Predavanja iz fizikalne kemije str. Izlaganje na temu: Tečaj predavanja “Fizikalno-kemijske i fizikalne metode analitičke kemije. Termodinamički procesi i njihova klasifikacija

Federalna agencija za obrazovanje

USTU - UPI

Zavod za “Teoriju metalurških procesa”

LA. Žukova, A.A. Žukov

FIZIČKA KEMIJA

Edukativna elektronička tekstualna publikacija Izradila Katedra za “Teoriju metalurških procesa”

Bilješke s predavanja iz discipline " Fizička kemija» za studente smjerova 150100 – Metalurgija, 150600 – Znanost o materijalima i tehnologija materijala

Ekaterinburg


Odjeljak 1. Uvod i osnovni pojmovi……………			…………….…………………………
Predavanje 1…………………	……………………………		……………………………
Dio 2. Primjena prvog zakona termodinamike na proračun toplinskih učinaka
procesi…………………………………	………………………………………………………
Predavanje 2………………………………		……………………………………………………
Odjeljak 3. Primjena drugog zakona termodinamike za određivanje smjera procesa
i uvjeti ravnoteže………………………………………………………………………………………
Predavanje 3………………………	……………………………………………………………
Predavanje 4…………	…………………………………………………………………………
Predavanje 5……	………………………………………………………………………………
Odjeljak 4. Termodinamika otopina……………			……………………………………………….44
Predavanje 6…………………………………………………………………………………………
Predavanje 7………	……………………………………………………………………………
Predavanje 8……	……………………………………………………………………………
Odjeljak 5. Fazne ravnoteže i fazni dijagrami………				…………………………..……59
Predavanje 9…………………………………………………………				……………………………
Predavanje 10………………………………………………………………………………………
Predavanje 11………………………………………………………………………………………
Predavanje 12………………………………………………………………………………………
Odjeljak 6. Površinski fenomeni…………………………………………………………………
Predavanje 13………………………………………………………………………………………
Predavanje 14………………………………………………………………………………………
Odjeljak 7. Kinetika homogenih kemijskih reakcija…………………				...…………………
Predavanje 15……………………………………………………………………………………………
Odjeljak 8. Kinetika heterogenih kemijskih reakcija…………………………………………………………
Predavanje 16…………………………………………………………………			…………………………………
Predavanje 17…………………………………………………………………………………
Odjeljak 9. Struktura i svojstva tekućih i amorfnih metala…………………………………….147
Predavanje 18……………………………………………………………………………………

Odjeljak 1. Uvod i osnovni pojmovi

Iz samog naziva discipline proizlazi da je riječ o graničnoj znanosti između kemije i fizike. Glavni zadatak fizikalne kemije je proučavanje odnosa između različitih fizikalnih i kemijskih pojava. Budući da je svaki stvarni fenomen složen, identifikacija pojedinih aspekata u njemu - fizikalnih ili kemijskih - prilično je proizvoljna. Stoga je ponekad teško povući granicu između problematike fizikalne kemije i pojedinih grana fizike i kemije. Kao znanost fizikalna kemija počela se oblikovati u drugoj polovici 19. stoljeća, iako je naziv i opću definiciju sadržaja fizikalne kemije prvi dao M.V. Lomonosov (1752.): “Fizikalna kemija je znanost koja na temelju fizikalnih principa i eksperimenata mora objasniti razloge za ono što se događa kroz kemijske operacije u složenim tijelima.”

Fizikalna kemija bavi se višestranim proučavanjem kemijskih procesa

I prateći fizičke pojave, koristeći teorijske i eksperimentalne metode obje znanosti, kao i vlastite. Time je moguće predvidjeti tijek kemijskog procesa i njegov rezultat, te ga stoga kontrolirati kako bi se dobio optimalan rezultat. Područje primjene fizikalne kemije pokriva sva pitanja kemijskih i faznih pretvorbi, utjecaja fizički parametri o kemijskim procesima, kemijski sastav- uključeno fizička svojstva. Na temelju višestranog proučavanja različitih svojstava tvari i karakteristika razne procese njihovim sudjelovanjem fizikalna kemija rješava dva važna problema - utvrđuje mogućnost odvijanja procesa i njegovu brzinu te utvrđuje čimbenike koji omogućuju njegovo upravljanje.

Metalurgija se dugo oslanjala na dostignuća fizikalne kemije, što je omogućilo razvoj teorije procesa koji se odvijaju u metalurškim jedinicama. Opravdavanje mogućnosti raznih procesa u danim uvjetima, znanstveni pristup omogućuje nam da identificiramo uvjete za njihovu najpotpuniju pojavu, izračunamo brzine ovih procesa, uzmemo u obzir količinu apsorbirane ili oslobođene topline tijekom njihove pojave i, kao rezultat toga, optimiziramo tehnološke režime za dobivanje visokokvalitetnog metala.

Proizvodnja metala i legura je složen i višefazni proces, u čijoj se svakoj fazi, uključujući tekuće stanje, formiraju potrebna struktura i potrebna svojstva budućeg konstrukcijskog materijala. Metode fizikalne kemije koriste se za utvrđivanje kemijskog sastava legure sa zadanim svojstvima i određivanje načina za njegovo dobivanje, optimizaciju procesa koji se odvijaju tijekom njegove kristalizacije, određivanje brzine hlađenja ingota, što pridonosi stvaranju danog sastava faze. i strukture, te u analizi mnogih drugih procesa u metalurgiji. Dakle, fizikalna kemija je teorijska osnova dobivanje metala, legura i drugih materijala s određenim svojstvima.

U Trenutačno je fizikalna kemija samostalna disciplina s vlastitim istraživačkim metodama i teorijska je osnova za niz primijenjenih disciplina.

Fizikalna kemija igra vodeću ulogu u formiranju znanstvenog svjetonazora metalurga, dopuštajući s najopćenitijih pozicija analizirati i predvidjeti tijek procesa dobivanja i obrade metala i legura.

Svrha studija fizikalne kemije je upoznati studente s temeljnim zakonitostima ove znanstvene discipline i njihovim posljedicama, nekim teorijskim

I eksperimentalne metode proučavanja parametara ravnotežnog stanja sustava i kinetike tekućih procesa, razvijanje vještina i sposobnosti fizikalne i kemijske analize potrebne za produbljeno proučavanje metalurških procesa i tehnologija u posebnim kolegijima.

Raznolikost fenomena koje proučava fizikalna kemija dovela je do identifikacije

Ima niz odjeljaka, od kojih su glavni sljedeći.

Kemijska termodinamika bavi se energetskim bilancama, pitanjima kemijske i fazne ravnoteže, kao i rasvjetljavanjem smjera procesa u sustavima u kojima ne postoji ravnoteža.

Struktura tvari uključuje proučavanje strukture atoma, molekula i njihove interakcije u različitim agregatnim stanjima.

Teorija rješenja ima za cilj objasniti i predvidjeti svojstva otopina i njihovih sastojaka na temelju svojstava čistih tvari od kojih je otopina sastavljena.

Kemijska kinetika proučava brzinu i mehanizam kemijskih reakcija, njihovu ovisnost o uvjetima.

Površinski fenomeni razmotriti specifična svojstva površinskih slojeva tekućina i čvrste tvari te njihov utjecaj na karakteristike sustava u cjelini.

Elektrokemija proučava kemijske procese u kojima sudjeluju nabijene čestice – ioni.

Između navedenih odjeljaka nema jasnih granica. Proučavajući bilo koji fenomen, potrebno je koristiti ideje iz različitih dijelova.

Istraživanje u području fizikalne kemije temelji se na tri glavne metode, od kojih svaka ima svoj niz koncepata, zakona i eksperimentalnih metoda istraživanja.

Metode fizikalne kemije

Termodinamička metoda. Svi pojmovi i zakoni dobiveni pomoću njega formulirani su kao rezultat opisa iskustva, bez prodiranja u molekularni mehanizam procesa. Zbog toga je ova metoda formalna, što donekle ograničava njezinu primjenu. Međutim, to također olakšava praktične izračune.

Statistička metoda. Osnova je razmatranje tijela kao velikih skupova čestica, što omogućuje potkrijepiti pojmove i zakone termodinamike i proširiti raspon opisanih pojava. Ova metoda povezuje makroskopska svojstva tvari s mikroskopskim svojstvima molekula.

Molekularna kinetika metoda. Omogućuje vam da opišete svojstva tvari i karakteristike procesa koji ih uključuju, uključujući brzinu, na temelju zakona gibanja i međudjelovanja čestica koje čine te tvari.

Priroda fenomena koje proučava fizikalna kemija je složena, stoga se njihov teorijski opis, unatoč stalnom usavršavanju teorijskih i eksperimentalnih istraživačkih metoda, ne može smatrati iscrpnim. Sveobuhvatno razumijevanje biti pojava slijedi put stvaranja prikazi modela s njihovim postupnim usložnjavanjem i detaljima kako se gomilaju nove eksperimentalne činjenice. Svaki model je više ili manje pojednostavljena, očito idealizirana slika stvarnosti. Najpoznatije najjednostavnije apstrakcije, široko korištene u fizikalnoj kemiji, jesu modeli idealnog plina, idealnog kristala, idealne otopine itd. Matematički izrazi koji opisuju pojave i procese na temelju najjednostavnijih modela ne sadrže teško definirane količine, što pojednostavljuje izračune. Izračuni temeljeni na njima u pravilu ne daju zadovoljavajuće slaganje s eksperimentalno izmjerenim vrijednostima svojstava stvarnih sustava. No, i takva je usporedba korisna. Omogućuje identificiranje značajki stvarnog objekta koje nisu uzete u obzir u idealiziranom modelu i uvođenje dodatnih parametara u naprednije verzije teorije modela prema prirodi i veličini odstupanja teorijskih predviđanja od eksperimentalnih podataka.

Osnovni pojmovi i definicije

Osnovna grana fizikalne kemije je kemijska termodinamika. Pojmovni aparat koji je uveden u njegovu okviru koristi se iu drugim granama fizikalne kemije

Termodinamički sustav- ovo je tijelo ili skup tijela, izoliranih od okolnog prostora kroz imaginarno ili stvarno sučelje. Masa termodinamičkog sustava je konstantna, a njegova interakcija s okolinom odvija se samo kroz izmjenu energije u obliku topline i rada. Ako sustav razmjenjuje materiju sa svojom okolinom, naziva se otvorenim. Razmotrit ćemo samo one termodinamičke sustave koji izmjenjuju energiju s okolinom, ali ne razmjenjuju materiju (zatvoreni), nazivajući ih jednostavno "sustav".

Energija je karakteristika kretanja materije, kako s kvantitativnog tako i s kvalitativnog stajališta, tj. mjera ovog kretanja. Svaki sustav ima energiju, a njeni oblici su raznoliki, baš kao i oblici gibanja materije.

Sustav se naziva zatvorenim ili izoliranim ako ne izmjenjuje energiju s okolinom ni u obliku topline ni u obliku rada. Ako se izmjena energije odvija samo u obliku rada, tada se sustav naziva adijabatski zatvoren. Sustav se naziva homogenim ako svako njegovo svojstvo ima istu vrijednost u različitim dijelovima sustava ili se kontinuirano mijenja od točke do točke. Sustav je heterogen ako se sastoji od nekoliko dijelova međusobno odvojenih fizičkim sučeljima, tijekom prijelaza kroz koje se svojstva i struktura mogu naglo promijeniti. Homogeni dio sustava, odvojen od ostalih dijelova fizičkim sučeljem, naziva se faza. Primjer heterogenog sustava je tekućina s parom iznad nje u zatvorenoj posudi. Taj se sustav sastoji od dva dijela (faze), a pri prelasku npr. granice između njih gustoća se naglo mijenja.

Ukupnost svih fizičkih i kemijska svojstva sustav karakterizira njegovo stanje. Promjena bilo kojeg svojstva dovodi do promjene njegovog stanja. Međutim, nisu sva svojstva sustava neovisna. Neki od njih mogu se izraziti kroz druge. Na primjer, stanje idealnog plina može se odrediti s tri njegova svojstva: temperaturom T, volumenom V i tlakom P. Dovoljno je odabrati dvije od njih da bi se odredila treća iz poznate jednadžbe stanja idealnog plina - Mendeleev-Clapeyronove jednadžbe:

gdje je R univerzalna plinska konstanta (R = 8,314 J/(mol× K)), n je broj molova plina.

Međutim, za većinu stvarnih sustava opće jednadžbe stanja f(P,V,T) = 0 su nepoznata, ili presložena i nedovoljno točna, što prisiljava na korištenje parcijalnih odnosa pojedinih svojstava dok su druga konstantna.

Tipično, nezavisne varijable su one čije je vrijednosti u danim uvjetima lakše odrediti i promijeniti. Vrlo često su to temperatura i tlak. U višekomponentnim sustavima dodaju im se koncentracije komponenata.

Postoje opsežna svojstva, t.j. ovisno o količini tvari, odnosno masi sustava (npr. volumen), te intenzivni, neovisni o masi (npr. temperatura). Mnoga intenzivna svojstva lako se dobivaju iz ekstenzivnih. Dakle, molarni (ili molarni) volumen V m, koji je intenzivno svojstvo, može se dobiti dijeljenjem ukupnog volumena sustava (ekstenzivno svojstvo) s brojem molova njegovih sastavnih tvari. Gustoća - masa po jedinici volumena tvari - također je intenzivno svojstvo. U termodinamici uglavnom operiraju molarnim svojstvima, jer njihove su vrijednosti u ravnoteži iste za cijeli sustav i za bilo koji njegov dio.

Neovisna intenzivna svojstva sustava nazivaju se parametri stanja. Ostala svojstva smatraju se funkcijama ovih parametara.

Vrijednost bilo kojeg svojstva sustava ne ovisi o stanjima u kojima se prethodno nalazio, tj. ne ovisi o termodinamičkom putu kojim je sustav došao u to stanje. Svaka promjena koja se dogodi u sustavu i povezana je s promjenom njegovih svojstava naziva se proces. Tako, promjena svojstva ne ovisi o putu procesa, već je određena samo početnim i završnim stanjem sustava. U

dalje ćemo ga koristiti za prikaz konačne promjene u svojstvu grčko slovo(na primjer, V), a za infinitezimalnu promjenu ovog svojstva - latinična slova d ili (u parcijalnim izvedenicama).

Proces u kojem se sustav, nakon što je napustio početno stanje i nakon niza promjena, vraća u njega, naziva se kružnim. Očito je da su promjene svojstava sustava u kružnom procesu jednake nuli. Procesi koji se odvijaju pri konstantnoj temperaturi (T = const) nazivaju se izotermna, pri konstantnom tlaku (P = const) – izobari, ili izobari, pri konstantnom volumenu sustava (V = const) –

izohorni, ili izohorni. Procesi tijekom kojih se izmjena energije između sustava i okoline odvija samo u obliku rada nazivaju se

adijabatski.

Stanje sustava u kojem su svi njegovi parametri u bilo kojoj točki poprimili konstantne vrijednosti i ne mijenjaju se tijekom vremena naziva se ravnoteža. Proces u kojem sustav prolazi kroz niz ravnotežnih stanja naziva se ravnotežni proces. To može biti samo beskonačno spor proces. Koncept "ravnoteže" u ovom slučaju podudara se s konceptom "reverzibilnog". Reverzibilan je termodinamički proces koji omogućuje sustavu da se vrati u prvobitno stanje bez ikakvih promjena u okolini. Svaki ravnotežni proces je reverzibilan i, obrnuto, tijekom reverzibilnog procesa sustav prolazi kroz niz ravnotežnih stanja. Nakon curenja nepovratan proces sustav ne može samostalno, tj. bez vanjskog utjecaja vratiti u prvobitno stanje. Svi stvarni, spontani procesi su ireverzibilni i samo se donekle mogu približiti konceptu reverzibilnog procesa.

Kao što je gore navedeno, termodinamički sustav može razmjenjivati energiju sa svojom okolinom u dva oblika: rad (makrofizički oblik) i toplina (mikrofizički oblik).

Rad je kvantitativna mjera ove vrste prijenosa gibanja (energije), koji se provodi kretanjem konačnih masa, tj. sustav kao cjelina ili njegovi dijelovi pod utjecajem bilo kakvih sila.

Najčešće korištene jedinice za energiju i rad, posebno u termodinamici, su SI džul (J) i nesistemska jedinica kalorija (1

kal = 4,18 J).

Kao primjer procesa praćenog radom, razmotrimo širenje plina koji se nalazi u cilindru ispod klipa, koji je podložan tlaku P (slika 1).

Ako se plin pod klipom (koji se kreće bez trenja) širi iz stanja volumena V 1 u stanje volumena V 2, vrši rad A protiv vanjskog tlaka. Sila F kojom plin djeluje na klip

F=PS,

gdje je S površina poprečnog presjeka cilindra. Infinitezimalni rad δA izvršen tijekom izrona

Slika 1 – Rad plina pod tlakom tijekom ekspanzije

visina klipa dh je

δ A = F dh = PS dh,

δ A = P dV.

Za konačnu promjenu volumena plina, integrirajući dobivenu jednadžbu, dobivamo:

A = ∫ PdV .

Razmatrani primjer može se grafički prikazati za dva različita puta (a i b) prijelaza sustava iz stanja 1 u stanje 2 (slika 2).

Slika 2 - Razlika u količini rada koji obavlja plin koji se širi iz volumena V 1 u volumen V 2 u procesima koji se odvijaju duž putanje a i duž putanje b

Budući da je rad brojčano jednak površini ispod krivulje, koja je graf integranda (P), očito je da A a A b, iako početno i konačno stanje sustava u oba slučaja, kao i promjene u svojstvima (P i V), su isti.

Dakle, rad ovisi o putanji procesa, te stoga nije svojstvo sustava. Rad je karakteristika procesa. Stoga, za razliku od promjena svojstava (, d i ) za rad i njegov infinitezimalni količinama notacija prihvaćena A odnosno δ A.

Ako se plin širi pri konstantnom vanjskom tlaku (P = const), tada se, kao što je prikazano na slici 3, rad izračunava množenjem tlaka s promjenom volumena kao rezultat prijelaza sustava iz početnog stanja u konačno stanje.

		3 – Rad na ekspanziji plina u
		izobarni proces

A = P(V2 – V1)

Toplina je kvantitativna mjera ove vrste prijenosa gibanja (energije), koji se provodi kaotičnim sudaranjem molekula dva tijela u kontaktu.

Toplina, kao i rad, nije svojstvo sustava, već je karakteristika procesa i ovisi o njegovom putu. Stoga ne možemo govoriti o rezervi topline u sustavu. Oznaka topline – Q ili za beskonačno malu količinu toga – δ Q . Sustav može apsorbirati i oslobađati toplinu zbog procesa koji se u njemu odvijaju. Apsorpcija topline, koja se konvencionalno smatra pozitivnom ( Q > 0), javlja se u endotermičkiprocesima. Toplina koju stvara sustav uzima se u obzir s predznakom minus ( Q< 0), povezano s curenjemegzotermnaprocesa (slika 4). Posao koji obavlja sustav smatra se pozitivnim ( A> 0). Rad na sustavu pod utjecajem vanjskih sila smatra se negativnim ( A< 0).

A< 0

Termodinamički

Q > 0
Endo toplinski	Exo termalna
procesima	procesima

Slika 4 – Pravilo predznaka usvojeno u termodinamici za toplinu i rad

Razmatra se jedna od najvažnijih veličina u termodinamici unutarnja energija(U ) sustava, koji je njegovo vlasništvo. Karakterizira rezervu energije sustava, uključujući energiju translatornog i rotacijskog gibanja molekula, energiju unutarmolekularnog vibracijskog gibanja atoma, energiju gibanja elektrona i intranuklearnu energiju. Unutarnja energija ne uključuje kinetičku energiju gibanja sustava kao cjeline i potencijalnu energiju njegova položaja.

Unutarnja energija je funkcija temperature i volumena sustava. Ovisnost

U o temperaturi je zbog ovisnosti o njoj kinetičke energije gibanja molekula. Utjecaj volumena koji zauzima sustav na vrijednost unutarnje energije posljedica je činjenice da potencijalna energija međudjelovanja molekula ovisi o udaljenostima između njih.

Apsolutna vrijednost unutarnje energije sustava trenutno se ne može izračunati niti izmjeriti jer nema podataka o vrijednosti unutarnuklearne energije. Međutim, moguće je izračunati promjene unutarnje energije u različitim procesima:

U = U2 – U1.

Dio 2. Primjena prvog zakona termodinamike na proračun toplinskih učinaka procesa

Prvi zakon termodinamike

Ovaj zakon je poseban slučaj običajno pravo očuvanje energije u odnosu na toplinske pojave. Nije teoretski dokazano, već je rezultat generalizacije eksperimentalnih činjenica. Njegovu valjanost potvrđuje činjenica da niti jedna posljedica zakona nije u suprotnosti s iskustvom. Formulira se na sljedeći način.

Prvi zakon: u bilo kojem procesu povećanje unutarnje energije sustava jednako je količini topline koja je privedena sustavu umanjenoj za količinu rada koji je sustav izvršio.

Matematički zapis prvog zakona termodinamike je izraz

ako je rad koji obavlja sustav povezan samo s njegovim širenjem. U općem slučaju, kada se može raditi ne samo protiv vanjskog pritiska, već i protiv električnih, magnetskih i drugih sila, treba pisati

du = δ Q – PdV – δ A′,

gdje se vrijednost δA ′ naziva „korisni“ rad. Nadalje ćemo uzeti u obzir δA ′ samo tamo gdje je potrebno.

Primjeri primjene prvog zakona na razne procese

1 Kružni proces ( U = const ). Očito je da je kao rezultat takvog procesa dU = 0, što znači δQ = δA, odnosno Q = A. U kružnom procesu sav rad obavlja sustav zbog dovođenja topline u njega.

2 Izotermni proces ( T = const). Kako bismo pojednostavili zaključak, razmotrimo primjenu jednadžbe dU = δQ T – PdV na proces koji se odvija u idealnom plinu. U tom slučaju unutarnja energija sustava ne ovisi o volumenu, stoga je U = f (T). Pri konstantnoj temperaturi dU = 0. Prema tome, sva toplina dovedena u sustav troši se na rad:

δ Q = δ A = PdV.

Sav rad uzimajući u obzir jednadžbu stanja idealnog plina PV = nRT jednak je

	A = V 2	PdV = V 2		dV = nRT ln
	A = V 2	PdV = V 2		dV = nRT ln




	Izohorni proces (V = const). Kako je dV = 0, onda
	dU = δQV –		δ A = δ QV – PdV = δ QV ,
		odnosno dU = δQV.
Sva toplina dovedena u sustav odlazi na povećanje unutarnje energije: Q V = U.
	Adijabatski proces (δQ = 0). Jednadžba dU = δQ – δA transformira se u oblik dU =
	δA, odnosno δA = – dU. Sustav obavlja rad zbog gubitka svoje unutarnje energije.
	Izobarni proces ( P = const). Zamislimo jednadžbu prvog zakona dU = δQ P – PdV
		δQP = dU + PdV,
		δQP = dU + PdV,

gdje, koristeći svojstva diferencijala, provodimo sljedeće transformacije:

δ QP = dU + d(PV) = d(U + PV).

Vrijednost u zagradama U + PV označava se slovom H i naziva se entalpija sustava. Zatim

δQP = dH; Q = H = H2 – H1.

Dakle, toplina koju sustav prima u izobarnom procesu troši se na povećanje entalpije. Entalpija je svojstvo, odnosno funkcija stanja sustava, a njezina promjena ne ovisi o putu procesa, jer promjene sve tri veličine U, P i V određene su samo početnim i završnim stanjem sustava. Apsolutna vrijednost entalpija se, kao ni unutarnja energija, ne može odrediti. Na temelju eksperimentalnih podataka određuju se samo promjene entalpije H razmatrane tvari kada se vanjski uvjeti ili H promatranog sustava mijenjaju kada se u njemu odvija neki proces.

Vidimo da u dva posebna slučaja, točnije pri V = const i P = const, toplina koju prima sustav odlazi na povećanje vrijednosti funkcija stanja, odnosno U

Prekretnice u povijesti fizikalne kemije Pojam "fizikalna kemija" pripada M.V. Lomonosov, koji je 1752. godine prvi predavao kolegij “Fizikalna kemija” studentima na Sveučilištu u St. Petersburgu. On posjeduje stazu. definicija: “Fizikalna kemija je znanost koja objašnjava, na temelju principa i eksperimenata fizike, što se događa u miješanim tijelima tijekom kemijskih operacija.”

Prekretnice u povijesti fizikalne kemije Godine 1887. Ostwald je imenovan prvim profesorom fizikalne kemije na Sveučilištu u Leipzigu, gdje su njegovi asistenti i kolege bili Jacob van't Hoff, Svante Arrhenius i Walter Nernst. Iste godine Ostwald je osnovao časopis za fizikalnu kemiju ("Zeitschrift für physikalische Chemie")

Poslovi farmaceuta Relevantni dijelovi fizikalne kemije ili fizikalno-kemijske metode analize Industrijska proizvodnja ljekovitih tvari Proučavanje kemijske ravnoteže, kemijske kinetike i katalize Ekstrakcija ljekovitih tvari iz biljnih i životinjskih sirovina Proučavanje fazne ravnoteže (ekstrakcija), Proučavanje otopina, Proučavanje difuzije Izrada lijekova i ljekovitih oblika Svojstva disperzirani sustavi, fazne ravnoteže, površinski fenomeni, svojstva otopina itd. Određivanje fizikalne kompatibilnosti ljekovitih tvari Fazne i kemijske ravnoteže, otopine, toplinska analiza Analiza ljekovitih tvari u tvarima, u oblicima za doziranje, u prirodnim objektima, u ekstraktima Fizikalno-kemijske metode analiza: optička - spektrofotometrija, fotokolorimetrija, nefelometrija, turbidimetrija i dr.; elektrokemijska - potenciometrijska, konduktometrijska, amperometrijska titracija, polarografija itd. kromatografska - adsorpcijska, razdjelna kromatografija, kolonska, tankoslojna, papirna, elektroforetska kromatografija i dr. Određivanje i produljenje roka trajanja lijekova Kinetika, kataliza, fotokemija Odabir metode unošenja lijekova u ljudski organizam Teorija otopina (osmoza, međusobna topljivost) tvari), doktrina o faznoj ravnoteži (ekstrakcija, distribucija, difuzija), acidobazna kataliza, kinetika, svojstva disperznih sustava Proučavanje ponašanja ljekovitih tvari u tijelu Difuzija, svojstva gelova, svojstva surfaktanata i velike molekulske mase tvari, kinetika, proučavanje otopina, proučavanje kemijske ravnoteže itd.

OSNOVNI POJMOVI TERMODINAMIKE Sustav je skup tvari (komponenata) u određenom faznom stanju, međusobno djelujući i odvojenih od okoliš granična ploha Homogena je homogena s., unutar koje ne postoji sučelje između dijelova sustava s različitim svojstvima (tekuće ili krute otopine, suhe plinske smjese) Heterogena s. imaju sučelja između dijelova s različitim svojstvima i sastoje se od dvije ili više faza.

OSNOVNI POJMOVI TERMODINAMIKE Faza - skup svih homogenih dijelova sustava, identičnih po kemijskom sastavu, strukturi i svim intenzivnim svojstvima i odvojenih od ostalih dijelova međuprostorom Komponenta - samostalno postojeća. kemijski spoj, uključen u fazu Otvoreni sustav Zatvoreni sustav Izolirani sustav

OSNOVNI POJMOVI TERMODINAMIKE Ekstenzivna svojstva ovise o količini tvari (volumen, toplinski kapacitet, entropija) Intenzivna svojstva ne ovise o količini tvari (gustoća, temperatura) Funkcije stanja - svojstva koja ovise o početnom i konačnom stanju a ne ovise o prijelaznom putu.

OSNOVNI POJMOVI TERMODINAMIKE Unutarnja energija (U) je funkcija stanja koja karakterizira ukupnu rezervu energije sustava Rad (W) je makroskopski oblik prijenosa energije (u obliku kinetičke energije usmjerenog gibanja čestica) Toplina (Q ) je prijenos energije putem sudara molekula (izmjena topline). Mikroskopski (poremećeni) oblik prijenosa energije. TOPLINA I RAD SU FUNKCIJE PROCESA!

Nulti zakon termodinamike iz 1931. Sustav Fowler Sykh i "B" nalaze se u toplinskoj ravnoteži sa sustavom "C", može se tvrditi da su "A" i "B" u međusobnoj toplinskoj ravnoteži ovaj postulat leži u na temelju mjerenja temperature

PRVI ZAKON TERMODINAMIKE (ZAKON OČUVANJA ENERGIJE) Ako sustav ne vrši rad, tada do bilo kakve promjene unutarnje energije dolazi samo zbog apsorpcije ili oslobađanja topline, tj. pri w = 0 U = Q Ako sustav ne prima niti ne odaje toplinu, tada se rad koji obavlja proizvodi samo zbog gubitka unutarnje energije, tj. pri Q = 0 U = w ili w = U - slijedi da je nemoguće stvoriti perpetuum mobile (mehanizam) koji neograničeno proizvodi rad bez dotoka energije izvana

TERMOKEMIJA (osnovni pojmovi) Toplina nastanka H f (od nastanka) Toplina izgaranja H c (od izgaranja) Standardni uvjeti (1 atm = Pa), 298 K (25 o C) AKO je za standard dana termokemijska ili termodinamička vrijednost stanje , onda se ovo označava znakom “o”: H o f ; H o s; U o

DRUGA KOROLAR HESSOVA ZAKONA Ako se odvijaju dvije reakcije koje vode iz različitih početnih stanja u ista završna stanja, tada je razlika između njihovih toplinskih učinaka jednaka toplinskom učinku reakcije prijelaza iz jednog početnog stanja u drugo početno stanje C ( gr) + O 2 = CO 2 393,51 k J/mol C (alm) + O 2 = CO 2 395,39 k J/mol

TREĆA KOROLAR HESSOVA ZAKONA Ako se odvijaju dvije reakcije koje vode iz istih početnih stanja u različita završna stanja, tada je razlika između njihovih toplinskih učinaka jednaka toplinskom učinku reakcije prijelaza iz jednog konačnog stanja u drugo konačno stanje C (g ) + O 2 CO 2 393,505 kJ/mol CO + 1/2 O 2 CO 2 282,964 k J/mol C (g) + 1/2 O 2 CO + H r H r = 393,505 (282,964) = 110,541 k J/ mol.

DRUGI ZAKON TERMODINAMIKE Toplina se ne može spontano prenijeti s hladnijeg tijela na toplije. Energija raznih vrsta nastoji se pretvoriti u toplinu, a toplina nastoji raspršiti. Međutim, rasipanje energije među komponentama sustava može se izračunati pomoću metode statističke termodinamike

TREĆI ZAKON TERMODINAMIKE za idealno uređeni kristal na temperaturi apsolutne nule, kada nema toplinskog gibanja čestica, termodinamička vjerojatnost W jednaka je 1. To znači da je, u skladu s Boltzmannovom jednadžbom, njegova entropija nula: S 0 = k ln 1 = 0

- -

KEMIJSKA RAVNOTEŽA 1. Termodinamički predznak ravnoteže (Gibbsova i Helmholtzova energija se ne mijenjaju) 2. Kinetički predznak ravnoteže (brzine prednje i obrnute reakcije su iste) ZADACI: optimizacija sastava ravnotežne smjese tvari; proračun ravnotežnog prinosa proizvoda kemijska reakcija

Le Chatelierovo načelo AKO JE SUSTAV U STANJU RAVNOTEŽE, ONDA POD UDJELOM SILA KOJE UZROKUJU NERAVNOTEŽU, SUSTAV PRELAZI U STANJE U KOJEM DJELOVANJE VANJSKOG UTJECAJA SLABI Le Chatelierovo načelo određuje pomak kemijskih i faznih ekv. ilibrija pri mijenjanju temperatura, tlak ili sastav sustava

Jednadžbe izoterme kemijske reakcije Jacob van't Hoff () (student Friedricha Kekulea) "FANTASTIČNO NERAZUM!" Adolf Kolbe "Čekaj pa ćeš vidjeti..."

OSNOVNI POJMOVI Faza - skup svih homogenih dijelova sustava, identičnih po kemijskom sastavu, strukturi i svim intenzivnim svojstvima i odvojenih od ostalih dijelova međufazom Komponenta - neovisno postojeći kemijski spoj koji je dio faze Međufaza (međufazna granica)

GIBBSOVO PRAVILO FAZE C = 0 - sustav nazivamo nevarijantnim; promjena bilo kojeg parametra stanja dovodi do promjene broja faza. C = 1 - sustav se naziva monovarijantnim; samo jedan od parametara može se promijeniti bez promjene broja faza. C = 2 - sustav se naziva bivarijantnim.

Za fazna polja C = K F + 2 = = 2 Za ravnotežne linije C = K F + 2 = = 1 Za trostruku točku C = K F + 2 = = 0

RJEŠENJA 1. Termodinamički stabilni homogeni molekularno-disperzni sustavi 2. Jednofazni sustavi promjenjivog ili heterogenog sastava, koji se sastoje od dvije ili više komponenti. Obično se izoliraju otapalo i otopljena tvar. Glavne vrste su otopine neelektrolita i otopine elektrolita.

Konovalov prvi zakon: Tekućine ključaju kada tlak pare iznad njih postane jednak atmosferskom tlaku. Čiste tekućine vriju pri konstantnoj temperaturi (T kip).U otopinama je drugačije: Zasićena para u odnosu na ravnotežnu otopinu relativno je bogatija onom komponentom čijim dodatkom u sustav raste ukupni tlak pare. Para u ravnotežnom binarnom sustavu obogaćena je komponentom niskog vrelišta u usporedbi s tekućinom.
Drugi Konovalovljev zakon Ekstremumi na dijagramu vrenja odgovaraju takvoj ravnoteži otopine i zasićene pare, u kojoj su sastavi obiju faza isti Azeotropne otopine su otopine koje pri određenom omjeru komponenata imaju isti sastav pare. kao tekući sastav (tj. smjesa se ponaša kao čista tvar).

Opis prezentacije po pojedinačnim slajdovima:

1 slajd

Opis slajda:

2 slajd

Opis slajda:

3 slajd

Opis slajda:

Plin je stanje agregacije tvari u kojem se molekule kreću kaotično i nalaze se na velikoj udaljenosti jedna od druge. U čvrstim tijelima razmaci između čestica su mali, sila privlačenja odgovara sili odbijanja. Tekućina je agregatno stanje srednje između krutog i plinovitog. U tekućini se čestice nalaze blizu jedna drugoj i mogu se kretati jedna u odnosu na drugu; Tekućina, poput plina, nema određeni oblik. Plazma je visoko pražnjen plin u kojem se kaotično kreću električki nabijene čestice – elektroni i pozitivno nabijene jezgre atoma ili iona.).

4 slajd

Opis slajda:

Agregatna stanja iste tvari ne razlikuju se po kemijskim svojstvima i sastavu, a fizikalna svojstva im nisu ista. Primjer - H2O (voda). Razlike u fizičkim svojstvima nastaju zbog činjenice da se čestice u plinovitim, tekućim i krutim stvarima nalaze na nejednakoj udaljenosti jedna od druge, zbog čega se privlačne sile koje djeluju između njih očituju u nejednakom stupnju

5 slajd

Opis slajda:

Osnovne odredbe mkt Sve tvari - tekuće, čvrste i plinovite - formirane su od najmanjih čestica - molekula, koje se same sastoje od atoma ("elementarne molekule"). Molekule kemijske tvari mogu biti jednostavne ili složene i sastoje se od jednog ili više atoma. Molekule i atomi su električki neutralne čestice. Pod određenim uvjetima, molekule i atomi mogu steći dodatne električno punjenje te se pretvaraju u pozitivne ili negativne ione. Atomi i molekule su u neprekidnom kaotičnom kretanju. Čestice međusobno djeluju silama koje su po prirodi električne. Gravitacijska interakcija između čestica je zanemariva.

6 slajd

Opis slajda:

1. Doktrina agregacijskih stanja 1.1 Uvod Fazni prijelaz je prijelaz tvari iz jednog agregacijskog stanja u drugo L-G isparavanje (isparavanje) T-G sublimacija (sublimacija) G-L ukapljivanje (kondenzacija) kruto i tekuće G-T desublimacijsko (kondenzacijsko) stanje - kondenzirano T-L taljenje L-T kaljenje(smrzavanje) Fazni prijelazi praćeni su apsorpcijom ili oslobađanjem topline

7 slajd

Opis slajda:

1. Doktrina agregatnih stanja 1.2. Plinovito stanje tvari Plin je agregatno stanje tvari u kojem njegove sastavne čestice (atomi, molekule, ioni) nisu vezane ili su vrlo slabo vezane silama međudjelovanja te se slobodno kreću ispunjavajući cijeli volumen koji im je predviđen. Glavne karakteristike plinova: imaju malu gustoću, jer čestice su udaljene jedna od druge i nemaju ni svoj oblik ni svoj volumen; potpuno ispunjavaju posudu u kojoj se nalaze i poprimaju njen oblik te se lako stisnu.

8 slajd

Opis slajda:

Jednadžba stanja idealnog plina Idealni plin je teorijski model plina u kojem se zanemaruje veličina i međudjelovanje čestica plina te se uzimaju u obzir samo njihovi elastični sudari, odnosno Idealni plin je plin u kojem nema privlačne sile između molekula.

Slajd 9

Opis slajda:

čestice plina (atomi, molekule, ioni) se uzimaju kao materijalne bodove(tj. nemaju volumen) nema sila međusobnog privlačenja među česticama (međumolekularne sile) interakcija između molekula svedena je na apsolutno elastične udare (tj. udare pri kojima se kinetička energija potpuno prenosi s jednog objekta na drugi) čestice plina (atomi, molekule) , ioni) imaju volumen čestice plina međusobno su povezane silama interakcije, koje se smanjuju s povećanjem udaljenosti među česticama, sudari između molekula nisu apsolutno elastični Idealni plin Pravi plin 1. Doktrina agregacijskih stanja 1.2. Plinovito agregatno stanje Pravi plin sličan je idealnom plinu pri visokom tlaku i uobičajenim temperaturama

10 slajd

Opis slajda:

Jednadžba stanja idealnog plina (Mendeleev-Clapeyron jednadžba) je odnos koji povezuje vrijednosti tlaka, volumena i temperature: gdje je n broj molova plina, R = 8,31431 J/mol.K) je plinska konstanta Plin koji se pokorava ovom zakonu naziva se idealnim. Plinski zakoni

11 slajd

Opis slajda:

Plinski zakoni Pri konstantnoj temperaturi i masi volumen plina je obrnuto proporcionalan njegovom tlaku Volumen dane mase plina pri konstantnom tlaku izravno je proporcionalan apsolutnoj temperaturi Tlak dane mase plina pri konstantnom volumenu je izravno proporcionalna apsolutnoj temperaturi Boltzmannova konstanta: k=R/NA=1,38 10-23 J/C

12 slajd

Opis slajda:

Idealni plinovi imaju isti molarni volumen. na n. u. = 22,4140 dm3 (l) Na drugim temperaturama i tlakovima ova će vrijednost biti drugačija! Plinski zakoni

Slajd 13

Opis slajda:

Oni se ne pokoravaju zakonima idealnih plinova. Glavni razlozi odstupanja su međusobno privlačenje molekula plina i prisutnost vlastitog volumena.Molarni volumen može poslužiti kao karakteristika odstupanja.Pravi plinovi

Slajd 14

Opis slajda:

Realni plinovi Pravi plinovi ne podliježu Mendeleev-Clapeyronovoj jednadžbi. Jednadžba stanja realnog plina (van der Waalsova jednadžba) za jedan mol za n molova a – uzima u obzir međumolekulske interakcije; b – uzima u obzir intrinzični volumen molekula. Koeficijenti a i b različiti su za različite plinove, pa van der Waalsova jednadžba nije univerzalna. Pri niskim tlakovima i visokim temperaturama van der Waalsova jednadžba prelazi u jednadžbu stanja idealnog plina.

15 slajd

Opis slajda:

Glavno svojstvo tekućine, koje je razlikuje od ostalih agregatnih stanja, jest sposobnost neograničene promjene oblika pod utjecajem tangencijalnih mehaničkih naprezanja, čak i proizvoljno malih, pri čemu praktički zadržava svoj volumen. Tekuće stanje obično se smatra posrednikom između krutine i plina: plin ne zadržava ni volumen ni oblik, ali krutina zadržava oboje. Tekuće stanje stvari

16 slajd

Opis slajda:

vibracijsko-translacijsko gibanje molekula, nestlačivost zbog unutarnjeg tlaka, asocijacija (u slučaju polarnih molekula), prisutnost reda kratkog dometa u odsutnosti reda dalekog dometa, površinska napetost, viskoznost. Svojstva tekućina:

Slajd 17

Slični dokumenti

Utjecaj temperature na brzinu kemijske reakcije. Bilateralne i unilateralne reakcije, njihova molekularnost, redoslijed, kinetička klasifikacija. Teorije aktivnih sudara. Lančane reakcije, toplinska eksplozija. Vrste fotokemijskih procesa, kvantni prinos.

tečaj predavanja, dodan 10.12.2015

Obilježja predmeta i objekta, ciljevi i zadaci fizikalne i koloidne kemije. Opis osnovnih pojmova termodinamike. Kemijska kinetika: brzina kemijske reakcije, Arrheniusova jednadžba, katalitički procesi, homogena kataliza i autokataliza.

priručnik za obuku, dodan 02.05.2014

Problemi kemijske termodinamike. Fazne ravnoteže i otopine. Termodinamička i elektrostatska teorija elektrolita. Kinetika kemijskih reakcija. Zakonitosti povezane s međusobnom pretvorbom kemijskih i elektrokemijskih oblika energije.

priručnik za obuku, dodan 21.11.2016

Kataliza je proces koji uključuje promjenu brzine kemijskih reakcija u prisutnosti tvari koje se nazivaju katalizatori. Informacije o industrijskoj katalizi i njezinoj ulozi u ekologiji. Prolaz kroz energetsku barijeru, homogena i heterogena kataliza.

sažetak, dodan 07.11.2009

Brzina kemijske reakcije. Homogene i heterogene reakcije. Zakon djelovanja mase. Energija aktivacije. Utjecaj katalizatora. Konstanta kemijske ravnoteže. Bit Le Chatelierovog principa. Pojam molekularnosti i reda reakcije u kemijskoj kinetici.

prezentacija, dodano 23.04.2013

Pojam kemijske kinetike. Čimbenici uključuju koncentraciju reaktanata, stupanj mljevenja, temperaturu i prisutnost katalizatora ili inhibitora. Definicija pojma "molekularnost reakcije". Bit katalizatora i njegovo djelovanje u kemijskim reakcijama.

priručnik, dodano 27.04.2016

Proučavanje zakona heterogenih ravnoteža fizikalno-kemijskog sustava u stabilnoj termodinamičkoj ravnoteži. Pregled višekomponentnih tekućina. Analiza kinetike i katalize. Esej o koncentraciji tvari i klasifikaciji kemijskih reakcija.

prezentacija, dodano 29.09.2013

Analiza suštine, karakteristika i stanja kemijskih reakcija. Klasifikacija kemijskih reakcija prema različitim kriterijima. Određivanje brzine kemijske reakcije. Definicija pojma katalizatora, kao i opis njegovog utjecaja na brzinu kemijske reakcije.

sažetak, dodan 28.06.2017

Pojam kemijske kinetike, brzina kemijske reakcije. Osnovni zakon kemijske kinetike. Utjecaj temperature na brzinu kemijskih reakcija. Pojam i suština katalize, princip rada katalizatora. Matematički uvjet kemijske ravnoteže.

priručnik za obuku, dodan 18.09.2015

Utjecaj koncentracije tvari, tlaka, dodirne površine reagensa, temperature na brzinu kemijske reakcije. Zakon djelovanja mase. Pojam katalize je smanjenje aktivacijske energije reakcije, a inhibicija je povećanje njezine aktivacijske energije.

D. x. n. , profesor, voditelj Odsjeka za fizičku kemiju, Rusko kemijsko tehničko sveučilište nazvano. D. I. Mendeljejev Konjuhov Valerij Jurijevič volkon_1@mail. ru vkontakte. ru

Literatura Vishnyakov A.V., Kizim N.F. Fizička kemija. M.: Kemija, 2012. Fizička kemija//Ed. K. S. Krasnova. M.: postdiplomske studije, 2001 Stromberg A. G., Semchenko D. P. Fizička kemija. M.: Viša škola, 1999. Osnove fizičke kemije. Teorija i zadaci: Proc. Priručnik za sveučilišta/V. V. Eremin i dr. M.: 2005.

Literatura Atkins P. Fizikalna kemija. M.: Mir. 1980. Karapetyants M. Kh. Kemijska termodinamika. M.: Kemija, 1975.

LOMONOSOV Mihail Vasiljevič (1711. -65.), prvi ruski prirodoslovac svjetskog značaja, pjesnik, koji je postavio temelje modernog ruskog književni jezik, umjetnik, povjesničar, pobornik razvoja nacionalnog obrazovanja, znanosti i gospodarstva. Rođen 8. (19.) studenog u selu Denisovka (danas selo Lomonosovo) u obitelji Pomor. S 19 godina odlazi na studij (od 1731. na Slavensko-grčko-latinsku akademiju u Moskvi, od 1735. na Akademsko sveučilište u St. Petersburg, 1736 -41 u Njemačkoj). Od 1742. adjunkt, od 1745. akademik Petrogradske akademije znanosti.

Godine 1748. osnovao je prvi kemijski laboratorij u Rusiji pri Akademiji znanosti. Na inicijativu Lomonosova osnovano je Moskovsko sveučilište (1755.). Razvio je atomske i molekularne pojmove o strukturi tvari. Tijekom razdoblja dominacije kalorijske teorije, tvrdio je da je toplina posljedica kretanja korpuskula. Formulirao princip očuvanja materije i gibanja. Flogiston isključen s popisa kemijskih agenasa. Postavio je temelje fizikalne kemije.

Istraživao atmosferski elektricitet i gravitaciju. Iznio je teoriju boja. Izradio niz optičkih instrumenata. Otkrio atmosferu na Veneri. Opisao je strukturu Zemlje, objasnio podrijetlo mnogih minerala i minerala. Objavio priručnik iz metalurgije. Naglasio je važnost istraživanja Sjevernog morskog puta i razvoja Sibira. Obnovio je umjetnost mozaika i izradu smalte, a sa svojim učenicima stvarao je mozaičke slike. Član Akademije umjetnosti (1763). Pokopan u Sankt Peterburgu u Nekropoli 18. stoljeća.

Lomonosovljeva definicija: “Fizikalna kemija je znanost koja proučava, na temelju principa i eksperimenata fizike, što se događa u složenim tijelima tijekom kemijskih operacija... Fizikalnu kemiju možemo nazvati kemijskom filozofijom."

U Zapadna Europa Opće je prihvaćeno da se godinom nastanka fizikalne kemije smatra 1888., kada je V. Ostwald počeo predavati ovaj kolegij, uz pratnju praktične vježbe, te je počeo izdavati časopis “Zeitschtift fur physikalische Chemie”. Iste je godine na Sveučilištu u Leipzigu organizirana Katedra za fizikalnu kemiju pod vodstvom W. Ostwalda.

Rođen i dugo živio u rusko carstvo, u 35. godini života promijenio je rusko državljanstvo u njemačko. U Leipzigu je proveo veći dio života, gdje su ga nazivali “ruskim profesorom”. U 25. godini života obranio je doktorsku disertaciju na temu “Volumno-kemijska i optičko-kemijska istraživanja”.

Godine 1887. prihvatio je ponudu da se preseli u Leipzig, gdje je osnovao Institut za fiziku i kemiju na sveučilištu, kojim je upravljao do 1905. Godine 1888. zauzimao je vrlo prestižnu katedru za fiziku i anorganska kemija Sveučilište u Leipzigu. Na ovoj poziciji radio je 12 godina.

Iz “Leipziške škole” W. Ostwalda potekli su: nobelovci S. Arrhenius, J. Van't Hoff, W. Nernst, poznati fizikalni kemičari G. Tammann i F. Donnan, organski kemičar J. Wislicens, poznati američki kemičar G. N. Lewis. Tijekom godina, ruski kemičari obučavali su se kod Ostwalda: I. A. Kablukov, V. A. Kistyakovsky, L. V. Pisarzhevsky, A. V. Rakovsky, N. A. Shilov i drugi.

Jedna od Ostwaldovih jedinstvenih značajki bilo je njegovo dugogodišnje aktivno nepriznavanje atomsko-molekularne teorije (iako je on predložio termin "mole"). “Kemičar ne vidi nikakve atome. "On proučava samo jednostavne i razumljive zakone koji upravljaju omjerima mase i volumena reagensa."

V. Ostwald uspio je napisati pozamašan udžbenik kemije u kojem se riječ “atom” niti jednom ne spominje. Govoreći 19. travnja 1904. u Londonu s velikim izvješćem pred članovima Kemijskog društva, Ostwald je pokušao dokazati da atomi ne postoje i da je "ono što nazivamo materijom samo zbirka energija skupljenih zajedno na određenom mjestu."

U čast W. Ostwalda, a Spomen ploča s natpisom na estonskom, njemačkom i engleski jezici

predvidjeti može li se reakcija odvijati spontano; ako se reakcija dogodi, koliko duboko (koje su ravnotežne koncentracije produkata reakcije); Ako reakcija je u tijeku, pa kojom brzinom.

1. STRUKTURA MATERIJE U ovom odjeljku na temelju kvantna mehanika(Schrodingerove jednadžbe) objašnjava građu atoma i molekula (elektroničke orbitale atoma i molekula), kristalne rešetke čvrstih tijela i dr. te razmatra agregatna stanja tvari.

2. KEMIJSKA TERMODINAMIKA temeljena na zakonima (principima) termodinamike omogućuje: izračunavanje toplinskih učinaka kemijskih reakcija i fizikalnih i kemijskih procesa, predviđanje smjera kemijskih reakcija, izračunavanje ravnotežnih koncentracija reagensa i produkata reakcije.

3. TERMODINAMIKA FAZNE RAVNOTEŽE Proučava uzorke faznih prijelaza u jednokomponentnim i višekomponentnim (otopine) sustavima. Njegov glavni cilj je konstruirati dijagrame fazne ravnoteže ovih sustava.

4. ELEKTROKEMIJA Proučava svojstva otopina elektrolita, značajke njihova ponašanja u usporedbi s molekularnim otopinama, istražuje obrasce međusobne pretvorbe energije kemijskih reakcija i električna energija, tijekom rada elektrokemijskih (galvanskih) članaka i elektrolizatora.

5. KEMIJSKA KINETIKA I KATALIZA Proučava uzorke kemijskih reakcija tijekom vremena, proučava utjecaj termodinamičkih parametara (tlak, temperatura itd.), prisutnost katalizatora i inhibitora na brzinu i mehanizam reakcija.

Zasebna znanost, KOLOIDNA KEMIJA, obuhvaća dio fizikalne kemije - fizikalnu kemiju površinskih pojava i disperznih sustava.

Klasična termodinamika je grana teorijske fizike i proučava obrasce međusobnih transformacija raznih vrsta energije i energetskih prijelaza između sustava u obliku topline i rada (termo – toplina, dinamo – gibanje).

Termodinamika apstrahira od uzroka koji uzrokuju bilo koji proces i vremena tijekom kojeg se taj proces odvija, već operira samo s početnim i završnim parametrima sustava koji sudjeluje u bilo kojem fizikalnom i kemijskom procesu. Svojstva pojedinačnih molekula se ne uzimaju u obzir, već se koriste prosječne karakteristike sustava koji se sastoje od više molekula.

Zadaće kemijske termodinamike su: mjerenje i proračun toplinskih učinaka kemijskih reakcija i fizikalno-kemijskih procesa, predviđanje smjera i dubine reakcija, analiza kemijskih i faznih ravnoteža itd.

1. 1. Osnovni pojmovi i definicije TD U termodinamici se svi procesi koji nas zanimaju odvijaju u termodinamičkim sustavima. Sustav je tijelo ili grupa tijela koje promatrač u okolini stvarno ili mentalno identificira.

Sustav je dio okolnog svijeta koji nas posebno zanima. Sve ostalo u svemiru je okoliš (okolina). Opće je prihvaćeno da je okolina toliko velika (ima beskonačan volumen) da izmjena energije s termodinamičkim sustavom ne mijenja njegovu temperaturu.

Na temelju prirode izmjene energije i tvari s okolinom sustavi se dijele na: izolirane - ne mogu razmjenjivati ni tvar ni energiju; zatvoreni - mogu razmjenjivati energiju, ali ne mogu razmjenjivati materiju; otvoren - može razmjenjivati i materiju i energiju.

Sustavi se prema broju faza dijele na: homogene - sastoje se od jedne faze (otopina Na. Cl u vodi); heterogeni - sustav uključuje nekoliko faza, odvojenih jedna od druge sučeljima. Primjer heterogenih sustava je led koji pluta u vodi, mlijeku (kapljice masti su jedna faza, vodeni medij je druga).

Faza je skup homogenih dijelova sustava koji imaju ista kemijska i fizikalna svojstva i odvojeni su od ostalih dijelova sustava faznim sučeljima. Svaka faza je homogeni dio heterogenog sustava

Sustavi se prema broju komponenti dijele na: jednokomponentne, dvokomponentne, trokomponentne i višekomponentne. Komponente se nazivaju pojedinačne kemijske tvari, komponente sustava koje se mogu odvojiti od sustava i postojati izvan njega.

Svaki termodinamički sustav može se karakterizirati skupom velikog broja fizikalnih i kemijskih svojstava koja poprimaju određene vrijednosti: temperatura, tlak, toplinska vodljivost, toplinski kapacitet, koncentracije komponenti, dielektrična konstanta itd.

Kemijska termodinamika bavi se onim svojstvima koja se mogu jednoznačno izraziti kao funkcije temperature, tlaka, volumena ili koncentracije tvari u sustavu. Ova svojstva se nazivaju termodinamička svojstva.

Stanje termodinamičkog sustava smatra se danim ako su naznačeni njegov kemijski sastav, fazni sastav i vrijednosti neovisnih termodinamičkih parametara. Neovisni parametri uključuju: tlak (P), volumen (V), temperaturu (T), količinu tvari n u obliku broja molova ili u obliku koncentracija (C). Oni se nazivaju parametrima stanja.

Prema postojećem sustavu jedinica (SI), glavni termodinamički parametri navedeni su u sljedećim jedinicama: [m 3] (volumen); [Pa] (tlak); [mol] (n); [K] (temperatura). Iznimno, u kemijskoj termodinamici dopušteno je koristiti izvansistemsku jedinicu normalnog tlaka fizička atmosfera(atm), jednako 101,325 k.Pa

Termodinamički parametri i svojstva mogu biti: Intenzivni – ne ovise o masi (volumenu) sustava. To su temperatura, tlak, kemijski potencijal itd. Ekstenzivni – ovise o masi (volumenu) sustava. To su energija, entropija, entalpija itd. Kada se formira složeni sustav, intenzivna svojstva se izravnavaju, a ekstenzivna svojstva se sabiraju.

Svaka promjena koja se događa u sustavu i prati je promjena barem jednog termodinamičkog parametra stanja (svojstva sustava) naziva se termodinamički proces. Ako proces mijenja kemijski sastav sustava, tada se takav proces naziva kemijska reakcija.

Obično se tijekom procesa jedan (ili više) parametara održava konstantnim. Sukladno tome razlikuju: izotermni proces pri konstantnoj temperaturi (T = const); izobarni proces - pri konstantnom tlaku (P = const); izohorni proces - pri konstantnom volumenu (V = const); adijabatski proces u odsutnosti izmjene topline s okolinom (Q = 0).

Kada se procesi odvijaju u neizoliranim sustavima, toplina se može apsorbirati ili otpustiti. U skladu s tom značajkom procesi se dijele na egzotermne (toplina se oslobađa) i endotermne (toplina se apsorbira).

Tijekom procesa sustav prelazi iz jednog ravnotežnog stanja u drugo ravnotežno stanje.Termodinamička ravnoteža je stanje sustava u kojem se uočava toplinska, mehanička i kemijska (elektrokemijska) ravnoteža s okolinom i između faza sustava.

Ravnotežna stanja su: stabilna; metastabilan. Proces se naziva ravnotežnim (kvazistatičkim) ako beskonačno sporo prolazi kroz kontinuirani niz ravnotežnih stanja sustava.

Procesi koji se odvijaju sami od sebe i za svoje provođenje ne zahtijevaju vanjsku energiju nazivaju se spontani (pozitivni) procesi. kada se iz okoline izdvaja energija za izvođenje procesa, tj. radi se na sustavu, proces se naziva nespontanim (negativnim).

Funkcije stanja Funkcije stanja su svojstva sustava (unutarnja energija U, entalpija H, entropija S itd.), karakteriziraju dano stanje sustava. Njihove promjene tijekom procesa ne ovise o njegovom putu i određene su samo početnim i završnim stanjem sustava.

Infinitezimalna promjena zadane funkcije je puni diferencijal d. U, d. S itd:

Procesne (prijelazne) funkcije Procesne funkcije (toplina Q, rad W) – nisu svojstva sustava (nisu u sustavu), nastaju tijekom procesa u kojem sustav sudjeluje.

Ako u sustavu nema topline i rada, onda je bespredmetno govoriti o njihovoj promjeni, može se govoriti samo o njihovoj količini Q ili W u pojedinom procesu. Njihove količine ovise o ruti procesa. Infinitezimalne veličine su označene sa Q, W.

Kretanje je atribut materije. Mjera kretanja, odnosno kvantitativna i kvalitativna karakteristika je energija. Energija je funkcija stanja sustava. Njegova promjena u pojedinom procesu ne ovisi o putanji procesa i određena je samo početnim i završnim stanjem sustava.

Poznato je mnogo različitih vrsta energije: mehanička, električna, kemijska itd., ali energija može prelaziti iz sustava u sustav samo u dva oblika: u obliku topline ili rada.

Toplina (Q) je oblik prijenosa energije iz sustava u sustav zbog kaotičnog kretanja čestica (molekula, atoma, iona itd.) sustava u kontaktu.

U termodinamici se pretpostavlja da je toplina dovedena u sustav pozitivna (na primjer, toplina endotermne reakcije), a pretpostavlja se da je toplina odvedena iz sustava negativna (toplina egzotermne reakcije). U termokemiji je suprotno.

Rad je oblik prijenosa energije iz sustava u sustav zbog usmjerenog kretanja mikro- ili makrotijela. U literaturi se rad označava ili W (od engleskog “work”) ili A (od njemačkog “arbait”).

postojati različiti tipovi rad: mehanički, električni, magnetski, površinske promjene itd. Infinitezimalni rad bilo koje vrste može se prikazati kao umnožak generalizirane sile i promjene generalizirane koordinate, na primjer:

Zbroj svih vrsta rada s izuzetkom rada protiv vanjskih sila tlaka P – rad rastezanja – sabijanja naziva se korisnim radom W’:

U termodinamici se rad smatra pozitivnim ako ga izvodi sam sustav, a negativnim ako se vrši na sustavu. Prema preporukama IUPAC-a, rad obavljen na sustavu smatra se pozitivnim ("egoistično" načelo je ono što povećava unutarnju energiju je pozitivno)

Rad širenja idealnog plina u različitim procesima 1. Širenje u vakuum: W = 0. 2. Izohorno reverzibilno širenje: d. V=0 W=0

Zaključci i odnosi termodinamike formulirani su na temelju dva postulata i tri zakona. Bilo koji izolirani sustav s vremenom dolazi u stanje ravnoteže i ne može ga spontano napustiti (prvi postulat) Odnosno, termodinamika ne opisuje sustave astronomskih razmjera i mikrosustave s malim brojem čestica (

Spontani prijelaz iz neravnotežnog stanja u ravnotežno stanje naziva se relaksacija. Odnosno, ravnotežno stanje će se sigurno postići, ali trajanje takvog procesa nije određeno itd. nema pojma vremena.

Drugi postulat Ako je sustav A u toplinska ravnoteža sa sustavom B, a da sa sustavom C, onda su sustavi A i C također u toplinskoj ravnoteži

Unutarnja energija svakog termodinamičkog sustava U sastoji se od kinetičke (energija gibanja) i potencijalne (energija interakcije) energije svih čestica (molekula, jezgri, elektrona, kvarkova itd.) koje čine sustav, uključujući nepoznate vrste energije.

Unutarnja energija sustava ovisi o njegovoj masi (ekstenzivno svojstvo), o prirodi tvari sustava i termodinamičkim parametrima: U = f(V, T) ili U = (P, T) mjeri se u J/mol ili J/kg. U je funkcija stanja, pa U ne ovisi o putu procesa, već je određena početnim i završnim stanjem sustava. d. U – puni diferencijal.

Unutarnja energija sustava može se promijeniti kao rezultat izmjene energije s okolinom samo u obliku topline ili rada.

Ova činjenica, koja je generalizacija praktičnog iskustva čovječanstva, prenosi prvi zakon (početak) termodinamike: U = Q – W U diferencijalnom obliku (za infinitezimalni dio procesa): d. U=QW

"Toplina koja se dovodi u sustav povećava unutarnju energiju sustava i obavlja rad na sustavu."

Za izolirani sustav vrijedi Q = 0 i W = 0, tj. U = 0 i U = konst. Unutarnja energija izoliranog sustava je konstantna

U Clausiusovoj formulaciji: "Energija svijeta je stalna." Perpetum mobile prve vrste (perpetum mobile) je nemoguć. Različiti oblici energije se prenose jedna u drugu u strogo jednakim količinama. Energija se niti pojavljuje niti se uništava, već samo prelazi iz sustava u sustav.

Funkcija U je aditivna. To znači da ako se dva sustava karakterizirana vrijednostima U 1 i U 2 kombiniraju u jedan jedinstveni sustav, tada će rezultirajuća unutarnja energija U 1+2 biti jednaka zbroju energija njegovih sastavnih dijelova: U 1+2 = U 1 + U 2

U općem slučaju toplina Q je funkcija procesa, tj. njena količina ovisi o putu procesa, ali u dva slučaja važna za praksu toplina dobiva svojstva funkcije stanja, tj. vrijednost Q prestaje ovisiti o putanji procesa, već se određuje samo početno i konačno stanje sustava.

Pretpostavit ćemo da se tijekom procesa može izvršiti samo rad protiv vanjskih sila pritiska, a korisni rad je W = 0: Q = d. U+P d. V, a kako je V = const, tada je P d. V = 0: QV = d. U ili u integralnom obliku: QV = Uk – Un

Opet pretpostavljamo da je korisni rad W = 0, tada je Q = d. U+P d. V, Budući da je P = const, možemo napisati: QP = d. U + d(RV), QR = d(U + P V). Označimo: H U + P V (entalpija) QR = d. H ili: QP = Hk – Hn

Dakle, toplinski učinak kemijske reakcije dobiva svojstva kao funkcija stanja pri P = const: QP = H; za V = const: QV = U.

Budući da se kemijske reakcije i fizikalno-kemijski procesi često odvijaju pri konstantnom tlaku (na otvorenom, tj. pri P = const = 1 atm), u praksi se za proračune koristi koncept entalpije, a ne unutarnje energije. Ponekad se riječ "toplina" procesa zamjenjuje bez daljnjeg objašnjenja s "entalpija", i obrnuto. Na primjer, kažu "toplina formiranja", ali pišu f. N.

Ali ako se proces koji nas zanima odvija pri V = const (u autoklavu), tada treba koristiti izraz: QV = U.

Razlikujmo izraz: H = U + P V d. H = d. U+Pd. V+Vd. P, pri konstantnom tlaku V d. P = 0 i d. H = d. U+P d. V U integralnom obliku: H = U + P V

Za idealni plin vrijedi Clapeyron-Mendeleev jednadžba: R V = n R T, gdje je n broj molova plina, R 8, 314 J/mol K univerzalna plinska konstanta. Tada (pri T = const) P V = n R T. Konačno imamo: N = U + n R T n – promjena broja molova plinovite tvari tijekom reakcije.

Na primjer, za reakciju: N 2 (g) + 3 H 2 (g) = 2 NH 3 (g) n = -2, a za reakciju: 2 H 2 O (l) 2 H 2 (g) + O 2( d) n = 3.

Razlike između QV i QP značajne su samo kada u reakciji sudjeluju plinovite tvari. Ako ih nema ili ako je n = 0, tada je QV = QP.

Toplinski učinak reakcije shvaća se kao količina energije koja se oslobađa ili apsorbira tijekom reakcije u obliku topline, pod uvjetom da je: P = const ili V = const; da je temperatura polaznih tvari jednaka temperaturi produkata reakcije; da se u sustavu ne vrši nikakav drugi (koristan) rad osim rada širenja i sabijanja.

Promjena entalpije tijekom različitih procesa Proces Uvjeti mjerenja Ho, kJ/mol C 2 H 6 O(l) + 3 O 2(g)→ 2 CO 2(g) + 3 H 2 O(l) P = 1 atm T = 298 K − 1 370. 68 Toplina disocijacije: H 2 O(l) → H+ + OH- P = 1 atm T = 298 K +57. 26 Toplina neutralizacije: H+ + OH- → H 2 O (l) P = 1 atm T = 298 K − 57. 26 Toplina isparavanja: H 2 O (l) → H 2 O (g) P = 1 atm T = 373 K +40. 67 Toplina taljenja: H 2 O(cr) → H 2 O(l) P = 1 atm T = 273 K +6. 02

Činjenicu postojanosti QV ili QP, davno prije formalizacije kemijske termodinamike kao znanosti, eksperimentalno je utvrdio G. I. Hess (zakon stalnosti količina topline ili Hessov zakon): Toplinski učinak kemijske reakcije ovisi o vrsti i stanju polaznih tvari i produkata reakcije i ne ovisi o načinima njihova međusobnog pretvaranja.

German Ivanovich Hess (1802. - 1850.) - jedan od najvećih ruskih znanstvenika, profesor na Tehnološkom institutu u St. Rođen u Ženevi, a od ranog djetinjstva odrastao u St. Primljeno medicinsko obrazovanje u Jurjevu, nakon završenog sveučilišta radio je u Stockholmu kod J. Berzeliusa. U svojim pokusima Hess je pokušao uspostaviti zakon višestrukih toplinskih omjera (sličan zakonu višestrukih omjera D. Daltona). To mu nije pošlo za rukom (takvog zakona u prirodi nema), ali je Hess kao rezultat eksperimentalnih istraživanja izveo zakon stalnosti količina topline (Hessov zakon). Ovo djelo, objavljeno 1842., anticipacija je prvog zakona termodinamike.

H1 = H2 + H3 = H4 + H5 + H6

CO 2 C + O 2 = CO 2 CO + 1/2 O 2 = CO 2 C + 1/2 O 2 = CO H 2 H 1 C CO H 3 H 1 = H 2 + H 3

Toplina nastajanja – toplinski učinak nastajanja 1 mola određene tvari iz jednostavnih tvari: f. H. Tvari koje se sastoje od atoma iste vrste nazivamo jednostavnima. To je, na primjer, dušik N2, kisik O2, grafit C itd.

Iz definicije proizlazi da je toplina stvaranja vode po veličini jednaka toplinskom učinku reakcije: H 2 + 1/2 O 2 = H 2 O QP = f. N

Ako se reakcija provodi pri P = 1 atm, tada će izmjerena toplina reakcije biti jednaka f. Ho - standardna toplina stvaranja vode. Tipično f vrijednosti. Ali tablično na 298 K za gotovo sve tvari koje se koriste u praktičnim aktivnostima: f. Ho 298 (H20).

Reakcijski produkti H produkt f r H Početne tvari H Ref. u-u f Jednostavne tvari

Toplinski učinak kemijske reakcije: a 1 A 1 + a 2 A 2 + = b 1 B 1 +b 2 B 2 + jednak zbroju topline stvaranja produkata reakcije minus zbroj toplina stvaranja polaznih tvari (uzimajući u obzir stehiometrijske koeficijente ai i bj):

Primjer 1: Izračunajte toplinski učinak reakcije hidrogenacije para benzena (ova reakcija se odvija na površini heterogenih katalizatora - platinskih metala): C 6 H 6 + 3 H 2 = C 6 H 12 pri 298 K i P = 1 atm:

C6H6(g) f. Ho 298, k. J/mol 82,93 C 6 H 6 (g) 49,04 C 6 H 12 (g) H 2 -123,10 0 Tvar r. N 0298 = -123,10 – (82,93 +3 0) = -206,03 k. J r. N 0298 = -123,10–(49,04 + 3 0) = -72,14 k. J iskorišteno. H 0 = 82,93 – 49,04 = +33,89 kJ/mol

Toplina izgaranja je toplinski učinak reakcije duboke oksidacije (izgaranja) tvari (do viših oksida). U slučaju ugljikovodika, viši oksidi su H 2 O (l) i CO 2. U ovom slučaju toplina izgaranja, na primjer, metana jednaka je toplinskom učinku reakcije: CH 4 + 2 O 2 = CO 2 + 2 H 2 O (l) QP = ox . H

Vrijednosti ox. Ho 298 naziva se standardna toplina izgaranja, tabelarno su prikazani na 298 K. Ovdje indeks "o" označava da su topline određene u standardnom stanju (P = 1 atm), indeks "oh" dolazi od engleskog - oksidacija – oksidacija.

Produkti izgaranja (CO 2, H 2 O) oh. H Ref. uh oh. N prod Reakcijski produkti r. H Polazni materijali

Toplinski učinak kemijske reakcije: a 1 A 1 + a 2 A 2 + = b 1 B 1 + b 2 B 2 + jednak je zbroju toplina izgaranja polaznih tvari umanjenom za zbroj toplina izgaranje produkata reakcije (uzimajući u obzir stehiometrijske koeficijente ai i bj):

Primjer 2: Pomoću topline izgaranja tvari izračunajte toplinski učinak reakcije za dobivanje etanola (vinskog alkohola) vrenjem glukoze. C6H12O6 = 2 C2H5OH + 2 CO2 r. N 0298 = 2815,8 – 2 1366,91 2∙ 0 = 81,98 kJ Toplina izgaranja CO 2 je nula.

Toplinski kapacitet ovisi o temperaturi. Stoga se pravi razlika između prosječnog i pravog toplinskog kapaciteta. Prosječni toplinski kapacitet sustava u temperaturnom području T 1 – T 2 jednak je omjeru količine topline dovedene sustavu Q prema vrijednosti ovog intervala:

Pravi toplinski kapacitet određuje se jednadžbom: Odnos između stvarnog i prosječnog toplinskog kapaciteta izražava se jednadžbom:

Toplinski kapacitet sustava ovisi o njegovoj masi (ili količini tvari), tj. to je ekstenzivno svojstvo sustava. Ako se toplinski kapacitet odnosi na jedinicu mase, tada se dobiva intenzivna vrijednost - specifični toplinski kapacitet [J/kg K]. Ako C povežemo s količinom tvari u sustavu, dobivamo molarni toplinski kapacitet cm [J/mol K].

Razlikuju se: toplinski kapacitet pri stalnom tlaku Cp, toplinski kapacitet pri stalnom volumenu Cv. U slučaju idealnog plina, naznačeni toplinski kapaciteti međusobno su povezani jednadžbom: Sr = S v + R

Toplinski kapacitet tvari ovisi o temperaturi. Na primjer, toplinski kapacitet leda varira od 34,70 J/mol K na 250 K do 37,78 J/mol K na 273 K. Za krutine, Debye je izveo jednadžbu koja za temperature blizu 0 K daje: CV= a T 3 ( Debyeov zakon T-kocke), a za visoke: CV=3 R.

Obično se ovisnost toplinskog kapaciteta o temperaturi prenosi pomoću empirijskih jednadžbi oblika: gdje su a, b i c konst, dani su u referentnim knjigama fizikalnih i kemijskih svojstava tvari.

Ako matematička ovisnost r. CP u odnosu na T nije poznat, ali postoje eksperimentalne vrijednosti toplinskog kapaciteta sudionika reakcije na različitim temperaturama, a zatim se grafikon iscrtava u r koordinatama. Co. P = f(T) i grafički izračunajte površinu ispod krivulje unutar 298 - T 2, jednaka je integralu:

Ako se u razmatranom temperaturnom području dogodi jedan ili više faznih prijelaza, njihove toplinske učinke treba uzeti u obzir pri izračunavanju r. H:

Proračunska shema r. Reakcije pri proizvoljnoj temperaturi T su sljedeće. Prvo, r se izračunava pomoću standardnih toplina stvaranja ili toplina izgaranja tvari. H 298 reakcije (kako je gore opisano). Zatim se pomoću Kirchhoffove jednadžbe izračunava toplinski učinak na bilo kojoj temperaturi T:

U tablicama su prikazane standardne topline (entalpije) nastanka f za gotovo sve tvari. Ho 0 na 0 K i vrijednosti: na temperaturi T (daju se s intervalom od 100 K).