ФИЗИКОХИМИЯ

§ 1. Предметът на физическата химия. Значението му

Изучава връзката на химичните и физичните явления физическа химия.Този клон на химията е границата между химията и физиката. Използвайки теоретичните и експериментални методи на двете науки, както и собствените си методи, физическата химия се занимава с многостранно изследване на химичните реакции и съпътстващите ги физични процеси. Тъй като обаче дори многостранното изследване никога не е пълно и не обхваща явлението по изчерпателен начин, законите и закономерностите на физикохимията, както и тези на другите природни науки, винаги опростяват явлението и не го отразяват напълно.

Бързото развитие и нарастващото значение на физикохимията са свързани с нейното гранично положение между физиката и химията. Основната обща задача на физическата химия е прогнозирането на времевия ход на процеса и крайния резултат (равновесно състояние) при различни условия въз основа на данни за структурата и свойствата на веществата, които изграждат изследваната система.

§ 2. Кратко описание на историята на развитието на физическата химия

Терминът "физическа химия" и дефиницията на тази наука са дадени за първи път от М. В. Ломоносов, който през 1752-1754 г. прочете курс по физическа химия на студентите от Академията на науките и остави ръкописа на този курс „Въведение в истинската физическа химия“ (1752). Ломоносов извършва много изследвания, чиито теми съответстват на съставения от него „План за курса по физическа химия“ (1752) и програмата за експериментална работа „Опит по физическа химия“ (1754). Под негово ръководство се проведе и ученическа работилница по физикохимия.

Ломоносов даде следното определение на физическата химия: "Физическата химия е наука, която обяснява, въз основа на разпоредбите и експериментите на физиката, какво се случва в смесени тела по време на химически операции." Това определение е близко до съвременното.

За развитието на физическата химия голямо значение има откриването на два закона на термодинамиката в средата на 19 век (С. Карно, Ю. Р. Майер, Г. Хелмхолц, Д. П. Джаул, Р. Клаузиус, У. Томсън). важност.

Броят и разнообразието на изследванията в областта, която граничи между физиката и химията, непрекъснато нараства през 19 век. Разработена е термодинамичната теория на химичното равновесие (K.M. Guldberg, P. Waage, D.W. Gibbs). Изследванията на Л. Ф. Вилхелми поставиха основата за изучаване на скоростта на химичните реакции (химическа кинетика). Изследван е преносът на електричество в разтвори (I.V. Gittorf, F.V.G. Kolrausch), законите за равновесие на разтвори с пара (D.P. Konovalov) и е разработена теорията на разтворите (D.I. Менделеев).

Признаването на физикохимията като самостоятелна наука и академична дисциплина се изразява в създаването в университета в Лайпциг (Германия) през 1887 г. на първата катедра по физикохимия, ръководена от В. Оствалд и в основаването на първото научно списание по физика. химия там. В края на 19 век Лайпцигският университет е център за развитие на физическата химия, а водещите физикохимици са В. Оствалд, Й. Х. Вант Хоф, С. Арениус и В. Нернст. По това време се дефинират три основни раздела на физикохимията - химична термодинамика, химична кинетика и електрохимия.

Най-важните области на науката, чието развитие е необходимо условие за техническия прогрес, включват изучаването на химичните процеси; физикохимията играе водеща роля в развитието на този проблем.

§ 3. Раздели на физическата химия. Изследователски методи

Химическа термодинамика. В този раздел на базата на законите на общата термодинамика са изложени законите на химичното равновесие и учението за фазовите равновесия.

Учението за разтворите има за цел да обясни и предскаже свойствата на разтворите (хомогенни смеси от няколко вещества) въз основа на свойствата на веществата, които изграждат разтвора.

Учението за повърхностните явления. Изучават се различни свойства на повърхностните слоеве на твърди тела и течности (интерфейси между фазите); едно от основните изучавани явления в повърхностните слоеве е адсорбция(натрупване на материя в повърхностния слой).

В системи, където интерфейсите между течна, твърда и газообразна фази са силно развити (емулсии, мъгла, дим и др.), свойствата на повърхностните слоеве стават от първостепенно значение и определят много от уникалните свойства на цялата система като цяло. Такива разпръснато (микрохетерогенен)системи се изучават колоидна химия,която е основен независим клон на физикохимията.

Горният списък на основните раздели на физикохимията не обхваща някои области и по-малки раздели на тази наука, които могат да се разглеждат като части от по-големи раздели или като независими раздели на физикохимията. Трябва още веднъж да се подчертае тясната взаимовръзка между различните клонове на физикохимията. При изучаването на всяко явление трябва да се използва арсенал от идеи, теории и методи за изучаване на много клонове на химията (а често и на други науки). Само при първоначално запознаване с физикохимията е възможно за образователни цели материалът да се разпредели в посочените раздели.

Методи за физични и химични изследвания. Основните методи на физикохимията естествено са методите на физиката и химията. Това е преди всичко експериментален метод - изследване на зависимостта на свойствата на веществата от външни условия, експериментално изследване на законите на протичане на различни процеси и законите на химическото равновесие.

Теоретичното разбиране на експерименталните данни и създаването на последователна система от знания се основава на методите на теоретичната физика.

Термодинамичният метод, който е един от тях, дава възможност да се свържат количествено различни свойства на веществото („макроскопични“ свойства) и да се изчислят някои от тези свойства въз основа на експерименталните стойности на други свойства.

ГЛАВА I
ПЪРВИ ЗАКОН НА ТЕРМОДИНАМИКАТА

§ 1. Енергетика. Законът за запазване и трансформация на енергията

Неразделно свойство (атрибут) на материята е движението; тя е неразрушима, като самата материя. Движението на материята се проявява в различни форми, които могат да преминават една в друга. Мярката за движение на материята е енергия.Количествено енергията се изразява по определен начин чрез параметрите, характерни за всяка конкретна форма на движение, и в специфични за тази форма единици.

В системата от единици SI единицата за енергия (топлина и работа) е джаул ( J),равно на работата на силата в 1 зпо пътя към 1 м. 1 J = 1 Nm.

Широко използваната единица енергия (топлина), калорията, в момента е извънсистемна единица, която е разрешена за употреба. Текущо използваната калория по дефиниция се равнява на определен брой джаули: 1 изпражненияе равно на 4,1868 джаула. Тази единица се използва в топлотехниката и може да се нарече термична калория.В химическата термодинамика се използва малко по-различна единица, приравнена на 4,1840 джаула и наречена термохимична калория.Целесъобразността на приложението му е свързана с удобството за използване на обширния експериментален термохимичен материал, събран в справочници и изразен в тези единици.

Когато една форма на движение се трансформира в друга, енергиите на изчезналото и появилото се движение, изразени в различни единици, са еквивалентни една на друга, т.е. енергията на изчезналото движение е в постоянно количествено отношение към енергията на възникналото движение (законът за еквивалентните трансформации на енергията).Това съотношение не зависи от енергиите на двете форми на движение и от конкретните условия, при които е осъществен преходът от една форма на движение към друга. И така, когато енергията на електрическия ток се преобразува в енергията на хаотичното молекулярно движение, един джаул електрическа енергия винаги се превръща в 0,239 изпражненияенергия на молекулярното движение.

Така енергията като мярка за движението на материята винаги се проявява в качествено оригинална форма, съответстваща на дадена форма на движение, и се изразява в съответните мерни единици. От друга страна, той количествено отразява единството на всички форми на движение, тяхната взаимна конвертируемост и неразрушимостта на движението.

Горният закон за еквивалентни трансформации на енергия е физичен експериментален закон. Законът за еквивалентните енергийни трансформацииможе да се изрази по различен начин, а именно във формата законът за запазване и трансформация на енергията:енергията нито се създава, нито се унищожава; във всички процеси и явления общата енергия на всички части на изолирана материална система, участваща в този процес, не се увеличава или намалява, оставайки постоянна.

Законът за запазване и трансформация на енергията е универсален в смисъл, че е приложим за явления, протичащи в произволно големи тела, представляващи съвкупност от огромен брой молекули, и за явления, протичащи с участието на една или няколко молекули.

За различни форми на механично движение законът за запазване на енергията отдавна е изразен в качествена форма (Декарт - 1640) и количествена форма (Лайбниц - 1697).

За взаимните трансформации на топлината и работата (виж по-долу) законът за запазване на енергията е доказан като естествен научен закон от изследванията на Ю. Р. Майер, Г. Хелмхолц и Д. П. Джаул, извършени през четиридесетте години на XIX век.

Използвайки закона за еквивалентни трансформации, е възможно да изразите енергиите на различни форми на движение в единици, характерни за един вид енергия (една форма на движение), и след това да извършите операции на събиране, изваждане и т.н.

§ 2. Предмет, метод и граници на термодинамиката

Термодинамиката е един от основните клонове на теоретичната физика. Термодинамиката изучава законите на взаимните трансформации на различни видове енергия, свързани с преноса на енергия между телата под формата на топлина и работа.Фокусирайки вниманието си върху топлината и работата като форми на пренос на енергия в различни процеси, термодинамиката включва многобройни енергийни връзки и зависимости между различни свойства на дадено вещество в своя кръг на разглеждане и дава много широко приложими обобщения, т.е. законите на термодинамиката.

При установяване на основните термодинамични закони енергийните трансформации (често много сложни), протичащи вътре в тялото, обикновено не се описват подробно. Видовете енергия, присъщи на тялото в даденото му състояние, също не са диференцирани; съвкупността от всички тези видове енергия се разглежда като единна вътрешна енергия на системата .

Предметът на термодинамиката, описан по-горе, определя метода и границите на тази наука. Разликата между топлина и работа, взета като отправна точка от термодинамиката, и противопоставянето на топлината на работата има смисъл само за тела, състоящи се от много молекули, тъй като за една молекула или за набор от малък брой молекули, концепциите за топлината и работата губят смисъл. Следователно термодинамиката разглежда само тела, състоящи се от голям брой молекули, т.нар макроскопични системиосвен това термодинамиката в нейната класическа форма не отчита поведението и свойствата на отделните молекули.

Термодинамичният метод се характеризира и с това, че обектът на изследване е тяло или група тела, изолирани от материалния свят в термодинамична система (наричани по-долу просто система).

Системата има определени граници, които я отделят от външния свят (околна среда).

Системата е хомогенен , ако всеки от неговите параметри има еднаква стойност във всички части на системата или непрекъснато се променя от точка на точка.

Системата е разнородни , ако се състои от няколко макроскопични (състоящи се на свой ред от много молекули) части, разделени една от друга чрез видими интерфейси. На тези повърхности някои параметри се променят рязко. Такава например е системата „твърда сол – наситен воден солев разтвор – наситена водна пара“. Тук, на границите сол - разтвор и разтвор - пара, съставът и плътността се променят рязко.

Наричат ​​се хомогенни части на системата, отделени от другите части чрез видими интерфейси фази . В този случай набор от отделни хомогенни части на системата с еднакви физични и термодинамични свойства се счита за една фаза (например набор от кристали на едно вещество или набор от течни капчици, суспендирани в газ и образуващи мъгла ). Всяка фаза на системата се характеризира със собствено уравнение на състоянието.

Нарича се система, която не може да обменя материя и енергия с околната среда (под формата на топлина или работа). изолиран .

Нарича се система, която може да обменя материя и енергия с околната среда (под формата на топлина или работа). отворен.

Нарича се система, която не може да обменя материя с околната среда, но може да обменя енергия (под формата на топлина или работа). затворен .

Термодинамиката изучава връзката между такива измерими свойства на материалната система като цяло и нейните макроскопични части (фази), като температура, налягане, маса, плътност и химичен състав на фазите, включени в системата, както и някои други свойства, като връзката между промените в тези свойства.

Наборът от свойства, изучавани от термодинамиката (т.нар термодинамични параметри на системата) определя термодинамично състояние на системата.Промяната на което и да е термодинамично свойство (дори и само едно) води до промяна в термодинамичното състояние на системата.

Всички процеси, протичащи в природата, могат да бъдат разделени на спонтанни (естествени) и неспонтанни.

Спонтанни процесиТова са процеси, които не изискват външна енергия. Например преносът на топлина от тяло с по-висока температура към тяло с по-ниска температура, разтварянето на сол във вода и т.н. протичат сами.

Неспонтанни процесиизискват енергия отвън за техния поток, например разделянето на въздуха на азот и кислород.

Термодинамиката разглежда предимно такива състояния на системата, при които нейните параметри (температура, налягане, електростатичен потенциал и др.) не се променят спонтанно с времето и имат еднаква стойност във всички точки от обема на отделните фази. Такива държави се наричат балансиран.

Един от основните постулати на термодинамиката е твърдението, че ходът на всеки спонтанен процес в крайна сметка довежда изолираната система до състояние на равновесие, когато нейните свойства вече няма да се променят, т.е. в системата ще се установи равновесие.

Състояния, характеризиращи се с неравномерно и променящо се във времето разпределение на температурата, налягането и състава във фазите са неравновесен. Те се разглеждат от термодинамиката на неравновесните (необратимите) процеси, при което освен основните термодинамични закони се използват и допълнителни допускания.

Термодинамиката, изградена на базата на основните закони на термодинамиката, които се разглеждат като обобщение на опита, често се нарича класическиили феноменологична термодинамика.Термодинамиката предоставя теоретичните основи на теорията на топлинните двигатели; този раздел се нарича техническа термодинамика.Изследването на химичните процеси от термодинамична гледна точка се занимава с химическа термодинамика,който е един от основните клонове на физикохимията.

§ 3. Топлина и работа

Промените във формите на движение при преминаването му от едно тяло към друго и съответните трансформации на енергията са много разнообразни. Формите на преход на самото движение и свързаните с него преходи на енергия могат да бъдат разделени на две групи.

Първата група включва само една форма на преход на движение чрез хаотични сблъсъци на молекули на две съседни тела, т.е. чрез проводимост (и в същото време чрез излъчване). Мярката на предаденото по този начин движение е топлина .

Втората група включва различни форми на преход на движение, чиято обща черта е движението на макроскопични маси под действието на всякакви външни сили, които имат насочен характер. Такива са издигането на тела в гравитационно поле, преминаването на определено количество електричество от по-голям електростатичен потенциал към по-малък, разширяването на газ под налягане и др. Общата мярка на движението, предавано с такива средства, е работа .

Топлината и работата характеризират качествено и количествено две различни форми на предаване на движение от една част на материалния свят към друга.

Предаването на движение е вид сложно движение на материята, чиито две основни форми различаваме. Топлината и работата са мерки за тези две сложни форми на движение на материята и трябва да се разглеждат като видове енергия.

Общото свойство на топлината и работата е, че те имат значение само през интервалите от време, в които протичат тези процеси. В хода на такива процеси в едни тела движението в една или друга форма намалява и съответната енергия намалява, докато в други тела се увеличава движението в същата или друга форма и се увеличават съответните видове енергия.

Не говорим за запас от топлина или работа в което и да е тяло, а само за топлина и работа на известен процес. След приключването му не е необходимо да се говори за наличие на топлина или работа в телата.

§ 4. Еквивалентност на топлина и работа

Постоянно еквивалентно съотношение между топлина и работа по време на техните взаимни преходи е установено в класическите експерименти на Д. П. Джаул (1842-1867). Типичен Джаулов експеримент е както следва.

Джаулово устройство за определяне на механичния еквивалент на топлината.

Тежестите, падащи от известна височина, въртят бъркалка, потопена във вода в калориметър (тежест и калориметър с вода представляват термодинамична система.) Въртенето на лопатките на бъркалката във вода кара водата в калориметъра да се нагрява; съответното повишаване на температурата се определя количествено.

След като посоченият процес приключи, системата трябва да бъде приведена в първоначалното си състояние. Това може да стане чрез умствен опит. Тежестите се издигат до първоначалната си височина, докато се изразходва външна работа, която увеличава енергията на системата. В допълнение, топлината се отстранява от калориметъра (прехвърля се в околната среда) чрез охлаждането му до първоначалната температура. Тези операции връщат системата в нейното първоначално състояние, т.е. всички измерими свойства на системата придобиват същите стойности, които са имали в първоначалното състояние. Процесът, по време на който се променят свойствата на системата и в края на който тя се връща в първоначалното си състояние, се нарича кръгов (цикличен) процес или цикъл .

Единственият резултат от описания цикъл е отнемането на работа от околната среда около системата и прехвърлянето към тази среда на топлината, взета от калориметъра.

Сравнението на тези две величини, измерени в съответните единици, показва постоянна връзка между тях, независимо от размера на товара, размера на калориметъра и специфичните количества топлина и работа в различни експерименти.

Препоръчително е топлината и работата в цикличен процес да се записват като сума (интеграл) от безкрайно малки (елементарни) топлина  Qи безкрайно малки (елементарни) работни места  У, а началната и крайната граница на интегриране съвпадат (цикъл).

Тогава еквивалентността на топлина и работа в цикличен процес може да се запише по следния начин:

(I, 1)

В уравнение (I, 1) знакът означава интегриране върху цикъл. Постоянство на коефициента к отразява еквивалентността на топлина и работа ( ке механичният еквивалент на топлината). Уравнение (I, 1) изразява закона за запазване на енергията за конкретен, много важен случай на превръщане на работата в топлина.

В изследванията на Джаул, Роуланд (1880), Микулеску (1892) и други са използвани методите на триене в метали, удар, директно преобразуване на работата на електрически ток в топлина, разтягане на твърди тела и др. к винаги постоянна в рамките на експерименталната грешка.

По-нататък винаги се приема, че работата и топлината, с помощта на коеф кизразени в едни и същи единици (независимо какви) и коеф кслиза.

§ 5. Вътрешна енергия

За некръгов процес равенството (I, 1) не се спазва, тъй като системата не се връща в първоначалното си състояние. Вместо това равенствата за некръгов процес могат да бъдат записани (пропускайки коефициента к):

≠

Тъй като границите на интегриране обикновено са произволни, тогава за елементарни количества  У и  Q:

Q   У,

Следователно:

Q – У  0

Обозначете разликата  Q –  Уза всеки елементарен термодинамичен процес чрез dU:

dU   Q – У (I, 2)

или за крайния процес:

–
(I, 2a)

Връщайки се към кръговия процес, получаваме (от уравнение I, 1):

=
–
= 0 (I, 3)

По този начин стойността dU е общият диференциал на някаква функция на състоянието на системата. Когато системата се върне в първоначалното си състояние (след циклична промяна), стойността на тази функция придобива първоначалната си стойност.

Функция на състоянието на систематаU , определени от равенствата (аз, 2) или (аз, 2а) се наричавътрешна енергия системи .

Очевидно изразът (I, 2a) може да бъде записан по следния начин:

= U 2 – U 1 = ∆ U = – (I, 2b)

U 2 – U 1 = ∆U = Q – W

Това разсъждение обосновава емпирично наличието на определена функция от състоянието на системата, която има значението на общата мярка на всички движения, които системата притежава.

С други думи, вътрешната енергия включва транслационната и ротационната енергия на молекулите, вибрационната енергия на атомите и групите от атоми в молекулата, енергията на движението на електроните, вътрешноядрената и други видове енергия, т.е. съвкупността от всички видове енергия на частиците в системата, с изключение на потенциалната и кинетичната енергия на самата система.

Да приемем, че цикличният процес се е осъществил по такъв начин, че след като системата се върне в първоначалното си състояние, вътрешната енергия на системата не приема първоначалната стойност, а се увеличава. В този случай повтарянето на кръгови процеси би предизвикало натрупване на енергия в системата. Би било възможно тази енергия да се преобразува в работа и по този начин да се получи работа не от топлина, а „от нищото“, тъй като в един кръгов процес работата и топлината са еквивалентни една на друга, което е показано от преки експерименти.

Невъзможност за завършване на посочения цикъл на изграждане perpetuum mobile (perpetuum mobile) от първи вид,която дава работа, без да изразходва еквивалентно количество друг вид енергия, се доказва от отрицателния резултат от хиляди години човешки опит. Този резултат води до същото заключение, което получихме в определена, но по-строга форма чрез анализиране на експериментите на Джаул.

Нека още веднъж формулираме получения резултат. Общият енергиен резерв на системата (нейната вътрешна енергия) в резултат на цикличен процес се връща към първоначалната си стойност, т.е. вътрешната енергия на системата, намираща се в дадено състояние, има една специфична стойност и не зависи от това на какви промени е била подложена системата преди да достигне това състояние.

С други думи, вътрешната енергия на системата е еднозначна, непрекъсната и крайна функция на състоянието на системата.

Промяната във вътрешната енергия на системата се определя от израз (I, 2b); изразът (I, 3) е валиден за кръгов процес. При безкрайно малка промяна на някои свойства (параметри) на системата, вътрешната енергия на системата също се променя безкрайно малко. Това е свойство на непрекъсната функция.

В рамките на термодинамиката няма нужда да се използва обща дефиницияпонятието вътрешна енергия. Формално количествено определение чрез изрази (I, 2) или (I, 2a) е достатъчно за всички по-нататъшни термодинамични разсъждения и заключения.

Тъй като вътрешната енергия на системата е функция на нейното състояние, тогава, както вече беше споменато, увеличаването на вътрешната енергия с безкрайно малки промени в параметрите на състоянията на системата е общият диференциал на функцията на състоянието. Разбиване на интеграла в уравнение (I, 3) на два интеграла по участъците на пътя от състоянието 1 до държавата 2 (път "а") (виж фиг. I) и обратно - от държав 2

курс за напреднали физически химия 6 изпит физически химия„трябва да бъде... от физически химия. / Под редакцията на V.V. Буданова, Н.К. Воробьов. – Л.: Химия, 1986. - 352 с. Практическа работаНа физически химия ...

Работна програма по дисциплината: „Органична и физична химия” за специалност 060601 Медицинска биохимия, ОКС (65 специалист) форма на обучение (редовна)

Работна програма

В амвона В библиотеката 1 Органични и физически химия(органичен химия, част I). В.А.Старцева, Л.Е.Никитина, Н.П. ... На амвона В библиотеката 1 Органични и физически химия(органичен химия, част I). В.А.Старцева, Л.Е.Никитина, Н.П. ...

Изпит №2 по физикохимия

Документ

Изпит No2 на физически химияВариант 2 Каква е температурата .... Изпит No2 на физически химияВариант 3 Избройте физичните и химичните величини ... Изпит № 2 на физически химияВариант 12 Електроди за определяне. ...

Методическо ръководство за лабораторна работа № 4 в курса по физическа химия за редовни студенти на Химикотехнологичния факултет и Факултета по строителни материали

Инструментариум

СТОЙНОСТИ НА РАВНОВЕСНАТА КОНСТАНТА физически химиячесто има лабораторна работа относно ... стр. 3. Петров Н.А., Черепанов В.А. Ермишина Ю.А. Работилница по физически химия. Инструментариум. Екатеринбург: издателство...

Програмата на приемния изпит в специалност 02. 00. 04 "Физикохимия"

програма

Равновесие // М.: Металургия.-1988.-560s. добре физически химия/ АЗ И. Герасимов, В.П. Dreving, E.I. Ермин и други: под ... .- 1980.- 180-те. Горшков B.I., Кузнецов I.A. / Основи физически химия. 2-ро изд. // М.: Издателство на Московския университет...

Изпратете добрата си работа в базата знания е лесно. Използвайте формата по-долу

Студенти, докторанти, млади учени, които използват базата от знания в обучението и работата си, ще ви бъдат много благодарни.

Хоствано на http://www.allbest.ru/

Средно бюджетно заведение професионално образование

Ханти-Мансийски автономен окръг-Югра

"Съветски професионален колеж"

Основни записки от лекции

На учебна дисциплина: "EN.03 Химия"

специалност: "260502 Технология на продуктите за обществено хранене"

„Физически и колоидна химия"

анотация

съставен от:Иванова Л.В.

Рецензенти:

Полянская Т.В., учител по природни дисциплини, FGOU SPO "OKTES";

Chudnovskaya VG, преподавател, председател на PUK по химически дисциплини.

Референтният конспект на лекциите е съставен в съответствие с изискванията на Федералния държавен образователен стандарт (FSES) на средното професионално образование към минимум съдържание в дисциплината "EN.03 Химия" за обучение на специалисти от средно ниво: "260807 Технология на продуктите за обществено хранене."

Работата с основните лекционни бележки допринася за прехода от обичайното описателно възприемане на физични и химични данни към количествени представяния, т.е. води до тяхното дълбоко и правилно разбиране и в резултат на това до предвидимост на процесите, протичащи в колоидните и други системи. Това помага за професионалното развитие, използвайки научните основи на физическата и колоидната химия, подходи към технологията за получаване, съхранение и обработка на храни.

Помагалото е предназначено за организиране на аудиторна и извънаудиторна работа на студентите по дисциплината "EN.03 Химия" (раздел 1 "Физикохимия", раздел 3 "Колоидна химия").

Въведение

Раздел 1. Физикохимия

1.1 Основни понятия и закони на термодинамиката. Термохимия

1.1.1 Основни понятия на термодинамиката

1.1.2 Първи закон на термодинамиката

1.1.3 Термохимия

1.1.4 Вторият закон на термодинамиката

1.2 Агрегатни състояния на веществата, техните характеристики

1.2.1 Характеристики на газообразното състояние на материята

1.2.2 Характеристики на течното агрегатно състояние

1.2.3 Характеристика на твърдото състояние на материята

1.3 Химична кинетика и катализа. Химично равновесие

1.3.1 Скорост на химическа реакция

1.3.2 Катализа и катализатори

1.3.3 Химично равновесие

1.4 Свойства на разтворите

1.4.1 основни характеристикирешения

1.4.2 Разтвори на газове в течности

1.4.3 Взаимна разтворимост на течности

1.4.4 Разтвори на твърди вещества в течности

1.4.5 Дифузия и осмоза в разтвори

1.4.6 Налягане на наситените пари на разтвора

1.4.7 Разтвори за замразяване и кипене

1.4.8 Свойства на електролитните разтвори

1.5 Повърхностни явления. Адсорбция

1.5.1 Адсорбция, нейните видове

1.5.2 Адсорбция на границата разтвор-газ

1.5.3 Йонообменна адсорбция

Раздел 2. Колоидна химия

2.1 Предмет на колоидната химия. Дисперсни системи

2.1.1 Обща характеристика дисперсни системи

2.1.2 Класификация на дисперсните системи

2.2 Колоидни разтвори

2.2.1 Методи на придобиване

2.2.2 Структурата на колоидната частица

2.2.3 Свойства на колоидните разтвори

2.3 Груби системи

2.3.2 Суспензии

2.3.3 Емулсии

2.3.4 Аерозоли

2.4 Физични и химични промени органична материяхранителни продукти

2.4.1 Протеини, тяхната химична структура и аминокиселинен състав

2.4.2 Въглехидрати - високомолекулни полизахариди

2.4.4 Желе

Библиографски списък

Въведение

Физикохимияе наука, която изучава връзката между химичните и физичните свойства на веществата, химичните и физичните явления и процеси.

Само въз основа на законите на физическата химия могат да бъдат разбрани и приложени такива общи в различни индустрии. Хранително-вкусовата промишленостпроцеси като изпаряване, кристализация, сушене, сублимация, разделяне, дестилация, екстракция и разтваряне. Без познаване на методите на физикохимията е невъзможен технологичният контрол на производството на храни: определяне на съдържанието на влага, киселинност, съдържание на захари, протеини, мазнини, витамини и др.

Основателят на физическата химия е М.В. Ломоносов. Той през 1752-1754г. Той е първият учен, който преподава на студентите курс по физическа химия. Четенето на курса беше придружено от демонстрация на експерименти и лабораторни упражнения. Ломоносов е първият, който предлага термина "физикохимия" и дава това научна дисциплинаследната дефиниция: "Физическата химия е наука, която обяснява, въз основа на разпоредбите и експериментите на физиката, какво се случва в смесени тела по време на химически операции." Така М.В. Ломоносов разглежда физическата химия като наука, предназначена да даде физическо обяснение на същността на химичните процеси.

М.В. Ломоносов написва първия в света учебник по физическа химия. Откриването от великия учен на закона за запазване на материята и енергията, учението за съществуването на абсолютната нула, кинетичната теория на газовете, редица произведения по изследване на разтворите формират основата на възникващата физическа химия, допринесоха до обособяването му в самостоятелна наука. Периодът на отделяне в отделна наука продължи повече от 100 години. Курсът по физическа химия през това време не беше прочетен от никой от учените.

Един от клоновете на физикохимията, превърнал се в самостоятелна наука, е колоидната химия.

колоидна химияе наука, която изучава свойствата на хетерогенни високодисперсни системи и полимерни разтвори.

Кулинарни процеси: коагулация на протеини (по време на термична обработка на месо, риба, яйца и др.), Получаване на стабилни емулсии (много сосове), пяна (разбиване на сметана, протеини, мусове), стареене на желета (втвърдяване на хляб, отделяне на течност от желе, желе и др.), адсорбция (избистряне на бульони) - отнасят се до колоидни процеси. Те са в основата на цялото производство на храни.

Законите на физичната и колоидната химия са в основата на мерките за опазване на околната среда. обикновено, отпадъчни води, заводски комин дим - също колоидни системи. Методите за разрушаване на тези колоидни системи се основават на законите на физическата колоидна химия.

Раздел 1. Физикохимия

1. 1 Основенконцепции и закони на термодинамиката. Срокотноснохимия

1.1.1 Основни понятия на термодинамиката

Термодинамика- наука, която изучава общите закони на взаимното преобразуване на енергията от една форма в друга.

Химическа термодинамика определя количествено топлинните ефекти на различни процеси, изяснява фундаменталната възможност за спонтанен поток от химични реакции и условията, при които химичните реакции могат да бъдат в състояние на равновесие.

Обектът на изучаване на термодинамиката е система- тяло или група тела, реално или психически отделени от околната среда. Система може да се нарече минерален кристал, разтвор на всяко вещество в контейнер, газ в цилиндър и т.н.

Системата се нарича термодинамика, ако между телата, които я изграждат, може да има обмен на топлина, материя и ако системата се описва напълно с термодинамични параметри.

Видове системи (в зависимост от естеството на взаимодействие с околната среда)

отворен	Затворено	Изолиран
Той обменя енергия и материя с околната среда.	Не може да обменя материя с околната среда, но може да обменя енергия и да работи с нея.	Не обменя материя и енергия с околната среда. Пренос на топлина, взаимни трансформации на енергия и изравняване на концентрацията могат да възникнат вътре в системата, но вътрешната енергия на системата остава постоянна.
Отворена колба, съдържаща разтвор, от който разтворителят може да се изпари и който може да се нагрява и охлажда.	Плътно затворена колба с вещество.	Реакцията протича в термостата.

Системата може да бъде хомогенен- състои се от една фаза (въздух, кристал, сол) и разнородни- състои се от няколко фази (лед-вода, вода-бензен).

Фаза- част от хетерогенна система, разделена от интерфейси и характеризираща се с еднакви физически свойства във всички свои точки.

Околен святе всичко, което е в пряк или индиректен контакт със системата. Общоприето е, че средата има толкова големи размери, че преносът или получаването на топлина от нея не променя нейната температура.

Състоянието на една термодинамична система се определя от маса, обем, налягане, състав, топлинен капацитет и други характеристики, които се наричат параметри на състояниетоазниа.

Ако параметрите на състоянието на системата не се променят във времето, тогава се разглежда такова състояние равновесие. В равновесна термодинамична система параметрите на състоянието са свързани помежду си с определени математически уравнения - уравненията на състоянието (например уравнението на Клайперон-Менделеев за състоянието на идеален газ).

Параметри, които могат да бъдат директно измерени, се наричат основни параметри на държавата. Параметрите на състоянието, които не могат да бъдат директно измерени (вътрешна енергия, енталпия, ентропия, термодинамични потенциали), се считат за функции на основните параметриTканавка състояние.

термодинамичнодпроцесс-промени в параметрите на състоянието на системата:

изотермичен (T=const);

· изобарна (Р=const);

изохоричен (V=const).

Всички тела в природата, независимо от агрегатното състояние, имат известен резерв вътрешна енергия.

Енергията се състои от кинетичната енергия на молекулите, включително енергията на транслационното и ротационното движение, енергията на движение на атомите в молекули, електроните в атомите, вътрешноядрената енергия, енергията на взаимодействие на частиците една с друга и др. Кинетичната и потенциалната енергия на самото тяло не се включват във вътрешната енергия. Вътрешната енергия е функция на състоянието. Абсолютната стойност на вътрешната енергия не може да бъде определена, може да се измери само промяната на вътрешната енергия (U). Изменението на вътрешната енергия не зависи от пътя на прехода, а зависи само от началното и крайното състояние на системата.

Топлина (Q)(или топлинният ефект на процеса) е количествена характеристика на енергията, която системата получава (отдава) от околната среда по време на този процес. Топлината е форма на пренос на енергия, осъществявана чрез промяна на кинетичната енергия на топлинното (хаотично) движение на частици (атоми, молекули). Ако процесът е придружен от пренос на енергия от околната среда към системата, той се нарича ендотермичен, в противен случай - екзотермичен.Всяка екзотермична реакция в посока напред става ендотермична, ако протича в обратна посока, и обратно.

Работа (A), извършвана от системата, се дължи на взаимодействието на системата с външната среда, в резултат на което се преодоляват външни сили, т.е. работата е една от формите на енергиен обмен с околната среда и служи като количествена характеристика на пренесената енергия, а преносът на енергия се осъществява чрез подредено (организирано) движение на молекули под действието на определена сила.

1.1. 2 Първи закон на термодинамиката

Това е универсален закон на природата, законът за запазване и преобразуване на енергията, съответстващ на основното положение на диалектическия материализъм за вечността и неунищожимостта на движението. Този закон е формулиран за първи път през 1842 г. от изключителния немски физик Й. Майер.

Енергията не изчезва и не възниква от нищото, а само преминава от една форма в друга в строго еквивалентни съотношения.

В зависимост от вида на системата първият закон на термодинамиката има различни формулировки.

За затворена система този закон на термодинамиката установява връзка между топлината, получена или освободена от системата в някакъв процес, промяната във вътрешната енергия на системата и работата, произведена в този случай.

В изолирана система вътрешна енергияРgia е константа, т.е. U=0.

Ако топлината Q се подава към затворена система, тогава тази енергия се разсейваотноснопаути за увеличаване на вътрешната енергия на системата U и при извършване на siстема на работа А срещу външнаwтях сили на околната среда:

При изобарно-изотермични условия, в които функционират живите организми:

където: p - външно налягане,

V - промяна в обема на системата.

Заместваме (1.2) в (1.1).

Qр = U+рV = (U край - U начало) + (рV край - рV начало) = (U край + рV край) - (U край + рV начало) (1.3)

Нарича се сумата от вътрешната енергия на системата и произведението на обема и налягането (U + pV). енталпия (N) - термодинамична функция, характеризираща енергийното състояние на системата при изобарно-изотермични условия. По този начин:

днталпияе сумата от всички видове енергия, концентрирани в дадена система, включително механичната енергия на частиците, която може да се прояви под формата на работа по време на разширение. Химичните реакции и физико-химичните процеси могат да протичат с освобождаване и поглъщане на енергия. Делят се на екзотермични и ендотермични.

Процесите, при които се отделя топлина, се наричат екзотермичени, процеси, протичащи с абсорбцията на топлина, - ендотермичендобезмаслено.

При екзотермични процеси енталпията намалява (H con H start), следователно:

ДH = (H край - H начало);

При ендотермични процеси енталпията се увеличава (H con H start), следователно:

ДH = (H край - H начало) 0,

Енталпията на системата зависи от налягането, температурата и количеството вещество.

При изобарно-изотермични условия количеството топлина, което се отделя или абсорбира по време на химическа реакция, се характеризира с промяна в енталпията и се нарича реакционна енталпия з. Промяната в енталпията на реакцията, определена при стандартни условия, се нарича стандартна енталпия на реакцията и се обозначава с H 0.

Енталпия на реакцията, т.е. топлинният ефект на реакцията зависи само от природата и състоянието на изходните вещества и крайните продукти и не зависи отисито от пътя, от къмотноснокъм който протича реакцията.

Стандартни условия:

Количеството вещество е 1 mol;

налягане 760 мм. rt. Изкуство. или 101,325 kPa;

температура 298 0 K или 25 0 C.

1.1. 3 Термохимия

химически уравнението, което показва стойността на енталпията (или топлинния ефект) на реакцията, се нарича термохимичен.

Термохимичните уравнения се използват в термохимията. Термохимията определя топлинните ефекти на химическата реакция и преходите от едно състояние в друго. Термохимичното уравнение се различава от химичното по това, че термохимичните уравнения показват абсолютната стойност и знака на топлинния ефект на реакцията, който е свързан с един мол от изходното или получено вещество, така че стехиометричните коефициенти в термохимичните уравнения могат да бъдат дробен. В термохимичните уравнения се отбелязват също състоянието на агрегация и кристалната форма.

Енталпията на реакцията може да се определи както експериментално, така и чрез изчисление, като се използват енталпиите на образуване на вещества, участващи в химична реакция, въз основа на Законът на Хес(1840):

В термохимичните изчисления голямо значениеимат следствия от закона на Хес:

1 следствие.Енталпията на реакцията е равна на разликата между алгебричната сума на енталпиите на образуване на продукти и изходни вещества, като се вземат предвид стехиометричните коефициенти в уравнението на реакцията.

2 следствие.Енталпията на пряката реализация е числено равна на енталпията на обратната реакция, но с обратен знак.

1.1. 4 Втори закон на термодинамиката

Това има следните формулировки:

Предаването на топлина от студено тяло към горещо е свързано с компенсация, т.е. с необходимостта от допълнителен разход на работа, който в крайна сметка се превръща в топлина, погълната от горещо тяло (например в домашен хладилник топлината се прехвърля от предмети към части на устройството и след това във въздуха. Това прехвърляне изисква разход на електричество). Процесите, чието изпълнение е свързано с компенсация, се наричат необратимимоя.

Спонтанният (естествен, спонтанен) преход на енергия (под формата на топлина) от по-малко нагрято тяло към по-нагрято е невъзможен.дкъм това.

Топлината на океана, например, по принцип може да се превърне в работа (според първия закон на термодинамиката), но само ако има подходящ хладилник (според втория закон на термодинамиката).

Невъзможно е да се създаде вечен двигател от 2-ри вид.

По отношение на химичните реакции (при P, T=const), тази позиция се изразява със следното математическо уравнение:

H = G + TS или G = H - TS, (1.5)

където H е топлинният ефект на реакцията, наблюдаван по време на нейния необратим поток;

G - промяна Свободна енергия на Гибс(свободна енергия при постоянно налягане) или промяна в изобарно-изотермичния потенциал, т.е. това е максималната част от енергията на системата, която при определени условия може да се превърне в полезна работа. При G 0 реакцията протича спонтанно.

Дори при обратим поток на реакцията, само част от топлината на процеса може да влезе в работа. Другата част, непреобразувана в pабот, се предава едновременно от по-нагрятите към по-студените части на систематадние

Функцията S, въведена в уравнение (1.5), се нарича влизанеотносноПЧИ.

Ентропията е функция на всяко конкретно, стационарно състояние и не зависи от пътя за постигане на ново състояние (например през какви междинни етапи преминава системата при преминаване от състояние 1 към състояние 2).

Продуктът TS е прехвърлената топлина (Q), която не може да се превърне в работа дори при обратим ход на реакцията (стойността на "свързаната енергия"). Този продукт показва количеството вътрешна енергия, загубена под формата на топлина:

TS = Q или S = ​​Q/T, (1.6)

Промяната в ентропията на системата по време на реакцията, равна на топлината, предадена на системата, разделена на абсолютната температура, при която системата получава (отдава) тази топлина.

В допълнение към термодинамичния потенциал - свободната енергия на Гибс G, в термодинамиката, като спомагателна функция за описание на процесите, има голямо значение и друг въведен термодинамичен потенциал - безплатна енергия Хелмхолц Ф(свободна енергия при постоянен обем), или изохорно-изотермичен потенциал:

F = U - TS (за V, T=const) (1.7)

Спонтанните процеси могат да произведат работа. Равновесието настъпва, когато тази възможност е изчерпана. Тъй като отрицателните промени във F и G съответстват на спонтанни процеси, знакът на промяната във функцията G (при P, T=const) или функцията F (при V, T=const) ще покаже възможността или невъзможността за спонтанна реакция. Ако промените в тези функции за състояния на системата 1 и 2 са нула, тогава системата е в равновесие.

Ентропията се различава от другите параметри на състоянието на системата (P, T, V) по това, че нейната числена стойност и стойността на нейната промяна не могат да бъдат измерени директно и могат да бъдат получени само индиректно, чрез изчисление. За да се изчисли ентропията S на реакцията aA + bB = cC = dD, е необходимо да се извади сумата от ентропиите на веществата от лявата страна на уравнението от сумата от ентропиите на веществата от дясната страна на уравнението (като се вземат предвид стехиометричните коефициенти). И така, за стандартни условия:

S 0 298K = S 0 298K (продукти) - S 0 298K (реактиви), (1.8)

Само онези процеси, които са свързани с увеличаване на ентропията, могат да възникнат спонтанно в изолирана система, т.е. системата преминава от по-малко вероятно състояние към по-вероятно и достига такова макроскопично състояние, което съответства на малък брой микроскопични състояния. С други думи, процесите са спонтанни, когато крайното състояние може да бъде реализирано Голям броймикросъстоянията и ентропията е мярка за стремежа на системата към равновесие. Такива процеси трябва да бъдат придружени от увеличаване на ентропията.

Въпроси за самоконтрол:

1. Какви фундаментални въпроси решава химическата термодинамика?

2. Какво се нарича система, термодинамична система?

3. Какво се нарича параметри на състоянието? Какви са държавните опции?

4. Какво се нарича термодинамичен процес?

5. Как е формулиран първият закон на термодинамиката?

6. Какво е отношението на енталпията към вътрешната енергия на системата?

7. Каква е стандартната енталпия на образуване?

8. Какво е различното химични уравненияот термохимични?

9. Какво определя втория закон на термодинамиката?

10. Какво трябва да знаете, за да определите принципната възможност за определена реакция при дадени условия?

11. Какви термодинамични фактори определят посоката на химичните реакции?

12. Как се променят изобарно-изотермичните и изохорно-изотермичните потенциали в спонтанно протичащ процес?

1. 2 Агрегатни състояния на веществата, техните характеристики

Зависи от външни условия(температура и налягане), всяко вещество може да бъде в едно от трите агрегатни състояния: трудно, живодcomили газообразен.Тези състояния се наричат агрегатни състояния.За някои вещества са характерни само две или дори едно агрегатно състояние. Например, нафталин, йод, при нагряване при нормални условия, от твърдо състояние в газообразно състояние, заобикаляйки течното състояние. Вещества като протеини, нишесте, каучук, които имат огромни макромолекули, не могат да съществуват в газообразно състояние.

Газовете нямат постоянна форма и постоянен обем. Течностите имат постоянен обем, но нямат постоянна форма. Твърдите тела се характеризират с постоянство на формата и обема.

1.2. 1 Характер на газообразното състояние на материята

За газовете следните свойства са:

Равномерно запълване на целия предвиден обем;

Ниска плътност в сравнение с течността и твърди веществаи висока скорост на дифузия;

Сравнително лесна компресия.

Тези свойства се определят от силите на междумолекулно привличане и разстоянието между молекулите.

В газ молекулите са на много голямо разстояние една от друга, силите на привличане между тях са незначителни. При ниско налягане разстоянията между газовите молекули са толкова големи, че в сравнение с тях размерът на молекулите и следователно обемът на молекулите в общия обем на газа могат да бъдат пренебрегнати. При големи разстояния между молекулите между тях практически няма сили на привличане. Газ в това състояние се нарича перфектен.При нормални условия T \u003d 273 0 K (0 0 C) и p \u003d 101,325 kPa, реалните газове, независимо от природата, могат да се считат за идеални и да се прилагат към тях уравнението еазидеален gаза (уравнение на Claiperon-Менделеев):

където P е налягането на газа,

V е обемът на газа,

Количеството вещество

R - универсална газова константа (в SI единици R \u003d 8,314 J / molK),

Т е абсолютната температура.

Реалните газове при високи налягания и ниски температури не се подчиняват на уравнението на състоянието на идеален газ, тъй като при тези условия започват да се проявяват силите на взаимодействие между молекулите и вече не е възможно да се пренебрегне вътрешният обем на молекулите в сравнение с обема на тялото. За да се опише математически поведението на реалните газове, се използва уравнението Ван дер Ваалс:

(p + n 2 a/V 2) (V - nb) = vRT, (2.2)

където a и b са константи,

a / V 2 - корекция за взаимно привличане,

b е корекцията за собствения обем на молекулите,

n е броят молове газ.

С увеличаване на налягането и понижаване на температурата разстоянията между молекулите намаляват и силите на взаимодействие се увеличават, така че веществото може да премине от газообразно състояние в течно състояние. За всеки газ си има ограничение критична температура, над което газ не може да бъде втечнен при никакво налягане. Налягането, необходимо за втечняване на газ при критична температура, се нарича критично налягане, и обемът на един мол газ при тези условия критичен обемдмама.

Ориз. 1. Реални газови изотерми

Състоянието на газа при критични параметри се нарича критичен сотносностоящ.В критично състояние разликата между течност и газ изчезва, те имат еднакви физични свойства.

Преходът на газ в течност може да се покаже графично. Фигура 1 показва графична връзка между обем и налягане при постоянни температури. Такива криви се наричат ототносноусловия.Изотермите могат да бъдат разделени на три участъка: AB, BC, CD при ниски температури. AB - съответства на газообразното състояние, BC - съответства на прехода на газ в течност, CD - характеризира течното състояние. С повишаване на температурата сечението BC намалява и се превръща в инфлексна точка K, наречена критична точка.

Втечнените газове намират голямо индустриално приложение. Течният CO 2 се използва за газиране на плодови и минерални води, приготвяне на пенливи вина. Течният SO 2 се използва като дезинфектант за унищожаване на плесени в мазета, мазета, бъчви за вино, ферментационни резервоари. Течният азот се използва широко в медицината и биологията за получаване на ниски температури по време на консервиране и замразяване на кръв и биологични тъкани. Течните газове са по-удобни за транспортиране.

1.2. 2 Характеристики на течното агрегатно състояние

За разлика от газовете, между течните молекули действат доста големи сили на взаимно привличане, което определя особения характер на молекулярното движение. Топлинното движение на течна молекула включва колебателни и транслационни движения. Всяка молекула се колебае около определена равновесна точка за известно време, след което се движи и отново заема ново равновесно положение. Това определя неговата течливост. Силите на междумолекулно привличане не позволяват на молекулите да се отдалечават една от друга по време на тяхното движение. Общият ефект от привличането на молекулите може да бъде представен като вътрешно налягане на течности, което достига много високи стойности. Това обяснява постоянството на обема и практическата несвиваемост на течностите, въпреки че те лесно приемат всякаква форма.

Свойствата на течностите също зависят от обема на молекулите, тяхната форма и полярност. Ако течните молекули са полярни, тогава две или повече молекули се комбинират (асоциират) в сложен комплекс. Такива течности се наричат сътрудникотноснобанитечности. Свързаните течности (вода, ацетон, алкохоли) имат по-високи точки на кипене, по-ниска летливост и по-висока диелектрична константа. Например, етилов алкохол и диметилов етер имат една и съща молекулна формула (C 2 H 6 O). Алкохолът е свързана течност и кипи при по-висока температура от диметиловия етер, който е несвързана течност.

Течното състояние се характеризира с такива физични свойства като плоTплътност, вискозитет, повърхностно напрежение.

Повърхностно напрежение.

Състоянието на молекулите в повърхностния слой се различава значително от състоянието на молекулите в дълбочината на течността. Да разгледаме прост случай - течност - пара (фиг. 2).

Ориз. 2. Действие на междумолекулни сили върху границата и вътре в течността

На фиг. 2, молекулата (a) е вътре в течността, молекулата (b) е в повърхностния слой. Сферите около тях са разстоянията, върху които се простират силите на междумолекулно привличане на околните молекули.

Молекулата (а) е равномерно засегната от междумолекулни сили от околните молекули, така че силите на междумолекулно взаимодействие се компенсират, резултатът от тези сили е равен на нула (f=0).

Плътността на парата е много по-малка от плътността на течността, тъй като молекулите са далеч една от друга. Следователно молекулите в повърхностния слой почти не изпитват силата на привличане от тези молекули. Резултатът от всички тези сили ще бъде насочен вътре в течността перпендикулярно на нейната повърхност. По този начин повърхностните молекули на течността винаги са под въздействието на сила, която се стреми да ги привлече и по този начин да намали повърхността на течността.

За да се увеличи границата на течността, е необходимо да се изразходва работа A (J). Работата, необходима за увеличаване на интерфейса S с 1 m 2, е мярка за повърхностната енергия или повърхностно напрежение.

По този начин повърхностното напрежение d (J / m 2 \u003d Nm / m 2 \u003d N / m) е резултат от некомпенсирани междумолекулни сили в повърхностния слой:

q = F/S (F - повърхностна енергия) (2.3)

Има много методи за определяне на повърхностното напрежение. Най-разпространени са сталагмометричният метод (методът за броене на капки) и методът на най-високото налягане на газовите мехурчета.

С помощта на методите на рентгеновия дифракционен анализ е установено, че в течностите има известна подреденост в пространственото разположение на молекулите в отделните микрообеми. Близо до всяка молекула се наблюдава така нареченият близък ред. На известно разстояние от него тази закономерност се нарушава. И в целия обем на течността няма ред в подреждането на частиците.

Ориз. 3. Сталагмометър 4. Вискозиметър

Вискозитет h (Pa s) - свойството да се съпротивлява на движението на една част от течността спрямо другата. AT практически животчовек се сблъсква с голямо разнообразие от течни системи, чийто вискозитет е различен - вода, мляко, растителни масла, заквасена сметана, мед, сокове, меласа и др.

Вискозитетът на течностите се дължи на междумолекулни ефекти, които ограничават подвижността на молекулите. Зависи от естеството на течността, температурата, налягането.

Вискозитетът се измерва с устройства, наречени вискозиметри. Изборът на вискозиметър и метод за определяне на вискозитета зависи от състоянието на изследваната система и нейната концентрация.

За течности с нисък вискозитет или ниска концентрация широко се използват вискозиметри от капилярен тип.

1.2. 3 Характеристики на твърдото агрегатно състояние

Твърдите тела, за разлика от течностите и газовете, запазват формата си. Силите на привличане между частиците, изграждащи едно твърдо тяло, са толкова големи, че те не могат да се движат свободно една спрямо друга, а само се колебаят около някакво средно положение.

Всички твърди тела са разделени на кристалени аморфен.В кристалните тела частиците са подредени в определен ред, характерен за всяко вещество, като този ред се простира върху целия обем. В целия обем на аморфното тяло няма ред в подреждането на частиците. В това отношение аморфните тела могат да се разглеждат като течности с необичайно висок вискозитет.

Много често аморфните и кристалните форми са различни състояния на едно и също вещество. И така, силициевият диоксид се среща в природата както под формата на кварцови кристали (скален кристал), така и в аморфна форма - минерален кремък. Известен кристален и аморфен въглерод.

Кристалната форма е най-стабилна, веществата постепенно преминават от аморфно състояние в кристално. При нормални условия този процес е много бавен, повишаването на температурата може да го ускори. Например, захарта може да бъде в кристално (гранулирана захар, захар на бучки) и в аморфно (карамелизирано) състояние. С течение на времето карамелът може да кристализира, което е нежелателно в сладкарската индустрия. кинетика адсорбция диспергирани колоидни

Редът в пространственото разположение на частиците и кристалните тела - кристална клетка- определя външните признаци на кристалното състояние. Те включват: 1) определена и ясно изразена точка на топене; 2) определена геометрична форма на единични кристали; 3) анизотропия.

Въпроси за самоконтрол:

При какви условия свойствата на реалния газ се доближават до тези на идеалния газ?

Възможно ли е да се компресира истински газ за неопределено време?

Какво физически смисълконстанти в уравнението на състоянието на реален газ?

Възможно ли е, знаейки температурата и налягането, да се определи броят на молекулите на единица обем?

Какво причинява ниската свиваемост на течностите?

Как образуването на водородна връзка между молекулите влияе върху свойствата на течността?

Как може да се обясни намаляването на повърхностното напрежение и вискозитета с повишаване на температурата?

Как може да се различи кристално твърдо вещество от аморфно?

Каква е основната разлика в структурата на кристалните и аморфните тела?

1. 3 Химична кинетика и катализа.Химично равновесие

1.3.1 Скоростта на химична реакция

Кинетика- изследване на скоростта и механизма на химичните реакции.

Въпросът за скоростта на химичната реакция е от голямо практическо и теоретично значение. От скоростта на реакцията зависи протичането на биохимичните процеси в организма, физикохимичните промени в хранителните продукти по време на термична обработка и работата на фабричното оборудване.

Скоростта на химичните процеси може да се контролира чрез промяна на условията на тяхното протичане. В някои случаи е желателно процесът да се интензифицира, за да се получи повече продукт за единица време. Понякога е необходимо да се намали скоростта на химическа реакция, например, за да се забави окисляването на мазнините в храните. Всички тези проблеми могат да бъдат решени чрез прилагане на законите на химичната кинетика.

Бърза реакция- промяна на концентрацията на реагиращите вещества за единица време.

където c е промяната в концентрацията на реагентите,

t - интервал от време.

Установява се зависимостта на високоскоростните химични реакции от концентрацията законът за масовото действие,отворен емпиричен начин K.M. Гулдберг и П. Вааге през 1867 г.

За реакцията aA + bB = C

където: A и B са концентрациите на реагентите,

a и b са коефициентите в уравнението,

k - коефициент на пропорционалност, наречен константа на скоростта, в зависимост от природата на реагентите и температурата.

Скоростта на химическата реакция е пропорционална на крайния продуктнфракции на реагентите, взети в степени, равни наотноснокоефициенти в уравнението на reaда сеция.

Константа на скоростта на реакциятачислено равна на скоростта на реакцията при концентрации на реагентите, равни на единица.

Фактори, влияещи върху скоростта на химичната реакция:

естеството на реагентите;

концентрацията на реагентите;

· температура;

налягане (за газове);

зоната на контакт на реагентите;

наличието на катализатор.

С повишаването на температурата се увеличава скоростта на движение на молекулите и съответно броят на сблъсъците между тях за единица време.

Влиянието на температурата върху скоростта на химичната реакция се подчинява на правилото на van't Hoff.

За всеки 10 градуса повишаване на температурата,bПовечето реакции се увеличават 2-4 пъти.

Числото, показващо колко пъти се увеличава скоростта на дадена реакция, когато температурата се повиши с 10 градуса, се нарича температура доотноснореакционен фактор. Математически тази зависимост се изразява чрез отношението:

където - температурен коефициентреакции,

и 0 - скорости на реакцията при начална (t 1) и крайна (t 2) температури;

t - промяна на температурата t 2 - t 1.

Правилото на Вант Хоф е приблизително и може да се приложи към реакции, протичащи при температури от 0 до 300 градуса и в малък температурен диапазон. С повишаване на температурата температурният коефициент на скоростта на реакцията намалява, доближавайки се до единица.

По-точна зависимост на скоростта на химичната реакция от температурата е експериментално установена от Арениус:

където k е константата на скоростта на реакцията,

B и A са константи за тази реакция.

1.3. 2 Катализа и катализатори

КатализаторВещество, което променя скоростта на химическа реакция, но не се изразходва. Катализаторите или ускоряват, или забавят.

Катализа- феноменът на промяна на скоростта на реакцията в присъствието на катализатори.

каталитични реакции- реакции, протичащи с участието на катализатори.

Ако катализаторът е един от продуктите на реакцията, тогава реакцията се нарича автокаталитичен, и самото явление автокатализа.

инхибиторкатализатор, който забавя реакцията.

Пример за положителни катализатори е водата при взаимодействието на алуминиев прах с йод.

Ензими-биологични катализатори от белтъчна природа.

Ензимите присъстват във всички живи клетки. Обичайно е ензимите да се разделят на прости и сложни, еднокомпонентни или двукомпонентни. Простите ензими се състоят само от протеин, сложните ензими се състоят от протеин и непротеинова част, която се нарича коензим.

Ензимите се характеризират с висока каталитична активност и селективност. По каталитична активност те значително превъзхождат неорганичните катализатори. Например, 1 мол каталаза при 0 градуса разлага 200 000 мола H 2 O 2 за една секунда, а 1 мол платина при 20 градуса разлага от 10 до 80 мола водороден пероксид за една секунда.

Такива ускорения на реакцията се дължат на факта, че ензимите рязко намаляват енергийните бариери по пътя на реакцията. Например, енергията на активиране на реакцията на разлагане на H 2 O 2 под действието на железен (II) йон и молекули на каталаза, съответно, е 42 и 7,1 kJ / mol; за хидролизата на урея с киселина и уреаза съответно 103 и 28 kJ/mol.

Ензимите са много специфични в сравнение с неорганичните катализатори. Например амилазата, съдържаща се в слюнката, лесно и бързо разгражда нишестето, но не катализира процеса на разграждане на захарта. Уреазата е изключително ефективна при катализирането на хидролизата на уреята, но няма ефект върху нейните производни. Тази характеристика на ензимите позволява на живите организми, притежаващи подходящ набор от ензими, да реагират активно на външни влияния. Например, наблюдавано е, че в стресови ситуациинашето тяло е невероятно. Фактът е описан кога слаба женавдигнала кола за бронята и я задържала, докато притеклите се на помощ освободили попадналото под нея дете; човек, преследван от ядосано животно, лесно преодолява препятствия, които са непреодолими за него в обичайното му състояние; при важни състезания спортистите губят няколко килограма тегло по време на периода на изпълнение.

Всичко, което беше казано за забележителните свойства на ензимите, се обяснява с факта, че селективността на действие (селективността) и активността са взаимосвързани: колкото по-висока е селективността, толкова по-висока е нейната активност. Ензимите имат уникална селективност, поради което тяхната активност е най-висока.

1.3. 3 Химично равновесие

Обратими реакцииможе да върви в две противоположни посоки. Те не стигат до края, а завършват с установяването на химично равновесие.

Химично равновесиеСъстоянието на системата, когато скоростите на правата и обратната реакция стават равни.

Състоянието на химичното равновесие се поддържа до промяна на условията. Когато външните условия се променят, равновесието се нарушава и след известно време системата ще достигне ново състояние на равновесие.

Изместване на балансапреминаването на системата от едно състояние на равновесие в друго.

Определя се посоката на изместване на равновесието Принцип Le Chatдлиги.

Ако равновесната система е засегната, тогава тя е равна надвие премествате товаTв посока, която отслабва този ефект.

Например, повишаването на температурата измества равновесието към ендотермична реакция, увеличаването на концентрацията на изходните вещества измества равновесието към продуктите на реакцията. Налягането променя само равновесието на реакциите, включващи газове. Увеличаването на налягането измества равновесието в посока на реакция, протичаща с промяна на обема.

Въпроси към Самоконтрол:

1. Какво изучава кинетиката?

2. Какво се нарича скорост на химичните реакции?

3. Защо в математическото уравнение за скоростта на химичната реакция има знак минус?

4. Избройте факторите, които влияят на скоростта на химичната реакция.

5. Опишете ефекта на концентрацията, температурата, природата на реагентите върху скоростта на химичната реакция.

6. Какво се нарича катализа и катализатор?

7. Как се класифицират каталитичните реакции?

8. Какво представляват инхибиторите?

9. Какво се нарича химично равновесие?

10. Какво се нарича промяна в химичното равновесие?

11. Формулирайте принципа на Le Chatelier.

12. В каква посока ще се измести равновесието на равновесната реакция с повишаване на температурата? Налягане (ако в реакциите участват газове)? Концентрацията на един от реагентите?

1. 4 Свойства на разтвора

1.4. 1 Обща характеристика на разтворите

Решенията са от голямо значение в живота и практическите дейности на човека. Така че процесите на усвояване на храната от хора и животни са свързани с прехвърлянето на хранителни вещества в разтвор. Разтворите са всички най-важни физиологични течности (кръв, лимфа и др.). Индустриите, базирани на химически процеси, обикновено се свързват с използването на разтвори.

Решения- многокомпонентни хомогенни системи, в които едно или повече вещества са разпределени под формата на молекули, атоми или йони в средата на друго вещество - разтворител.

Разтворът може да има всякакво агрегатно състояние - твърдо, течно или газообразно. Всеки разтвор се състои от разтворени вещества и разтворител. Обикновено за разтворител се счита този компонент, който съществува в чистата си форма в същото състояние на агрегиране като получения разтвор (например разтвор на сол във вода: солта е разтворено вещество, водата е разтворител). Ако и двата компонента преди разтварянето са били в едно и също състояние на агрегиране (например алкохол и вода), тогава компонентът в по-голямо количество се счита за разтворител.

По структура разтворите заемат междинно положение между механичните смеси и химични съединения. С механичните смеси те имат общо променливостта на състава, а с химичните съединения - еднородността на състава през цялата фаза и наличието на топлинен ефект по време на образуването. В съответствие с това първоначално имаше две противоположни теории: "физическа" и "химическа", всяка от които защитаваше собствените си възгледи за структурата на разтворите.

Съвременните идеи за структурата на разтворите се основават на теорията за солватацията, представена от Менделеев и развита от неговите последователи. Според тази теория два процеса се случват едновременно в системата по време на разтваряне: дифузия на разтвореното вещество в обема на разтворителя (физичен процес) и образуването на нестабилни съединения с променлив състав - солвати ( химичен процес). Ако разтворителят е вода, тогава тези съединения се наричат ​​хидрати.

Образуването на разтвори е спонтанен процес, който протича с увеличаване на разстройството на системата, т.е. с увеличаване на ентропията. Например, когато един кристал се разтвори, системата преминава от напълно подредено състояние в по-малко подредено. В този случай, с увеличаване на ентропията (AS > 0), свободната енергия на системата намалява (AG<0).

Ако разтворът се образува от 2 течности, тогава движещата сила на процеса на разтваряне се дължи на тенденцията на компонентите на разтвора да изравнят концентрациите, което също води до увеличаване на ентропията, т.е. AS > 0 и AQ< 0. Растворение вещества - процесс обратимый. И как всякий обратный процесс, растворение заканчивается установлением динамического равновесия: нерастворенное вещество - вещество в растворе. Раствор, находящийся в равновесии с растворяющимся веществом, называют насыщенным раствором, а достигнутую предельную концентрацию насыщенного раствора - растворимостью.

Най-важната характеристика на разтвора е неговият състав или концентрация на компоненти.

Концентрация на разтвора- количеството разтворено вещество, съдържащо се в определено количество разтвор или разтворител.

Концентрацията на разтворите може да се изрази по различни начини. В химическата практика най-често се използват следните методи за изразяване на концентрациите:

1. Масова част от разтвореното вещество (процентна концентрация)- показва колко грама вещество се разтварят в 100 g разтвор. Определя се по формулата:

където W е масовата част на разтвореното вещество,

m in-va - масата на разтвореното вещество,

m разтвор - масата на разтвора.

2. Моларна концентрация- показва колко мола разтворено вещество се съдържат в 1 литър разтвор.

3. Моларна концентрация- показва колко мола вещество се съдържа в 1 kg разтворител.

1.4. 2 Разтвори на газове в течности

Разтворимостта на газовете в течности зависи от тяхната природа, природата на разтворителя, температурата и налягането. По правило разтворимостта на газа е по-голяма, ако разтварянето е придружено от химично взаимодействие с разтворителя, и по-малко, ако няма химично взаимодействие. Например в 1 литър вода при н.о. разтваря 0,0002 g водород, който не взаимодейства с вода, и 875 g амоняк, който реагира с вода, за да образува амониев хидроксид.

Зависимостта на разтворимостта на газовете от природата на разтворителя може да бъде показана в следните примери. При същите условия в 1000 g вода се разтварят 87,5 g NH3, а в 100 g етилов алкохол - само 25 g. Разтворимостта на газовете до голяма степен зависи от температурата. С повишаване на температурата разтворимостта им намалява, а с понижаване на температурата се увеличава. Така при 0 0 C 171 cm 3 CO 2 се разтварят в 100 ml вода, при 20 0 C - само 87,8 cm 3. Следователно, продължителното кипене може почти напълно да премахне разтворените газове от течността и е препоръчително течностите да се насищат с газ при ниски температури.

Разтворимостта на газа също зависи от налягането. Определя се зависимостта на разтворимостта на газа от налягането ge законнри.

C = k p, (4.2)

където С е концентрацията на газ в разтвора,

k - коефициент на пропорционалност, в зависимост от естеството на течността и газа,

p е налягането на газа над разтвора.

Масата на разтворения газ при постоянна температура е директно prотносное пропорционално на налягането на газа над разтвораотноснором.

Законът на Хенри е валиден само за разредени разтвори при ниско налягане. Газовете, които взаимодействат с разтворителя NH3, SO2, HC1 с вода, не се подчиняват на закона на Хенри. Разтворимостта им също нараства с увеличаване на налягането, но по по-сложен закон.

Проявата на закона на Хенри се илюстрира с образуването на обилна пяна при отпушване на бутилка газирана вода или бутилка шампанско; тук има рязко намаляване на разтворимостта на газа с намаляване на парциалното му налягане. Същият закон обяснява и появата на декомпресионна болест. На дълбочина 40 m под морското равнище общото налягане е 600 kPa, а разтворимостта на азота в кръвната плазма е 9 пъти по-голяма, отколкото на морската повърхност. Когато водолазът се издига бързо от дълбочина, разтвореният азот се освобождава в кръвта в мехурчета, които запушват кръвоносните съдове, което може да доведе до сериозни последствия.

Разтворимостта на газа намалява, когато в разтвора присъства трети компонент. По този начин газовете се разтварят много по-зле в електролитни разтвори, отколкото в чиста вода. Например, 3 10 3 m 3 хлор се разтварят в 1 g вода при 0 0 C и 10 пъти по-малко се разтварят в 1 g наситен разтвор на NaCl, следователно, когато хлорът се съхранява над течност, водата се заменя с разтвор на натриев хлорид.

1.4. 3 Взаимна разтворимост на течности

За разлика от разтворимостта на газове в течности, разтварянето на течност е по-сложен процес. Когато две течности се смесят, те могат:

Разтварят се един в друг във всяко съотношение;

Практически неразтворим;

Разтворете ограничено.

Взаимната разтворимост на течностите зависи преди всичко от тяхната химическа структура. Още алхимиците са забелязали, че "подобното се разтваря в подобно", т.е. полярното обикновено е разтворимо в полярното, а неполярното в неполярното. Поради тази причина водата (полярна течност) е добър разтворител за полярни течности (етилов алкохол, оцетна киселина и др.) и изобщо не разтваря неполярни течности (бензен, керосин и др.). Ако течностите се различават една от друга по полярност, тогава те са ограничено разтворими една в друга. При ограничена разтворимост всяка от течностите преминава в другата до определена граница, което води до двуслойна система. Например, с повишаване на температурата, тяхната взаимна разтворимост обикновено се увеличава и при определена температура двете течности се смесват във всяко съотношение и границата между тях изчезва. Тази температура се нарича критичен.

Критичната температура, достигната при нагряване, се нарича горна критична температура.

Известни са смеси от течности, при които разтворимостта намалява с повишаване на температурата. Следователно критичната температура се достига, когато температурата се понижи и се извика по-ниска критична температураприРой.

Използвайки критичната температура на разтваряне, понякога се извършват някои аналитични определяния.

От особен интерес е разтворимостта на различни вещества в двуслойни системи, състоящи се от две неразтворими течности.

Ако трето вещество, способно да се разтвори във всяка от тях, се въведе в система, състояща се от две несмесващи се течности, тогава разтвореното вещество ще бъде разпределено между двете течности пропорционално на неговата разтворимост във всяка от тях.

Съотношението на концентрациите на вещество, разделено между две несмесващи се течности при постоянна температура, остава постоянно, независимо от общото количество разтворено вещество.

С 1 /С 2 = k, (4.3)

където C 1 и C 2 са концентрацията на разтвореното вещество в 1-ви и 2-ри разтворители,

...

Подобни документи

Колоидната химия като наука, която изучава физикохимичните свойства на разнородни, високодисперсни системи и високомолекулни съединения. Производство и методи за пречистване на колоидни разтвори. Използването на гелове в хранително-вкусовата промишленост, козметиката и медицината.

презентация, добавена на 26.01.2015 г


Първите практически сведения за колоидите. Свойства на разнородните смеси. Съотношението между повърхността на колоидната частица и обема на колоидната частица. Особености на дисперсните системи. Характеристики на колоидните разтвори. Класификация на дисперсните системи.

презентация, добавена на 17.08.2015 г


Основните характеристики на дисперсните системи, тяхната класификация, свойства и методи за получаване, диализа (пречистване) на золове. Определянето на заряда на колоидната частица, закономерностите на електролитната коагулация, концепцията за адсорбция на границата разтвор-газ са същността на теорията на Langmuir.

ръководство, добавено на 14.12.2010 г


Основни понятия и закони на химията. Класификация на неорганичните вещества. Периодичен закон и Периодична системаелементи D.I. Менделеев. Основи на термодинамичните изчисления. Катализа на химичните реакции. Методи за изразяване на концентрацията на разтвори.

курс на лекции, добавен на 24.06.2015 г


Класификация на дисперсните системи. Основните фактори за стабилност на колоидните разтвори. Методи за тяхното получаване (диспергиране, кондензация) и пречистване (диализа, ултрафилтрация). Мицеларна теория за структурата на колоидните частици. Коагулация с електролитни смеси.

презентация, добавена на 28.11.2013 г


Същност и характеристики на колоидните системи. Основните свойства и структура на разтворите от този тип. Характеристики на ефекта на Тиндал. Разлики между хидрозоли и органозоли. Методи за образуване на колоидни системи, специфични свойства, обхват.

презентация, добавена на 22.05.2014 г


Концепцията за разтвори на високомолекулни съединения (VMC). Процесът на подуване на спиралата: неговите етапи, причини, налягане и степен. Вискозитет на дисперсни системи и разтвори на HMS, методи за неговото измерване. Структурен и относителен вискозитет. коагулационни структури.

резюме, добавено на 22.01.2009 г


Константи и параметри, които определят качественото (фазово) състояние, количествени характеристики на разтворите. Видове разтвори и техните специфични свойства. Методи за получаване на твърди разтвори. Характеристики на разтвори с евтектика. Разтвори на газове в течности.

резюме, добавено на 06.09.2013 г


Получаване на лиофобни колоидни системи, техните оптични свойства. Определяне на повърхностното напрежение на разтвори на ПАВ и междинното напрежение на границата на две несмесващи се течности по сталагмометричен метод. Колоидна защита на золове с HMS разтвори.

резюме, добавено на 15.02.2016 г


Химическа термодинамика. Основни понятия на термодинамиката. Първи закон на термодинамиката. Приложения на първия закон на термодинамиката към химичните процеси. Зависимостта на топлинния ефект на реакцията от температурата. Закон на Кирхоф. Вторият закон на термодинамиката.

3-то издание, рев. - М .: Висше училище, 2001 - 512 с., 319 с.

Учебникът е съставен в съответствие с програмата по физикохимия.

Първата книга подробно описва следните раздели от курса: квантовомеханични основи на теорията химическа връзка, строеж на атоми и молекули, спектрални методи за изследване на молекулярната структура, феноменологична и статистическа термодинамика, термодинамика на разтворите и фазови равновесия.

Във втората част на раздела от курса по физикохимия са представени електрохимията, химичната кинетика и катализа въз основа на идеите, развити в първата част на книгата - структурата на материята и статистическата термодинамика. Разделът „Катализа“ отразява кинетиката на хетерогенните и дифузионните процеси, адсорбционната термодинамика и въпросите на реактивността.

За студенти, записани в инженерни химични специалности.

книга 1.

формат: djvu

Размерът: 11,2 MB

Изтегли: drive.google

книга 2.

формат: djvu

Размерът: 7 MB

Изтегли: drive.google

СЪДЪРЖАНИЕ Книга 1.
Предговор. 3
Въведение 6
Раздел първи. Квантово-механично обосноваване на теорията за структурата на молекулата и химичната връзка
Глава 1. Структурата на атома 9
§ 1.1. Квантово-механични характеристики на микрочастиците 9
§ 1.2. Водороден атом 11
§ 1.3. Атомни орбитали на водородоподобен атом 14
§ 1.4. Електронно въртене 21
§ 1.5. Многоелектронни атоми 23
§ 1.6. Принцип на Паули 26
§ 1.7. Електронни конфигурации на атоми 28
Глава 2. Молекули. Теоретични методи, използвани при изследване на структурата на молекулите и химическото свързване 34
§ 2.1. Молекула. потенциална повърхност. Конфигурация на равновесие 34
§ 2.2. Теория на химичната връзка и нейните проблеми. Уравнение на Шрьодингер за молекули 39
§ 2.3. Вариационен метод за решаване на уравнението на Шрьодингер 42
§ 2.4. Два основни метода на теорията на структурата на молекулите. Метод на валентната връзка и метод на молекулярната орбита 44
§ 2.5. Основни идеи на метода на молекулярната орбита 49
§ 2.6. Приблизително описание на молекулярната орбитала в метода MO LCAO 50
§ 2.7. Молекулата II в метода MO LCAO. Изчисляване на енергия и вълнова функция по вариационен метод 53
§ 2.8. Молекула H в метода MO LCAO. Ковалентна връзка 58
Глава 3. Двуатомни молекули в метода MO LCAO 62
§ 3.1. Молекулни орбитали на хомоядрени двуатомни молекули 62
§ 3.2. Електронни конфигурации и свойства на хомонуклеарни молекули, образувани от атоми на елементи от първия и втория период 65
§ 3.3. Хетероядрени двуатомни молекули 73
§ 3.4. полярна връзка. Електрически диполен момент на молекула 78
§ 3.5. Насищаемост ковалентна връзка 81
§ 3.6. Донорно-акцепторна връзка 82
§ 3.7. Йонна връзка. Степента на полярност на химичната връзка 84
Глава 4. Многоатомни молекули в МО метода 88
§ 4.1. Молекулни орбитали в многоатомни молекули. Орбитална симетрия. Делокализирани и локализирани орбитали. Молекула HgO 88
§ 4.2. Описание на молекулата на метана. Делокализирани и локализирани МО. Хибридизация на орбитали 95
§ 4.3. Относно прогнозирането на равновесни конфигурации на молекули 99
§ 4.4. Нетвърди молекули 101
§ 4.5. Молекули с множество връзки в метода MO LCAO 104
§ 4.6. Метод на Хюкел 108
§ 4.7. Описание на ароматните системи в метода MOX 110
§ 4.8. Химична връзка в координационните съединения. Теория на лигандното поле 117
§ 4.9. Йонно свързване в кристал 126
Глава 5. Междумолекулно взаимодействие 129
§ 5.1. Сили на Ван дер Ваалс. Други видове неспецифични взаимодействия 129
§ 5.2. Водородна връзка 136
Раздел втори. Спектрални методи за изследване на структурата и енергийните състояния на молекулите
Глава 6. Обща информация за молекулните спектри. Елементи от теорията на молекулярните спектри 141
§ 6.1. Вътрешномолекулно движение и електромагнитен спектър. 141
§ 6.2. Молекулни спектри на емисия, абсорбция и раманово разсейване. EPR и NMR спектри 145
§ 6.3. Ротационен спектър на двуатомна молекула (приближение на твърд ротатор) 150
§ 6.4. Вибрационно-ротационен спектър на двуатомна молекула. Приближение на хармоничен осцилатор 156
§ 6.5. Молекулата е анхармоничен осцилатор. Структура на вибрационния спектър 162
§ 6.6. Електронни спектри. Определяне на енергията на дисоциация на двуатомни молекули 169
§ 6.7. Ротационни спектри и строги многоатомни молекули.... 171
§ 6.8. Вибрации, спектър и структура на многоатомни молекули 175
§ 6.9. Използване на вибрационни спектри за определяне на структурата на молекулите 180
§ 6.10. Влияние на междумолекулното взаимодействие на средата и състоянието на агрегация върху вибрационния спектър 183
Раздел трети. Химическа термодинамика
Глава 7. Общи понятия. Първият закон на термодинамиката и неговото приложение 186
§ 7.1. Предмет и задачи на химичната термодинамика 186
§ 7.2. Основни понятия и дефиниции на химичната термодинамика 188
§ 7.3. Първи закон на термодинамиката. Некръгови процеси 199
§ 7.4. Топлинна мощност 202
§ 7.5. Влияние на температурата върху топлинния капацитет. Температурна серия.. 208
§ 7.6. Квантова теориятоплинен капацитет на кристално вещество 211
§ 7.7. Квантово-статистическа теория на топлинния капацитет газообразно вещество 215
§ 7.8. топлинни ефекти. Закон на Хес 217
§ 7.9. Приложение на закона на Хес за изчисляване на топлинните ефекти 220
§ 7.10. Зависимост на топлинния ефект от температурата. Уравнение на Кирхоф 227
Глава 8. Вторият закон на термодинамиката и неговото приложение 235
§ 8.1. Спонтанни и неспонтанни процеси. Вторият закон на термодинамиката 235
§ 8.2. Ентропия 236
§ 8.3. Промяна на ентропията при нестатични процеси 239
§ 8.4. Промяната на ентропията като критерий за насоченост и равновесие в изолирана система 240
§ 8.5. Характерни функции. Термодинамични потенциали 241
§ 8.6. Критерии за възможност за спонтанен процес и равновесие в затворени системи 249
§ 8.7. Промяна на ентропията в някои процеси 251
§ 8.8. Енергия на Гибс на смес от идеални газове. Химичен потенциал 261
§ 8.9. Общи условия на химичното равновесие 265
§ 8.10. Законът за активните маси. Константа на равновесие за реакции в газова фаза 266
§ 8.11. Уравнение на изотермата на реакцията 271
§ 8.12. Използване на закона за действието на масите за изчисляване на състава на равновесна смес 273
§ 8.13. Влияние на температурата върху химичното равновесие. Реакционно изобарно уравнение 282
§ 8.14. Интегрална форма на зависимостта на енергията на Гибс и равновесната константа от температурата 284
§ 8.15. Химично равновесие в хетерогенни системи 286
Глава 9. Третият закон на термодинамиката и изчисляването на химичното равновесие 289
§ 9.1. Термична теорема на Нернст. Трети закон на термодинамиката 289
§ 9.2. Изчисляване на промяната в стандартната енергия на Гибс и равновесната константа по метода на Темкин - Шварцман 294
§ 9.3. Изчисляване на промяната в стандартната енергия на Гибс и константата на равновесие с помощта на функциите на намалената енергия на Гибс 297
§ 9.4. Адиабатни реакции 299
Глава 10. Химично равновесие в реални системи 303
§ 10.1. Фугитивност и коефициент на фугитивност на газовете 303
§ 10.2. Изчисляване на химичното равновесие в реална газова система при високи налягания 312
§ 10.3. Изчисляване на химичното равновесие в системи, в които протичат няколко реакции едновременно 314
Глава 11. Въведение в статистическата термодинамика 320
§ 11.1. Статистическа физика и статистическа термодинамика. Макроскопско и микроскопично описание на състоянието на системата 320
§ 11.2. Микроскопско описание на състоянието по метода класическа механика 323
§ 11.3. Микроскопско описание на състоянието по метода на квантовата механика. Квантова статистика 324
§ 11.4. Два вида средни (микроканонични и канонични средни) 325
§ 11.5. Връзка между ентропия и статистическо тегло. Статистическа природа на втория закон на термодинамиката 326
§ 11.6. Термостатна система. Канонично разпределение на Гибс. 330
§ 11.7. Сумата по състоянията на системата и нейната връзка с енергията. Хелмхолц 335
§ 11.8. Сума върху състоянията на частиците 337
§ 11.9. Изразяване на термодинамичните функции по отношение на сумата по състоянията на системата 340
§ 11.10. Сумата по състоянията на система от едномерни хармонични осцилатори. Термодинамични свойства на моноатом твърдо тялоспоред теорията на Айнщайн 343
§ 11.11. Квантова статистика на Болцман. Закон на Максуел за разпределение на скоростта на молекулите 346
§ 11.12. Статистика на Ферми - Дирак и Бозе - Айнщайн 352
§ 11.13 Общи формули за изчисляване на термодинамични функции от молекулярни данни 353
§ 11.14 Изчисляване на термодинамичните функции на идеален газ при допускане на твърдо въртене и хармонични вибрации на молекулите 357
Раздел четвърти. Решения
Глава 12. Общи характеристики на разтворите 365
§ 12.1. Класификация на минохвъргачките 365
§ 12.2. Концентрация на разтвори 367
5 12.3. Специфика на решенията. Ролята на междумолекулните и химичните взаимодействия, понятието солватация 368
§ 12.4. Основните насоки в развитието на теорията на разтворите 372
§ 12.5. Термодинамични условия за образуване на разтвори 374
§ 12.6. Частични моларни стойности 375
§ 12.7. Основни методи за определяне на частични моларни стойности 379
§ 12.8. Частични и относителни частични моларни енталпии 381
§ 12.9. Топлини на разтваряне и разреждане 382
§ 12.10 Термодинамични свойства на идеални течни разтвори 386
§ 12.11.3 Закон на Раул 390
§ 12.12. Точка на кипене на идеален разтвор 392
§ 12.13 Точка на замръзване на идеален разтвор 395
§ 12.14.0 сметично налягане на идеален разтвор 397
§ 12.15 Неидеални решения 400
§ 12.16. Изключително разредени, нормални и атермални разтвори 402
§ 12.17. Дейност. Коефициент на активност. Стандартно състояние 404
§ 12.18.0смотичен коефициент 407
§ 12.19 Методи за определяне на дейности 409
§ 12.20 Връзка на активността и коефициента на активност с термодинамичните свойства на разтвора и излишните термодинамични функции 412
Раздел 5. Фазови равновесия
Глава 13. Термодинамична теория на фазовите равновесия 415
§ 13.1. Основни понятия 415
§ 13.2. Условия за фазово равновесие 418
§ 13.3. Фазово правило на Гибс 419
Глава 14 Еднокомпонентни системи 421
§ 14.1. Приложение на фазовото правило на Гибс към еднокомпонентни системи 421
§ 14.2. Фазови преходи от първи и втори вид 422
§ 14.3. Уравнение на Клапейрон - Клаузиус 425
§ 14.4. Налягане на наситена пара 423
§ 14.5. Диаграми на състоянието на еднокомпонентни системи 429
§ 14.6. Диаграма на състоянието на въглероден диоксид 431
§ 14.7. Диаграма за състояние на водата 432
§ 14.8. Диаграма на състоянието на сярата 433
§ 14.9. Енантиотропни и монотропни фазови преходи 435
Глава 15. Двукомпонентни системи 436
§ 15.1. Метод за физико-химичен анализ 436
§ 15.2. Приложение на фазовото правило на Гибс към двукомпонентни системи 437
§ 15.3. Равновесен разтвор газ - течност в двукомпонентни системи 438
§ 15.4. Равновесна течност - течност в двукомпонентни системи 442
§ 15.5. Равновесие пара - течен разтвор в двукомпонентни системи 444
§ 15.6. Физични и химични основи на дестилацията на разтвори 453
§ 15.7. Равновесни кристали - течен разтвор в двукомпонентни системи 457
§ 15.8. Равновесие течност - газ и кристали - газ (пара) в двукомпонентни системи 476
§ 15-9. Изчисления на диаграма на състоянието 476
Глава 16. Трикомпонентни системи 482
§ 16.1. Приложение на фазовото правило на Гибс към трикомпонентни системи 482
§ 16.2. Графично представяне на състава на трикомпонентна система 482
§ 16.3. Равновесни кристали - течен разтвор в трикомпонентни системи 484
§ 16.4. Равновесна течност - течност в трикомпонентни системи 489
§ 16.5. Разпределение на разтвореното вещество между две течни фази. Екстракция 491
Приложение 495
Индекс 497

СЪДЪРЖАНИЕ Книга 2.
Предговор 3
Раздел шести. Електрохимия
Глава 17. Разтвори, електролити 4
§ 17.1. Електрохимия предмет 4
§ 17.2. Специфика на електролитните разтвори 5
§ 17.3. Електролитна дисоциация в разтвор 6
§ 17.4. Средна йонна активност и фактор на активност 10
§ 17.5. Основни понятия на електростатичната теория на силните електролити Дебай и Хюкел 13
§ 17.6. Основни понятия на теорията на йонната асоциация 22
§ 17.7. Термодинамични свойства на йони 24
§ 17.8. Термодинамика на йонна солватация 28
Глава 18. Неравновесни явления в електролитите. Електрическа проводимост на електролитите 30
§ 18.1. Основни понятия. Законите на Фарадей 30
§ 18.2. Движение на йони в електрическо поле. Йонни транспортни числа. 32
§ 18.3. Електропроводимост на електролитите. Електропроводимост 37
§ 18.4. Електропроводимост на електролитите. Моларна електропроводимост 39
§ 18.5. Моларна електрическа проводимост на хидрониеви и хидроксидни йони 43
§ 18.6. Електропроводимост на неводни разтвори 44
§ 18.7. Електропроводимост на твърди и разтопени електролити 46
§ 18.8. Кондуктометрия 47
Глава 19. Равновесни електродни процеси 49
§ 19.1. Основни понятия 49
§ 19.2. ЕМП на електрохимична система. Потенциал на електрода 51
§ 19.3. Поява на потенциален скок на интерфейса разтвор-метал 53
§ 19.4. Дифузионен потенциал 55
§ 19.5. Структурата на двойния електрически слой на интерфейса разтвор-метал 56
§ 19.6. Термодинамика на обратими електрохимични системи 60
§ 19.7. Класификация на реверсивни електроди 64
§ 19.8. Електродни потенциали в неводни разтвори 74
§ 19.9. Електрохимични вериги 75
§ 19.10. Приложение на теорията на електрохимичните системи за изследване на равновесието в разтвори 82
§ 19.11. Потенциометрия 85
Раздел седми. Кинетика на химичните реакции
Глава 20. Закони на химичната кинетика 93
§ 20.1. Общи понятия и определения 93
§ 20.2. Скорост на химическа реакция 95
§ 20.3. Законът за действието на масите и принципът на независимостта на реакциите 101
Глава 21. Кинетика на химичните реакции в затворени системи. 105
§ 21.1. Едностранни реакции от първи ред 105
§ 21.2. Едностранни реакции от втори ред 109
§ 21.3. Еднопосочни реакции от n-ти ред 111
§ 21.4. Методи за определяне реда на реакцията 112
§ 21.5. Двустранни реакции от първи ред 113
§ 21.6. Двустранни реакции от втори ред 116
§ 21.T. Паралелни еднопосочни реакции 117
§ 21.8. Едностранни последователни реакции 119
§ 21.9. Метод на квазистационарните концентрации 125
Глава 22. Кинетика на реакциите в отворени системи 127
§ 22.1. Кинетика на реакцията в идеално смесен реактор 127
§ 22.2. Кинетика на реакцията в проточен реактор 129
Глава 23. Теорията на елементарния акт на химично взаимодействие 133
§ 23.1. Елементарно химическо действие 133
§ 23.2. Теория на активните сблъсъци 137
§ 23.3. Теория на активирания комплекс 141
§ 23.4. Предекспоненциален фактор в уравнението на Арениус според теорията на преходното състояние 154
§ 23.5. МО симетрия и енергия на активиране на химичните реакции 159
Глава 24. Кинетика на реакциите в разтвори, верижни и фотохимични реакции 166
§ 24.1. Характеристики на кинетиката на реакциите в разтвори 166
§ 24.2. Влияние на средата върху константата на скоростта на реакцията 170
§ 24.3. Кинетика на йонните реакции в разтвори 178
§ 24.4. Верижни реакции 181
§ 24.5. Фотохимични реакции 189
Глава 25. Кинетика на електродните процеси 196
§ 25.1. Скоростта на електрохимичната реакция. обменен ток 196
§ 25.2. Електродна поляризация 197
§ 25.3. Дифузионно пренапрежение 199
§ 25.4. Електрохимично пренапрежение 205
§ 25.5. Други видове пренапрежения 210
5 25.6. Температурно-кинетичен метод за определяне характера на поляризацията в електрохимичните процеси 211
§ 25.7. Пренапрежение по време на електролитно отделяне на водород 213
§ 25.8. Електролиза. Напрежение на разлагане 217
§ 25.9. Поляризационни явления в химически източнициелектрически ток 220
§ 25.10. Електрохимична корозия на метали. пасивност на металите. Методи за защита от корозия 222
Раздел осми. Катализа
Глава 26. Принципи на каталитично действие 228
§ 26.1. Основни понятия и определения 228
§ 26.2. Характеристики на кинетиката на каталитичните реакции 232
§ 26.3. Енергия на активиране на каталитични реакции 237
§ 26.4. Взаимодействие на реагенти с катализатор и принципи на каталитично действие 241
Глава 27. Хомогенна катализа 245
§ 27.1. Киселинно-алкална катализа 246
§ 27.2. Редокс катализа 255
§ 27.3. Ензимна катализа 260
§ 27.4. Автокатализа, инхибиране и периодични каталитични реакции 266
§ 27.5. Приложение в индустрията и перспективи за развитие на хомогенна катализа 271
Глава 28. Хетерогенна катализа. 273
§ 28.1. Повърхностна структура на хетерогенни катализатори 273
§ 28.2. Адсорбцията като етап от хетерогенни каталитични реакции 277
§ 28.3. Механизъм на хетерогенните каталитични реакции 282
§ 28.4. Кинетика на хетерогенни каталитични реакции върху еднакво достъпна повърхност 285
§ 28.5. Макрокинетика на хетерогенни каталитични процеси 292
§ 28.6. Приложение на хетерогенна катализа в индустрията 300
Литература 303
Приложение 305
Индекс 312
Съдържание 316

Министерство на образованието на Руската федерация Томски политехнически университет ________________________________________________________________________________ Н. А. Колпакова, В. А. Колпаков, С. В. Романенко ФИЗИЧЕСКА ХИМИЯ Учебник Част I Томск 2004 г. UDC 541.1 Физическа химия. Учебник / Н. А. Колпакова, В. А. Колпаков, С. В. Романенко. - Томск: Изд. ТПУ, 2004. - Част 1. - 168 с. Учебникът обхваща следните раздели на "Физикохимия": основни закони на термодинамиката, химично и фазово равновесие, термодинамика на неелектролитни разтвори. Ръководството е изготвено в катедрата по физична и аналитична химия на TPU и е предназначено за студенти от задочно обучение по химически специалности. Публикувано по поръчка на Редакционно-издателския съвет на Томския политехнически университет Рецензенти: Курина Л.Н. – проф. Катедра по физикохимия, TSU, доктор по хим. науки; Буйновски A.S. - Глава. кафене. Химия TPU STU, доктор по химия. науки. © Томски политехнически университет, 2004 © Автори, 2004 ГЛАВА 1 . ВЪВЕДЕНИЕ ВЪВ ФИЗИКОХИМИЯТА 1.1. КРАТКА ИСТОРИЯ НА РАЗВИТИЕТО НА ФИЗИЧЕСКАТА ХИМИЯ Името и определението на съдържанието на физическата химия е дадено за първи път от М. В. Ломоносов (1752 г.): „Физическата химия е наука, която въз основа на позициите и експериментите на физичните учени трябва да обяснете причината за това, което се случва чрез химични операции в сложни тела” . Преподаването на физикохимия в Русия като самостоятелна наука е въведено от проф. Н. Н. Бекетов през 1860 г. в Харковския университет. Най-важните теоретични и експериментални изследвания на Ломоносов го доведоха до открития, които не са загубили своето значение дори и сега. Ломоносов се доближи до правилното определение на принципа на запазване на материята и движението, кинетичната природа на топлината, а също така отбеляза невъзможността за спонтанен пренос на топлина от по-студено тяло към по-топло, което в момента е една от формулировките от втория закон на термодинамиката. През следващия век са проведени изследвания, на базата на които са направени много важни открития и обобщения. К. В. Шееле в Швеция (1773) и Фонтана във Франция (1777) откриват адсорбцията на газове; Т. Е. Ловиц в Русия (1785) открива адсорбцията от разтвори. A. L. Lavoisier и P. S. Laplace във Франция (1779–1784) изучават топлинния капацитет на веществата и топлинните ефекти на реакциите. В началото на XIXв. G. Davy в Англия и L. J. Tenard във Франция откриват каталитичните реакции, а J. J. Berzelius в Швеция (1835) доразвива идеята за катализа. Основите на електрохимията са положени чрез изследване на галваничните елементи, електролизата и преноса на ток в електролитите. Галвани и А. Волта в Италия създават през 1799 г. галванична клетка. В. В. Петров в Русия (1802 г.) открива явлението електрическа дъга. Т. Гротгус в Русия през 1805 г. полага основите на теорията за електролизата. През 1800 г. Г. Дейви представи електрохимичната теория за взаимодействието на веществата: той широко прилага електролизата за химически изследвания. М. Фарадей, ученик на Дейви, през 1833-1834 г формулира количествените закони на електролизата. Б. С. Якоби в Русия, решавайки проблемите на практическото използване на процеса на електролиза, открива през 1836 г. галванопластика. През първата половина на XIX век. благодарение на трудовете на Д. Далтън в Англия (1801–1803), Ж. Л. Гей-Лусак във Франция (1802) и А. Авогадро в Италия (1811), които откриват най-важните закони на газообразното състояние, атомистичните идеи са широко разпространени развити. Към същия период принадлежат и трудовете на Г. И. Хес (1802–1856) по термохимия. К. Гулдберг и П. Вааге в Норвегия (1864–1867), Дж. У. Гибс в САЩ (1873–1878) развиват термодинамичната доктрина за химическото равновесие, а А. Л. Льо Шателие във Франция (1884) открива общия принцип на равновесието на изместването при променящите се външни условия. В трудовете на холандския химик J. H. van't Hoff е развита термодинамичната теория за химичното равновесие. Той също така развива количествената теория на разредените разтвори (1885–1889). Преносът на електричество в разтвори е изследван в Германия от I. V. Gittorf и F. V. G. Kohlrausch. Шведският учен С. А. Арениус разработва през 1883–1887г. теория на електролитната дисоциация. А. М. Бутлеров, който създаде теорията за структурата на органичните съединения, остави дълбока следа в развитието на физическата химия. Великият руски химик Д. И. Менделеев (1834–1907) открива съществуването на критична температура (1860), извежда общото уравнение на състоянието на газовете (1874) и развива химическата теория на разтворите (1887). Д. П. Коновалов (1889), ученик на Менделеев, е един от основателите на теорията на разтворите. AT края на XIX в. бяха направени редица големи открития в областта на учението за структурата на материята, които доказаха сложността на структурата на атома и изиграха огромна роля в развитието на физическата химия. Те включват откритията на електрона от Дж. Б. Перин (1895) и Дж. Томсън (1897), квантовата природа на светлината от Р. Планк (1900), съществуването на светлинно налягане от П. Н. Лебедев (1899), изследването (от 1898 г.) явления на радиоактивността от П. Кюри и М. Склодовска-Кюри. До началото на ХХ век. физическата химия се определя като наука, която изучава структурата на материята, химическата термодинамика, включително термохимията и теорията на равновесието, разтворите, химическата кинетика и електрохимията. Прилагат се нови теоретични методи и на преден план излизат изследванията на структурата на атомите, молекулите и кристалите. Учението за структурата на материята, особено структурата на атомите и молекулите, се развива най-бързо през 20 век. Голямо постижение в тази област е ядрената теория на атома, предложена от Е. Ръдърфорд (1911) и развита в първата количествена теория на водородния атом, разработена от датския физик Н. Бор (1913). Изследването на природата на химичната връзка и структурата на молекулите се развива паралелно с изучаването на структурата на атома. До началото на 1920 г. W. Kossel и G. N. Lewis са разработили основите на електронната теория на химическото свързване. VG Geitler и F. London (1927) развиват квантово-механичната теория на химическата връзка. Въз основа на най-големите открития на физиката в областта на атомната структура и използвайки теоретичните методи на квантовата механика и статистическата физика, както и нови експериментални методи, като рентгенов анализ, спектроскопия, масспектроскопия, магнитни методи, методът на белязани атоми и други, физиците и физикохимиците са направили големи крачки в изучаването на структурата на молекулите и кристалите и в разбирането на природата на химичната връзка. Теорията за скоростта на химичните реакции, т.е. химичната кинетика, получи голямо развитие и сега се свързва специално с изследването на структурата на молекулите и силата на връзките между атомите в молекулата. Възникнаха и успешно се развиват нови клонове на физикохимията: магнитохимия, радиационна химия, физикохимия на високите полимери, физикохимия на силикатите, газова електрохимия и др. Подобно на други науки, физикохимията и нейните отделни клонове възникнаха или започнаха да се развиват особено успешно в онези периоди, когато една или друга практическа необходимост налагаше бързото развитие на някой отрасъл на индустрията и това развитие изискваше силно теоретична подготовка. Тук е необходимо да се отбележат основните изследвания на Н. С. Курнаков върху физико-химичен анализ, работа в областта на електрохимията от А. Н. Фрумкин, създаването на теорията на верижните реакции от Н. Н. Семенов, развитието на теорията за хетерогенната катализа от А. А. Баландин. Физическата химия играе водеща роля при решаването на множество проблеми, пред които е изправена химическата наука и практика. Понастоящем физическата химия е самостоятелна дисциплина със собствени методи на изследване и е теоретичната основа за приложните инженерни химични дисциплини. 1.2. ПРЕДМЕТ И ЦЕЛИ НА ФИЗИКОХИМИЯТА Физикохимията е наука за закономерностите на химичните процеси и физичните явления. Основната задача на физикохимията е изучаването и обяснението на основните закономерности, които определят посоката на химичните процеси, тяхната скорост, влиянието на средата, примесите, радиацията и условията за получаване на максимален добив на полезен продукт. Изучаването на физикохимията дава възможност да се разберат законите на химията, както и да се предскажат и контролират химичните явления. Съвременната физикохимия позволява да се решат проблемите на ефективния производствен контрол, интензификацията и автоматизацията на производствените процеси. Той служи като теоретична основа химическа технология . Такива важни производствени процеси в химическата технология като синтез и окисление на амоняк, контактно производство на сярна киселина, производство на етанол от природен газ, крекинг на нефт и много други се основават на резултатите от физикохимичните изследвания на реакциите, лежащи в основата на тези процеси. 5 процеса. Без физическа химия е невъзможно да се реши проблемът за създаване на вещества с желани свойства, да се разработят нови източници на ток и много други проблеми на ефективното производство. Следователно познанията по физикохимия за бъдещите инженери-технологи отварят големи възможности за решаване на различни проблеми, срещани в практическата дейност на инженер в заводи и изследователски институти. Името на науката - "физикохимия" - отразява както историята на нейното възникване на кръстовището на две науки - физика и химия, така и факта, че тя широко използва теоретичните закони и експерименталните методи на физиката при изучаването на химични явления. 1.3. КЛАСИФИКАЦИЯ НА МЕТОДИТЕ НА ФИЗИКОХИМИЯТА Във физикохимията се използват няколко теоретични метода.  Квантово-химичният метод използва свойствата на елементарните частици за описание на химичните трансформации. С помощта на законите на квантовата механика са описани свойствата и реактивността на молекулите, както и естеството на химичната връзка въз основа на свойствата на елементарните частици, които изграждат молекулите.  Термодинамичният (феноменологичен) метод се основава на няколко закона (постулата), които са обобщение на експериментални данни. Това позволява въз основа на тях да се определят енергийните свойства на системата, да се предвиди хода на химичния процес и неговия резултат до момента на равновесие.  Квантовият статистически метод обяснява свойствата на веществата въз основа на свойствата на молекулите, които изграждат тези вещества.  Кинетичният метод ви позволява да установите механизма и да създадете теория на химичните процеси чрез изучаване на промяната в скоростта на химичните реакции от различни фактори. Физическата химия се характеризира с широкото използване на математиката, която не само позволява най-точното изразяване на теоретичните закони, но и е необходимо средство за тяхното установяване. 6 ГЛАВА 2 . ОСНОВНИ ЗАКОНИ НА ТЕРМОДИНАМИКАТА Думата "термодинамика" произлиза от гръцките therme - топлина и dynamis - сила. Термодинамиката е наука за преобразуването на различни видове енергия една в друга. Химическата термодинамика изучава трансформацията на различни видове енергия, протичащи по време на химичните реакции. 2.1. ОСНОВНИ ПОНЯТИЯ НА ХИМИЧНАТА ТЕРМОДИНАМИКА Системата е отделно тяло или група от тела, взаимодействащи и отделени от околната среда чрез реална или въображаема обвивка (граница). Отворена система е система, която обменя вещества (маса) и енергия (например топлина) с външната среда. Изолирана система (или затворена система) е система, която не обменя топлина и не работи с околната среда. Енергията и обемът на изолирана система са постоянни във времето. Пример за такава система е например термос. Ако границата не преминава топлина, тогава процесът, протичащ в системата, се нарича адиабатичен. Когато една система обменя топлина и работи с околната среда, настъпват промени както в системата, така и в околната среда. Термодинамичните системи могат да бъдат хомогенни и хетерогенни. Ако вътре в системата няма интерфейси, разделящи части от системата, които се различават по състав или структура, тогава тази система се нарича хомогенна. Съответно, хетерогенна система е система, състояща се от различни части, които се различават по структура или химичен състав . Тези части се наричат ​​фази. Така една фаза е част от хетерогенна система, ограничена от интерфейса и характеризираща се със същите физични и химични свойства във всички точки. Всяка система се състои от едно или повече вещества. Индивидуалните химикали, които могат да бъдат изолирани от системата и съществуват извън нея самостоятелно като отделна фаза, се наричат ​​съставни вещества на системата. Например в чаша има вода, в която е спусната платинена чиния. Над стъклото има смес от газове: кислород, водород и азот. Тази система е трифазна, съдържа пет съставни вещества. 7 Термодинамичното състояние на система е набор от стойности на независими променливи (системни параметри), които определят нейните свойства. Всяко свойство на система може да се нарече термодинамичен параметър на състоянието, ако се разглежда като една от независимите променливи, които определят състоянието на системата. Термодинамиката разглежда материята като непрекъсната среда и използва за изследване такива термодинамични параметри, които са резултат от действието на голям брой частици (макропараметри). Например, макропараметрите на химическа реакция, която протича дори при „нормални условия“, са температура, налягане, обем, концентрация, сила на гравитационното, магнитното, електрическото и електромагнитното поле и др. „Нормални условия“ е температура 20–25°С. °C, атмосферно налягане, т.е. около 101 kPa, ускорение на гравитацията - средно около 9,8 m/s2, напрегнатост на магнитното поле - средно около 40 A/m, напрегнатост на електрическото поле - средно около 130 V/m, осветеност на видимата светлина - средно около 500 lux. За да се характеризира термодинамичното състояние на системата, е необходимо да се познават не всички свойства, а само най-малкият брой от тях, така наречените независими параметри на системата. Като правило, когато описваме химичен процес, протичащ на Земята, ние не посочваме характеристиките на полето, тъй като те са постоянни и следователно не влияят на състава и добива на реакционните продукти. Ако химичният процес се извършва при условия на силни магнитни или електрически полета или при интензивно облъчване с ултравиолетови, рентгенови лъчи или дори видима светлина, тогава параметрите на полето ще имат значителен ефект върху състава и добива на реакционните продукти . В този случай трябва да се уточнят параметрите на полето. Термодинамичните параметри се делят на екстензивни и интензивни. Величините, пропорционални на масата (или количеството вещество) на разглеждания работен флуид или термодинамична система, се наричат ​​екстензивни, това са обем, вътрешна енергия, енталпия и др. Интензивните величини не зависят от масата на термодинамичната система. Това са например температура и налягане. Налягането е физическа величина, равна на съотношението на сила, равномерно разпределена по повърхността на тялото, към площта на повърхността, разположена перпендикулярно на силата: p \u003d S Единицата за налягане в SI - паскал (Pa) е налягането, причинено от сила от 1 N, равномерно разпределена върху повърхност от 1 m2, разположена перпендикулярно на посоката на силата: 1 N/m2 = 1 Pa. На практика кратните и подкратни единици налягане: килопаскал 8 (103 Pa = 1 kPa); мегапаскал (106 Pa = 1 MPa); хектапаскал (102 Pa = 1 hPa), както и извънсистемна единица - бар (1 bar = 105 Pa). Според заключенията на молекулярно-кинетичната теория налягането на газа е резултат от удари на произволно непрекъснато движещи се молекули в стената на съда. Най-простите връзки между параметрите и поведението на молекулите са получени за идеален газ. Под идеален газ се разбира газ, състоящ се от еластични молекули, между които няма сили на взаимодействие, които имат пренебрежимо малък собствен обем в сравнение с обема, зает от газа. Всеки реален газ при относително ниско налягане (близко до атмосферното) се държи практически като идеален (стриктно при p → 0). Уравнението на състоянието на идеален газ - уравнението на Менделеев - Клапейрон има формата: pV = nRT, където p е налягането на газа, Pa; V - обем, m3; n е количеството газ, mol; R е универсалната газова константа, равна на 8,314 J/(mol K); T е абсолютната температура, К. Температурата характеризира топлинното състояние на системата. Експериментално могат да се установят концепциите за по-топло и по-студено тяло, но температурата не може да бъде измерена директно. Определя се от числените стойности на други физични параметри, които зависят от температурата, което е основата за конструиране на емпирични температурни скали. Като такива параметри (термометрични параметри) могат да служат различни физични величини. Сред тях са обем на тялото при постоянно налягане, налягане при постоянен обем, електрическа проводимост, термоелектродвижеща сила, геометрични параметри на телата, светимост и др. Уредът за измерване на температурата се нарича термометър. За да се конструира каквато и да е емпирична температурна скала, се използват три предположения: 1) размерът на градус се задава чрез избор на числената стойност на ∆T между две референтни температурни точки - температурни стандарти; 2) положението на температурната нула в емпиричните скали е произволно; 3) приема се, че термометричната функция е линейна в даден температурен диапазон. Като референтни точки се използват фазовите преходи на чистите вещества. Например, за емпиричната скала на Целзий точките на топене и кипене на водата при атмосферно налягане (съответно 0 и 100 градуса) се приемат като референтни точки. Интервалът между тези температури е разделен на сто равни части (градуси по Целзий - °C). Въпреки че може да се конструира обективна температурна скала, като се използва всяка теоретично дефинирана термометрична функция, термодинамиката използва уравнението на състоянието на идеалния газ като такава функция. Газовият термометър дава възможност за извършване на най-точни (близки до абсолютната температурна скала - скалата на Келвин) измервания на температурата. Определянето на температурата по скалата на газовия термометър обаче е доста трудна работа, която се извършва само за установяване на абсолютните температури на няколко референтни точки на фазови преходи, взети за еталонни. Междинните температури обикновено се определят чрез емпирични термометрични методи. Международната практическа температурна скала (IPTS), приета през 1954 г., е най-точното приближение до абсолютната температурна скала на настоящия етап. За разлика от емпиричните скали, MPSH използва една експериментална референтна температурна точка. Като такава точка е използвана температурата на тройната точка на водата (когато ледът, водата и водната пара са в равновесие едновременно). Температурата на тройната точка на водата се приема в IPTS като 273,16 K (точно). При атмосферно налягане ледът се топи с 0,01° по-ниско. Референтната точка по скалата на Целзий - 0 °C - съответства на 273,15 K. Числената стойност на температурите за всички други референтни точки (с изключение на тройната точка на водата) непрекъснато се усъвършенства с увеличаване на точността на работа с газов термометър. През 1968 г. бяха препоръчани дванадесет фиксирани точки като референтни температурни точки, покриващи интервала от тройната точка на водорода до точката на топене на златото. В момента температурата по Целзий (t) се изразява като връзка с абсолютната температура (T), която е: T = 273,15 + t. Свойствата на системата, които могат да бъдат недвусмислено изразени като функции на температурата, налягането и концентрацията на веществата, които изграждат системата, се наричат ​​термодинамични функции. Например топлинен капацитет, вътрешна енергия, ентропия и др. Ако промяната в термодинамичната функция зависи само от началното и крайното състояние на системата и не зависи от пътя на процеса, тогава такава функция се нарича състояние функция на системата. Термодинамичен процес е всяка промяна в системата, свързана с промяна в поне един от термодинамичните параметри. Кръговият процес или цикъл е процес, при който термодинамична система, след като е напуснала някакво първоначално състояние и е претърпяла серия от промени, се връща в същото състояние; в този процес промяната във всеки параметър на състоянието е равна на нула. десет