskładnikowych i wieloskładnikowych (roztworach). Jego głównym celem jest konstruowanie diagramów równowagi fazowej dla tych układów.
4. ELEKTROCHEMIA Zajmuje się badaniem właściwości roztworów elektrolitów, cechami ich zachowania w porównaniu z roztworami molekularnymi, badaniem wzorców przemian energii reakcji chemicznych i energii elektrycznej podczas pracy ogniw elektrochemicznych (galwanicznych) i elektrolizerów.
5. KINETYKA I KATALIZA CHEMICZNA Bada prawidłowości przebiegu reakcji chemicznych w czasie, bada wpływ parametrów termodynamicznych (ciśnienie, temperatura itp.), obecności katalizatorów i inhibitorów na szybkość i mechanizm reakcji.
W odrębnej nauce CHEMIA KOLOIDÓW wyróżnia się dział chemii fizycznej - chemii fizycznej zjawisk powierzchniowych i układów rozproszonych.
Termodynamika klasyczna jest działem fizyki teoretycznej zajmującym się badaniem wzorców przemian różnych rodzajów energii oraz przemian energetycznych między układami w postaci ciepła i pracy (termo - ciepło, dynamo - ruch).
Termodynamika abstrahuje od przyczyn, które powodują dowolny proces, oraz czasu, w którym ten proces zachodzi, ale działa tylko z początkowymi i końcowymi parametrami systemu zaangażowanego w dowolny proces fizyczny i chemiczny. Nie uwzględnia się właściwości poszczególnych cząsteczek, lecz wykorzystuje się uśrednione charakterystyki układów składających się z wielu cząsteczek.
Do zadań termodynamiki chemicznej należą: pomiary i obliczanie efektów cieplnych reakcji chemicznych i procesów fizykochemicznych, przewidywanie kierunku i głębokości reakcji, analiza równowagi chemicznej i fazowej itp.
1. 1. Podstawowe pojęcia i definicje TD W termodynamice wszystkie interesujące nas procesy zachodzą w układach termodynamicznych. Układ – ciało lub zespół ciał, faktycznie lub mentalnie identyfikowane przez obserwatora w środowisku.
System to ta część otaczającego nas świata, która nas szczególnie interesuje. Wszystko inne we wszechświecie jest środowiskiem (środowiskiem). Ogólnie przyjmuje się, że środowisko jest tak duże (ma nieskończoną objętość), że wymiana energii z układem termodynamicznym nie powoduje zmiany jego temperatury.
Ze względu na charakter wymiany energii i materii z otoczeniem układy dzielimy na: izolowane - nie mogą wymieniać ani materii, ani energii; zamknięty - może wymieniać energię, ale nie może - materia; otwarty - może wymieniać zarówno materię, jak i energię.
Ze względu na liczbę faz systemy dzielą się na: jednorodne - składają się z jednej fazy (roztwór Na.Cl w wodzie); heterogeniczny – system obejmuje kilka faz, oddzielonych od siebie interfejsami. Przykładem układów heterogenicznych jest lód pływający w wodzie, mleku (krople tłuszczu – jedna faza, środowisko wodne – druga).
Faza to zestaw jednorodnych części systemu, które mają takie same właściwości chemiczne i fizyczne i są oddzielone od innych części systemu interfejsami faz. Każda faza jest jednorodną częścią heterogenicznego systemu
Ze względu na liczbę komponentów systemy dzielą się na jedno-dwu-, trzy- i wieloskładnikowe. Komponenty to indywidualne substancje chemiczne, które tworzą system, który można odizolować od systemu i istnieć poza nim.
Każdy układ termodynamiczny można scharakteryzować za pomocą zestawu ogromnej liczby właściwości fizycznych i chemicznych, które przyjmują określone wartości: temperaturę, ciśnienie, przewodność cieplną, pojemność cieplną, stężenia składników, stałą dielektryczną itp.
W termodynamice chemicznej mamy do czynienia z tymi właściwościami, które można jednoznacznie wyrazić w funkcji temperatury, ciśnienia, objętości lub stężeń substancji w układzie. Właściwości te nazywane są właściwościami termodynamicznymi.
Stan układu termodynamicznego uważa się za dany, jeżeli wskazany jest jego skład chemiczny, skład fazowy oraz wartości niezależnych parametrów termodynamicznych. Do parametrów niezależnych należą: ciśnienie (P), objętość (V), temperatura (T), ilość substancji n w postaci liczby moli lub w postaci stężeń (C). Nazywa się je parametrami stanu.
Zgodnie z obowiązującym układem jednostek SI główne parametry termodynamiczne określa się w jednostkach: [m 3] (objętość); [Pa] (ciśnienie); [mol] (n); [K] (temperatura). Wyjątkowo w termodynamice chemicznej dopuszcza się stosowanie pozaukładowej jednostki ciśnienia, normalnej atmosfery fizycznej (atm), równej 101,325 k.Pa
Parametry i właściwości termodynamiczne mogą być: Intensywne – nie zależą od masy (objętości) układu. Są to temperatura, ciśnienie, potencjał chemiczny itp. Rozległe - zależą od masy (objętości) układu. Są to energia, entropia, entalpia itp. Kiedy powstaje złożony system, właściwości intensywne są wyrównane, a rozległe są sumowane.
Każda zmiana zachodząca w układzie, której towarzyszy zmiana przynajmniej jednego parametru stanu termodynamicznego (właściwości układu) nazywana jest procesem termodynamicznym. Jeżeli przebieg procesu zmienia skład chemiczny układu, to taki proces nazywamy reakcją chemiczną.
Zwykle w trakcie procesu jeden (lub kilka) parametrów jest utrzymywany na stałym poziomie. W związku z tym rozróżniają: proces izotermiczny w stałej temperaturze (T = const); proces izobaryczny - przy stałym ciśnieniu (P = const); proces izochoryczny - przy stałej objętości (V = const); proces adiabatyczny przy braku wymiany ciepła z otoczeniem (Q = 0).
Gdy procesy zachodzą w systemach nieizolowanych, ciepło może być pochłaniane lub uwalniane. Zgodnie z tą cechą procesy dzielą się na egzotermiczne (uwalnianie ciepła) i endotermiczne (ciepło jest pochłaniane).
Podczas tego procesu układ przechodzi z jednego stanu równowagi do drugiego Równowaga termodynamiczna to stan układu, w którym zachodzi równowaga termiczna, mechaniczna i chemiczna (elektrochemiczna) z otoczeniem oraz pomiędzy fazami układu.
Stany równowagi to: stabilny; metastabilny. Proces nazywamy równowagą (quasi-statyką), jeśli przebiega nieskończenie wolno przez ciągłą sekwencję stanów równowagi układu.
Procesy, które zachodzą samoistnie i nie wymagają energii zewnętrznej do ich realizacji, nazywane są procesami spontanicznymi (pozytywnymi). gdy energia jest pobierana ze środowiska w celu realizacji procesu, to znaczy praca jest wykonywana w systemie, wówczas proces nazywa się niespontanicznym (ujemnym).
Funkcje stanu Funkcje stanu to właściwości układu (energia wewnętrzna U, entalpia H, entropia S itp.), charakteryzują dany stan układu. Ich zmiany w trakcie procesu nie zależą od jego ścieżki i są determinowane jedynie stanem początkowym i końcowym układu.
Nieskończenie mała zmiana w tej funkcji to całkowita różniczka d . U, D. S itd.:
Funkcje procesowe (przejściowe) Funkcje procesowe (ciepło Q, praca W) - nie są właściwościami układu (nie występują w układzie), powstają podczas procesu, w którym układ uczestniczy.
Jeśli w układzie nie ma ciepła i pracy, to nie ma sensu mówić o ich zmianie, możemy mówić tylko o ich ilości Q lub W w konkretnym procesie. Ich ilości zależą od sposobu prowadzenia procesu. Nieskończenie małe wielkości są oznaczane przez Q, W.
Ruch jest atrybutem materii. Miarą ruchu, czyli charakterystyką ilościową i jakościową, jest energia. Energia jest funkcją stanu systemu. Jej zmiana w konkretnym procesie nie zależy od ścieżki procesu i jest determinowana jedynie stanem początkowym i końcowym układu.
Znanych jest wiele różnych rodzajów energii: mechaniczna, elektryczna, chemiczna itp., ale energia może przechodzić z układu do układu tylko w dwóch postaciach: w postaci ciepła lub pracy.
Ciepło (Q) jest formą przenoszenia energii z układu do układu w wyniku chaotycznego ruchu cząstek (cząsteczek, atomów, jonów itp.) stykających się układów.
W termodynamice ciepło dostarczane do układu przyjmuje się jako dodatnie (na przykład ciepło reakcji endotermicznej), a ciepło usuwane z układu jest ujemne (ciepło reakcji egzotermicznej). W termochemii jest odwrotnie.
Praca jest formą transferu energii z układu do układu dzięki ukierunkowanemu ruchowi mikro- lub makro- ciał. W literaturze praca oznaczana jest albo przez W (od angielskiego „work”), albo przez A (od niemieckiego „arbait”).
Istnieją różne rodzaje pracy: mechaniczna, elektryczna, magnetyczna, zmiany powierzchni itp. Nieskończenie małą pracę dowolnego rodzaju można przedstawić jako iloczyn uogólnionej siły i zmiany uogólnionej współrzędnej, na przykład:
Suma wszystkich rodzajów pracy, z wyjątkiem pracy przeciw siłom nacisku zewnętrznego P - praca rozciągania - ściskania, nazywana jest pracą użyteczną W ':
W termodynamice pracę uważa się za dodatnią, jeśli jest wykonywana przez sam system, a za ujemną, jeśli jest wykonywana przez system. Zgodnie z zaleceniami IUPAC przyjęło się uważać pracę wykonaną nad systemem za pozytywną (zasada „egoistyczna” jest pozytywna, która zwiększa energię wewnętrzną)
Praca rozprężania gazu doskonałego w różnych procesach 1. Rozprężanie w próżni: W = 0. 2. Rozprężanie izochoryczne odwracalne: d. V = 0 W = 0
Wnioski i zależności termodynamiki formułowane są na podstawie dwóch postulatów i trzech praw. Każdy izolowany układ ostatecznie dochodzi do stanu równowagi i nie może go samoistnie opuścić (postulat pierwszy). Oznacza to, że termodynamika nie opisuje układów o skali astronomicznej i mikroukładów o małej liczbie cząstek (
Spontaniczne przejście ze stanu nierównowagi do stanu równowagi nazywa się relaksacją. Oznacza to, że stan równowagi zostanie koniecznie osiągnięty, ale czas trwania takiego procesu nie jest określony i nie ma pojęcia czasu.
Drugi postulat Jeżeli układ A jest w równowadze termicznej z układem B, a układ B jest w równowadze termicznej z układem C, to układy A i C są również w równowadze termicznej
Energia wewnętrzna dowolnego układu termodynamicznego U jest sumą energii kinetycznej (energia ruchu) i potencjalnej (energia interakcji) wszystkich cząstek (cząsteczek, jąder, elektronów, kwarków itp.), które tworzą układ, w tym nieznanych typów energia.
Energia wewnętrzna układu zależy od jego masy (właściwości ekstensywnej), rodzaju substancji układu oraz parametrów termodynamicznych: U = f(V, T) lub U = (P, T) mierzone w J/mol lub J/kg. U jest funkcją stanu, więc U nie zależy od ścieżki procesu, ale jest określone przez stan początkowy i końcowy układu. d. U jest różnicą całkowitą.
Energia wewnętrzna układu może zmieniać się w wyniku wymiany energii z otoczeniem jedynie w postaci ciepła lub pracy.
Ten fakt, będący uogólnieniem praktycznego doświadczenia ludzkości, przekazuje pierwszą zasadę (początek) termodynamiki: U = Q – W W postaci różniczkowej (dla nieskończenie małej części procesu): d. U = QW
„Ciepło dostarczane do układu zwiększa energię wewnętrzną układu i wydajność pracy układu”.
Dla układu izolowanego Q = 0 i W = 0, tj. U = 0 i U = const. Energia wewnętrzna izolowanego układu jest stała
W sformułowaniu Clausiusa: „Energia świata jest stała”. Perpetum mobile pierwszego rodzaju (perpetum mobile) jest niemożliwe. Różne formy energii przechodzą na siebie w ściśle równoważnych ilościach. Energia nie powstaje i nie ulega zniszczeniu, a jedynie przechodzi z systemu do systemu.
Funkcja U jest addytywna. Oznacza to, że jeśli dwa układy charakteryzujące się wartościami U 1 i U 2 zostaną połączone w jeden układ, to wynikowa energia wewnętrzna U 1+2 będzie równa sumie energii jego części składowych: U 1+ 2 = U 1 + U 2
W ogólnym przypadku ciepło Q jest funkcją procesu, tj. jego ilość zależy od drogi przebiegu procesu, ale w dwóch ważnych dla praktyki przypadkach ciepło nabiera właściwości funkcji stanu, tj. wartość Q ustaje zależy od ścieżki procesu, a określany jest tylko stan początkowy i końcowy układu.
Przyjmujemy, że w trakcie procesu można wykonać tylko pracę przeciwko siłom nacisku zewnętrznego oraz pracę użyteczną W = 0: Q = d. U+P d. V, a ponieważ V = const, to P d. V = 0: QV = re. U lub w formie integralnej: QV \u003d Uk - Un
Ponownie zakładamy, że praca użyteczna W = 0, to: Q = d. U+P d. V, Ponieważ P = const, możemy zapisać: QP = d. U + d(PV), QP = d(U + P V). Oznaczmy: Н U + P V (entalpia) QР = d. H lub: QP \u003d Hk - Hn
Zatem efekt termiczny reakcji chemicznej nabiera właściwości funkcji stanu przy P = const: QP = H; dla V = const: QV = U.
Ponieważ reakcje chemiczne i procesy fizykochemiczne są częściej przeprowadzane przy stałym ciśnieniu (na wolnym powietrzu, czyli przy P = const = 1 atm), w praktyce do obliczeń częściej stosuje się pojęcie entalpii niż wewnętrznej energia. Czasami słowo „ciepło” procesu jest zastępowane bez dalszego wyjaśnienia słowem „entalpia” i odwrotnie. Na przykład mówią „ciepło formowania”, ale piszą f. N.
Ale jeśli interesujący nas proces przebiega w V = const (w autoklawie), to należy użyć wyrażenia: QV = U.
Rozróżnijmy wyrażenie: Н = U + P V d. H = re. U+Pd. V+Vd. P, przy stałym ciśnieniu V d. P = 0 i re. H = re. U+P d. V W postaci całkowej: H = U + P V
Dla gazu doskonałego obowiązuje równanie Clapeyrona-Mendelejewa: P V \u003d n R T, gdzie n to liczba moli gazu, R 8, 314 J / mol K to uniwersalna stała gazowa. Wtedy (w T = const) P V = n R T. Ostatecznie mamy: H = U + n R T n oznacza zmianę liczby moli substancji gazowych podczas reakcji.
Na przykład dla reakcji: N 2 (g) + 3 H 2 (g) \u003d 2 NH 3 (g) n \u003d -2, a dla reakcji: 2 H 2 O (g) 2 H 2 (g ) + O 2 ( re) n = 3.
Różnice między QV i QP są znaczące tylko wtedy, gdy w reakcji biorą udział substancje gazowe. Jeśli ich nie ma lub jeśli n = 0, to QV = QP.
Pod efektem cieplnym reakcji rozumie się ilość energii uwolnionej lub pochłoniętej podczas reakcji w postaci ciepła, pod warunkiem, że: P = const lub V = const; że temperatura materiałów wyjściowych jest równa temperaturze produktów reakcji; że w systemie nie jest wykonywana żadna inna (użyteczna) praca, z wyjątkiem pracy rozszerzania skurczu.
Zmiana entalpii podczas różnych procesów Proces Warunki pomiaru 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 Ciepło dysocjacji: H 2 O(l) → H+ + OH- P = 1 atm T = 298 K +57. 26 Ciepło zobojętniania: H+ + OH- → H 2 O (l) P = 1 atm T = 298 K − 57. 26 Ciepło parowania: H 2 O (l) → H 2 O (g) P = 1 atm T = 373 K+40. 67 Ciepło topnienia: H 2 O (cr) → H 2 O (l) P = 1 atm T = 273 K +6. 02
Fakt stałości QV lub QP, na długo przed powstaniem termodynamiki chemicznej jako nauki, został eksperymentalnie ustalony przez G.I. Hessa (prawo stałości sum ciepła lub prawo Hessa): Efekt cieplny reakcji chemicznej zależy od rodzaju i stanu substancji wyjściowych i produktów reakcji i nie zależy od sposobów ich wzajemnego przekształcania.
Niemiecki Iwanowicz Hess (1802 - 1850) - jeden z największych rosyjskich naukowców, profesor Instytutu Technologicznego w Petersburgu. Urodzona w Genewie, od najmłodszych lat wychowywana w Petersburgu. Wykształcenie medyczne otrzymał w Juriewie, po ukończeniu uniwersytetu pracował w Sztokholmie u J. Berzeliusa. Hess próbował w swoich eksperymentach ustalić prawo wielokrotnych stosunków termicznych (podobne do prawa wielokrotnych stosunków D. Daltona). Nie udało mu się to (nie ma takiego prawa w przyrodzie), ale w wyniku badań eksperymentalnych Hess wydedukował prawo stałości sum ciepła (prawo Hessa). Ta praca, opublikowana w 1842 roku, jest antycypacją pierwszej zasady termodynamiki.
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
Ciepło tworzenia - efekt cieplny powstawania 1 mola danej substancji z substancji prostych: f. H. Substancje proste nazywane są substancjami składającymi się z atomów tego samego rodzaju. To na przykład azot N 2, tlen O 2, grafit C itp.
Z definicji wynika, że \u200b\u200bciepło tworzenia wody jest równe co do wielkości efektowi termicznemu reakcji: H 2 + 1/2 O 2 = H 2 O QP = f. H
Jeżeli reakcję prowadzi się pod ciśnieniem P = 1 atm, to zmierzone ciepło reakcji będzie równe f. Ho jest standardowym ciepłem tworzenia wody. Zwykle wartości f. Ale zestawione w tabeli przy 298 K dla prawie wszystkich substancji stosowanych w praktyce: f. Ho 298(H2O).
Produkty reakcji H prod f r H Materiały wyjściowe H Ref. c-c f Substancje proste
Efekt cieplny reakcji chemicznej: a 1 A 1 + a 2 A 2 + = b 1 B 1 + b 2 B 2 + jest równy sumie ciepła tworzenia produktów reakcji minus suma ciepła reakcji powstawanie substancji wyjściowych (z uwzględnieniem współczynników stechiometrycznych ai i bj):
Przykład 1: Oblicz efekt cieplny reakcji uwodorniania oparów benzenu (ta reakcja jest przeprowadzana na powierzchni katalizatorów heterogenicznych - metali platynowych): C 6 H 6 + 3 H 2 \u003d C 6 H 12 w 298 K i P \ u003d 1 atm:
C 6 H 6 (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 Substancja 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
Ciepło spalania jest efektem cieplnym reakcji głębokiego utleniania (spalania) substancji (do wyższych tlenków). W przypadku węglowodorów wyższymi tlenkami są H 2 O (l) i CO 2. W tym przypadku wartość opałowa np. metanu jest równa efektowi termicznemu reakcji: CH 4 + 2 O 2 \ u003d CO 2 + 2 H 2 O (l) QP \u003d ok . H
wartości wołu. Ho 298 nazywa się standardowym ciepłem spalania, są one zestawione w tabeli przy 298 K. Tutaj indeks „o” wskazuje, że ciepło jest określane w stanie standardowym (P \u003d 1 atm), indeks „oh” pochodzi z języka angielskiego - utlenianie - utlenianie.
Produkty spalania (CO 2, H 2 O) oh. Nr ref. w-w oh. N prod Produkty reakcji r. H Materiały wyjściowe
Efekt cieplny reakcji chemicznej: a 1 A 1 + a 2 A 2 + = b 1 B 1 + b 2 B 2 + jest równy sumie ciepła spalania substancji wyjściowych minus suma ciepła spalanie produktów reakcji (z uwzględnieniem współczynników stechiometrycznych ai i bj):
Przykład 2: Korzystając z ciepła spalania substancji, oblicz efekt cieplny reakcji wytwarzania etanolu (alkoholu winnego) poprzez fermentację glukozy. 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 Ciepło spalania CO 2 wynosi zero.
Pojemność cieplna zależy od temperatury. Dlatego rozróżnia się średnią i rzeczywistą pojemność cieplną. Średnia pojemność cieplna układu w zakresie temperatur T 1 - T 2 jest równa stosunkowi ilości ciepła dostarczonego do układu Q do wartości tego przedziału:
Rzeczywistą pojemność cieplną określa równanie: Zależność między rzeczywistą i średnią pojemnością cieplną wyraża równanie:
Pojemność cieplna układu zależy od jego masy (lub ilości materii), czyli jest to obszerna właściwość układu. Jeżeli pojemność cieplną przyporządkujemy jednostce masy, wówczas otrzymujemy wartość intensywną – ciepło właściwe kort [J/kg K]. Jeśli natomiast przypiszemy C ilości substancji układu, otrzymamy molową pojemność cieplną cm [J/mol K].
Są to: pojemność cieplna przy stałym ciśnieniu Cp, pojemność cieplna przy stałej objętości Cv. W przypadku gazu doskonałego te pojemności cieplne są połączone równaniem: Ср = С v + R
Pojemność cieplna substancji zależy od temperatury. Na przykład pojemność cieplna lodu waha się od 34,70 J/mol K w 250 K do 37,78 J/mol K w 273 K. Dla ciał stałych Debye wyprowadził równanie, które dla temperatur bliskich 0 K daje: СV= a T 3 (prawo T-sześcianów Debye’a), a dla wysokich: СV=3 R.
Zwykle zależność pojemności cieplnej od temperatury jest przekazywana za pomocą równań empirycznych postaci: gdzie a, b i c są stałe, są podane w podręcznikach właściwości fizykochemicznych substancji.
Jeżeli zależność matematyczna r. CP z T jest nieznany, ale istnieją eksperymentalne wartości pojemności cieplnej uczestników reakcji w różnych temperaturach, a następnie wykreślany jest wykres we współrzędnych r. Współ. P \u003d f (T) i graficznie oblicz pole pod krzywą w granicach 298 - T 2, jest równe całce:
Jeżeli w rozpatrywanym zakresie temperatur wystąpi jedno lub więcej przejść fazowych, to przy obliczaniu r należy uwzględnić ich skutki termiczne. H:
Schemat obliczeń r. Reakcje H w dowolnej temperaturze T są następujące. Po pierwsze, r oblicza się ze standardowych ciepła tworzenia lub ciepła spalania substancji. Reakcja H298 (jak opisano powyżej). Ponadto, zgodnie z równaniem Kirchhoffa, efekt termiczny oblicza się w dowolnej temperaturze T:
Tabele pokazują standardowe ciepło (entalpie) tworzenia f dla prawie wszystkich substancji. Ho 0 w temperaturze 0 K oraz wartości: w temperaturze T (podawane są z interwałem 100 K).
Efekt cieplny reakcji chemicznej oblicza się ze wzoru: r. H 0 T = r. H00+
r. H 00 oblicza się w taki sam sposób jak r. H 0298 tj. jako różnica między sumami ciepła tworzenia produktów i materiałów wyjściowych (ale w temperaturze 0 K):
Wartości są obliczane: = prod ref. in-in, biorąc pod uwagę stechiometryczne współczynniki reakcji.
