FIZIČKA KEMIJA

§ 1. Predmet fizikalne kemije. Njegovo značenje

Proučavanje odnosa kemijskih i fizikalnih pojava fizička kemija. Ova grana kemije je granica između kemije i fizike. Koristeći se teorijskim i eksperimentalnim metodama obiju znanosti, kao i vlastitim metodama, fizikalna kemija bavi se višestranim proučavanjem kemijskih reakcija i fizikalnih procesa koji ih prate. Međutim, budući da čak ni višestrano proučavanje nikada nije potpuno i ne pokriva fenomen na iscrpan način, zakoni i zakoni fizikalne kemije, kao i drugih prirodnih znanosti, uvijek pojednostavljuju fenomen i ne odražavaju ga u potpunosti.

Nagli razvoj i sve veća važnost fizikalne kemije povezani su s njezinim graničnim položajem između fizike i kemije. Glavna opća zadaća fizikalne kemije je predviđanje vremenskog tijeka procesa i konačnog rezultata (stanje ravnoteže) u različitim uvjetima na temelju podataka o strukturi i svojstvima tvari koje čine sustav koji se proučava.

§ 2. Kratak pregled povijesti razvoja fizikalne kemije

Pojam "fizikalna kemija" i definiciju ove znanosti prvi je dao M. V. Lomonosov, koji je 1752.-1754. čitao kolegij fizikalne kemije studentima Akademije znanosti i ostavio rukopis ovog kolegija "Uvod u pravu fizikalnu kemiju" (1752). Lomonosov je proveo mnoga istraživanja, čije teme odgovaraju "Planu tečaja fizičke kemije" koji je sastavio (1752.) i programu eksperimentalnog rada "Iskustvo fizičke kemije" (1754.). Pod njegovim vodstvom održana je i studentska radionica iz fizikalne kemije.

Lomonosov je dao sljedeću definiciju fizičke kemije: "Fizička kemija je znanost koja objašnjava, na temelju odredaba i eksperimenata fizike, što se događa u mješovitim tijelima tijekom kemijskih operacija." Ova je definicija bliska modernoj.

Za razvoj fizikalne kemije od velike je važnosti bilo otkriće dvaju zakona termodinamike sredinom 19. stoljeća (S. Carnot, Yu.R. Mayer, G. Helmholtz, D.P. Joule, R. Clausius, W. Thomson). važnost.

Broj i raznolikost istraživanja koja se nalaze u području koje graniči između fizike i kemije, u 19. stoljeću je u stalnom porastu. Razvijena je termodinamička teorija kemijske ravnoteže (K.M. Guldberg, P. Waage, D.W. Gibbs). Studije L. F. Wilhelmija postavile su temelj proučavanju brzina kemijskih reakcija (kemijska kinetika). Proučavao se prijenos elektriciteta u otopinama (I.V. Gittorf, F.V.G. Kolrausch), proučavali su se zakoni ravnoteže otopina s parom (D.P. Konovalov) i razvijala se teorija otopina (D.I. Mendeljejev).

Priznanje fizikalne kemije kao samostalne znanosti i akademske discipline izraženo je u osnivanju na Sveučilištu u Leipzigu (Njemačka) 1887. godine prve katedre za fizikalnu kemiju koju je vodio W. Ostwald te u osnivanju prvog znanstvenog časopisa o fizikalnoj kemiji. tamo kemija. Krajem 19. stoljeća Sveučilište u Leipzigu bilo je središte razvoja fizikalne kemije, a vodeći fizikalni kemičari bili su W. Ostwald, J. H. Van't Hoff, S. Arrhenius i W. Nernst. Do tada su definirana tri glavna dijela fizikalne kemije - kemijska termodinamika, kemijska kinetika i elektrokemija.

Najvažnija područja znanosti, čiji je razvoj nužan uvjet tehničkog napretka, uključuju proučavanje kemijskih procesa; fizikalna kemija ima vodeću ulogu u razvoju ovog problema.

§ 3. Odjeljci fizičke kemije. Metode istraživanja

Kemijska termodinamika. U ovom dijelu, na temelju zakona opće termodinamike, izlažu se zakoni kemijske ravnoteže i učenje o faznim ravnotežama.

Nauk o otopinama ima za cilj objasniti i predvidjeti svojstva otopina (homogenih smjesa više tvari) na temelju svojstava tvari koje čine otopinu.

Učenje o površinskim pojavama. Proučavaju se različita svojstva površinskih slojeva krutina i tekućina (sučelja između faza); jedan od glavnih proučavanih fenomena u površinskim slojevima je adsorpcija(nakupljanje tvari u površinskom sloju).

U sustavima gdje su sučelja između tekuće, čvrste i plinovite faze visoko razvijena (emulzije, magle, dimovi itd.), svojstva površinskih slojeva postaju od primarne važnosti i određuju mnoga jedinstvena svojstva cijelog sustava kao cijeli. Takav raspršena (mikroheterogena) sustavi se proučavaju koloidna kemija, koja je glavna samostalna grana fizikalne kemije.

Gornji popis glavnih dijelova fizikalne kemije ne pokriva neka područja i manje dijelove ove znanosti, koji se mogu smatrati dijelovima većih odjeljaka ili samostalnim dijelovima fizikalne kemije. Treba još jednom naglasiti tijesnu međuodnos između različitih grana fizikalne kemije. U proučavanju bilo kojeg fenomena potrebno je koristiti arsenal ideja, teorija i metoda za proučavanje mnogih grana kemije (a često i drugih znanosti). Tek uz početno upoznavanje s fizikalnom kemijom moguće je u edukativne svrhe materijal rasporediti u naznačene dijelove.

Metode fizikalno-kemijskih istraživanja. Osnovne metode fizikalne kemije su naravno metode fizike i kemije. To je, prije svega, eksperimentalna metoda - proučavanje ovisnosti svojstava tvari o vanjskim uvjetima, eksperimentalno proučavanje zakona tijeka različitih procesa i zakona kemijske ravnoteže.

Teoretsko razumijevanje eksperimentalnih podataka i stvaranje koherentnog sustava znanja temelji se na metodama teorijske fizike.

Termodinamička metoda, koja je jedna od njih, omogućuje kvantitativno povezivanje različitih svojstava tvari (“makroskopska” svojstva) i izračunavanje nekih od tih svojstava na temelju eksperimentalnih vrijednosti drugih svojstava.

POGLAVLJE I
PRVI ZAKON TERMODINAMIKE

§ 1. Energija. Zakon održanja i transformacije energije

Integralno svojstvo (atribut) materije je kretanje; neuništiva je, kao i sama materija. Gibanje materije očituje se u različitim oblicima, koji mogu prelaziti jedan u drugi. Mjera gibanja materije je energije. Energija se kvantitativno izražava na određeni način kroz parametre karakteristične za svaki pojedini oblik kretanja, i to u jedinicama specifičnim za taj oblik.

U SI sustavu jedinica jedinica energije (topline i rada) je džul ( J), jednaka radu sile u 1 H na putu do 1 m. 1 J = 1 Nm.

Naširoko korištena jedinica za energiju (toplinu), kalorija, trenutno je jedinica izvan sustava koja je dopuštena za upotrebu. Trenutno korištena kalorija, po definiciji, jednaka je određenom broju džula: 1 izmet jednako 4,1868 džula. Ova jedinica se koristi u toplinskoj tehnici i može se nazvati toplinska kalorija. U kemijskoj termodinamici koristi se nešto drugačija jedinica, jednaka 4,1840 džula i tzv. termokemijska kalorija. Svrsishodnost njegove primjene povezana je s pogodnošću korištenja opsežnog eksperimentalnog termokemijskog materijala prikupljenog u referentnim knjigama i izraženog u tim jedinicama.

Kada se jedan oblik gibanja pretvara u drugi, energije nestalog i nastalog gibanja, izražene različitim jedinicama, međusobno su ekvivalentne, tj. energija nestalog gibanja je u stalnom kvantitativnom odnosu prema energiji gibanja. koja je nastala (zakon ekvivalentnih transformacija energije). Taj omjer ne ovisi o energijama dvaju oblika gibanja i o specifičnim uvjetima pod kojima se dogodio prijelaz iz jednog oblika gibanja u drugi. Dakle, kada se energija električne struje pretvori u energiju kaotičnog molekularnog gibanja, jedan džul električne energije uvijek se pretvara u 0,239 izmet energija molekularnog gibanja.

Dakle, energija kao mjera gibanja materije uvijek se očituje u kvalitativno izvornom obliku, koji odgovara danom obliku gibanja, i izražava se u odgovarajućim mjernim jedinicama. S druge strane, ono kvantitativno odražava jedinstvo svih oblika kretanja, njihovu međusobnu pretvorljivost i neuništivost kretanja.

Gornji zakon ekvivalentnih transformacija energije je fizikalni eksperimentalni zakon. Zakon ekvivalentnih energetskih transformacija može se izraziti drugačije, naime u obliku zakon održanja i transformacije energije: energija se niti stvara niti uništava; u svim procesima i pojavama ukupna energija svih dijelova izoliranog materijalnog sustava koji sudjeluju u tom procesu ne raste niti opada, ostaje konstantna.

Zakon očuvanja i transformacije energije je univerzalan u smislu da je primjenjiv na pojave koje se događaju u proizvoljno velikim tijelima, koja predstavljaju agregat ogromnog broja molekula, te na pojave koje se događaju uz sudjelovanje jedne ili nekoliko molekula.

Za razne oblike mehaničkog gibanja zakon održanja energije odavno je izražen u kvalitativnom obliku (Descartes - 1640.) i kvantitativnom obliku (Leibniz - 1697.).

Za međusobne pretvorbe topline i rada (vidi dolje), zakon održanja energije dokazan je kao prirodni znanstveni zakon studijama Yu. R. Mayera, G. Helmholtza i D. P. Joulea, izvedenih četrdesetih godina prošlog stoljeća. XIX stoljeće.

Koristeći zakon ekvivalentnih transformacija, moguće je izraziti energije raznih oblika gibanja u jedinicama karakterističnim za jednu vrstu energije (jedan oblik gibanja), a zatim izvoditi operacije zbrajanja, oduzimanja itd.

§ 2. Predmet, metoda i granice termodinamike

Termodinamika je jedna od glavnih grana teorijske fizike. Termodinamika proučava zakone međusobnih pretvorbi raznih vrsta energije povezane s prijenosom energije između tijela u obliku topline i rada. Usmjeravajući pozornost na toplinu i rad kao oblike prijenosa energije u različitim procesima, termodinamika uključuje brojne energetske veze i ovisnosti između različitih svojstava tvari u svom krugu razmatranja i daje vrlo široko primjenjive generalizacije tzv. zakonima termodinamike.

Prilikom utvrđivanja osnovnih termodinamičkih zakona, transformacije energije (često vrlo složene) koje se događaju unutar tijela obično se ne detaljiziraju. Vrste energije svojstvene tijelu u njegovom danom stanju također se ne razlikuju; ukupnost svih ovih vrsta energije smatra se jedinstvenom unutarnja energija sustava .

Gore navedeni predmet termodinamike definira metodu i granice ove znanosti. Razlika između topline i rada, koju termodinamika uzima kao polazište, i suprotnost topline i rada ima smisla samo za tijela koja se sastoje od mnogo molekula, budući da za jednu molekulu ili za skup malog broja molekula, koncepti toplina i rad gube smisao. Dakle, termodinamika razmatra samo tijela koja se sastoje od velikog broja molekula, tzv makroskopski sustavištoviše, termodinamika u svom klasičnom obliku ne uzima u obzir ponašanje i svojstva pojedinačnih molekula.

Termodinamičku metodu karakterizira i činjenica da je predmet proučavanja tijelo ili skupina tijela izolirana od materijalnog svijeta u termodinamički sustav (u daljnjem tekstu jednostavno sustav).

Sustav ima određene granice koje ga dijele od vanjskog svijeta (okoliša).

Sustav je homogena , ako svaki njegov parametar ima istu vrijednost u svim dijelovima sustava ili se kontinuirano mijenja od točke do točke.

Sustav je heterogena , ako se sastoji od nekoliko makroskopskih (koji se pak sastoje od mnogo molekula) dijelova, odvojenih jedan od drugog vidljivim sučeljima. Na tim se površinama neki parametri naglo mijenjaju. Takav je, primjerice, sustav "kruta sol - zasićena vodena otopina soli - zasićena vodena para." Ovdje se na granicama sol - otopina i otopina - para sastav i gustoća naglo mijenjaju.

Homogeni dijelovi sustava, odvojeni od ostalih dijelova vidljivim sučeljima, nazivaju se fazama . U tom slučaju se skup pojedinačnih homogenih dijelova sustava koji imaju ista fizikalna i termodinamička svojstva smatra jednom fazom (na primjer, skup kristala jedne tvari ili skup kapljica tekućine suspendiranih u plinu i tvoreći magla). Svaku fazu sustava karakterizira vlastita jednadžba stanja.

Sustav koji ne može izmjenjivati ​​materiju i energiju s okolinom (u obliku topline ili rada) naziva se izolirani .

Sustav koji može izmjenjivati ​​materiju i energiju s okolinom (u obliku topline ili rada) naziva se otvorena.

Sustav koji ne može razmjenjivati ​​materiju s okolinom, ali može razmjenjivati ​​energiju (u obliku topline ili rada) naziva se zatvoreno .

Termodinamika proučava odnos između takvih mjerljivih svojstava materijalnog sustava kao cjeline i njegovih makroskopskih dijelova (faza), kao što su temperatura, tlak, masa, gustoća i kemijski sastav faza uključenih u sustav, te neka druga svojstva, također kao odnos između promjena tih svojstava.

Skup svojstava koje proučava termodinamika (tzv termodinamičke parametre sustava) definira termodinamičko stanje sustava. Promjena bilo kojeg termodinamičkog svojstva (pa makar i samo jednog) dovodi do promjene termodinamičkog stanja sustava.

Svi procesi koji se odvijaju u prirodi mogu se podijeliti na spontane (prirodne) i nespontane.

Spontani procesi To su procesi koji ne zahtijevaju vanjski unos energije. Na primjer, prijenos topline s tijela s višom temperaturom na tijelo s nižom temperaturom, otapanje soli u vodi i sl. odvijaju se sami od sebe.

Nespontani procesi zahtijevaju energiju izvana za svoj protok, na primjer, razdvajanje zraka na dušik i kisik.

Termodinamika uglavnom razmatra takva stanja sustava u kojima se njegovi parametri (temperatura, tlak, elektrostatski potencijal itd.) ne mijenjaju spontano s vremenom i imaju istu vrijednost u svim točkama volumena pojedinih faza. Takva stanja nazivaju se uravnotežena.

Jedan od osnovnih postulata termodinamike je tvrdnja da tijek svakog spontanog procesa u konačnici dovodi izolirani sustav u stanje ravnoteže, kada se njegova svojstva više neće mijenjati, tj. u sustavu će se uspostaviti ravnoteža.

Stanja karakterizirana neravnomjernom i vremenski promjenjivom distribucijom temperature, tlaka i sastava unutar faza su neravnotežni. Razmatra ih termodinamika neravnotežnih (ireverzibilnih) procesa, pri čemu se uz osnovne termodinamičke zakone koriste i dodatne pretpostavke.

Termodinamika, izgrađena na temelju osnovnih zakona termodinamike, koji se smatraju generalizacijom iskustva, često se naziva klasični ili fenomenološka termodinamika. Termodinamika daje teorijske temelje za teoriju toplinskih motora; ovaj odjeljak se zove tehnička termodinamika. Bavi se proučavanjem kemijskih procesa s termodinamičkog gledišta kemijska termodinamika, koja je jedna od glavnih grana fizičke kemije.

§ 3. Toplina i rad

Promjene u oblicima gibanja pri njegovom prijelazu s jednog tijela na drugo i odgovarajuće transformacije energije vrlo su raznolike. Oblici prijelaza samog gibanja i s njime povezani prijelazi energije mogu se podijeliti u dvije skupine.

U prvu skupinu spada samo jedan oblik prijelaza gibanja kaotičnim sudarima molekula dvaju susjednih tijela, tj. kondukcijom (i ujedno zračenjem). Mjera ovako prenesenog kretanja je toplina .

U drugu skupinu spadaju različiti oblici prijelaza kretanja, čija je zajednička značajka kretanje makroskopskih masa pod djelovanjem bilo kakvih vanjskih sila koje imaju usmjeren karakter. Takvi su dizanje tijela u gravitacijskom polju, prijelaz određene količine elektriciteta iz većeg elektrostatskog potencijala u manji, širenje plina pod tlakom itd. Opća mjera kretanja koje se prenosi takvim putem je Raditi .

Toplina i rad karakteriziraju kvalitativno i kvantitativno dva različita oblika prijenosa gibanja s jednog dijela materijalnog svijeta na drugi.

Prijenos gibanja je vrsta složenog gibanja materije, čija dva glavna oblika razlikujemo. Toplina i rad mjere su ova dva složena oblika gibanja materije i treba ih smatrati vrstama energije.

Zajedničko svojstvo topline i rada je da su važni samo u vremenskim intervalima u kojima se ti procesi odvijaju. U tijeku takvih procesa kod nekih se tijela smanjuje kretanje u jednom ili drugom obliku i smanjuje odgovarajuća energija, dok se kod drugih tijela povećava kretanje u istom ili drugom obliku i povećavaju odgovarajuće vrste energije.

Ne govorimo o zalihama topline ili radu u bilo kojem tijelu, već samo o toplini i radu poznatog procesa. Nakon njegovog završetka nema potrebe govoriti o prisutnosti topline ili rada u tijelima.

§ 4. Ekvivalencija topline i rada

Konstantni ekvivalentni omjer između topline i rada tijekom njihovih međusobnih prijelaza utvrđen je u klasičnim pokusima D. P. Joulea (1842.-1867.). Tipičan Jouleov eksperiment je sljedeći.

Jouleov uređaj za određivanje mehaničkog ekvivalenta topline.

Utezi koji padaju s poznate visine okreću mješalicu uronjenu u vodu u kalorimetru (uteg i kalorimetar s vodom čine termodinamički sustav.) Rotacija lopatica mješalice u vodi uzrokuje zagrijavanje vode u kalorimetru; kvantificira se odgovarajući porast temperature.

Nakon što je navedeni proces završen, sustav je potrebno dovesti u prvobitno stanje. To se može učiniti kroz mentalno iskustvo. Utezi se dižu na prvobitnu visinu, a pritom se troši vanjski rad koji povećava energiju sustava. Osim toga, toplina se odvodi iz kalorimetra (prenosi u okolinu) hlađenjem na početnu temperaturu. Ove operacije vraćaju sustav u prvobitno stanje, tj. sva mjerljiva svojstva sustava dobivaju iste vrijednosti koje su imala u početnom stanju. Proces tijekom kojeg su se mijenjala svojstva sustava, a na kraju se on vratio u prvobitno stanje nazivamo kružni (ciklički) proces ili ciklus .

Jedini rezultat opisanog ciklusa je oduzimanje rada iz okoline koja okružuje sustav, te prijenos u tu okolinu topline preuzete iz kalorimetra.

Usporedba ovih dviju veličina, mjerenih u odgovarajućim jedinicama, pokazuje njihov stalni odnos, neovisno o veličini tereta, veličini kalorimetra i specifičnim količinama topline i rada u različitim pokusima.

Preporučljivo je toplinu i rad u cikličkom procesu pisati kao zbroj (integral) beskonačno malih (elementarnih) toplina  Q i infinitezimalnih (elementarnih) poslova  W, a početna i krajnja granica integracije se podudaraju (ciklus).

Tada se ekvivalentnost topline i rada u cikličkom procesu može napisati na sljedeći način:

(I, 1)

U jednadžbi (I, 1) znak označava integraciju kroz ciklus. Konstantnost koeficijenta k odražava ekvivalentnost topline i rada ( k je mehanički ekvivalent topline). Jednadžba (I, 1) izražava zakon održanja energije za poseban, vrlo važan slučaj pretvorbe rada u toplinu.

U studijama Joulea, Rowlanda (1880.), Miculescua (1892.) i drugih korištene su metode trenja u metalima, udara, izravnog pretvaranja rada električne struje u toplinu, istezanja krutih tijela itd. k uvijek konstantan unutar eksperimentalne pogreške.

U nastavku se uvijek uzima rad i toplina, uz pomoć koeficijenta k izražen u istim jedinicama (bez obzira kakvim) i koeficijent k ide dolje.

§ 5. Unutarnja energija

Za nekružni proces jednakost (I, 1) se ne poštuje jer se sustav ne vraća u prvobitno stanje. Umjesto toga, mogu se napisati jednakosti za nekružni proces (izostavljajući koeficijent k):

≠

Budući da su granice integracije općenito proizvoljne, onda za elementarne veličine  W i  Q:

Q   W,

Posljedično:

Q – W  0

Označite razliku  Q –  W za bilo koji elementarni termodinamički proces kroz dU:

dU   Q – W (I, 2)

ili za konačni proces:

–
(I, 2a)

Vraćajući se na kružni proces, dobivamo (iz jednadžbe I, 1):

=
–
= 0 (I, 3)

Dakle, vrijednost dU je ukupni diferencijal neke funkcije stanja sustava. Kada se sustav vrati u prvobitno stanje (nakon cikličke promjene), vrijednost ove funkcije dobiva svoju izvornu vrijednost.

Funkcija stanja sustavaU , definiran jednakostima (ja, 2) ili (ja, 2a) se zoveunutarnja energija sustava .

Očigledno, izraz (I, 2a) može se napisati na sljedeći način:

= U 2 – U 1 = ∆ U = – (I, 2b)

U 2 – U 1 = ∆U = Q – W

Ovakvo razmišljanje empirijski potkrepljuje postojanje određene funkcije stanja sustava, koja ima značenje ukupne mjere svih gibanja koja sustav ima.

Drugim riječima, unutarnja energija uključuje translacijsku i rotacijsku energiju molekula, energiju titranja atoma i skupina atoma u molekuli, energiju gibanja elektrona, unutarnuklearnu i druge vrste energije, odnosno ukupnost svih vrsta energije čestica. u sustavu, s izuzetkom potencijalne i kinetičke energije samog sustava.

Pretpostavimo da se ciklički proces odvijao na način da nakon povratka sustava u početno stanje unutarnja energija sustava nije poprimila početnu vrijednost, već se povećala. U tom bi slučaju ponavljanje kružnih procesa uzrokovalo nakupljanje energije u sustavu. Tu bi energiju bilo moguće pretvoriti u rad i na taj način dobiti rad ne na račun topline, nego „ni iz čega“, budući da su u kružnom procesu rad i toplina međusobno ekvivalentni, što pokazuju izravni pokusi .

Nemogućnost dovršetka navedenog ciklusa izgradnje perpetuum mobile (perpetuum mobile) prve vrste, koja daje rad bez trošenja ekvivalentne količine druge vrste energije, dokazuje negativan rezultat tisuća godina ljudskog iskustva. Ovaj rezultat vodi do istog zaključka koji smo dobili u određenom, ali strožem obliku analizirajući Jouleove eksperimente.

Formulirajmo još jednom dobiveni rezultat. Ukupna opskrba energijom sustava (njegova unutarnja energija) kao rezultat cikličkog procesa vraća se na svoju izvornu vrijednost, tj. unutarnja energija sustava koja se nalazi u dato stanje, ima jednu specifičnu vrijednost i ne ovisi o promjenama kojima je sustav bio podvrgnut prije nego što je dosegao ovo stanje.

Drugim riječima, unutarnja energija sustava je jednovrijedna, kontinuirana i konačna funkcija stanja sustava.

Promjena unutarnje energije sustava određena je izrazom (I, 2b); izraz (I, 3) vrijedi za kružni proces. Infinitezimalnom promjenom nekih svojstava (parametara) sustava beskonačno se mijenja i unutarnja energija sustava. Ovo je svojstvo kontinuirane funkcije.

Unutar termodinamike nema potrebe za korištenjem opća definicija koncept unutarnje energije. Za sva daljnja termodinamička razmišljanja i zaključke dovoljna je formalna kvantitativna definicija kroz izraze (I, 2) ili (I, 2a).

Budući da je unutarnja energija sustava funkcija njegovog stanja, tada je, kao što je već spomenuto, porast unutarnje energije s infinitezimalnim promjenama parametara stanja sustava ukupni diferencijal funkcije stanja. Rastavljanje integrala u jednadžbi (I, 3) na dva integrala po dionicama puta iz stanja 1 do države 2 (put "a") (vidi sl. I) i obrnuto - od države 2

napredni tečaj fizički kemija 6. ispit Prije savladavanja discipline „Napredni fizički kemija"trebalo bi biti... po fizički kemija. / Uredio V.V. Budanova, N.K. Vorobjov. – L.: Kemija, 1986. - 352 str. Praktični rad na fizički kemija ...

Program rada iz discipline: "Organska i fizikalna kemija" za specijalnost 060601 Medicinska biokemija, šifra diplomirane kvalifikacije (65 specijalist) oblik obrazovanja (redoviti)

Radni program

Na propovjedaonici U knjižnici 1 Organski i fizički kemija(organski kemija, dio I). V.A. Startseva, L.E. Nikitina, N.P. ... Na propovjedaonici U knjižnici 1 Organski i fizički kemija(organski kemija, dio I). V.A. Startseva, L.E. Nikitina, N.P. ...

Ispit br. 2 iz fizikalne kemije

Dokument

Ispit broj 2 na fizički kemija Opcija 2 Koja je temperatura .... Ispit broj 2 na fizički kemija Opcija 3 Navedite fizikalne i kemijske veličine ... Ispit br. 2 na fizički kemija Opcija 12 Elektrode za određivanje. ...

Metodički priručnik za laboratorijske vježbe br. 4 iz kolegija fizikalne kemije za redovite studente Kemijsko-tehnološkog fakulteta i Fakulteta znanosti o građevinskim materijalima.

Alati

VRIJEDNOSTI KONSTANTE RAVNOTEŽE fizički kemijačesto postoji laboratorijski rad koji se tiče ... str. 3. Petrov N.A., Čerepanov V.A. Yermishina Yu.A. Radionica na fizički kemija. Alati. Jekaterinburg: izdavačka kuća...

Program prijemnog ispita u specijalnosti 02. 00. 04 "Fizikalna kemija"

Program

Ravnoteža // M.: Metalurgija.-1988.-560s. Dobro fizički kemija/ JA I. Gerasimov, V.P. Dreving, E.I. Ermin i dr.: pod ... .- 1980.- 180. god. Gorshkov B.I., Kuznetsov I.A. / Osnove fizički kemija. 2. izd. // M.: Izdavačka kuća Moskovskog sveučilišta...

Pošaljite svoj dobar rad u bazu znanja jednostavno je. Koristite obrazac u nastavku

Studenti, diplomanti, mladi znanstvenici koji koriste bazu znanja u svom studiju i radu bit će vam vrlo zahvalni.

Domaćin na http://www.allbest.ru/

Proračunska ustanova srednjeg obrazovanja strukovno obrazovanje

Khanty-Mansi autonomni okrug- Yugra

"Sovjetska stručna škola"

Osnovne bilješke predavanja

na akademska disciplina: "EN.03 Kemija"

specijalnost: "260502 Tehnologija ugostiteljskih proizvoda"

„Fizički i koloidna kemija"

anotacija

Sastavio: Ivanova L.V.

Recenzenti:

Polyanskaya T.V., učiteljica prirodnih disciplina, FGOU SPO "OKTES";

Chudnovskaya VG, predavač, predsjednik PUK-a kemijskih disciplina.

Referentni sažetak predavanja sastavljen je u skladu sa zahtjevima Saveznog državnog obrazovnog standarda (FSES) srednjeg strukovnog obrazovanja za minimalni sadržaj u disciplini "EN.03 Kemija" za obuku stručnjaka srednje razine: "260807 Tehnologija ugostiteljskih proizvoda."

Rad s osnovnim bilješkama predavanja pridonosi prijelazu s uobičajene deskriptivne percepcije fizikalno-kemijskih podataka na kvantitativne prikaze, tj. dovodi do njihovog dubokog i ispravnog razumijevanja i, kao rezultat toga, do predvidljivosti procesa koji se odvijaju u koloidnim i drugim sustavima. To pomaže da se na znanstvenim temeljima fizikalne i koloidne kemije stručno razviju pristupi tehnologiji dobivanja, skladištenja i obrade hrane.

Priručnik je namijenjen organizaciji razrednog i izvannastavnog rada studenata u predmetu "EN.03 Kemija" (odjeljak 1 "Fizikalna kemija", odjeljak 3 "Koloidna kemija").

Uvod

Odjeljak 1. Fizikalna kemija

1.1 Osnovni pojmovi i zakoni termodinamike. Termokemija

1.1.1 Osnovni pojmovi termodinamike

1.1.2 Prvi zakon termodinamike

1.1.3 Termokemija

1.1.4 Drugi zakon termodinamike

1.2 Agregatna stanja tvari, njihove karakteristike

1.2.1 Obilježja plinovitog stanja tvari

1.2.2 Karakteristike tekućeg agregatnog stanja

1.2.3 Karakterizacija krutog stanja tvari

1.3 Kemijska kinetika i kataliza. Kemijska ravnoteža

1.3.1 Brzina kemijske reakcije

1.3.2 Kataliza i katalizatori

1.3.3 Kemijska ravnoteža

1.4 Svojstva otopina

1.4.1 opće karakteristike rješenja

1.4.2 Otopine plinova u tekućinama

1.4.3 Međusobna topljivost tekućina

1.4.4 Otopine krutih tvari u tekućinama

1.4.5 Difuzija i osmoza u otopinama

1.4.6 Tlak zasićene pare otopine

1.4.7 Otopine za zamrzavanje i ključanje

1.4.8 Svojstva otopina elektrolita

1.5 Površinski fenomeni. Adsorpcija

1.5.1 Adsorpcija, njezine vrste

1.5.2 Adsorpcija na granici otopina-plin

1.5.3 Adsorpcija ionske izmjene

Odjeljak 2. Koloidna kemija

2.1 Predmet koloidne kemije. Disperzni sustavi

2.1.1 Opće karakteristike disperzni sustavi

2.1.2 Klasifikacija disperznih sustava

2.2 Koloidne otopine

2.2.1 Metode prikupljanja

2.2.2 Struktura koloidne čestice

2.2.3 Svojstva koloidnih otopina

2.3 Grubi sustavi

2.3.2 Suspenzije

2.3.3 Emulzije

2.3.4 Aerosoli

2.4 Fizičke i kemijske promjene organska tvar prehrambeni proizvodi

2.4.1 Proteini, njihova kemijska struktura i aminokiselinski sastav

2.4.2 Ugljikohidrati – visokomolekularni polisaharidi

2.4.4 Žele

Bibliografski popis

Uvod

Fizička kemija je znanost koja proučava odnos između kemijskih i fizikalnih svojstava tvari, kemijskih i fizikalnih pojava i procesa.

Samo na temelju zakona fizikalne kemije mogu se razumjeti i implementirati takvi uobičajeni u raznim industrijama. Industrija hrane procesi kao što su isparavanje, kristalizacija, sušenje, sublimacija, separacija, destilacija, ekstrakcija i otapanje. Bez poznavanja metoda fizikalne kemije nemoguća je tehnološka kontrola proizvodnje hrane: određivanje vlage, kiselosti, sadržaja šećera, bjelančevina, masti, vitamina i dr.

Utemeljitelj fizikalne kemije je M.V. Lomonosov. On je 1752.-1754. Bio je prvi znanstvenik koji je studentima držao kolegij fizičke kemije. Čitanje kolegija popraćeno je demonstracijom pokusa i laboratorijskih radova. Lomonosov je prvi predložio izraz "fizikalna kemija" i dao ovo znanstvena disciplina sljedeću definiciju: "Fizikalna kemija je znanost koja objašnjava, na temelju odredbi i pokusa fizike, što se događa u miješanim tijelima tijekom kemijskih operacija." Tako je M.V. Lomonosov je fizikalnu kemiju smatrao znanošću čiji je cilj dati fizičko objašnjenje suštine kemijskih procesa.

M.V. Lomonosov je napisao prvi svjetski udžbenik fizičke kemije. Otkriće velikog znanstvenika zakona održanja materije i energije, doktrine o postojanju apsolutne nule, kinetičke teorije plinova, brojnih radova o proučavanju otopina činili su osnovu fizikalne kemije u nastajanju, pridonijeli su do njenog formiranja u samostalnu znanost. Razdoblje izdvajanja u zasebnu znanost trajalo je više od 100 godina. Tečaj fizičke kemije u to vrijeme nitko od znanstvenika nije čitao.

Jedna od grana fizikalne kemije, koja je postala samostalna znanost, je koloidna kemija.

koloidna kemija je znanost koja proučava svojstva heterogenih visoko disperznih sustava i polimernih otopina.

Kulinarski procesi: koagulacija bjelančevina (tijekom toplinske obrade mesa, ribe, jaja itd.), dobivanje stabilnih emulzija (mnogi umaci), pjene (šlag, bjelančevine, pjene), odležavanje želea (stvrdnjavanje kruha, odvajanje tekućina iz želea, žele i sl.), adsorpcija (bistrenje bujona) - odnose se na koloidne procese. Oni su u srcu cjelokupne proizvodnje hrane.

Zakoni fizikalne i koloidne kemije temelj su mjera zaštite okoliša. Obično, otpadne vode, dim iz tvorničkog dimnjaka - također koloidni sustavi. Metode za uništavanje ovih koloidnih sustava temelje se na zakonima fizičke koloidne kemije.

Odjeljak 1. Fizikalna kemija

1. 1 Glavnipojmovi i zakoni termodinamike. Terminokokemija

1.1.1 Osnovni pojmovi termodinamike

Termodinamika- znanost koja proučava opće zakonitosti međusobne pretvorbe energije iz jednog oblika u drugi.

Kemijska termodinamika kvantificira toplinske učinke različitih procesa, pojašnjava temeljnu mogućnost spontanog tijeka kemijskih reakcija i uvjete pod kojima kemijske reakcije mogu biti u stanju ravnoteže.

Predmet proučavanja termodinamike je sustav- tijelo ili skupina tijela, stvarno ili mentalno odvojeno od okoline. Sustav se može nazvati mineralni kristal, otopina bilo koje tvari u posudi, plin u cilindru itd.

Sustav se zove termodinamički, ako između tijela koja ga čine, može doći do izmjene topline, tvari i ako je sustav potpuno opisan termodinamičkim parametrima.

Vrste sustava (ovisno o prirodi interakcije s okolinom)

otvorena	Zatvoreno	Izolirano
Izmjenjuje energiju i materiju s okolinom.	Ne može razmjenjivati ​​materiju s okolinom, ali može razmjenjivati ​​energiju i raditi s njom.	Ne razmjenjuje materiju i energiju s okolinom. Unutar sustava može se dogoditi prijenos topline, međusobne transformacije energije i izjednačavanje koncentracije, ali unutarnja energija sustava ostaje konstantna.
Otvorena tikvica koja sadrži otopinu iz koje otapalo može ispariti i koja se može grijati i hladiti.	Čvrsto zatvorena tikvica sa supstancom.	Reakcija koja se odvija u termostatu.

Sustav može biti homogena- sastoji se od jedne faze (zrak, kristal, sol) i heterogena- sastoji se od nekoliko faza (led-voda, voda-benzen).

Faza- dio heterogenog sustava odvojen sučeljima i karakteriziran istim fizičkim svojstvima na svim svojim točkama.

Okoliš je sve što je u izravnom ili neizravnom kontaktu sa sustavom. Općenito je prihvaćeno da je okoliš tako velik da prijenos ili stjecanje topline ne mijenja njegovu temperaturu.

Stanje termodinamičkog sustava određeno je masom, volumenom, tlakom, sastavom, toplinskim kapacitetom i drugim karakteristikama, koje se nazivaju statusni parametrijania.

Ako se parametri stanja sustava ne mijenjaju tijekom vremena, tada se razmatra takvo stanje ravnoteža. U ravnotežnom termodinamičkom sustavu parametri stanja međusobno su povezani određenim matematičkim jednadžbama – jednadžbama stanja (npr. Claiperon-Mendelejevljeva jednadžba za stanje idealnog plina).

Parametri koji se mogu izravno mjeriti nazivaju se glavni parametri države. Parametri stanja koji se ne mogu izravno mjeriti (unutarnja energija, entalpija, entropija, termodinamički potencijali) smatraju se funkcije glavnih parametaratjarak država.

termodinamičkiepostupaks-promjene parametara stanja sustava:

izotermna (T=const);

· izobarni (R=const);

Izohorna (V=const).

Sva tijela u prirodi, bez obzira na agregatno stanje, imaju određenu rezervu unutarnja energija.

Energiju čini kinetička energija molekula, uključujući energiju translatornog i rotacijskog gibanja, energiju gibanja atoma u molekule, elektrona u atomima, intranuklearnu energiju, energiju međudjelovanja čestica s drugima itd. Kinetička i potencijalna energija samog tijela ne ubraja se u unutarnju energiju. Unutarnja energija je funkcija stanja. Apsolutna vrijednost unutarnje energije ne može se odrediti, može se izmjeriti samo promjena unutarnje energije (U). Promjena unutarnje energije ne ovisi o putu prijelaza, već ovisi samo o početnom i završnom stanju sustava.

Vrućina (Q)(ili toplinski učinak procesa) je kvantitativna karakteristika energije koju sustav prima (odaje) iz okoline tijekom ovog procesa. Toplina je oblik prijenosa energije koji se ostvaruje promjenom kinetičke energije toplinskog (kaotičnog) gibanja čestica (atoma, molekula). Ako je proces popraćen prijenosom energije iz okoline u sustav, tzv endotermički, inače - egzotermna. Svaka egzotermna reakcija u smjeru naprijed postaje endotermna ako ide u suprotnom smjeru, i obrnuto.

posao (A), koju izvodi sustav, nastaje zbog interakcije sustava s vanjskom okolinom, uslijed koje se svladavaju vanjske sile, tj. rad je jedan od oblika izmjene energije s okolinom i služi kao kvantitativna karakteristika prenesene energije, a prijenos energije ostvaruje se uređenim (organiziranim) kretanjem molekula pod djelovanjem određene sile.

1.1. 2 Prvi zakon termodinamike

To je univerzalni zakon prirode, zakon očuvanja i transformacije energije, koji odgovara osnovnom stavu dijalektičkog materijalizma o vječnosti i neuništivosti gibanja. Ovaj je zakon prvi put formulirao 1842. godine izvanredni njemački fizičar J. Meyer.

Energija ne nestaje i ne nastaje ni iz čega, već samo prelazi iz jednog oblika u drugi u strogo jednakim omjerima.

Ovisno o vrsti sustava, prvi zakon termodinamike ima različite formulacije.

Za zatvoreni sustav, ovaj zakon termodinamike uspostavlja odnos između topline koju sustav primi ili otpusti u nekom procesu, promjene u unutarnjoj energiji sustava i rada proizvedenog u ovom slučaju.

U izoliranom sustavu unutarnja energijaRgia je konstanta, tj. U=0.

Ako se toplina Q dovodi u zatvoreni sustav, tada se ta energija rasipaokoduri se za povećanje unutarnje energije sustava U i na počinjenju siStema rada A nasuprot izvanawnjihove sile okoline:

U izobarno-izotermnim uvjetima u kojima funkcioniraju živi organizmi:

gdje je: p - vanjski tlak,

V - promjena volumena sustava.

Zamijenimo (1.2) u (1.1).

Qr = U+rV = (U kraj - U početak) + (rV kraj - rV početak) = (U kraj + rV kraj) - (U kraj + rV početak) (1.3)

Naziva se zbroj unutarnje energije sustava i umnoška volumena i tlaka (U + pV). entalpija (N) - termodinamička funkcija koja karakterizira energetsko stanje sustava u izobarno-izotermnim uvjetima. Na ovaj način:

Entalpija je zbroj svih vrsta energije koncentriranih u danom sustavu, uključujući i mehaničku energiju čestica, koja se može manifestirati u obliku rada tijekom širenja. Kemijske reakcije i fizikalno-kemijski procesi mogu se odvijati uz oslobađanje i apsorpciju energije. Dijele se na egzotermne i endotermne.

Procesi u kojima se oslobađa toplina nazivaju se egzotermnai, procesi koji se javljaju s apsorpcijom topline, - endotermičkieobrano.

U egzotermnim procesima entalpija opada (H con H start), dakle:

DH = (H kraj - H početak);

U endotermnim procesima entalpija raste (H con H start), dakle:

DH = (H kraj - H početak) 0,

Entalpija sustava ovisi o tlaku, temperaturi i količini tvari.

Pod izobarno-izotermnim uvjetima, količina topline koja se oslobađa ili apsorbira tijekom kemijske reakcije karakterizira promjena entalpije i naziva se reakcijska entalpija H. Promjena entalpije reakcije, određena na standardne uvjete, naziva se standardna reakcijska entalpija i označava se H 0.

Entalpija reakcije, tj. toplinski učinak reakcije ovisi samo o prirodi i stanju početnih tvari i konačnih proizvoda i ne ovisi oirešeto s puta, po dookona koje se nastavlja reakcija.

Standardni uvjeti:

Količina tvari je 1 mol;

tlak 760 mm. rt. Umjetnost. ili 101,325 kPa;

temperatura 298 0 K ili 25 0 C.

1.1. 3 Termokemija

Kemijski jednadžba, koji označava vrijednost entalpije (ili toplinskog učinka) reakcije, naziva se termokemijski.

U termokemiji se koriste termokemijske jednadžbe. Termokemija određuje toplinske učinke kemijske reakcije i prijelaze iz jednog stanja u drugo. Termokemijska jednadžba razlikuje se od kemijske po tome što termokemijske jednadžbe pokazuju apsolutnu vrijednost i predznak toplinskog učinka reakcije koji se odnosi na jedan mol polazne ili dobivene tvari, stoga se stehiometrijski koeficijenti u termokemijskim jednadžbama mogu biti razlomački. U termokemijskim jednadžbama također se bilježi agregacijsko stanje i kristalni oblik.

Reakcijska entalpija može se odrediti i eksperimentalno i računski pomoću entalpija stvaranja tvari uključenih u kemijsku reakciju na temelju Hessov zakon(1840):

U termokemijskim proračunima veliki značaj imaju posljedice iz Hessovog zakona:

1 posljedica. Reakcijska entalpija jednaka je razlici između algebarskog zbroja entalpija nastajanja produkata i početnih tvari, uzimajući u obzir stehiometrijske koeficijente u jednadžbi reakcije.

2 posljedica. Entalpija izravne realizacije brojčano je jednaka entalpiji reverzne reakcije, ali sa suprotnim predznakom.

1.1. 4 Drugi zakon termodinamike

Ovo ima sljedeće formulacije:

Prijenos topline s hladnog tijela na vruće povezan je s kompenzacijom, tj. uz potrebu za dodatnim radom, koji se u konačnici pretvara u toplinu koju apsorbira vruće tijelo (npr. u kućnom hladnjaku toplina se prenosi s predmeta na dijelove uređaja, a zatim na zrak. Taj prijenos zahtijeva utrošak električne energije) . Procesi čija je provedba povezana s kompenzacijom nazivaju se nepovratanimoj.

Spontani (prirodni, spontani) prijelaz energije (u obliku topline) s manje zagrijanog tijela na jače zagrijano je nemoguć.eza to.

Toplina oceana se, primjerice, u načelu može pretvoriti u rad (prema prvom zakonu termodinamike), ali samo uz postojanje odgovarajućeg hladnjaka (prema drugom zakonu termodinamike).

Nemoguće je stvoriti perpetuum mobile 2. vrste.

S obzirom na kemijske reakcije (na P, T=const), ovaj položaj je izražen sljedećom matematičkom jednadžbom:

H = G + TS ili G = H - TS, (1.5)

gdje je H toplinski učinak reakcije opažen tijekom njenog nepovratnog toka;

G - promjena Gibbsova slobodna energija(slobodna energija pri konstantnom tlaku), odnosno promjena izobarno-izotermnog potencijala, odnosno to je maksimalni dio energije sustava koji se u danim uvjetima može pretvoriti u koristan rad. Pri G 0 reakcija se odvija spontano.

Čak i uz reverzibilan tijek reakcije, samo dio topline procesa može ići u rad. Drugi dio, nepretvoren u strabot, prenosi se istovremeno iz toplijih u hladnije dijelove sustavaemi.

Funkcija S uvedena u jednadžbu (1.5) naziva se UnesiokoFDI.

Entropija je funkcija svakog specifičnog, stacionarnog stanja i ne ovisi o putu do postizanja novog stanja (primjerice, kroz koje međufaze sustav prolazi kada prelazi iz stanja 1 u stanje 2).

Umnožak TS je prenesena toplina (Q), koja se čak ni pri reverzibilnom tijeku reakcije ne može pretvoriti u rad (vrijednost "vezane energije"). Ovaj proizvod pokazuje količinu unutarnje izgubljene energije u obliku topline:

TS = Q, ili S = Q/T, (1.6)

Promjena entropije sustava tijekom reakcije, jednaka toplini dodijeljenoj sustavu, podijeljena s apsolutnom temperaturom na kojoj sustav prima (odaje) tu toplinu.

Osim termodinamičkog potencijala - Gibbsove slobodne energije G, u termodinamici je, kao pomoćna funkcija za opisivanje procesa, od velike važnosti još jedan uvedeni termodinamički potencijal - slobodna energija Helmholtz F(slobodna energija pri konstantnom volumenu), ili izohorno-izotermni potencijal:

F = U - TS (za V, T=const) (1.7)

Spontani procesi mogu proizvesti rad. Ravnoteža nastupa kada se ta mogućnost iscrpi. Budući da negativne promjene F i G odgovaraju spontanim procesima, predznak promjene funkcije G (kod P, T=konst) ili funkcije F (kod V, T=konst) pokazat će mogućnost ili nemogućnost spontane reakcije. Ako su promjene ovih funkcija za stanja sustava 1 i 2 jednake nuli, tada je sustav u ravnoteži.

Entropija se razlikuje od ostalih parametara stanja sustava (P, T, V) po tome što se njezina numerička vrijednost i vrijednost njezine promjene ne mogu izravno mjeriti i mogu se dobiti samo posredno, računskim putem. Da bi se izračunala entropija S reakcije aA + bB = cC = dD, potrebno je od zbroja entropija tvari na desnoj strani jednadžbe oduzeti zbroj entropija tvari na lijevoj strani jednadžbe. jednadžba (uzimajući u obzir stehiometrijske koeficijente). Dakle, za standardne uvjete:

S 0 298K = S 0 298K (proizvodi) - S 0 298K (reagensi), (1.8)

Samo oni procesi koji su povezani s povećanjem entropije mogu se spontano dogoditi u izoliranom sustavu, tj. sustav prelazi iz manje vjerojatnog stanja u vjerojatnije i dolazi do takvog makroskopskog stanja, koje odgovara malom broju mikroskopskih stanja. Drugim riječima, procesi su spontani kada se konačno stanje može ostvariti veliki broj mikrostanja i entropija je mjera težnje sustava za ravnotežom. Takve procese mora pratiti povećanje entropije.

Pitanja za samokontrolu:

1. Koja temeljna pitanja rješava kemijska termodinamika?

2. Što nazivamo sustavom, termodinamičkim sustavom?

3. Što se nazivaju parametrima stanja? Koje su državne opcije?

4. Što se naziva termodinamički proces?

5. Kako je formuliran prvi zakon termodinamike?

6. Koliki je omjer entalpije i unutarnje energije sustava?

7. Kolika je standardna entalpija nastanka?

8. Što je drugačije kemijske jednadžbe iz termokemijskih?

9. Što određuje drugi zakon termodinamike?

10. Što je potrebno znati da bi se utvrdila temeljna mogućnost pojedine reakcije u danim uvjetima?

11. Koji termodinamički čimbenici određuju smjer kemijskih reakcija?

12. Kako se mijenjaju izobarno-izotermni i izohorno-izotermni potencijali u spontano odvijajućem procesu?

1. 2 Agregatna stanja tvari, njihove karakteristike

Ovisno o vanjski uvjeti(temperatura i tlak), svaka tvar može biti u jednom od tri agregatna stanja: teško, živodcom ili plinoviti.Ova stanja se zovu agregatna stanja.Za neke tvari karakteristična su samo dva ili čak jedno agregatno stanje. Na primjer, naftalin, jod, kada se zagrijava u normalnim uvjetima, iz krutog stanja prelazi u plinovito stanje, zaobilazeći tekuće stanje. Tvari poput proteina, škroba, gume, koje imaju ogromne makromolekule, ne mogu postojati u plinovitom stanju.

Plinovi nemaju stalan oblik i stalan volumen. Tekućine imaju stalan volumen, ali nemaju stalan oblik. Krute tvari karakterizira postojanost oblika i volumena.

1.2. 1 Karakter plinovitog stanja tvari

Za plinove su sljedeća svojstva:

Ujednačeno punjenje cjelokupnog predviđenog volumena;

Mala gustoća u usporedbi s tekućinom i čvrste tvari i visoka brzina difuzije;

Relativno laka kompresibilnost.

Ta su svojstva određena silama međumolekularnog privlačenja i udaljenosti između molekula.

U plinu su molekule na vrlo velikoj udaljenosti jedna od druge, sile privlačenja među njima su zanemarive. Pri niskim tlakovima udaljenosti između molekula plina su toliko velike da se u usporedbi s njima veličina molekula, a time i volumen molekula u ukupnom volumenu plina, može zanemariti. Na velikim udaljenostima između molekula praktički nema sila privlačenja među njima. Plin u tom stanju naziva se savršen.U normalnim uvjetima T \u003d 273 0 K (0 0 C) i p \u003d 101,325 kPa, stvarni plinovi, bez obzira na prirodu, mogu se smatrati idealnim i primijeniti na njih jednadžba jejaidealno gaza (Claiperonova jednadžba-Mendeljejev):

gdje je P tlak plina,

V je volumen plina,

Količina tvari

R - univerzalna plinska konstanta (u SI jedinicama R \u003d 8,314 J / molK),

T je apsolutna temperatura.

Realni plinovi pri visokim tlakovima i niskim temperaturama ne podliježu jednadžbi stanja idealnog plina, budući da se pod tim uvjetima počinju manifestirati sile međudjelovanja između molekula i više nije moguće zanemariti unutarnji volumen molekula u usporedbi s volumenom tijelo. Za matematički opis ponašanja stvarnih plinova koristi se jednadžba van der Waals:

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

gdje su a i b konstante,

a / V 2 - korekcija za međusobno privlačenje,

b je korekcija za unutarnji volumen molekula,

n je broj molova plina.

Porastom tlaka i smanjenjem temperature smanjuju se razmaci između molekula, a povećavaju međudjelovanje sila kako bi tvar iz plinovitog stanja mogla prijeći u tekuće. Za svaki plin postoji granica kritična temperatura, iznad kojeg se plin ne može ukapljiti ni pri kakvom tlaku. Tlak potreban za ukapljivanje plina na kritičnoj temperaturi naziva se kritični pritisak, i volumen jednog mola plina pod tim uvjetima kritični volumenemama.

Riža. 1. Izoterme realnog plina

Stanje plina pri kritičnim parametrima naziva se kritički saokostajati.U kritičnom stanju nestaje razlika između tekućine i plina, imaju ista fizikalna svojstva.

Prijelaz plina u tekućinu može se prikazati grafički. Slika 1 prikazuje grafički odnos između volumena i tlaka pri konstantnim temperaturama. Takve krivulje nazivaju se izokoPojmovi. Izoterme se mogu podijeliti u tri dijela: AB, BC, CD pri niskim temperaturama. AB - odgovara plinovitom stanju, BC - odgovara prijelazu plina u tekućinu, CD - karakterizira tekuće stanje. Porastom temperature presjek BC se smanjuje i prelazi u infleksiju K, tzv kritična točka.

Ukapljeni plinovi imaju veliku industrijsku primjenu. Tekući CO 2 koristi se za gaziranje voćnih i mineralnih voda, izradu pjenušavih vina. Tekući SO 2 koristi se kao dezinfekcijsko sredstvo za uništavanje plijesni u podrumima, podrumima, vinskim bačvama, fermentacijskim spremnicima. Tekući dušik naširoko se koristi u medicini i biologiji za postizanje niskih temperatura tijekom konzerviranja i zamrzavanja krvi i bioloških tkiva. Tekući plinovi su pogodniji za transport.

1.2. 2 Karakteristike tekućeg agregatnog stanja

Za razliku od plinova, između molekula tekućine djeluju prilično velike sile međusobnog privlačenja, što određuje osebujnu prirodu molekularnog gibanja. Toplinsko gibanje molekule tekućine uključuje oscilatorna i translacijska gibanja. Svaka molekula neko vrijeme oscilira oko određene ravnotežne točke, zatim se pomiče i ponovno zauzima novi ravnotežni položaj. To određuje njegovu fluidnost. Sile međumolekularnog privlačenja ne dopuštaju molekulama da se udalje jedna od druge tijekom svog kretanja. Ukupni učinak privlačenja molekula može se prikazati kao unutarnji tlak tekućina, koji doseže vrlo visoke vrijednosti. To objašnjava postojanost volumena i praktičnu nestlačivost tekućina, iako one lako poprimaju bilo koji oblik.

Svojstva tekućina također ovise o volumenu molekula, njihovom obliku i polaritetu. Ako su molekule tekućine polarne, tada se dvije ili više molekula spajaju (udružuju) u složen kompleks. Takve se tekućine nazivaju suradnikokokupaonice tekućine. Povezane tekućine (voda, aceton, alkoholi) imaju viša vrelišta, manju hlapljivost i višu dielektričnu konstantu. Na primjer, etilni alkohol i dimetil eter imaju istu molekulsku formulu (C 2 H 6 O). Alkohol je pridružena tekućina i vrije na višoj temperaturi od dimetil etera, koji je nepovezana tekućina.

Tekuće stanje karakteriziraju fizička svojstva kao što su plotnost, viskoznost, površinska napetost.

Površinska napetost.

Stanje molekula u površinskom sloju bitno se razlikuje od stanja molekula u dubini tekućine. Razmotrimo jednostavan slučaj - tekućina - para (slika 2).

Riža. 2. Djelovanje međumolekulskih sila na granici i unutar tekućine

Na sl. 2, molekula (a) je unutar tekućine, molekula (b) je u površinskom sloju. Kugle oko njih su udaljenosti preko kojih se protežu sile međumolekulskog privlačenja okolnih molekula.

Na molekulu (a) jednoliko djeluju međumolekularne sile okolnih molekula, pa se sile međumolekulskog međudjelovanja kompenziraju, rezultanta tih sila jednaka je nuli (f=0).

Gustoća pare mnogo je manja od gustoće tekućine, jer su molekule daleko jedna od druge. Stoga molekule u površinskom sloju gotovo ne doživljavaju silu privlačenja tih molekula. Rezultanta svih tih sila bit će usmjerena unutar tekućine okomito na njezinu površinu. Dakle, površinske molekule tekućine uvijek su pod utjecajem sile koja ih nastoji uvući i time smanjiti površinu tekućine.

Za povećanje površinske površine tekućine potrebno je utrošiti rad A (J). Rad potreban za povećanje površine S za 1 m 2 mjera je površinske energije ili površinska napetost.

Dakle, površinska napetost d (J / m 2 \u003d Nm / m 2 \u003d N / m) rezultat je nekompenziranih međumolekularnih sila u površinskom sloju:

q = F/S (F - površinska energija) (2.3)

Postoje mnoge metode za određivanje površinske napetosti. Najčešće su stalagmometrijska metoda (metoda brojanja kapi) i metoda najvećeg tlaka mjehurića plina.

Metodama rendgenske difrakcijske analize utvrđeno je da u tekućinama postoji određena uređenost u prostornom rasporedu molekula u pojedinim mikrovolumenima. U blizini svake molekule opaža se takozvani red kratkog dometa. Na određenoj udaljenosti od nje, ova pravilnost je povrijeđena. A u cijelom volumenu tekućine nema reda u rasporedu čestica.

Riža. 3. Stalagmometar 4. Viskozimetar

Viskoznost h (Pa s) - svojstvo da se odupre kretanju jednog dijela tekućine u odnosu na drugi. NA praktični život osoba je suočena s velikim brojem tekućih sustava, čija je viskoznost različita - voda, mlijeko, biljna ulja, kiselo vrhnje, med, sokovi, melasa itd.

Viskoznost tekućina je posljedica intermolekularnih učinaka koji ograničavaju pokretljivost molekula. Ovisi o prirodi tekućine, temperaturi, tlaku.

Viskoznost se mjeri uređajima koji se nazivaju viskozimetri. Izbor viskozimetra i metoda za određivanje viskoznosti ovisi o stanju sustava koji se proučava i njegovoj koncentraciji.

Za tekućine niske viskoznosti ili niske koncentracije naširoko se koriste viskozimetri kapilarnog tipa.

1.2. 3 Karakteristike krutog stanja tvari

Čvrste tvari, za razliku od tekućina i plinova, zadržavaju svoj oblik. Privlačne sile između čestica koje čine čvrsto tijelo su tolike da se one ne mogu slobodno kretati jedna u odnosu na drugu, već samo osciliraju oko nekog srednjeg položaja.

Sve čvrste tvari dijele se na kristalan i amorfan.U kristalnim tijelima čestice su raspoređene u određenom redu karakterističnom za svaku tvar, a taj se poredak proteže na cijeli volumen. U cijelom volumenu amorfnog tijela nema reda u rasporedu čestica. U tom smislu, amorfna tijela se mogu smatrati tekućinama s abnormalno visokom viskoznošću.

Vrlo često su amorfni i kristalni oblici različita stanja iste tvari. Dakle, silicijev dioksid se u prirodi nalazi iu obliku kristala kvarca (gorski kristal) iu amorfnom obliku - mineral kremena. Poznati kristalni i amorfni ugljik.

Kristalni oblik je najstabilniji, tvari postupno prelaze iz amorfnog stanja u kristalno stanje. U normalnim uvjetima ovaj proces je vrlo spor, povećanje temperature ga može ubrzati. Na primjer, šećer može biti u kristalnom (granulirani šećer, šećer u grudima) i u amorfnom (karameliziranom) stanju. S vremenom se karamela može kristalizirati, što je nepoželjno u slastičarskoj industriji. kinetics adsorpcija dispersed colloidal

Red u prostornom rasporedu čestica i kristalnih tijela - kristalna ćelija- određuje vanjske znakove kristalnog stanja. To uključuje: 1) određeno i izraženo talište; 2) određeni geometrijski oblik monokristala; 3) anizotropija.

Pitanja za samokontrolu:

Pod kojim uvjetima se svojstva realnog plina približavaju svojstvima idealnog plina?

Je li moguće beskonačno komprimirati pravi plin?

Što fizičko značenje konstante u jednadžbi stanja realnog plina?

Je li moguće, poznavajući temperaturu i tlak, odrediti broj molekula po jedinici volumena?

Što uzrokuje nisku stlačivost tekućina?

Kako stvaranje vodikove veze između molekula utječe na svojstva tekućine?

Kako se može objasniti smanjenje površinske napetosti i viskoznosti s porastom temperature?

Kako se može razlikovati kristalno kruto tijelo od amorfnog?

Koja je glavna razlika u građi kristalnih i amorfnih tijela?

1. 3 Kemijska kinetika i kataliza.Kemijska ravnoteža

1.3.1 Brzina kemijske reakcije

Kinetika- proučavanje brzine i mehanizma kemijskih reakcija.

Pitanje brzine kemijske reakcije od velike je praktične i teorijske važnosti. O brzini reakcije ovisi tijek biokemijskih procesa u tijelu, fizikalno-kemijske promjene u prehrambenim proizvodima tijekom toplinske obrade i rad tvorničke opreme.

Brzina kemijskih procesa može se kontrolirati promjenom uvjeta njihovog odvijanja. U nekim slučajevima poželjno je intenzivirati proces kako bi se dobilo više proizvoda u jedinici vremena. Ponekad je potrebno smanjiti brzinu kemijske reakcije, na primjer, usporiti oksidaciju masti u hrani. Svi ti problemi mogu se riješiti primjenom zakona kemijske kinetike.

Brzina reakcije- promjena koncentracije tvari koje reagiraju po jedinici vremena.

gdje je c promjena koncentracije reaktanata,

t - vremenski interval.

Utvrđuje se ovisnost brzih kemijskih reakcija o koncentraciji zakon djelovanja mase, otvoreni empirijski način K.M. Guldberg i P. Waage 1867. godine.

Za reakciju aA + bB = C

gdje su: A i B koncentracije reaktanata,

a i b su koeficijenti u jednadžbi,

k - koeficijent proporcionalnosti, koji se naziva konstanta brzine, ovisno o prirodi reaktanata i temperaturi.

Brzina kemijske reakcije proporcionalna je produktu na krajunudjeli reaktanata uzeti u potencijama jednakimaokokoeficijenti u rea jednadžbidocije.

Konstanta brzine reakcije brojčano jednaka brzini reakcije pri koncentracijama reaktanata jednakim jedinici.

Čimbenici koji utječu na brzinu kemijske reakcije:

priroda reaktanata;

koncentracija reaktanata;

· temperatura;

tlak (za plinove);

područje kontakta reaktanata;

prisutnost katalizatora.

S porastom temperature povećava se brzina gibanja molekula, a time i broj njihovih sudara u jedinici vremena.

Utjecaj temperature na brzinu kemijske reakcije podliježe van't Hoffovom pravilu.

Za svakih 10 stupnjeva povećanja temperature,bVećina reakcija se povećava 2-4 puta.

Broj koji pokazuje koliko puta se brzina određene reakcije povećava kada temperatura poraste za 10 stupnjeva naziva se temperatura dookofaktor reakcije. Matematički se ova ovisnost izražava relacijom:

gdje - temperaturni koeficijent reakcije,

i 0 - brzina reakcije na početnoj (t 1) i konačnoj (t 2) temperaturi;

t - promjena temperature t 2 - t 1.

Van't Hoffovo pravilo je približno i može se primijeniti na reakcije koje se odvijaju na temperaturama od 0 do 300 stupnjeva iu malom rasponu temperatura. Kako temperatura raste, temperaturni koeficijent brzine reakcije se smanjuje, približavajući se jedinici.

Točniju ovisnost brzine kemijske reakcije o temperaturi eksperimentalno je utvrdio Arrhenius:

gdje je k konstanta brzine reakcije,

B i A su konstante za ovu reakciju.

1.3. 2 Kataliza i katalizatori

Katalizator Tvar koja mijenja brzinu kemijske reakcije, ali se ne troši. Katalizatori ili ubrzavaju ili usporavaju.

Kataliza- fenomen promjene brzine reakcije u prisutnosti katalizatora.

katalitičke reakcije- reakcije koje se odvijaju uz sudjelovanje katalizatora.

Ako je katalizator jedan od proizvoda reakcije, tada se reakcija naziva autokatalitički, i sam fenomen autokataliza.

Inhibitor katalizator koji usporava reakciju.

Primjer pozitivnih katalizatora je voda u interakciji aluminijskog praha s jodom.

Enzimi-biološki katalizatori proteinske prirode.

Enzimi su prisutni u svim živim stanicama. Uobičajeno je da se enzimi dijele na jednostavne i složene, odnosno jednokomponentne i dvokomponentne. Jednostavni enzimi se sastoje samo od proteina, složeni enzimi se sastoje od proteina i neproteinskog dijela, tzv. koenzim.

Enzime karakterizira visoka katalitička aktivnost i selektivnost. Što se tiče katalitičke aktivnosti, znatno su superiorniji od anorganskih katalizatora. Na primjer, 1 mol katalaze na 0 stupnjeva razgrađuje 200 000 mola H 2 O 2 u jednoj sekundi, a 1 mol platine na 20 stupnjeva razgrađuje od 10 do 80 mola vodikovog peroksida u jednoj sekundi.

Takva ubrzanja reakcije posljedica su činjenice da enzimi oštro smanjuju energetske barijere na putu reakcije. Na primjer, energija aktivacije za reakciju razgradnje H 2 O 2 pod djelovanjem iona željeza (II) i molekula katalaze je 42 odnosno 7,1 kJ / mol; za hidrolizu uree kiselinom odnosno ureazom 103 odnosno 28 kJ/mol.

Enzimi su vrlo specifični u usporedbi s anorganskim katalizatorima. Na primjer, amilaza, sadržana u slini, lako i brzo razgrađuje škrob, ali ne katalizira proces razgradnje šećera. Ureaza je izuzetno učinkovita u kataliziranju hidrolize uree, ali nema učinka na njezine derivate. Ova značajka enzima omogućuje živim organizmima, koji imaju odgovarajući skup enzima, da aktivno reagiraju na vanjske utjecaje. Na primjer, primijećeno je da u stresne situacije naše tijelo je nevjerojatno. Činjenica je opisana kada slaba žena podigla je auto za branik i držala ga dok su ljudi koji su priskočili u pomoć oslobađali dijete koje je palo pod njega; osoba koju progoni bijesna životinja lako svladava prepreke koje su mu nepremostive u uobičajenom stanju; na važnim natjecanjima sportaši gube nekoliko kilograma težine u razdoblju nastupa.

Sve što je rečeno o izvanrednim svojstvima enzima objašnjava se činjenicom da su selektivnost djelovanja (selektivnost) i aktivnost međusobno povezani: što je veća selektivnost, to je veća njegova aktivnost. Enzimi imaju jedinstvenu selektivnost, pa je stoga njihova aktivnost najveća.

1.3. 3 Kemijska ravnoteža

Reverzibilne reakcije može ići u dva suprotna smjera. Ne dolaze do kraja, već završavaju uspostavom kemijske ravnoteže.

Kemijska ravnoteža Stanje sustava kada se brzine prednje i obrnute reakcije izjednače.

Stanje kemijske ravnoteže održava se sve dok se uvjeti ne promijene. Promjenom vanjskih uvjeta dolazi do poremećaja ravnoteže i nakon nekog vremena sustav dolazi u novo stanje ravnoteže.

Pomak ravnoteže prijelaz sustava iz jednog stanja ravnoteže u drugo.

Određuje se smjer pomaka ravnoteže Le Chat principelige.

Ako je sustav ravnoteže pogođen, tada je jednaketi prebacuješ ovotu smjeru koji slabi ovaj učinak.

Na primjer, povećanje temperature pomiče ravnotežu prema endotermnoj reakciji, povećanje koncentracije polaznih tvari pomiče ravnotežu prema produktima reakcije. Tlak mijenja samo ravnotežu reakcija koje uključuju plinove. Povećanje tlaka pomiče ravnotežu u smjeru reakcije koja se odvija s promjenom volumena.

Pitanja za Samokontrolirati:

1. Što proučava kinetika?

2. Što se naziva brzinom kemijskih reakcija?

3. Zašto u matematičkoj jednadžbi za brzinu kemijske reakcije postoji predznak minus?

4. Nabrojite čimbenike koji utječu na brzinu kemijske reakcije.

5. Opišite utjecaj koncentracije, temperature, prirode reaktanata na brzinu kemijske reakcije.

6. Što se naziva kataliza i katalizator?

7. Kako se klasificiraju katalitičke reakcije?

8. Što su inhibitori?

9. Što se naziva kemijska ravnoteža?

10. Što se naziva pomakom kemijske ravnoteže?

11. Formulirajte Le Chatelierov princip.

12. U kojem će se smjeru pomaknuti ravnoteža ravnotežne reakcije s porastom temperature? Tlak (ako u reakcijama sudjeluju plinovi)? Koncentracija jednog od reaktanata?

1. 4 Svojstva rješenja

1.4. 1 Opće karakteristike rješenja

Rješenja su od velike važnosti u ljudskom životu i praktičnom djelovanju. Dakle, procesi asimilacije hrane od strane ljudi i životinja povezani su s prijenosom hranjivih tvari u otopinu. Otopine su sve najvažnije fiziološke tekućine (krv, limfa itd.). Industrije temeljene na kemijskim procesima obično se povezuju s upotrebom otopina.

Rješenja- višekomponentni homogeni sustavi u kojima su jedna ili više tvari raspoređene u obliku molekula, atoma ili iona u mediju druge tvari - otapala.

Otopina može imati bilo koje agregatno stanje - čvrsto, tekuće ili plinovito. Svaka otopina sastoji se od otopljenih tvari i otapala. Obično se otapalom smatra komponenta koja postoji u svom čistom obliku u istom agregatnom stanju kao i nastala otopina (na primjer, otopina soli u vodi: sol je otopljena tvar, voda je otapalo). Ako su obje komponente prije otapanja bile u istom agregatnom stanju (npr. alkohol i voda), tada se komponenta u većoj količini smatra otapalom.

Što se tiče strukture, otopine zauzimaju srednji položaj između mehaničkih smjesa i kemijski spojevi. S mehaničkim smjesama zajednička im je varijabilnost sastava, a s kemijskim spojevima - ujednačenost sastava kroz fazu i prisutnost toplinskog učinka tijekom stvaranja. U skladu s tim, u početku su postojale dvije suprotstavljene teorije: "fizikalna" i "kemijska", od kojih je svaka branila svoje poglede na strukturu otopina.

Suvremene ideje o strukturi otopina temelje se na teoriji solvatacije koju je iznio Mendeljejev i razvili njegovi sljedbenici. Prema ovoj teoriji, tijekom otapanja u sustavu se istovremeno odvijaju dva procesa: difuzija otopljene tvari u volumenu otapala (fizikalni proces) i stvaranje nestabilnih spojeva promjenjivog sastava - solvata iz molekula otapala i otapala. otopljena tvar ( kemijski proces). Ako je otapalo voda, onda se ti spojevi nazivaju hidrati.

Stvaranje otopina je spontani proces koji teče s porastom neuređenosti sustava, tj. s porastom entropije. Na primjer, kada se kristal otopi, sustav prelazi iz potpuno uređenog stanja u manje uređeno. U tom slučaju s povećanjem entropije (AS > 0) slobodna energija sustava opada (AG<0).

Ako je otopina nastala od 2 tekućine, tada je pokretačka snaga procesa otapanja posljedica težnje komponenti otopine da izjednače koncentracije, što također dovodi do povećanja entropije, tj. AS > 0 i 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.

Najvažnija karakteristika otopine je njezin sastav odnosno koncentracija komponenata.

Koncentracija otopine- količina otopljene tvari sadržana u određenoj količini otopine ili otapala.

Koncentracija otopina može se izraziti na različite načine. U kemijskoj praksi najčešće se koriste sljedeće metode izražavanja koncentracija:

1. Maseni udio otopljene tvari (postotna koncentracija)- pokazuje koliko je grama tvari otopljeno u 100 g otopine. Određuje se formulom:

gdje je W maseni udio otopljene tvari,

m in-va - masa otopljene tvari,

m otopina - masa otopine.

2. Molarna koncentracija- pokazuje koliko molova otopljene tvari sadrži 1 litra otopine.

3. Molarna koncentracija- pokazuje koliko se molova tvari nalazi u 1 kg otapala.

1.4. 2 Otopine plinova u tekućinama

Topljivost plinova u tekućinama ovisi o njihovoj prirodi, prirodi otapala, temperaturi i tlaku. U pravilu je topljivost plina veća ako otapanje prati kemijska interakcija s otapalom, a manja ako nema kemijske interakcije. Na primjer, u 1 litru vode na n.o. otapa 0,0002 g vodika, koji ne stupa u interakciju s vodom, i 875 g amonijaka, koji s vodom reagira u amonijev hidroksid.

Ovisnost topljivosti plinova o prirodi otapala može se prikazati na sljedećim primjerima. Pri istim uvjetima u 1000 g vode otopljeno je 87,5 g NH 3, a u 100 g etilnog alkohola samo 25 g. Topljivost plinova uvelike ovisi o temperaturi. S porastom temperature njihova se topljivost smanjuje, a sniženjem temperature raste. Tako se na 0 0 C, 171 cm 3 CO 2 otapa u 100 ml vode, na 20 0 C - samo 87,8 cm 3. Stoga se dugotrajnim kuhanjem mogu gotovo u potpunosti ukloniti otopljeni plinovi iz tekućine, a preporučljivo je tekućine zasićiti plinom pri niskim temperaturama.

O tlaku ovisi i topljivost plina. Određuje se ovisnost topljivosti plina o tlaku ge zakonnri.

C = k p, (4.2)

gdje je C koncentracija plina u otopini,

k - koeficijent proporcionalnosti, ovisno o prirodi tekućine i plina,

p je tlak plina iznad otopine.

Masa otopljenog plina pri konstantnoj temperaturi izravno je prokoproporcionalan je tlaku plina nad otopinomokorum.

Henryjev zakon vrijedi samo za razrijeđene otopine pri niskim tlakovima. Plinovi koji u interakciji s otapalom NH 3 , SO 2 , HC1 s vodom ne podliježu Henryjevom zakonu. Njihova topljivost također raste s povećanjem tlaka, ali prema složenijem zakonu.

Manifestacija Henryjeva zakona ilustrirana je stvaranjem obilne pjene prilikom otvaranja boce soda vode ili boce šampanjca; ovdje dolazi do naglog smanjenja topljivosti plina uz smanjenje njegova parcijalnog tlaka. Isti zakon objašnjava i pojavu dekompresijske bolesti. Na dubini od 40 m ispod razine mora ukupni tlak iznosi 600 kPa, a topljivost dušika u krvnoj plazmi je 9 puta veća nego na površini mora. Kada ronilac brzo izroni iz dubine, otopljeni dušik se oslobađa u krv u mjehurićima koji začepljuju krvne žile, što može dovesti do ozbiljnih posljedica.

Topljivost plina se smanjuje kada je treća komponenta prisutna u otopini. Dakle, plinovi se puno lošije otapaju u otopinama elektrolita nego u čistoj vodi. Na primjer, 3 × 10 3 m 3 klora se otapa u 1 g vode na 0 0 C, a 10 puta manje se otapa u 1 g zasićene otopine NaCl, stoga, kada se klor skladišti iznad tekućine, voda se zamjenjuje s otopina natrijeva klorida.

1.4. 3 Međusobna topljivost tekućina

Za razliku od topljivosti plinova u tekućinama, otapanje tekućine je složeniji proces. Kada se dvije tekućine pomiješaju, one mogu:

Otopiti se jedan u drugom u bilo kojem omjeru;

Praktički netopljiv;

Rastvoriti ograničeno.

Međusobna topljivost tekućina ovisi prvenstveno o njihovoj kemijska struktura. Još su alkemičari primijetili da se "slično otapa u sličnom", tj. polarni je obično topiv u polarnom, a nepolarni u nepolarnom. Zbog toga je voda (polarna tekućina) dobro otapalo za polarne tekućine (etilni alkohol, octena kiselina itd.) i uopće ne otapa nepolarne tekućine (benzen, kerozin itd.). Ako se tekućine međusobno razlikuju po polaritetu, tada su ograničeno topive jedna u drugoj. Uz ograničenu topljivost, svaka od tekućina prelazi u drugu do određene granice, što rezultira dvoslojnim sustavom. Na primjer, s porastom temperature obično raste njihova međusobna topljivost, te se pri određenoj temperaturi obje tekućine miješaju u bilo kojem omjeru, a granica između njih nestaje. Ova temperatura se zove kritično.

Kritična temperatura postignuta zagrijavanjem naziva se gornja kritična temperatura.

Poznate su smjese tekućina, kod kojih se topljivost smanjuje s povećanjem temperature. Stoga se kritična temperatura postiže snižavanjem temperature i zove se niža kritična temperaturanaRoy.

Koristeći kritičnu temperaturu otapanja, ponekad se provode neka analitička određivanja.

Posebno je zanimljiva topljivost različitih tvari u dvoslojnim sustavima koji se sastoje od dvije netopljive tekućine.

Ako se treća tvar sposobna topivosti u svakoj od njih uvede u sustav koji se sastoji od dvije tekućine koje se ne miješaju, tada će otopljena tvar biti raspodijeljena između obje tekućine proporcionalno svojoj topljivosti u svakoj od njih.

Omjer koncentracija tvari raspoređenih između dvije tekućine koje se ne miješaju pri konstantnoj temperaturi ostaje konstantan, bez obzira na ukupnu količinu otopljene tvari.

S 1 /S 2 = k, (4.3)

gdje su C1 i C2 koncentracija otopljene tvari u 1. i 2. otapalu,

...

Slični dokumenti

Koloidna kemija kao znanost koja proučava fizikalno-kemijska svojstva heterogenih, visoko disperznih sustava i visokomolekularnih spojeva. Proizvodnja i metode pročišćavanja koloidnih otopina. Primjena gelova u prehrambenoj industriji, kozmetici i medicini.

prezentacija, dodano 26.01.2015


Prve praktične informacije o koloidima. Svojstva heterogenih smjesa. Omjer između površine koloidne čestice i volumena koloidne čestice. Osobitosti disperziranih sustava. Značajke koloidnih otopina. Klasifikacija disperznih sustava.

prezentacija, dodano 17.08.2015


Glavne značajke disperznih sustava, njihova klasifikacija, svojstva i metode dobivanja, dijaliza (pročišćavanje) sola. Određivanje naboja koloidne čestice, zakonitosti koagulacije elektrolita, pojam adsorpcije na granici otopina-plin, suština su Langmuirove teorije.

priručnik, dodano 14.12.2010


Osnovni pojmovi i zakoni kemije. Klasifikacija anorganskih tvari. Periodični zakon i Periodni sustav elementi D.I. Mendeljejev. Osnove termodinamičkih proračuna. Kataliza kemijskih reakcija. Metode izražavanja koncentracije otopina.

tečaj predavanja, dodan 24.06.2015


Klasifikacija disperznih sustava. Glavni čimbenici stabilnosti koloidnih otopina. Metode njihove proizvodnje (disperzija, kondenzacija) i pročišćavanja (dijaliza, ultrafiltracija). Micelarna teorija strukture koloidnih čestica. Koagulacija mješavinama elektrolita.

prezentacija, dodano 28.11.2013


Bit i značajke koloidnih sustava. Glavna svojstva i struktura otopina ove vrste. Karakteristike Tyndallovog efekta. Razlike između hidrosola i organosola. Metode stvaranja koloidnih sustava, specifičnosti, djelokrug.

prezentacija, dodano 22.05.2014


Pojam otopina makromolekulskih spojeva (VMC). Proces bubrenja spirale: njegove faze, uzroci, pritisak i stupanj. Viskoznost disperznih sustava i otopina HMS-a, metode njezina mjerenja. Strukturna i relativna viskoznost. koagulacijske strukture.

sažetak, dodan 22.01.2009


Konstante i parametri koji određuju kvalitativno (fazno) stanje, kvantitativne karakteristike otopina. Vrste otopina i njihova specifična svojstva. Metode dobivanja čvrstih otopina. Značajke rješenja s eutektikom. Otopine plinova u tekućinama.

sažetak, dodan 06.09.2013


Dobivanje liofobnih koloidnih sustava, njegova optička svojstva. Određivanje površinske napetosti otopina surfaktanata i međupovršinske napetosti na granici dviju tekućina koje se ne miješaju stalagmometrijskom metodom. Koloidna zaštita sola HMS otopinama.

sažetak, dodan 15.02.2016


Kemijska termodinamika. Osnovni pojmovi termodinamike. Prvi zakon termodinamike. Primjene prvog zakona termodinamike na kemijske procese. Ovisnost toplinskog učinka reakcije o temperaturi. Kirchhoffov zakon. Drugi zakon termodinamike.

3. izdanje, rev. - M.: Viša škola, 2001. - 512 str., 319 str.

Udžbenik je sastavljen u skladu s programom iz fizikalne kemije.

Prva knjiga detaljno opisuje sljedeće dijelove tečaja: kvantno-mehaničke osnove teorije kemijska veza, struktura atoma i molekula, spektralne metode za proučavanje strukture molekula, fenomenološka i statistička termodinamika, termodinamika otopina i fazne ravnoteže.

U drugom dijelu odjeljka kolegija fizikalne kemije prikazane su elektrokemija, kemijska kinetika i kataliza na temelju pojmova razvijenih u prvom dijelu knjige - struktura tvari i statistička termodinamika. Odjeljak `Kataliza` odražava kinetiku heterogenih i difuzijskih procesa, adsorpcijsku termodinamiku i pitanja reaktivnosti.

Za sveučilišne studente koji su upisali specijalitete kemijskog inženjerstva.

knjiga 1.

Format: djvu

Veličina: 11,2 MB

Preuzimanje datoteka: voziti.google

knjiga 2.

Format: djvu

Veličina: 7 MB

Preuzimanje datoteka: voziti.google

SADRŽAJ Knjiga 1.
Predgovor. 3
Uvod 6
Prvi odjeljak. Kvantno-mehaničko utemeljenje teorije o strukturi molekule i kemijskoj vezi
Poglavlje 1. Građa atoma 9
§ 1.1. Kvantno mehanička svojstva mikročestica 9
§ 1.2. Atom vodika 11
§ 1.3. Atomske orbitale atoma sličnog vodiku 14
§ 1.4. Spin elektrona 21
§ 1.5. Višeelektronski atomi 23
§ 1.6. Paulijevo načelo 26
§ 1.7. Elektronske konfiguracije atoma 28
Poglavlje 2. Molekule. Teorijske metode koje se koriste u proučavanju strukture molekula i kemijske veze 34
§ 2.1. Molekula. potencijalna površina. Konfiguracija ravnoteže 34
§ 2.2. Teorija kemijske veze i njezini problemi. Schrödingerova jednadžba za molekule 39
§ 2.3. Varijacijska metoda za rješavanje Schrödingerove jednadžbe 42
§ 2.4. Dvije glavne metode teorije strukture molekula. Metoda valentne veze i metoda molekularnih orbitala 44
§ 2.5. Osnovne ideje metode molekularnih orbitala 49
§ 2.6. Približan opis molekularne orbitale u metodi MO LCAO 50
§ 2.7. Molekula II u MO LCAO metodi. Proračun energije i valne funkcije varijacijskom metodom 53
§ 2.8. Molekula H u MO LCAO metodi. Kovalentna veza 58
Poglavlje 3. Dvoatomne molekule u MO LCAO metodi 62
§ 3.1. Molekulske orbitale homonuklearnih dvoatomnih molekula 62
§ 3.2. Elektroničke konfiguracije i svojstva homonuklearnih molekula koje čine atomi elemenata prve i druge periode 65
§ 3.3. Heteronuklearne dvoatomne molekule 73
§ 3.4. polarna veza. Električni dipolni moment molekule 78
§ 3.5. Zasićenost kovalentna veza 81
§ 3.6. Donor-akceptorska veza 82
§ 3.7. Ionska veza. Stupanj polariteta kemijske veze 84
Poglavlje 4. Poliatomske molekule u MO metodi 88
§ 4.1. Molekulske orbitale u poliatomskim molekulama. Orbitalna simetrija. Delokalizirane i lokalizirane orbitale. Molekula HgO 88
§ 4.2. Opis molekule metana. Delokalizirani i lokalizirani MO. Hibridizacija orbitala 95
§ 4.3. O predviđanju ravnotežnih konfiguracija molekula 99
§ 4.4. Nekrute molekule 101
§ 4.5. Molekule s višestrukim vezama u MO LCAO metodi 104
§ 4.6. Hückelova metoda 108
§ 4.7. Opis aromatskih sustava u MOX 110 metodi
§ 4.8. Kemijska veza u koordinacijskim spojevima. Teorija polja liganda 117
§ 4.9. Ionska veza u kristalu 126
Poglavlje 5. Međumolekulska interakcija 129
§ 5.1. Van der Waalsove sile. Druge vrste nespecifičnih interakcija 129
§ 5.2. Vodikova veza 136
Odjeljak dva. Spektralne metode proučavanja strukture i energetskih stanja molekula
Poglavlje 6. Opće informacije o molekularnim spektrima. Elementi teorije molekulskih spektara 141
§ 6.1. Intramolekulsko gibanje i elektromagnetski spektar. 141
§ 6.2. Molekularni spektri emisije, apsorpcije i Ramanovog raspršenja. EPR i NMR spektri 145
§ 6.3. Rotacijski spektar dvoatomne molekule (aproksimacija krutog rotatora) 150
§ 6.4. Vibracijsko-rotacijski spektar dvoatomne molekule. Aproksimacija harmonijskog oscilatora 156
§ 6.5. Molekula je anharmonijski oscilator. Struktura vibracijskog spektra 162
§ 6.6. Elektronski spektri. Određivanje energije disocijacije dvoatomnih molekula 169
§ 6.7. Rotacijski spektri i striktne poliatomske molekule.... 171
§ 6.8. Vibracije, spektar i struktura višeatomnih molekula 175
§ 6.9. Upotreba vibracijskih spektara za određivanje strukture molekula 180
§ 6.10. Utjecaj međumolekularne interakcije medija i agregacijskog stanja na vibracijski spektar 183
Treći dio. Kemijska termodinamika
Poglavlje 7. Opći pojmovi. Prvi zakon termodinamike i njegova primjena 186
§ 7.1. Predmet i zadaci kemijske termodinamike 186
§ 7.2. Osnovni pojmovi i definicije kemijske termodinamike 188
§ 7.3. Prvi zakon termodinamike. Nekružni procesi 199
§ 7.4. Toplinski kapacitet 202
§ 7.5. Utjecaj temperature na toplinski kapacitet. Niz temperatura.. 208
§ 7.6. Kvantna teorija toplinski kapacitet kristalne tvari 211
§ 7.7. Kvantno statistička teorija toplinskog kapaciteta plinovita tvar 215
§ 7.8. toplinski učinci. Hessov zakon 217
§ 7.9. Primjena Hessovog zakona na proračun toplinskih učinaka 220
§ 7.10. Ovisnost toplinskog učinka o temperaturi. Kirchhoffova jednadžba 227
Poglavlje 8. Drugi zakon termodinamike i njegova primjena 235
§ 8.1. Spontani i nespontani procesi. Drugi zakon termodinamike 235
§ 8.2. Entropija 236
§ 8.3. Promjena entropije u nestatičkim procesima 239
§ 8.4. Promjena entropije kao kriterij usmjerenosti i ravnoteže u izoliranom "sustavu 240
§ 8.5. Karakteristične funkcije. Termodinamički potencijali 241
§ 8.6. Kriteriji mogućnosti spontanog procesa i ravnoteže u zatvorenim sustavima 249
§ 8.7. Promjena entropije u nekim procesima 251
§ 8.8. Gibbsova energija smjese idealnih plinova. Kemijski potencijal 261
§ 8.9. Opći uvjeti kemijske ravnoteže 265
§ 8.10. Zakon aktivnih masa. Konstanta ravnoteže za reakcije plinske faze 266
§ 8.11. Jednadžba izoterme reakcije 271
§ 8.12. Korištenje zakona djelovanja mase za izračunavanje sastava ravnotežne smjese 273
§ 8.13. Utjecaj temperature na kemijsku ravnotežu. Jednadžba izobare reakcije 282
§ 8.14. Integralni oblik ovisnosti Gibbsove energije i konstante ravnoteže o temperaturi 284
§ 8.15. Kemijska ravnoteža u heterogenim sustavima 286
Poglavlje 9. Treći zakon termodinamike i izračun kemijske ravnoteže 289
§ 9.1. Toplinski Nernstov teorem. Treći zakon termodinamike 289
§ 9.2. Proračun promjene standardne Gibbsove energije i konstante ravnoteže metodom Temkin - Schwartzman 294
§ 9.3. Izračun promjene standardne Gibbsove energije i konstante ravnoteže pomoću funkcija reducirane Gibbsove energije 297
§ 9.4. Adijabatske reakcije 299
Poglavlje 10. Kemijska ravnoteža u realnim sustavima 303
§ 10.1. Fugacitivnost i koeficijent fugicitivnosti plinova 303
§ 10.2. Proračun kemijske ravnoteže u realnom plinskom sustavu pri visokim tlakovima 312
§ 10.3. Proračun kemijske ravnoteže u sustavima u kojima se odvija više reakcija istovremeno 314
Poglavlje 11. Uvod u statističku termodinamiku 320
§ 11.1. Statistička fizika i statistička termodinamika. Makroskopski i mikroskopski opis stanja sustava 320
§ 11.2. Mikroskopski opis stanja metodom klasična mehanika 323
§ 11.3. Mikroskopski opis stanja metodom kvantne mehanike. Kvantna statistika 324
§ 11.4. Dvije vrste prosjeka (mikrokanonski i kanonski prosjek) 325
§ 11.5. Odnos između entropije i statističke težine. Statistička priroda drugog zakona termodinamike 326
§ 11.6. Sustav termostata. Kanonska Gibbsova distribucija. 330
§ 11.7. Zbroj stanja sustava i njegova povezanost s energijom. Helmholtz 335
§ 11.8. Zbroj čestičnih stanja 337
§ 11.9. Izraz termodinamičkih funkcija u smislu zbroja po stanjima sustava 340
§ 11.10. Zbroj stanja sustava jednodimenzionalnih harmonijskih oscilatora. Termodinamička svojstva monoatoma čvrsto tijelo prema Einsteinovoj teoriji 343
§ 11.11. Boltzmannova kvantna statistika. Maxwellov zakon raspodjele molekulskih brzina 346
§ 11.12. Fermi - Dirac i Bose - Einsteinova statistika 352
§ 11.13. Opće formule za izračunavanje termodinamičkih funkcija iz molekularnih podataka 353
§ 11.14 Izračun termodinamičkih funkcija idealnog plina pod pretpostavkom krute rotacije i harmonijskih vibracija molekula 357
Četvrti odjeljak. Rješenja
Poglavlje 12. Opće karakteristike rješenja 365
§ 12.1. Klasifikacija mortova 365
§ 12.2. Koncentracija otopina 367
5 12.3. Specifičnost rješenja. Uloga međumolekulskih i kemijskih interakcija, pojam solvatacije 368
§ 12.4. Glavni pravci u razvoju teorije rješenja 372
§ 12.5. Termodinamički uvjeti za nastanak otopina 374
§ 12.6. Parcijalne molarne vrijednosti 375
§ 12.7. Osnovne metode za određivanje parcijalnih molarnih vrijednosti 379
§ 12.8. Parcijalne i relativne parcijalne molarne entalpije 381
§ 12.9. Topline otapanja i razrjeđivanja 382
§ 12.10.Termodinamička svojstva idealnih tekućih otopina 386
§ 12.11.3 Raoultov zakon 390
§ 12.12. Vrelište idealne otopine 392
§ 12.13. Ledište idealne otopine 395
§ 12.14.0 smotski tlak idealne otopine 397
§ 12.15 Neidealna rješenja 400
§ 12.16. Ekstremno razrijeđene, regularne i atermalne otopine 402
§ 12.17. Aktivnost. Koeficijent aktivnosti. Standardno stanje 404
§ 12.18.0smotski koeficijent 407
§ 12.19. Metode za određivanje aktivnosti 409
§ 12.20 Odnos aktivnosti i koeficijenta aktivnosti s termodinamičkim svojstvima otopine i suvišnim termodinamičkim funkcijama 412
Odjeljak 5. Fazne ravnoteže
Poglavlje 13. Termodinamička teorija faznih ravnoteža 415
§ 13.1. Osnovni pojmovi 415
§ 13.2. Uvjeti fazne ravnoteže 418
§ 13.3. Gibbsovo fazno pravilo 419
Poglavlje 14 Jednokomponentni sustavi 421
§ 14.1. Primjena Gibbsovog faznog pravila na jednokomponentne sustave 421
§ 14.2. Fazni prijelazi prve i druge vrste 422
§ 14.3. Clapeyron-Clausiusova jednadžba 425
§ 14.4. Tlak zasićene pare 423
§ 14.5. Dijagrami stanja jednokomponentnih sustava 429
§ 14.6. Dijagram stanja ugljičnog dioksida 431
§ 14.7. Dijagram statusa vode 432
§ 14.8. Grafikon stanja sumpora 433
§ 14.9. Enantiotropni i monotropni fazni prijelazi 435
Poglavlje 15. Dvokomponentni sustavi 436
§ 15.1. Metoda fizikalne i kemijske analize 436
§ 15.2. Primjena Gibbsovog faznog pravila na dvokomponentne sustave 437
§ 15.3. Ravnotežna otopina plin - kapljevina u dvokomponentnim sustavima 438
§ 15.4. Ravnoteža tekućina - tekućina u dvokomponentnim sustavima 442
§ 15.5. Ravnotežna otopina para - tekućina u dvokomponentnim sustavima 444
§ 15.6. Fizikalne i kemijske osnove destilacije otopina 453
§ 15.7. Ravnotežni kristali - tekuća otopina u dvokomponentnim sustavima 457
§ 15.8. Ravnoteža tekućina - plin i kristali - plin (para) u dvokomponentnim sustavima 476
§ 15-9. Izračuni dijagrama stanja 476
Poglavlje 16. Trokomponentni sustavi 482
§ 16.1. Primjena Gibbsovog faznog pravila na trokomponentne sustave 482
§ 16.2. Grafički prikaz sastava trokomponentnog sustava 482
§ 16.3. Ravnotežni kristali - tekuća otopina u trokomponentnim sustavima 484
§ 16.4. Ravnoteža tekućina - tekućina u trokomponentnim sustavima 489
§ 16.5. Raspodjela otopljene tvari između dvije tekuće faze. Ekstrakcija 491
Dodatak 495
Indeks 497

SADRŽAJ Knjiga 2.
Predgovor 3
Odjeljak šesti. Elektrokemija
Poglavlje 17. Otopine, elektroliti 4
§ 17.1. Predmet elektrokemija 4
§ 17.2. Specifičnost otopina elektrolita 5
§ 17.3. Elektrolitička disocijacija u otopini 6
§ 17.4. Prosječna ionska aktivnost i faktor aktivnosti 10
§ 17.5. Osnovni pojmovi elektrostatičke teorije jakih elektrolita Debye i Hückel 13
§ 17.6. Osnovni pojmovi teorije ionske asocijacije 22
§ 17.7. Termodinamička svojstva iona 24
§ 17.8. Termodinamika ionske solvatacije 28
Poglavlje 18. Neravnotežne pojave u elektrolitima. Električna vodljivost elektrolita 30
§ 18.1. Osnovni koncepti. Faradayevi zakoni 30
§ 18.2. Gibanje iona u električnom polju. Ionski transportni brojevi. 32
§ 18.3. Električna vodljivost elektrolita. Električna vodljivost 37
§ 18.4. Električna vodljivost elektrolita. Molarna električna vodljivost 39
§ 18.5. Molarna električna vodljivost hidronijevih i hidroksidnih iona 43
§ 18.6. Električna vodljivost nevodenih otopina 44
§ 18.7. Električna vodljivost čvrstih i rastaljenih elektrolita 46
§ 18.8. Konduktometrija 47
Poglavlje 19. Ravnotežni elektrodni procesi 49
§ 19.1. Osnovni pojmovi 49
§ 19.2. EMF elektrokemijskog sustava. Potencijal elektrode 51
§ 19.3. Pojava skoka potencijala na granici otopina-metal 53
§ 19.4. Difuzijski potencijal 55
§ 19.5. Struktura dvostrukog električnog sloja na međusklopu otopina-metal 56
§ 19.6. Termodinamika reverzibilnih elektrokemijskih sustava 60
§ 19.7. Klasifikacija reverzibilnih elektroda 64
§ 19.8. Potencijali elektroda u nevodenim otopinama 74
§ 19.9. Elektrokemijski krugovi 75
§ 19.10. Primjena teorije elektrokemijskih sustava na proučavanje ravnoteže u otopinama 82
§ 19.11. Potenciometrija 85
Sekcija sedam. Kinetika kemijskih reakcija
Poglavlje 20. Zakoni kemijske kinetike 93
§ 20.1. Opći pojmovi i definicije 93
§ 20.2. Brzina kemijske reakcije 95
§ 20.3. Zakon djelovanja mase i princip neovisnosti reakcija 101
Poglavlje 21. Kinetika kemijskih reakcija u zatvorenim sustavima. 105
§ 21.1. Unilateralne reakcije prvog reda 105
§ 21.2. Unilateralne reakcije drugog reda 109
§ 21.3. Jednosmjerne reakcije n-tog reda 111
§ 21.4. Metode za određivanje reda reakcije 112
§ 21.5. Bilateralne reakcije prvog reda 113
§ 21.6. Bilateralne reakcije drugog reda 116
§ 21.T. Paralelne jednosmjerne reakcije 117
§ 21.8. Unilateralne sekvencijalne reakcije 119
§ 21.9. Metoda kvazistacionarnih koncentracija 125
Poglavlje 22. Kinetika reakcija u otvorenim sustavima 127
§ 22.1. Kinetika reakcije u savršeno miješanom reaktoru 127
§ 22.2. Kinetika reakcije u čepnom reaktoru 129
Poglavlje 23. Teorija elementarnog čina kemijske interakcije 133
§ 23.1. Elementarni kemijski čin 133
§ 23.2. Teorija aktivnih sudara 137
§ 23.3. Teorija aktiviranog kompleksa 141
§ 23.4. Preeksponencijalni faktor u Arrheniusovoj jednadžbi prema teoriji prijelaznog stanja 154
§ 23.5. MO simetrija i energija aktivacije kemijskih reakcija 159
Poglavlje 24. Kinetika reakcija u otopinama, lančane i fotokemijske reakcije 166
§ 24.1. Značajke kinetike reakcija u otopinama 166
§ 24.2. Utjecaj medija na konstantu brzine reakcije 170
§ 24.3. Kinetika ionskih reakcija u otopinama 178
§ 24.4. Lančane reakcije 181
§ 24.5. Fotokemijske reakcije 189
Poglavlje 25. Kinetika elektrodnih procesa 196
§ 25.1. Brzina elektrokemijske reakcije. razmjena struje 196
§ 25.2. Polarizacija elektroda 197
§ 25.3. Difuzijski prenapon 199
§ 25.4. Elektrokemijski prenapon 205
§ 25.5. Ostale vrste prenapona 210
5 25.6. Temperaturno-kinetička metoda za određivanje prirode polarizacije u elektrokemijskim procesima 211
§ 25.7. Prenapon tijekom elektrolitskog razvijanja vodika 213
§ 25.8. Elektroliza. Napon raspada 217
§ 25.9. Fenomeni polarizacije u kemijski izvori električna struja 220
§ 25.10. Elektrokemijska korozija metala. pasivnost metala. Metode zaštite od korozije 222
Osmi odjeljak. Kataliza
Poglavlje 26. Principi katalitičkog djelovanja 228
§ 26.1. Osnovni pojmovi i definicije 228
§ 26.2. Značajke kinetike katalitičkih reakcija 232
§ 26.3. Energija aktivacije katalitičkih reakcija 237
§ 26.4. Interakcija reagensa s katalizatorom i principi katalitičkog djelovanja 241
Poglavlje 27. Homogena kataliza 245
§ 27.1. Kiselinsko-bazna kataliza 246
§ 27.2. Redox kataliza 255
§ 27.3. Enzimska kataliza 260
§ 27.4. Autokataliza, inhibicija i periodične katalitičke reakcije 266
§ 27.5. Primjena u industriji i perspektive razvoja homogene katalize 271
Poglavlje 28. Heterogena kataliza. 273
§ 28.1. Površinska struktura heterogenih katalizatora 273
§ 28.2. Adsorpcija kao faza heterogenih katalitičkih reakcija 277
§ 28.3. Mehanizam heterogenih katalitičkih reakcija 282
§ 28.4. Kinetika heterogenih katalitičkih reakcija na jednako pristupačnoj površini 285
§ 28.5. Makrokinetika heterogenih katalitičkih procesa 292
§ 28.6. Primjena heterogene katalize u industriji 300
Književnost 303
Dodatak 305
Kazalo 312
Sadržaj 316

Ministarstvo obrazovanja Ruske Federacije Politehničko sveučilište u Tomsku ________________________________________________________________________________ N. A. Kolpakova, V. A. Kolpakov, S. V. Romanenko FIZIČKA KEMIJA Udžbenik I. dio Tomsk 2004. UDK 541.1 Fizička kemija. Udžbenik / N.A. Kolpakova, V.A. Kolpakov, S.V. Romanenko. - Tomsk: Ed. TPU, 2004. - 1. dio. - 168 str. Udžbenik obrađuje sljedeće dijelove "Fizikalne kemije": temeljne zakone termodinamike, kemijsku i faznu ravnotežu, termodinamiku neelektrolitskih otopina. Priručnik je izrađen na Zavodu za fizikalnu i analitičku kemiju TPU i namijenjen je studentima dopisnih studija kemijskih specijalnosti. Objavljeno po nalogu Uredničkog i izdavačkog vijeća Tomskog politehničkog sveučilišta Recenzenti: Kurina L.N. – prof. Zavod za fizičku kemiju, TSU, doktor kem. znanosti; Buinovsky A.S. - Glava. kafić Kemija TPU STU, doktor kem. znanosti. © Tomsk Polytechnic University, 2004 © Autori, 2004 POGLAVLJE 1 . UVOD U FIZIKALNU KEMIJU 1.1. KRATAK POVIJESNI OBRAZ RAZVOJA FIZIČKE KEMIJE Naziv i definiciju sadržaja fizikalne kemije prvi je dao M. V. Lomonosov (1752.): „Fizikalna kemija je znanost koja, na temelju stavova i eksperimenata fizikalnih znanstvenika, mora objasniti razloge za ono što se događa kroz kemijske operacije u složenim tijelima” . Nastavu fizikalne kemije u Rusiji kao samostalnu znanost uveo je prof. N. N. Beketov 1860. godine na Sveučilištu u Harkovu. Lomonosovljeve najvažnije teorijske i eksperimentalne studije dovele su ga do otkrića koja ni danas nisu izgubila na značaju. Lomonosov se približio ispravnoj definiciji principa očuvanja materije i gibanja, kinetičke prirode topline, a također je primijetio nemogućnost spontanog prijenosa topline s hladnijeg tijela na toplije, što je trenutno jedna od formulacija drugog zakona termodinamike. Tijekom sljedećeg stoljeća provedena su istraživanja na temelju kojih su napravljena mnoga važna otkrića i generalizacije. KV Scheele u Švedskoj (1773.) i Fontana u Francuskoj (1777.) otkrili su adsorpciju plinova; T. E. Lovits u Rusiji (1785.) otkrio je adsorpciju iz otopina. A. L. Lavoisier i P. S. Laplace u Francuskoj (1779–1784) proučavali su toplinske kapacitete tvari i toplinske učinke reakcija. Početkom XIX stoljeća. G. Davy u Engleskoj i L. J. Tenard u Francuskoj otkrili su katalitičke reakcije, a J. J. Berzelius u Švedskoj (1835.) dalje je razvio ideju katalize. Temelji elektrokemije postavljeni su istraživanjem galvanskih članaka, elektrolize i prijenosa struje u elektrolitima. Galvani i A. Volta u Italiji stvorili su 1799. galvanski članak. VV Petrov u Rusiji (1802) otkrio je fenomen električnog luka. T. Grotgus u Rusiji 1805. godine postavio je temelje teoriji elektrolize. Godine 1800. G. Davy je unaprijedio elektrokemijsku teoriju međudjelovanja tvari: naširoko je koristio elektrolizu za kemijska istraživanja. M. Faraday, Davyjev učenik, 1833.-1834 formulirao je kvantitativne zakone elektrolize. B. S. Jacobi u Rusiji, rješavajući probleme praktične uporabe procesa elektrolize, otkrio je 1836. galvanoplastiku. U prvoj polovici XIX stoljeća. zahvaljujući djelima D. Daltona u Engleskoj (1801. – 1803.), J. L. Gay-Lussaca u Francuskoj (1802.) i A. Avogadra u Italiji (1811.), koji su otkrili najvažnije zakone plinovitog stanja, atomističke su ideje bile široko rasprostranjene. razvijena. Istom razdoblju pripadaju i radovi G. I. Hessa (1802–1856) o termokemiji. C. Guldberg i P. Waage u Norveškoj (1864. – 1867.), J. W. Gibbs u SAD-u (1873. – 1878.) razvili su termodinamičku doktrinu kemijske ravnoteže, a A. L. Le Chatelier u Francuskoj (1884.) otkrio je opći princip ravnoteže pomaka pod mijenjanje vanjskih uvjeta. U radovima nizozemskog kemičara J. H. van't Hoffa razvijena je termodinamička teorija kemijske ravnoteže. Također je razvio kvantitativnu teoriju razrijeđenih otopina (1885–1889). Prijenos elektriciteta u otopinama proučavali su u Njemačkoj I. V. Gittorf i F. V. G. Kohlrausch. Švedski znanstvenik S. A. Arrhenius razvio je 1883.–1887. teorija elektrolitičke disocijacije. A. M. Butlerov, koji je stvorio teoriju strukture organskih spojeva, ostavio je dubok trag u razvoju fizičke kemije. Veliki ruski kemičar D. I. Mendeljejev (1834–1907) otkrio je postojanje kritične temperature (1860), izveo opću jednadžbu stanja za plinove (1874) i razvio kemijsku teoriju otopina (1887). D. P. Konovalov (1889), Mendeljejev učenik, jedan je od utemeljitelja teorije otopina. NA potkraj XIX u. došlo je do niza velikih otkrića na području učenja o građi tvari, koja su dokazala složenost strukture atoma i odigrala golemu ulogu u razvoju fizikalne kemije. Tu spadaju otkrića elektrona J. B. Perrina (1895.) i J. Thomsona (1897.), kvantna priroda svjetlosti R. Plancka (1900.), postojanje svjetlosnog tlaka P. N. Lebedeva (1899.), studija (od 1898. godine) fenomen radioaktivnosti P. Curie i M. Sklodowska-Curie. Do početka XX. stoljeća. fizikalna kemija definirana je kao znanost koja proučava strukturu tvari, kemijsku termodinamiku, uključujući termokemiju i teoriju ravnoteže, otopine, kemijsku kinetiku i elektrokemiju. Primijenjene su nove teorijske metode, au prvi plan izbila su istraživanja strukture atoma, molekula i kristala. Nauk o građi tvari, posebice građi atoma i molekula, najbrže se razvijao u 20. stoljeću. Veliko postignuće u tom području bila je nuklearna teorija atoma, koju je predložio E. Rutherford (1911.) i razvila u prvoj kvantitativnoj teoriji atoma vodika, koju je razvio danski fizičar N. Bohr (1913.). Proučavanje prirode kemijske veze i strukture molekula razvijalo se paralelno s proučavanjem strukture atoma. Do ranih 1920-ih, W. Kossel i G. N. Lewis razvili su temelje elektroničke teorije kemijske veze. VG Geitler i F. London (1927.) razvili su kvantno-mehaničku teoriju kemijske veze. Na temelju najvećih otkrića fizike u području strukture atoma i korištenjem teorijskih metoda kvantne mehanike i statističke fizike, kao i novih eksperimentalnih metoda, kao što su analiza X-zrakama, spektroskopija, spektroskopija mase, magnetske metode, metoda označenih atoma i drugih, fizičari i fizikalni kemičari napravili su velike korake u proučavanju strukture molekula i kristala te u razumijevanju prirode kemijske veze. Teorija o brzinama kemijskih reakcija, tj. kemijska kinetika, uvelike je razvijena, a sada se povezuje upravo s proučavanjem strukture molekula i čvrstoće veza među atomima u molekuli. Nastale su i uspješno se razvijaju nove grane fizikalne kemije: magnetokemija, radijacijska kemija, fizikalna kemija visokih polimera, fizikalna kemija silikata, plinska elektrokemija itd. Kao i druge znanosti, fizikalna kemija i njezine pojedine grane nastale su ili su se počele posebno uspješno razvijati. u onim razdobljima kada je ova ili ona praktična potreba zahtijevala brz razvoj neke grane industrije, a taj razvoj je zahtijevao snažnu teorijska pozadina. Ovdje je potrebno istaknuti glavne studije N. S. Kurnakova o fizikalna i kemijska analiza, rad na području elektrokemije A. N. Frumkina, stvaranje teorije lančanih reakcija N. N. Semenova, razvoj teorije heterogene katalize A. A. Balandina. Fizikalna kemija ima vodeću ulogu u rješavanju brojnih problema s kojima se suočava kemijska znanost i praksa. Trenutačno je fizikalna kemija samostalna disciplina s vlastitim metodama istraživanja i teorijska je osnova za primijenjene discipline kemijskog inženjerstva. 1.2. PREDMET I CILJEVI FIZIKALNE KEMIJE Fizikalna kemija je znanost o pravilnostima kemijskih procesa i fizikalnih pojava. Glavna zadaća fizikalne kemije je proučavanje i objašnjenje glavnih zakonitosti koje određuju smjer kemijskih procesa, njihovu brzinu, utjecaj medija, nečistoća, zračenja i uvjete za dobivanje maksimalnog prinosa korisnog proizvoda. Proučavanje fizikalne kemije omogućuje razumijevanje kemijskih zakona, kao i predviđanje i kontrolu kemijskih pojava. Suvremena fizikalna kemija omogućuje rješavanje problema učinkovite kontrole proizvodnje, intenzifikacije i automatizacije proizvodnih procesa. Služi kao teorijska osnova kemijska tehnologija . Tako važni proizvodni procesi u kemijskoj tehnologiji kao što su sinteza i oksidacija amonijaka, kontaktna proizvodnja sumporne kiseline, proizvodnja etanola iz prirodnog plina, krekiranje nafte i mnogi drugi temelje se na rezultatima fizikalno-kemijskih studija reakcija koje su u osnovi ovih procesa. 5 procesa. Bez fizikalne kemije nemoguće je riješiti problem stvaranja tvari željenih svojstava, razviti nove izvore struje i mnoga druga pitanja učinkovite proizvodnje. Stoga poznavanje fizikalne kemije budućim inženjerima procesnih procesa otvara velike mogućnosti za rješavanje raznih problema s kojima se inženjer susreće u praktičnom radu u tvornicama i istraživačkim institutima. Naziv znanosti - "fizikalna kemija" - odražava kako povijest njezina nastanka na spoju dviju znanosti - fizike i kemije, tako i činjenicu da široko koristi teorijske zakone i eksperimentalne metode fizike u proučavanju kemijske pojave. 1.3. KLASIFIKACIJA METODA FIZIKALNE KEMIJE U fizikalnoj kemiji koristi se nekoliko teorijskih metoda.  Kvantnokemijska metoda koristi svojstva elementarnih čestica za opisivanje kemijskih transformacija. Koristeći zakone kvantne mehanike, opisuju se svojstva i reaktivnost molekula, kao i priroda kemijske veze na temelju svojstava elementarnih čestica koje tvore molekule.  Termodinamička (fenomenološka) metoda temelji se na nekoliko zakona (postulata), koji su generalizacija eksperimentalnih podataka. Omogućuje, na njihovoj osnovi, saznati energetska svojstva sustava, predvidjeti tijek kemijskog procesa i njegov rezultat do trenutka ravnoteže.  Kvantno-statistička metoda objašnjava svojstva tvari na temelju svojstava molekula koje te tvari grade.  Kinetička metoda omogućuje utvrđivanje mehanizma i stvaranje teorije kemijskih procesa proučavanjem promjene brzine kemijskih reakcija uzrokovanih različitim čimbenicima. Fizikalnu kemiju karakterizira široka uporaba matematike, koja ne samo da omogućuje najtočnije izražavanje teorijskih zakona, već je i nužan alat za njihovo utvrđivanje. 6 POGLAVLJE 2 . OSNOVNI ZAKONI TERMODINAMIKE Riječ "termodinamika" dolazi od grčke riječi therme - toplina i dynamis - sila. Termodinamika je znanost o transformaciji različitih vrsta energije iz jedne u drugu. Kemijska termodinamika proučava transformaciju različitih vrsta energije koje se javljaju tijekom kemijskih reakcija. 2.1. OSNOVNI POJMOVI KEMIJSKE TERMODINAMIKE Sustav je zasebno tijelo ili skupina tijela koja međusobno djeluju i odvojena su od okoline stvarnim ili zamišljenim omotačem (granicom). Otvoreni sustav je sustav koji izmjenjuje tvari (masu) i energiju (primjerice toplinu) s vanjskim okolišem. Izolirani sustav (ili zatvoreni sustav) je sustav koji ne izmjenjuje toplinu i ne radi s okolinom. Energija i volumen izoliranog sustava konstantni su u vremenu. Primjer takvog sustava je npr. termos. Ako granica ne prolazi toplinu, tada se proces koji se odvija u sustavu naziva adijabatskim. Kada sustav izmjenjuje toplinu i rad s okolinom, dolazi do promjena kako u sustavu tako iu okolini. Termodinamički sustavi mogu biti homogeni i heterogeni. Ako unutar sustava nema sučelja koja razdvajaju dijelove sustava koji se razlikuju po sastavu ili strukturi, tada se ovaj sustav naziva homogenim. Prema tome, heterogeni sustav je sustav koji se sastoji od različitih dijelova koji se razlikuju po strukturi ili kemijski sastav . Ti se dijelovi nazivaju fazama. Dakle, faza je dio heterogenog sustava ograničenog sučeljem i karakteriziranog istim fizikalnim i kemijskim svojstvima u svim točkama. Svaki sustav sastoji se od jedne ili više tvari. Pojedinačne kemikalije koje se mogu izolirati iz sustava i egzistirati izvan njega same kao zasebna faza nazivaju se sastavnim tvarima sustava. Na primjer, u čaši je voda u koju je spuštena platinasta ploča. Iznad stakla nalazi se mješavina plinova: kisika, vodika i dušika. Ovaj sustav je trofazni, sadrži pet sastavnih tvari. 7 Termodinamičko stanje sustava je skup vrijednosti neovisnih varijabli (parametara sustava) koje određuju njegova svojstva. Bilo koje svojstvo sustava može se nazvati termodinamičkim parametrom stanja ako se smatra jednom od neovisnih varijabli koje određuju stanje sustava. Termodinamika promatra tvar kao kontinuirani medij i za istraživanja koristi takve termodinamičke parametre koji su rezultat djelovanja velikog broja čestica (makroparametri). Na primjer, makroparametri kemijske reakcije koja se odvija čak i pod “normalnim uvjetima” su temperatura, tlak, volumen, koncentracija, jakost gravitacijskog, magnetskog, električnog i elektromagnetskog polja itd. “Normalni uvjeti” su temperatura od 20–25°C. °C, atmosferski tlak, tj. oko 101 kPa, gravitacijsko ubrzanje - prosječno oko 9,8 m/s2, jakost magnetskog polja - prosječno oko 40 A/m, jakost električnog polja - prosječno oko 130 V/m, osvijetljenost vidljivim svjetlom - prosječno oko 500 luksa. Za karakterizaciju termodinamičkog stanja sustava potrebno je poznavati ne sva svojstva, već samo najmanji broj njih, takozvane neovisne parametre sustava. U pravilu, kada opisujemo kemijski proces koji se odvija na Zemlji, ne navodimo karakteristike polja, jer su one konstantne i stoga ne utječu na sastav i prinos produkata reakcije. Ako se kemijski proces provodi u uvjetima jakih magnetskih ili električnih polja, ili pod intenzivnim zračenjem ultraljubičastim, X-zrakama ili čak vidljivom svjetlošću, tada će parametri polja imati značajan utjecaj na sastav i prinos produkata reakcije. . U tom slučaju moraju biti navedeni parametri polja. Termodinamički parametri se dijele na ekstenzivne i intenzivne. Veličine proporcionalne masi (ili količini tvari) razmatranog radnog fluida ili termodinamičkog sustava nazivamo ekstenzivnim, to su volumen, unutarnja energija, entalpija itd. Intenzivne veličine ne ovise o masi termodinamičkog sustava. To su npr. temperatura i tlak. Tlak je fizikalna veličina koja je jednaka omjeru sile jednoliko raspoređene po površini tijela i površine koja se nalazi okomito na silu: p \u003d S Jedinica tlaka u SI - pascal (Pa) je tlak uzrokovan sila od 1 N, jednoliko raspoređena na površini od 1 m2 okomito na smjer sile: 1 N/m2 = 1 Pa. U praksi se višestruki i podvišestruke jedinice tlak: kilopaskala 8 (103 Pa = 1 kPa); megapaskal (106 Pa = 1 MPa); hektapaskal (102 Pa = 1 hPa), kao i izvansistemska jedinica - bar (1 bar = 105 Pa). Prema zaključcima molekularno-kinetičke teorije, tlak plina rezultat je udara nasumično kontinuirano gibajućih se molekula o stijenku posude. Najjednostavniji odnosi između parametara i ponašanja molekula dobiveni su za idealni plin. Idealni plin je plin koji se sastoji od elastičnih molekula, između kojih nema međudjelovanja, a koje imaju zanemarivo mali volumen u odnosu na volumen koji plin zauzima. Svaki realni plin pri relativno niskom tlaku (blizu atmosferskog) ponaša se praktički kao idealan (strogo pri p → 0). Jednadžba stanja idealnog plina - Mendeleev - Clapeyron jednadžba ima oblik: pV = nRT, gdje je p tlak plina, Pa; V - volumen, m3; n je količina plina, mol; R je univerzalna plinska konstanta jednaka 8,314 J/(mol K); T je apsolutna temperatura, K. Temperatura karakterizira toplinsko stanje sustava. Eksperimentalno se mogu utvrditi pojmovi toplijeg i hladnijeg tijela, ali se temperatura ne može izravno mjeriti. Određuje se iz numeričkih vrijednosti ostalih fizikalnih parametara koji ovise o temperaturi, što je osnova za konstruiranje empirijskih temperaturnih ljestvica. Kao takvi parametri (termometrijski parametri) mogu poslužiti razne fizikalne veličine. Među njima su volumen tijela pri stalnom tlaku, tlak pri stalnom volumenu, električna vodljivost, termoelektromotorna sila, geometrijski parametri tijela, svjetlina sjaja itd. Uređaj za mjerenje temperature naziva se termometar. Za izradu bilo koje empirijske temperaturne ljestvice koriste se tri pretpostavke: 1) veličina stupnja postavlja se odabirom numeričke vrijednosti ∆T između dvije referentne temperaturne točke - temperaturni standardi; 2) položaj temperaturne nule u empirijskim ljestvicama je proizvoljan; 3) pretpostavlja se da je termometrijska funkcija linearna u danom temperaturnom području. Kao referentne točke koriste se fazni prijelazi čistih tvari. Na primjer, za empirijsku Celzijevu ljestvicu, talište i vrelište vode pri atmosferskom tlaku (0 odnosno 100 stupnjeva) uzimaju se kao referentne točke. Interval između ovih temperatura podijeljen je na stotinu jednakih dijelova (stupnjeva Celzijusa - °C). Iako se objektivna temperaturna ljestvica može konstruirati korištenjem bilo koje teoretski definirane termometrijske funkcije, termodinamika kao takvu funkciju koristi jednadžbu stanja idealnog plina. Plinski termometar omogućuje izvođenje najpreciznijih (blizu apsolutne temperaturne ljestvice - Kelvinove ljestvice) mjerenja temperature. Međutim, određivanje temperature na ljestvici plinskog termometra prilično je težak posao, koji se provodi samo da bi se utvrdile apsolutne temperature nekoliko referentnih točaka faznih prijelaza, uzetih kao referentne. Međutemperature se obično određuju empirijskim termometrijskim metodama. Međunarodna praktična temperaturna ljestvica (IPTS), usvojena 1954., najtočnija je aproksimacija apsolutne temperaturne ljestvice u sadašnjoj fazi. Za razliku od empirijskih ljestvica, MPSH koristi jednu eksperimentalnu referentnu temperaturnu točku. Kao takva točka korištena je temperatura trojne točke vode (kada su led, voda i vodena para u ravnoteži istovremeno). Temperatura trojne točke vode u IPTS-u je uzeta kao 273,16 K (točno). Pri atmosferskom tlaku led se topi 0,01° niže. Referentna točka na Celzijevoj ljestvici - 0 °C - odgovara 273,15 K. Brojčana vrijednost temperatura za sve ostale referentne točke (osim za trostruku točku vode) kontinuirano se pročišćava kako se točnost rada s plinskim termometrom povećava. Godine 1968. preporučeno je dvanaest referentnih točaka kao referentnih temperaturnih točaka, koje obuhvaćaju raspon od trostruke točke vodika do tališta zlata. Trenutno se Celzijeva temperatura (t) izražava kao odnos s apsolutnom temperaturom (T), što je: T = 273,15 + t. Svojstva sustava koja se mogu jednoznačno izraziti kao funkcije temperature, tlaka i koncentracije tvari koje čine sustav nazivamo termodinamičkim funkcijama. Na primjer, toplinski kapacitet, unutarnja energija, entropija itd. Ako promjena termodinamičke funkcije ovisi samo o početnom i konačnom stanju sustava i ne ovisi o putu procesa, tada se takva funkcija naziva stanje funkcija sustava. Termodinamički proces je svaka promjena u sustavu povezana s promjenom barem jednog od termodinamičkih parametara. Kružni proces ili ciklus je proces u kojem se termodinamički sustav, nakon što je napustio neko početno stanje i prošao niz promjena, vraća u isto stanje; u ovom procesu promjena bilo kojeg parametra stanja jednaka je nuli. deset