Siųsti savo gerą darbą žinių bazėje yra paprasta. Naudokite žemiau esančią formą

Studentai, magistrantai, jaunieji mokslininkai, kurie naudojasi žinių baze savo studijose ir darbe, bus jums labai dėkingi.

Priglobta adresu http://www.allbest.ru/

Biudžetinė vidurinio profesinio mokymo įstaiga

Hantų-Mansi autonominis apygardas-Jugra

„Sovietų profesinė kolegija“

Pagrindiniai paskaitų konspektai

akademinėje disciplinoje: "EN.03 Chemija"

specialybė: "260502 Maitinimo produktų technologija"

"Fizikinė ir koloidinė chemija"

anotacija

Parengė: Ivanova L.V.

Recenzentai:

Polyanskaya T.V., natūralių disciplinų mokytoja, FGOU SPO "OKTES";

Chudnovskaya VG, lektorius, chemijos disciplinų PUK pirmininkas.

Paskaitų santrauka sudaryta pagal federalinio valstybinio vidurinio profesinio mokymo standarto (FSES) reikalavimus iki minimalaus disciplinos „EN.03 Chemija“ turinio, skirto vidutinio lygio specialistų rengimui: „260807 Viešojo maitinimo produktų technologija“.

Darbas su pagrindiniais paskaitų konspektais prisideda prie perėjimo nuo įprasto aprašomojo fizikinių ir cheminių duomenų suvokimo prie kiekybinių vaizdų, t.y. lemia gilų ir teisingą jų supratimą ir dėl to koloidinėse ir kitose sistemose vykstančių procesų nuspėjamumą. Tai padeda profesionaliai, naudojant mokslinius fizikinės ir koloidinės chemijos pagrindus, plėtoti požiūrį į maisto gavimo, laikymo ir perdirbimo technologijas.

Vadovas skirtas „EN.03 Chemija“ disciplinos studentų auditoriniam ir užklasiniam darbui organizuoti (1 skyrius „Fizikinė chemija“, 3 skyrius „Koloidinė chemija“).

Įvadas

1 skyrius. Fizinė chemija

1.1 Pagrindinės termodinamikos sąvokos ir dėsniai. Termochemija

1.1.1 Pagrindinės termodinamikos sąvokos

1.1.2 Pirmasis termodinamikos dėsnis

1.1.3 Termochemija

1.1.4 Antrasis termodinamikos dėsnis

1.2 Medžiagų agregatinės būsenos, jų charakteristikos

1.2.1 Medžiagos dujinės būsenos charakteristikos

1.2.2 Skystos medžiagos būsenos charakteristikos

1.2.3 Kietosios medžiagos apibūdinimas

1.3 Cheminė kinetika ir katalizė. Cheminė pusiausvyra

1.3.1 Cheminės reakcijos greitis

1.3.2 Katalizė ir katalizatoriai

1.3.3 Cheminė pusiausvyra

1.4 Sprendimų savybės

1.4.1 Bendrosios sprendinių charakteristikos

1.4.2 Dujų tirpalai skysčiuose

1.4.3 Abipusis skysčių tirpumas

1.4.4 Kietųjų medžiagų tirpalai skysčiuose

1.4.5 Difuzija ir osmozė tirpaluose

1.4.6. Sočiųjų tirpalo garų slėgis

1.4.7 Užšaldymo ir virimo tirpalai

1.4.8 Elektrolitų tirpalų savybės

1.5 Paviršiaus reiškiniai. Adsorbcija

1.5.1 Adsorbcija, jos rūšys

1.5.2 Adsorbcija tirpalo ir dujų sąsajoje

1.5.3 Jonų mainų adsorbcija

2 skyrius. Koloidų chemija

2.1 Koloidinės chemijos dalykas. Dispersinės sistemos

2.1.1 Bendrosios išsklaidytų sistemų charakteristikos

2.1.2 Išsklaidytų sistemų klasifikavimas

2.2 Koloidiniai tirpalai

2.2.1 Įsigijimo būdai

2.2.2 Koloidinės dalelės struktūra

2.2.3 Koloidinių tirpalų savybės

2.3 Šiurkščios sistemos

2.3.2 Pakabos

2.3.3 Emulsijos

2.3.4 Aerozoliai

2.4 Fizikiniai ir cheminiai maisto organinių medžiagų pokyčiai

2.4.1 Baltymai, jų cheminė struktūra ir aminorūgščių sudėtis

2.4.2 Angliavandeniai – didelės molekulinės masės polisacharidai

2.4.4 Želė

Bibliografinis sąrašas

Įvadas

Fizinė chemija yra mokslas, tiriantis ryšį tarp cheminių ir fizinių medžiagų savybių, cheminių ir fizikinių reiškinių bei procesų.

Tik remiantis fizikinės chemijos dėsniais galima suprasti ir įgyvendinti tokius įvairiose maisto pramonės šakose paplitusius procesus kaip garinimas, kristalizacija, džiovinimas, sublimacija, atskyrimas, distiliavimas, ekstrahavimas ir tirpinimas. Be fizikinės chemijos metodų išmanymo neįmanoma technologinė maisto gamybos kontrolė: drėgmės, rūgštingumo, cukrų, baltymų, riebalų, vitaminų ir kt.

Fizinės chemijos įkūrėjas yra M.V. Lomonosovas. Jis 1752-1754 m. Jis buvo pirmasis mokslininkas, suteikęs studentams fizikinės chemijos kursą. Kurso skaitymą lydėjo eksperimentų ir laboratorinių darbų demonstravimas. Lomonosovas pirmasis pasiūlė terminą „fizinė chemija“ ir suteikė šiai mokslo disciplinai tokį apibrėžimą: „Fizinė chemija yra mokslas, kuris, remdamasis fizikos nuostatomis ir eksperimentais, paaiškina, kas vyksta mišriuose kūnuose cheminių operacijų metu. “ Taigi, M. V. Lomonosovas fizikinę chemiją laikė mokslu, skirtu fiziškai paaiškinti cheminių procesų esmę.

M.V. Lomonosovas parašė pirmąjį pasaulyje fizikinės chemijos vadovėlį. Didysis mokslininkas atrado materijos ir energijos tvermės dėsnį, absoliutaus nulio egzistavimo doktriną, dujų kinetinę teoriją, daugybę tirpalų tyrimo darbų sudarė besiformuojančios fizikinės chemijos pagrindą. iki jos susiformavimo į savarankišką mokslą. Atskyrimo į atskirą mokslą laikotarpis truko daugiau nei 100 metų. Fizinės chemijos kurso per tą laiką nė vienas mokslininkas neskaitė.

Viena iš savarankišku mokslu tapusios fizikinės chemijos šakų yra koloidinė chemija.

koloidinė chemija yra mokslas, tiriantis nevienalyčių labai dispersinių sistemų ir polimerų tirpalų savybes.

Kulinariniai procesai: baltymų krešėjimas (termiškai apdorojant mėsą, žuvį, kiaušinius ir kt.), stabilių emulsijų gavimas (daug padažų), putos (plakimas, baltymai, putėsiai), drebučių brandinimas (duonos kietėjimas, skysčio atskyrimas). iš želė, želė ir tt), adsorbcija (sultinių nuskaidrinimas) - nurodo koloidinius procesus. Jie yra visos maisto gamybos pagrindas.

Aplinkos apsaugos priemonių pagrindas yra fizikinės ir koloidinės chemijos dėsniai. Paprastai nuotekos, gamyklos kamino dūmai taip pat yra koloidinės sistemos. Šių koloidinių sistemų naikinimo metodai yra pagrįsti fizikinės koloidinės chemijos dėsniais.

1 skyrius. Fizinė chemija

1. 1 Pagrindinistermodinamikos sąvokos ir dėsniai. TerminasOchemija

1.1.1 Pagrindinės termodinamikos sąvokos

Termodinamika– mokslas, tiriantis bendruosius abipusio energijos virsmo iš vienos formos į kitą dėsnius.

Cheminė termodinamika kiekybiškai įvertina įvairių procesų šiluminį poveikį, paaiškina esminę spontaniško cheminių reakcijų srauto galimybę ir sąlygas, kuriomis cheminės reakcijos gali būti pusiausvyros būsenoje.

Termodinamikos tyrimo objektas yra sistema– kūnas arba kūnų grupė, faktiškai arba psichiškai atskirti nuo aplinkos. Sistema gali būti vadinama mineraliniu kristalu, bet kokios medžiagos tirpalu inde, dujomis cilindre ir t.t.

Sistema vadinama termodinaminis, jei tarp ją sudarančių kūnų, gali vykti šilumos, materijos mainai ir jei sistema visiškai aprašyta termodinaminiais parametrais.

Sistemų tipai (priklausomai nuo sąveikos su aplinka pobūdžio)

atviras	Uždaryta	Izoliuotas
Jis keičiasi energija ir medžiaga su aplinka.	Jis negali keistis medžiaga su aplinka, bet gali keistis energija ir dirbti su ja.	Jis nesikeičia medžiaga ir energija su aplinka. Sistemos viduje gali vykti šilumos perdavimas, abipusės energijos transformacijos, koncentracijos išlyginimas, tačiau vidinė sistemos energija išlieka pastovi.
Atvira kolba, kurioje yra tirpalas, iš kurio gali išgaruoti tirpiklis ir kurį galima šildyti bei vėsinti.	Sandariai uždaryta kolba su medžiaga.	Reakcija vyksta termostate.

Sistema gali būti vienalytis- susideda iš vienos fazės (oro, kristalo, druskos) ir nevienalytis- susideda iš kelių fazių (ledas-vanduo, vanduo-benzenas).

Fazė- nevienalytės sistemos dalis, atskirta sąsajomis ir pasižyminti tomis pačiomis fizinėmis savybėmis visuose jos taškuose.

Aplinka yra viskas, kas tiesiogiai ar netiesiogiai liečiasi su sistema. Visuotinai pripažįstama, kad aplinka yra tokio didelio dydžio, kad jai perduodama arba gauta šiluma nekeičia jos temperatūros.

Termodinaminės sistemos būseną lemia masė, tūris, slėgis, sudėtis, šiluminė talpa ir kitos charakteristikos, kurios vadinamos. būsenos parametraiašnia.

Jei sistemos būsenos parametrai laikui bėgant nekinta, tai tokia būsena laikoma pusiausvyra. Pusiausvyros termodinaminėje sistemoje būsenos parametrus jungia tam tikros matematinės lygtys – būsenos lygtys (pavyzdžiui, idealių dujų būsenos Klaiperono-Mendelejevo lygtis).

Parametrai, kuriuos galima tiesiogiai išmatuoti, vadinami pagrindiniai valstybės parametrai. Būsenos parametrai, kurių negalima tiesiogiai išmatuoti (vidinė energija, entalpija, entropija, termodinaminiai potencialai), laikomi pagrindinių parametrų funkcijosTgriovio valstybė.

termodinamiškaieprocesass- sistemos būsenos parametrų pokyčiai:

izoterminis (T=const);

· izobarinis (Р=const);

izochorinis (V=const).

Visi gamtoje esantys kūnai, nepriklausomai nuo agregacijos būklės, turi tam tikrą rezervą vidinė energija.

Energija susideda iš molekulių kinetinės energijos, įskaitant transliacinio ir sukimosi judėjimo energiją, atomų judėjimo į molekules energiją, elektronų atomuose, intrabranduolinę energiją, dalelių tarpusavio sąveikos energiją ir kt. Paties kūno kinetinė ir potencinė energija neįeina į vidinę energiją. Vidinė energija yra būsenos funkcija. Vidinės energijos absoliučios vertės nustatyti negalima, galima išmatuoti tik vidinės energijos (U) pokytį. Vidinės energijos pokytis nepriklauso nuo pereinamojo kelio, o priklauso tik nuo pradinės ir galutinės sistemos būsenų.

Šiluma (Q)(arba terminis proceso efektas) – kiekybinė energijos, kurią sistema šio proceso metu gauna (išduoda) iš aplinkos, charakteristika. Šiluma – energijos perdavimo forma, realizuojama keičiant dalelių (atomų, molekulių) šiluminio (chaotiško) judėjimo kinetinę energiją. Jei procesą lydi energijos perdavimas iš aplinkos į sistemą, jis vadinamas endoterminė, kitaip - egzoterminis. Bet kokia egzoterminė reakcija į priekį tampa endotermine, jei ji vyksta priešinga kryptimi, ir atvirkščiai.

Darbas (A), atliekama sistemos, yra dėl sistemos sąveikos su išorine aplinka, kurios pasekoje įveikiamos išorinės jėgos, t.y. darbas yra viena iš energijos mainų su aplinka formų ir tarnauja kaip kiekybinė perduodamos energijos charakteristika, o energijos perdavimas realizuojamas tvarkingu (organizuotu) molekulių judėjimu, veikiant tam tikrai jėgai.

1.1. 2 Pirmasis termodinamikos dėsnis

Tai universalus gamtos dėsnis, energijos tvermės ir transformacijos dėsnis, atitinkantis pagrindinę dialektinio materializmo poziciją apie judėjimo amžinumą ir nesunaikinamumą. Pirmą kartą šį dėsnį 1842 m. suformulavo iškilus vokiečių fizikas J. Meyeris.

Energija neišnyksta ir neatsiranda iš nieko, o tik transformuojasi iš vienos formos į kitą griežtai lygiaverčiais santykiais.

Priklausomai nuo sistemos tipo, pirmasis termodinamikos dėsnis turi skirtingas formuluotes.

Uždarai sistemai šis termodinamikos dėsnis nustato ryšį tarp sistemos gaunamos arba išleidžiamos šilumos tam tikrame procese, sistemos vidinės energijos pokyčio ir šiuo atveju atliekamo darbo.

Izoliuotoje sistemoje vidinė energijaRgia yra pastovi, t.y. U=0.

Jeigu šiluma Q tiekiama į uždarą sistemą, tai ši energija išsisklaidoOpouts, kad padidintų vidinę sistemos energiją U ir padarius siSudarbo tema A prieš išoręwjos aplinkos jėgos:

Izobarinėmis-izoterminėmis sąlygomis, kuriomis funkcionuoja gyvi organizmai:

kur: p – išorinis slėgis,

V – sistemos tūrio pokytis.

(1.2) pakeičiame į (1.1).

Qр = U+рV = (U pabaiga – U pradžia) + (рV pabaiga – рV pradžia) = (U pabaiga + рV pabaiga) – (U pabaiga + рV pradžia) (1.3)

Sistemos vidinės energijos ir tūrio bei slėgio sandaugos (U + pV) suma vadinama entalpija (N) - termodinaminė funkcija, apibūdinanti sistemos energetinę būseną izobarinėmis-izoterminėmis sąlygomis. Taigi:

Entalpija yra visų rūšių energijos, sukoncentruotos tam tikroje sistemoje, suma, įskaitant dalelių mechaninę energiją, kuri plėtimosi metu gali pasireikšti darbo forma. Cheminės reakcijos ir fizikiniai-cheminiai procesai gali vykti išskiriant ir absorbuojant energiją. Jie skirstomi į egzoterminius ir endoterminius.

Procesai, kurių metu išsiskiria šiluma, vadinami egzoterminisIr, procesai, vykstantys sugeriant šilumą, - endoterminėenugriebti.

Egzoterminiuose procesuose entalpija mažėja (H con H start), todėl:

ДH = (H pabaiga - H pradžia);

Endoterminiuose procesuose entalpija didėja (H con H start), todėl:

ДH = (H pabaiga – H pradžia) 0,

Sistemos entalpija priklauso nuo slėgio, temperatūros ir medžiagos kiekio.

Izobarinėmis-izoterminėmis sąlygomis cheminės reakcijos metu išsiskiriantis arba sugertas šilumos kiekis apibūdinamas entalpijos pasikeitimu ir vadinamas reakcijos entalpija H. Reakcijos entalpijos pokytis, nustatytas standartinėmis sąlygomis, vadinamas standartine reakcijos entalpija ir žymimas H 0.

Reakcijos entalpija, t.y. terminis reakcijos efektas priklauso tik nuo pradinių medžiagų ir galutinių produktų pobūdžio bei būsenos ir nepriklauso nuoIrsietas iš kelio, ikiOį kurią vyksta reakcija.

Standartinės sąlygos:

Medžiagos kiekis yra 1 mol;

slėgis 760 mm. rt. Art. arba 101,325 kPa;

temperatūra 298 0 K arba 25 0 C.

1.1. 3 Termochemija

Cheminis lygtis, kuris nurodo reakcijos entalpijos (arba šiluminio efekto) reikšmę, vadinamas termocheminis.

Termochemijoje naudojamos termocheminės lygtys. Termochemija nustato cheminės reakcijos terminį poveikį ir perėjimą iš vienos būsenos į kitą. Termocheminė lygtis skiriasi nuo cheminės tuo, kad termocheminės lygtys nurodo reakcijos absoliučią reikšmę ir terminio efekto ženklą, kuris yra susijęs su vienu moliu pradinės arba gautos medžiagos, todėl stechiometriniai koeficientai termocheminėse lygtyse gali būti trupmenomis. Termocheminėse lygtyse taip pat pažymima agregacijos būsena ir kristalinė forma.

Reakcijos entalpiją galima nustatyti ir eksperimentiškai, ir skaičiuojant naudojant cheminėje reakcijoje dalyvaujančių medžiagų susidarymo entalpijas, pagrįstas Heso dėsnis(1840):

Termocheminiuose skaičiavimuose didelę reikšmę turi Heso dėsnio pasekmės:

1 pasekmė. Reakcijos entalpija yra lygi skirtumui tarp produktų ir pradinių medžiagų susidarymo entalpijų algebrinės sumos, atsižvelgiant į stechiometrinius koeficientus reakcijos lygtyje.

2 pasekmė. Tiesioginės realizavimo entalpija skaitine prasme yra lygi atvirkštinės reakcijos entalpijai, bet su priešingu ženklu.

1.1. 4 Antrasis termodinamikos dėsnis

Tai turi šias formuluotes:

Šilumos perdavimas iš šalto kūno į karštą siejamas su kompensacija, t.y. su papildomo darbo poreikiu, kuris galiausiai virsta šiluma, kurią sugeria įkaitęs kūnas (pavyzdžiui, namų šaldytuve šiluma nuo daiktų perduodama į įrenginio dalis, o po to į orą. Šiam perdavimui reikia elektros energijos sąnaudų) . Vadinami procesai, kurių įgyvendinimas siejamas su kompensavimu negrįžtamasIrmano.

Savaiminis (natūralus, spontaniškas) energijos perėjimas (šilumos pavidalu) iš mažiau įkaitinto kūno į labiau įkaitusį yra neįmanomas.eprie to.

Pavyzdžiui, vandenyno šilumą iš principo galima paversti darbu (pagal pirmąjį termodinamikos dėsnį), bet tik tuo atveju, jei yra tinkamas šaldytuvas (pagal antrąjį termodinamikos dėsnį).

Neįmanoma sukurti antrojo tipo amžinojo judesio mašinos.

Kalbant apie chemines reakcijas (esant P, T = const), ši padėtis išreiškiama tokia matematine lygtimi:

H = G + TS arba G = H - TS, (1,5)

čia H yra reakcijos terminis poveikis, pastebėtas jos negrįžtamo srauto metu;

G - keisti Gibbs nemokama energija(laisva energija esant pastoviam slėgiui) arba izobarinio-izoterminio potencialo pokytis, tai yra, tai yra didžiausia sistemos energijos dalis, kuri tam tikromis sąlygomis gali virsti naudingu darbu. Esant G 0 reakcija vyksta spontaniškai.

Net ir esant grįžtamai reakcijai, tik dalis proceso šilumos gali patekti į darbą. Kita dalis, nekonvertuota į pAbot, tuo pačiu metu perduodamas iš labiau šildomų į šaltesnes sistemos daliseMes.

Funkcija S, įtraukta į (1.5) lygtį, vadinama įveskiteOTUI.

Entropija yra kiekvienos konkrečios, stacionarios būsenos funkcija ir nepriklauso nuo naujos būsenos pasiekimo kelio (pavyzdžiui, kokius tarpinius etapus pereina sistema, pereidama iš 1 būsenos į 2 būseną).

Produktas TS yra perduota šiluma (Q), kurios negalima paversti darbu net esant grįžtamai reakcijos eigai ("surištos energijos" reikšmė). Šis produktas parodo vidinės energijos kiekį, prarastą šilumos pavidalu:

TS = Q arba S = Q/T, (1,6)

Sistemos entropijos pokytis reakcijos metu, lygus sistemai perduodamai šilumai, padalytai iš absoliučios temperatūros, kurioje sistema gauna (išduoda) šią šilumą.

Be termodinaminio potencialo – Gibso laisvosios energijos G, termodinamikoje, kaip pagalbinė procesų aprašymo funkcija, labai svarbus ir kitas įvestas termodinaminis potencialas – nemokama energija Helmholcas F(laisvoji energija esant pastoviam tūriui) arba izochorinis-izoterminis potencialas:

F = U – TS (V, T = const) (1,7)

Spontaniški procesai gali sukelti darbą. Pusiausvyra atsiranda, kai ši galimybė išnaudojama. Kadangi neigiami F ir G pokyčiai atitinka spontaniškus procesus, funkcijos G (esant P, T=const) arba funkcijos F (esant V, T=const) pokyčio ženklas parodys spontaniškos reakcijos galimybę arba negalimumą. Jei šių funkcijų pokyčiai sistemos būsenose 1 ir 2 yra lygūs nuliui, tada sistema yra pusiausvyroje.

Entropija nuo kitų sistemos būsenos parametrų (P, T, V) skiriasi tuo, kad jos skaitinės reikšmės ir pokyčio reikšmės negali būti tiesiogiai išmatuojamos ir gali būti gaunamos tik netiesiogiai, skaičiuojant. Norint apskaičiuoti reakcijos aA + bB = cC = dD entropiją S, reikia atimti kairėje lygties pusėje esančių medžiagų entropijų sumą iš medžiagų, esančių dešinėje lygties pusėje, entropijų sumos. lygtis (atsižvelgiant į stechiometrinius koeficientus). Taigi, standartinėmis sąlygomis:

S 0 298 K = S 0 298 K (produktai) – S 0 298 K (reagentai), (1,8)

Spontaniškai izoliuotoje sistemoje gali vykti tik tie procesai, kurie yra susiję su entropijos didėjimu, t.y. sistema pereina iš mažiau tikėtinos būsenos į labiau tikėtiną ir pasiekia tokią makroskopinę būseną, kuri atitinka nedidelį mikroskopinių būsenų skaičių. Kitaip tariant, procesai yra spontaniški, kai galutinę būseną gali realizuoti daug mikrobūsenų, o entropija yra sistemos siekio pasiekti pusiausvyrą matas. Tokius procesus turi lydėti entropijos padidėjimas.

Klausimai savikontrolei:

1. Kokius esminius klausimus sprendžia cheminė termodinamika?

2. Kas vadinama sistema, termodinamine sistema?

3. Kas vadinami būsenos parametrais? Kokie yra valstybės variantai?

4. Kas vadinama termodinaminiu procesu?

5. Kaip suformuluojamas pirmasis termodinamikos dėsnis?

6. Koks yra entalpijos ir vidinės sistemos energijos santykis?

7. Kokia yra standartinė formavimosi entalpija?

8. Kuo cheminės lygtys skiriasi nuo termocheminių?

9. Kas lemia antrąjį termodinamikos dėsnį?

10. Ką reikia žinoti, norint nustatyti esminę konkrečios reakcijos galimybę tam tikromis sąlygomis?

11. Kokie termodinaminiai veiksniai lemia cheminių reakcijų kryptį?

12. Kaip spontaniškai vykstančiame procese keičiasi izobarinis-izoterminis ir izochorinis-izoterminis potencialas?

1. 2 Medžiagų agregatinės būsenos, jų charakteristikos

Priklausomai nuo išorinių sąlygų (temperatūros ir slėgio), kiekviena medžiaga gali būti vienoje iš trijų agregacijos būsenų: sunkus, gyvasdcom arba dujinis.Šios būsenos vadinamos agregatinės būsenos.Kai kurioms medžiagoms būdingos tik dvi ar net viena agregacijos būsena. Pavyzdžiui, naftalenas, jodas, kaitinant normaliomis sąlygomis, iš kietos būsenos į dujinę būseną, apeinant skystąją būseną. Tokios medžiagos kaip baltymai, krakmolas, kaučiukai, turinčios didžiules makromolekules, negali egzistuoti dujinėje būsenoje.

Dujos neturi pastovios formos ir pastovaus tūrio. Skysčiai turi pastovų tūrį, bet neturi pastovios formos. Kietosioms medžiagoms būdingas formos ir tūrio pastovumas.

1.2. 1 Medžiagos dujinės būsenos požymis

Dujoms būdingos šios savybės:

Vienodas viso numatyto tūrio užpildymas;

Mažas tankis, palyginti su skystomis ir kietomis medžiagomis, ir didelis difuzijos greitis;

Santykinai lengvas suspaudžiamumas.

Šias savybes lemia tarpmolekulinės traukos jėgos ir atstumas tarp molekulių.

Dujose molekulės yra labai nutolusios viena nuo kitos, traukos jėgos tarp jų yra nereikšmingos. Esant žemam slėgiui, atstumai tarp dujų molekulių yra tokie dideli, kad, palyginti su jomis, galima nepaisyti molekulių dydžio ir, atitinkamai, molekulių tūrio bendrame dujų tūryje. Esant dideliems atstumams tarp molekulių, tarp jų praktiškai nėra traukos jėgų. Tokios būsenos dujos vadinamos puikus.Esant normalioms sąlygoms T \u003d 273 0 K (0 0 C) ir p \u003d 101,325 kPa, tikrosios dujos, neatsižvelgiant į prigimtį, gali būti laikomos idealiomis ir joms taikomos. lygtis yraašidealus gAuž (Klaiperono lygtis-Mendelejevas):

kur P yra dujų slėgis,

V yra dujų tūris,

Medžiagos kiekis

R - universali dujų konstanta (SI vienetais R \u003d 8,314 J / molK),

T yra absoliuti temperatūra.

Tikros dujos esant aukštam slėgiui ir žemai temperatūrai nepaklūsta idealių dujų būsenos lygčiai, nes tokiomis sąlygomis pradeda atsirasti sąveikos jėgos tarp molekulių ir nebegalima nepaisyti vidinio molekulių tūrio, palyginti su tūriu. kūno. Norint matematiškai apibūdinti tikrų dujų elgseną, naudojama lygtis van der Waalsas:

(p + n 2 a/V 2) (V – nb) = vRT, (2.2)

kur a ir b yra konstantos,

a / V 2 - abipusio patrauklumo korekcija,

b yra vidinio molekulių tūrio korekcija,

n yra dujų molių skaičius.

Didėjant slėgiui ir mažėjant temperatūrai, atstumai tarp molekulių mažėja, o sąveikos jėgos didėja taip, kad medžiaga iš dujinės būsenos gali pereiti į skystą. Kiekvienai dujoms yra riba kritinė temperatūra, virš kurio dujos negali būti suskystintos esant jokiam slėgiui. Slėgis, reikalingas dujoms suskystinti esant kritinei temperatūrai, vadinamas kritinis spaudimas ir vieno molio dujų tūris tokiomis sąlygomis kritinis tūrisemama.

Ryžiai. 1. Tikros dujų izotermos

Dujų būsena esant kritiniams parametrams vadinama kritiškai suOstovint.Kritinėje būsenoje išnyksta skirtumas tarp skysčio ir dujų, jie turi tas pačias fizines savybes.

Dujų perėjimas į skystį gali būti parodytas grafiškai. 1 paveiksle parodytas grafinis tūrio ir slėgio ryšys esant pastoviai temperatūrai. Tokios kreivės vadinamos išOterminai. Izotermas galima suskirstyti į tris dalis: AB, BC, CD esant žemai temperatūrai. AB - atitinka dujinę būseną, BC - atitinka dujų perėjimą į skystį, CD - apibūdina skystą būseną. Kylant temperatūrai atkarpa BC mažėja ir virsta vingio tašku K, vadinamu kritinis taškas.

Suskystintos dujos puikiai pritaikomos pramonėje. Skystas CO 2 naudojamas vaisių ir mineralinių vandenų gazavimui, putojantiems vynams gaminti. Skystas SO 2 naudojamas kaip dezinfekavimo priemonė pelėsiams naikinti rūsiuose, rūsiuose, vyno statinėse, fermentacijos rezervuaruose. Skystas azotas plačiai naudojamas medicinoje ir biologijoje, norint gauti žemą temperatūrą konservuojant ir užšaldant kraują bei biologinius audinius. Suskystintas dujas patogiau transportuoti.

1.2. 2 Skystos medžiagos būsenos charakteristikos

Skirtingai nuo dujų, tarp skysčių molekulių veikia gana didelės abipusės traukos jėgos, o tai lemia savitą molekulinio judėjimo pobūdį. Skysčio molekulės šiluminis judėjimas apima svyruojančius ir transliacinius judesius. Kiekviena molekulė tam tikrą laiką svyruoja aplink tam tikrą pusiausvyros tašką, tada juda ir vėl užima naują pusiausvyros padėtį. Tai lemia jo sklandumą. Tarpmolekulinės traukos jėgos neleidžia molekulėms judėti toli viena nuo kitos. Bendras molekulių traukos efektas gali būti pavaizduotas kaip vidinis skysčių slėgis, kuris pasiekia labai aukštas vertes. Tai paaiškina tūrio pastovumą ir praktinį skysčių nesuspaudžiamumą, nors jie lengvai įgyja bet kokią formą.

Skysčių savybės taip pat priklauso nuo molekulių tūrio, jų formos ir poliškumo. Jei skystos molekulės yra polinės, tada dvi ar daugiau molekulių susijungia (susijungia) į sudėtingą kompleksą. Tokie skysčiai vadinami bendradarbisOvonios kambariai skysčių. Susiję skysčiai (vanduo, acetonas, alkoholiai) turi aukštesnę virimo temperatūrą, mažesnį lakumą ir didesnę dielektrinę konstantą. Pavyzdžiui, etilo alkoholis ir dimetilo eteris turi tą pačią molekulinę formulę (C 2 H 6 O). Alkoholis yra susijęs skystis ir verda aukštesnėje temperatūroje nei dimetilo eteris, kuris yra nesusijęs skystis.

Skysta būsena pasižymi tokiomis fizinėmis savybėmis kaip ploTklampumą, paviršiaus įtempimą.

Paviršiaus įtempimas.

Molekulių būsena paviršiniame sluoksnyje labai skiriasi nuo molekulių būsenos skysčio gylyje. Apsvarstykite paprastą atvejį – skysčio – garų (2 pav.).

Ryžiai. 2. Tarpmolekulinių jėgų poveikis sąsajai ir skysčio viduje

Ant pav. 2, molekulė (a) yra skysčio viduje, molekulė (b) yra paviršiniame sluoksnyje. Aplink juos esančios sferos yra atstumai, per kuriuos tęsiasi aplinkinių molekulių tarpmolekulinės traukos jėgos.

Molekulę (a) tolygiai veikia tarpmolekulinės jėgos iš aplinkinių molekulių, todėl tarpmolekulinės sąveikos jėgos yra kompensuojamos, šių jėgų rezultatas lygus nuliui (f=0).

Garų tankis yra daug mažesnis nei skysčio tankis, nes molekulės yra toli viena nuo kitos. Todėl paviršinio sluoksnio molekulės beveik nepatiria šių molekulių traukos jėgos. Visų šių jėgų rezultatas bus nukreiptas į skysčio vidų statmenai jo paviršiui. Taigi skysčio paviršiaus molekulės visada yra veikiamos jėgos, kuri linkusi jas traukti ir taip sumažinti skysčio paviršių.

Norint padidinti skysčio sąsają, reikia išleisti darbą A (J). Darbas, kurio reikia norint padidinti sąsają S 1 m 2, yra paviršiaus energijos matas arba paviršiaus įtempimas.

Taigi paviršiaus įtempis d (J / m 2 \u003d Nm / m 2 \u003d N / m) yra nekompensuotų tarpmolekulinių jėgų paviršiaus sluoksnyje rezultatas:

q = F/S (F – paviršiaus energija) (2.3)

Yra daug būdų, kaip nustatyti paviršiaus įtempimą. Labiausiai paplitęs yra stalagmometrinis metodas (lašų skaičiavimo metodas) ir didžiausio dujų burbuliukų slėgio metodas.

Taikant rentgeno spindulių difrakcinės analizės metodus, nustatyta, kad skysčiuose yra tam tikras molekulių erdvinis išsidėstymas atskiruose mikrotūriuose. Prie kiekvienos molekulės stebima vadinamoji trumpojo nuotolio tvarka. Tam tikru atstumu nuo jo šis dėsningumas pažeidžiamas. Ir visame skysčio tūryje nėra dalelių išdėstymo tvarkos.

Ryžiai. 3. Stalagmometras 4. Viscimetras

Klampumas h (Pa s) - savybė atsispirti vienos skysčio dalies judėjimui kitos atžvilgiu. Praktiniame gyvenime žmogus susiduria su daugybe įvairių skysčių sistemų, kurių klampumas yra skirtingas – vanduo, pienas, augaliniai aliejai, grietinė, medus, sultys, melasa ir kt.

Skysčių klampumą lemia tarpmolekulinis poveikis, kuris riboja molekulių judrumą. Tai priklauso nuo skysčio pobūdžio, temperatūros, slėgio.

Klampumas matuojamas prietaisais, vadinamais viskozimetrais. Viskozimetro ir klampumo nustatymo metodo pasirinkimas priklauso nuo tiriamos sistemos būklės ir jos koncentracijos.

Mažo klampumo arba mažos koncentracijos skysčiams plačiai naudojami kapiliarinio tipo viskozimetrai.

1.2. 3 Kietosios medžiagos charakteristikos

Kietosios medžiagos, skirtingai nei skysčiai ir dujos, išlaiko savo formą. Patrauklios jėgos tarp dalelių, sudarančių kietą kūną, yra tokios stiprios, kad jos negali laisvai judėti viena kitos atžvilgiu, o tik svyruoja aplink kokią nors vidurinę padėtį.

Visos kietosios dalelės skirstomos į kristalinis Ir amorfinis.Kristaliniuose kūnuose dalelės išsidėsto tam tikra kiekvienai medžiagai būdinga tvarka, ir ši tvarka apima visą tūrį. Visame amorfinio kūno tūryje nėra dalelių išdėstymo tvarkos. Šiuo požiūriu amorfiniai kūnai gali būti laikomi neįprastai didelio klampumo skysčiais.

Labai dažnai amorfinės ir kristalinės formos yra skirtingos tos pačios medžiagos būsenos. Taigi silicio dioksidas gamtoje randamas tiek kvarco kristalų (uolienų kristalų) pavidalu, tiek amorfine forma - mineraliniu titnagu. Žinoma kristalinė ir amorfinė anglis.

Kristalinė forma yra stabiliausia, medžiagos palaipsniui pereina iš amorfinės būsenos į kristalinę. Įprastomis sąlygomis šis procesas yra labai lėtas, temperatūros padidėjimas gali jį paspartinti. Pavyzdžiui, cukrus gali būti kristalinio (granuliuotas cukrus, gabalinis cukrus) ir amorfinės (karamelizuotas) būsenos. Laikui bėgant karamelė gali kristalizuotis, o tai nepageidautina konditerijos pramonėje. kinetika adsorbcija dispersinis koloidinis

Dalelių ir kristalinių kūnų erdvinio išdėstymo tvarka - kristalinė ląstelė- nustato išorinius kristalinės būsenos požymius. Tai apima: 1) apibrėžtą ir ryškią lydymosi temperatūrą; 2) tam tikra pavienių kristalų geometrinė forma; 3) anizotropija.

Klausimai savikontrolei:

Kokiomis sąlygomis tikrų dujų savybės priartėja prie idealių dujų?

Ar įmanoma suspausti tikras dujas neribotą laiką?

Kokia fizinė konstantų reikšmė tikrų dujų būsenos lygtyje?

Ar įmanoma, žinant temperatūrą ir slėgį, nustatyti molekulių skaičių tūrio vienete?

Kas lemia mažą skysčių suspaudžiamumą?

Kaip vandenilio jungties susidarymas tarp molekulių veikia skysčio savybes?

Kaip galima paaiškinti paviršiaus įtempimo ir klampumo mažėjimą didėjant temperatūrai?

Kaip atskirti kristalinę kietą medžiagą nuo amorfinės?

Koks pagrindinis skirtumas tarp kristalinių ir amorfinių kūnų?

1. 3 Cheminė kinetika ir katalizė.Cheminė pusiausvyra

1.3.1 Cheminės reakcijos greitis

Kinetika- cheminių reakcijų greičio ir mechanizmo tyrimas.

Cheminės reakcijos greičio klausimas turi didelę praktinę ir teorinę reikšmę. Nuo reakcijos greičio priklauso organizme vykstančių biocheminių procesų eiga, maisto produktų fizikiniai ir cheminiai pokyčiai termiškai apdorojant, gamyklinės įrangos našumas.

Cheminių procesų greitį galima kontroliuoti keičiant jų atsiradimo sąlygas. Kai kuriais atvejais, norint gauti daugiau produkto per laiko vienetą, pageidautina suintensyvinti procesą. Kartais reikia sumažinti cheminės reakcijos greitį, pavyzdžiui, sulėtinti maisto produktuose esančių riebalų oksidaciją. Visos šios problemos gali būti išspręstos taikant cheminės kinetikos dėsnius.

Greitoji reakcija- reaguojančių medžiagų koncentracijos pokytis per laiko vienetą.

kur c yra reagentų koncentracijos pokytis,

t - laiko intervalas.

Nustatoma greitųjų cheminių reakcijų priklausomybė nuo koncentracijos masinių veiksmų dėsnis, atviras empirinis būdas K.M. Guldbergas ir P. Waage'as 1867 m.

Reakcijai aA + bB = C

čia: A ir B yra reagentų koncentracijos,

a ir b yra lygties koeficientai,

k - proporcingumo koeficientas, vadinamas greičio konstanta, priklausomai nuo reagentų pobūdžio ir temperatūros.

Cheminės reakcijos greitis yra proporcingas pabaigos sandaugainreagentų trupmenos, paimtos galiomis, lygiomisOkoeficientai rea lygtyjeĮcijos.

Reakcijos greičio konstanta skaičiais lygus reakcijos greičiui, kai reaguojančių medžiagų koncentracija lygi vienetui.

Veiksniai, turintys įtakos cheminės reakcijos greičiui:

reagentų pobūdis;

reagentų koncentracija;

· temperatūra;

slėgis (dujoms);

reagentų sąlyčio plotas;

katalizatoriaus buvimas.

Didėjant temperatūrai, didėja molekulių judėjimo greitis, taigi ir susidūrimų tarp jų skaičius per laiko vienetą.

Temperatūros įtaka cheminės reakcijos greičiui paklūsta van't Hoff taisyklei.

Kiekvienam 10 laipsnių temperatūros padidėjimui,bDauguma reakcijų padidėja 2-4 kartus.

Skaičius, rodantis, kiek kartų tam tikros reakcijos greitis padidėja temperatūrai pakilus 10 laipsnių, vadinamas temperatūra ikiOreakcijos faktorius. Matematiškai ši priklausomybė išreiškiama santykiu:

kur yra reakcijos temperatūros koeficientas,

ir 0 - reakcijos greitis pradinėje (t 1) ir galutinėje (t 2) temperatūroje;

t - temperatūros pokytis t 2 - t 1.

Van't Hoff taisyklė yra apytikslė ir gali būti taikoma reakcijoms, vykstančioms nuo 0 iki 300 laipsnių temperatūroje ir nedideliame temperatūrų diapazone. Kylant temperatūrai, reakcijos greičio temperatūros koeficientas mažėja ir artėja prie vienybės.

Tikslesnę cheminės reakcijos greičio priklausomybę nuo temperatūros eksperimentiškai nustatė Arrhenius:

kur k yra reakcijos greičio konstanta,

B ir A yra šios reakcijos konstantos.

1.3. 2 Katalizė ir katalizatoriai

Katalizatorius Medžiaga, kuri keičia cheminės reakcijos greitį, bet nėra suvartojama. Katalizatoriai arba įsibėgėja, arba lėtėja.

Katalizė- reakcijos greičio keitimo esant katalizatoriams reiškinys.

katalizinės reakcijos- reakcijos, vykstančios dalyvaujant katalizatoriams.

Jei katalizatorius yra vienas iš reakcijos produktų, tada reakcija vadinama autokatalizinis, ir pats reiškinys autokatalizė.

Inhibitorius katalizatorius, lėtinantis reakciją.

Teigiamų katalizatorių pavyzdys yra vanduo aliuminio milteliams sąveikaujant su jodu.

Fermentai-baltyminio pobūdžio biologiniai katalizatoriai.

Fermentų yra visose gyvose ląstelėse. Įprasta fermentus skirstyti į paprastus ir sudėtingus arba vienkomponentinius arba dvikomponentinius. Paprasti fermentai susideda tik iš baltymų, sudėtingi – iš baltymų ir nebaltyminės dalies, kuri vadinama kofermentas.

Fermentai pasižymi dideliu kataliziniu aktyvumu ir selektyvumu. Pagal katalizinį aktyvumą jie žymiai pranašesni už neorganinius katalizatorius. Pavyzdžiui, 1 molis katalazės 0 laipsnių temperatūroje per vieną sekundę suskaido 200 000 molių H 2 O 2, o 1 molis platinos 20 laipsnių temperatūroje suskaido nuo 10 iki 80 molių vandenilio peroksido per vieną sekundę.

Tokie reakcijos pagreitėjimai atsiranda dėl to, kad fermentai staigiai sumažina energijos barjerus reakcijos kelyje. Pavyzdžiui, H 2 O 2 skilimo reakcijos aktyvavimo energija, veikiant geležies (II) jonui ir katalazės molekulėms, yra atitinkamai 42 ir 7,1 kJ / mol; karbamido hidrolizei rūgštimi ir ureaze atitinkamai 103 ir 28 kJ/mol.

Fermentai yra labai specifiniai, palyginti su neorganiniais katalizatoriais. Pavyzdžiui, amilazė, esanti seilėse, lengvai ir greitai skaido krakmolą, bet nekatalizuoja cukraus skilimo proceso. Ureazė itin efektyviai katalizuoja karbamido hidrolizę, tačiau neturi jokios įtakos jo dariniams. Ši fermentų savybė leidžia gyviems organizmams, turintiems atitinkamą fermentų rinkinį, aktyviai reaguoti į išorinį poveikį. Pavyzdžiui, pastebėta, kad stresinėse situacijose mūsų kūnas demonstruoja nuostabias galimybes. Aprašytas faktas, kai silpna moteris pakėlė automobilį už buferio ir laikė jį, o žmonės atėjo į pagalbą, kad išlaisvintų po juo papuolusį vaiką; pikto gyvūno persekiojamas žmogus lengvai įveikia jam neįveikiamas kliūtis įprastoje būsenoje; svarbiose varžybose sportininkai per pasirodymo laikotarpį netenka kelių kilogramų svorio.

Visa tai, kas pasakyta apie nepaprastas fermentų savybes, paaiškinama tuo, kad veikimo selektyvumas (selektyvumas) ir aktyvumas yra tarpusavyje susiję: kuo didesnis selektyvumas, tuo didesnis jo aktyvumas. Fermentai pasižymi išskirtiniu selektyvumu, todėl jų aktyvumas yra didžiausias.

1.3. 3 Cheminė pusiausvyra

Grįžtamos reakcijos gali eiti dviem priešingomis kryptimis. Jie nepasiekia pabaigos, o baigiasi sukūrus cheminę pusiausvyrą.

Cheminė pusiausvyra Sistemos būsena, kai pirmyn ir atgal vykstančių reakcijų greičiai tampa vienodi.

Cheminės pusiausvyros būsena palaikoma tol, kol pasikeičia sąlygos. Pasikeitus išorinėms sąlygoms, pusiausvyra sutrinka, o po kurio laiko sistema pateks į naują pusiausvyros būseną.

Pusiausvyros pokytis sistemos perėjimas iš vienos pusiausvyros būsenos į kitą.

Nustatyta pusiausvyros poslinkio kryptis Le Chat principaselygos.

Jei pusiausvyros sistema yra paveikta, tada ji yra lygiejūs perkeliate taiTta kryptimi, kuri silpnina šį poveikį.

Pavyzdžiui, pakilus temperatūrai pusiausvyra pasislenka link endoterminės reakcijos, pradinių medžiagų koncentracijos padidėjimas pusiausvyrą perkelia reakcijos produktų link. Slėgis keičia tik reakcijų, kuriose dalyvauja dujos, pusiausvyrą. Slėgio padidėjimas keičia pusiausvyrą reakcijos, vykstančios keičiantis tūriui, kryptimi.

Klausimai Samokontrolis:

1. Ką tiria kinetika?

2. Kas vadinama cheminių reakcijų greičiu?

3. Kodėl matematinėje cheminės reakcijos greičio lygtyje yra minuso ženklas?

4. Išvardykite veiksnius, turinčius įtakos cheminės reakcijos greičiui.

5. Apibūdinkite koncentracijos, temperatūros, reaguojančių medžiagų prigimties įtaką cheminės reakcijos greičiui.

6. Kas vadinama katalize ir katalizatoriumi?

7. Kaip klasifikuojamos katalizinės reakcijos?

8. Kas yra inhibitoriai?

9. Kas vadinama chemine pusiausvyra?

10. Kas vadinama cheminės pusiausvyros poslinkiu?

11. Suformuluokite Le Chatelier principą.

12. Kuria kryptimi pasislinks pusiausvyrinės reakcijos pusiausvyra kylant temperatūrai? Slėgis (jei reakcijose dalyvauja dujos)? Vieno iš reagentų koncentracija?

1. 4 Tirpalo savybės

1.4. 1 Bendrosios sprendimų charakteristikos

Sprendimai turi didelę reikšmę žmogaus gyvenime ir praktinėje veikloje. Taigi žmonių ir gyvūnų maisto asimiliacijos procesai yra susiję su maistinių medžiagų perkėlimu į tirpalą. Tirpalai – tai visi svarbiausi fiziologiniai skysčiai (kraujas, limfa ir kt.). Cheminiais procesais pagrįstos pramonės šakos dažniausiai siejamos su tirpalų naudojimu.

Sprendimai- daugiakomponentės vienarūšės sistemos, kuriose viena ar kelios medžiagos pasiskirsto molekulių, atomų ar jonų pavidalu kitos medžiagos - tirpiklio terpėje.

Tirpalas gali turėti bet kokią agregaciją – kietą, skystą arba dujinį. Bet koks tirpalas susideda iš tirpių medžiagų ir tirpiklio. Paprastai tirpikliu laikomas tas komponentas, kuris gryna forma egzistuoja toje pačioje agregacijos būsenoje kaip ir gautas tirpalas (pavyzdžiui, druskos tirpalas vandenyje: druska yra tirpi medžiaga, vanduo yra tirpiklis). Jei abu komponentai prieš ištirpimą buvo toje pačioje agregacijos būsenoje (pavyzdžiui, alkoholis ir vanduo), tai didesnio kiekio komponentas laikomas tirpikliu.

Pagal struktūrą tirpalai užima tarpinę padėtį tarp mechaninių mišinių ir cheminių junginių. Su mechaniniais mišiniais jiems bendras sudėties kintamumas, o su cheminiais junginiais - kompozicijos vienodumas per visą fazę ir šiluminio efekto buvimas formavimosi metu. Remiantis tuo, iš pradžių buvo dvi priešingos teorijos: „fizinė“ ir „cheminė“, kurių kiekviena gynė savo požiūrį į sprendimų struktūrą.

Šiuolaikinės idėjos apie sprendimų struktūrą yra pagrįstos Mendelejevo pateikta ir jo pasekėjų sukurta sprendinių teorija. Remiantis šia teorija, sistemoje tirpimo metu vienu metu vyksta du procesai: tirpios medžiagos difuzija tirpiklio tūryje (fizinis procesas) ir nestabilių kintamos sudėties junginių - solvatų susidarymas (cheminis procesas) iš medžiagos molekulių. tirpiklis ir tirpi medžiaga. Jei tirpiklis yra vanduo, tada šie junginiai vadinami hidratais.

Tirpalų susidarymas yra savaiminis procesas, kuris vyksta didėjant sistemos sutrikimui, t.y. su entropijos padidėjimu. Pavyzdžiui, kai kristalas ištirpsta, sistema iš visiškai sutvarkytos būsenos pereina į mažiau tvarkingą. Šiuo atveju, didėjant entropijai (AS > 0), sistemos laisvoji energija mažėja (AG<0).

Jeigu tirpalas susidaro iš 2 skysčių, tai tirpimo proceso varomoji jėga yra dėl tirpalo komponentų tendencijos suvienodinti koncentracijas, dėl to didėja ir entropija, t.y. AS > 0 ir 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.

Svarbiausia tirpalo savybė yra jo sudėtis arba komponentų koncentracija.

Tirpalo koncentracija- tirpios medžiagos kiekis, esantis tam tikrame tirpalo ar tirpiklio kiekyje.

Tirpalų koncentracija gali būti išreikšta įvairiai. Cheminėje praktikoje dažniausiai naudojami šie koncentracijų išreiškimo būdai:

1. Ištirpusios medžiagos masės dalis (koncentracijos procentas)- rodo, kiek gramų medžiagos ištirpo 100 g tirpalo. Jis nustatomas pagal formulę:

kur W yra ištirpusios medžiagos masės dalis,

m in-va - ištirpusios medžiagos masė,

m tirpalas – tirpalo masė.

2. Molinė koncentracija- rodo, kiek molių ištirpusios medžiagos yra 1 litre tirpalo.

3. Molinė koncentracija- rodo, kiek molių medžiagos yra 1 kg tirpiklio.

1.4. 2 Dujų tirpalai skysčiuose

Dujų tirpumas skysčiuose priklauso nuo jų pobūdžio, tirpiklio pobūdžio, temperatūros ir slėgio. Paprastai dujų tirpumas yra didesnis, jei tirpimą lydi cheminė sąveika su tirpikliu, ir mažesnis, jei nėra cheminės sąveikos. Pavyzdžiui, 1 litre vandens n.o. ištirpina 0,0002 g vandenilio, kuris nesąveikauja su vandeniu, ir 875 g amoniako, kuris reaguoja su vandeniu ir susidaro amonio hidroksidas.

Dujų tirpumo priklausomybė nuo tirpiklio pobūdžio gali būti parodyta šiuose pavyzdžiuose. Tomis pačiomis sąlygomis 1000 g vandens ištirpsta 87,5 g NH 3, o 100 g etilo alkoholio – tik 25 g. Dujų tirpumas labai priklauso nuo temperatūros. Kylant temperatūrai jų tirpumas mažėja, o temperatūrai mažėjant – didėja. Taigi 0 0 C temperatūroje 171 cm 3 CO 2 ištirpsta 100 ml vandens, 20 0 C temperatūroje - tik 87,8 cm 3. Todėl ilgai verdant galima beveik visiškai pašalinti iš skysčio ištirpusias dujas, o skysčius patartina prisotinti dujomis esant žemai temperatūrai.

Dujų tirpumas taip pat priklauso nuo slėgio. Nustatyta dujų tirpumo priklausomybė nuo slėgio ge teisęnri.

C = k p, (4.2)

kur C yra dujų koncentracija tirpale,

k - proporcingumo koeficientas, priklausomai nuo skysčio ir dujų pobūdžio,

p – dujų slėgis virš tirpalo.

Ištirpusių dujų masė pastovioje temperatūroje yra tiesiogiai prOyra proporcinga dujų slėgiui tirpaleOromas.

Henrio dėsnis galioja tik praskiestiems tirpalams esant žemam slėgiui. Dujos, kurios sąveikauja su tirpikliu NH 3 , SO 2 , HC1 su vandeniu, nepaklūsta Henrio dėsniams. Jų tirpumas taip pat didėja didėjant slėgiui, tačiau pagal sudėtingesnį dėsnį.

Henriko dėsnio pasireiškimą iliustruoja gausių putų susidarymas atkimšus butelį sodos vandens ar butelį šampano; čia smarkiai sumažėja dujų tirpumas, mažėjant jų daliniam slėgiui. Tas pats dėsnis paaiškina dekompresinės ligos atsiradimą. 40 m gylyje žemiau jūros lygio bendras slėgis yra 600 kPa, o azoto tirpumas kraujo plazmoje yra 9 kartus didesnis nei jūros paviršiuje. Kai naras greitai kyla iš gilumos, ištirpęs azotas patenka į kraują burbuliukais, kurie užkemša kraujagysles, o tai gali sukelti rimtų pasekmių.

Dujų tirpumas mažėja, kai tirpale yra trečiasis komponentas. Taigi elektrolitų tirpaluose dujos tirpsta daug blogiau nei gryname vandenyje. Pavyzdžiui, 1 g vandens 0 0 C temperatūroje ištirpsta 3 × 10 3 m 3 chloro, o 1 g sotaus NaCl tirpalo – 10 kartų mažiau, todėl chlorą laikant virš skysčio, vanduo pakeičiamas natrio chlorido tirpalas.

1.4. 3 Abipusis skysčių tirpumas

Skirtingai nuo dujų tirpumo skysčiuose, skysčio tirpimas yra sudėtingesnis procesas. Sumaišius du skysčius, jie gali:

Ištirpinkite vienas kitam bet kokiu santykiu;

Praktiškai netirpi;

Tirpsta ribotai.

Skysčių tarpusavio tirpumas pirmiausia priklauso nuo jų cheminės struktūros. Net alchemikai pastebėjo, kad „panašus ištirpsta panašiame“, t.y. polinis paprastai tirpsta poliniame, o nepolinis – nepoliniame. Dėl šios priežasties vanduo (polinis skystis) yra geras polinių skysčių (etilo alkoholio, acto rūgšties ir kt.) tirpiklis ir visiškai netirpdo nepolinių skysčių (benzeno, žibalo ir kt.). Jei skysčiai skiriasi vienas nuo kito poliškumu, jie yra ribotai tirpūs vienas kitame. Esant ribotam tirpumui, kiekvienas iš skysčių pereina į kitą iki tam tikros ribos, todėl susidaro dviejų sluoksnių sistema. Pavyzdžiui, kylant temperatūrai, jų tarpusavio tirpumas dažniausiai didėja, o tam tikroje temperatūroje abu skysčiai susimaišo bet kokiu santykiu, o riba tarp jų išnyksta. Ši temperatūra vadinama kritiškas.

Kritinė temperatūra, pasiekiama kaitinant, vadinama viršutinė kritinė temperatūra.

Žinomi skysčių mišiniai, kurių tirpumas mažėja didėjant temperatūrai. Todėl kritinė temperatūra pasiekiama temperatūrai mažėjant ir vadinama žemesnė kritinė temperatūraadresuRoy.

Naudojant kritinę tirpimo temperatūrą, kartais atliekami kai kurie analitiniai nustatymai.

Ypač įdomus yra įvairių medžiagų tirpumas dviejų sluoksnių sistemose, susidedančiose iš dviejų netirpių skysčių.

Jei į sistemą, susidedančią iš dviejų nesimaišančių skysčių, įvedama trečioji medžiaga, galinti tirpti kiekviename iš jų, tada ištirpusi medžiaga pasiskirstys tarp abiejų skysčių proporcingai jos tirpumui kiekviename iš jų.

Medžiagos, pasiskirstančios tarp dviejų nesimaišančių skysčių pastovioje temperatūroje, koncentracijų santykis išlieka pastovus, nepriklausomai nuo bendro ištirpusios medžiagos kiekio.

С 1 /С 2 = k, (4.3)

kur C 1 ir C 2 yra ištirpusios medžiagos koncentracija 1 ir 2 tirpikliuose,

...

Panašūs dokumentai

Koloidinė chemija kaip mokslas, tiriantis nevienalyčių, labai išsklaidytų sistemų ir didelės molekulinės masės junginių fizikines ir chemines savybes. Koloidinių tirpalų gamyba ir gryninimo būdai. Gelių naudojimas maisto pramonėje, kosmetikoje ir medicinoje.

pristatymas, pridėtas 2015-01-26


Pirmoji praktinė informacija apie koloidus. Heterogeninių mišinių savybės. Koloidinės dalelės paviršiaus ir koloidinės dalelės tūrio santykis. Išsklaidytų sistemų ypatumai. Koloidinių tirpalų ypatybės. Išsklaidytų sistemų klasifikacija.

pristatymas, pridėtas 2015-08-17


Pagrindinės dispersinių sistemų ypatybės, jų klasifikacija, savybės ir zolių gavimo, dializės (valymo) būdai. Koloidinės dalelės krūvio nustatymas, elektrolitų krešėjimo dėsningumai, adsorbcijos ties tirpalo-dujų ribos samprata yra Langmuiro teorijos esmė.

vadovas, pridėtas 2010-12-14


Pagrindinės chemijos sąvokos ir dėsniai. Neorganinių medžiagų klasifikacija. Periodinis dėsnis ir periodinė elementų sistema D.I. Mendelejevas. Termodinaminių skaičiavimų pagrindai. Cheminių reakcijų katalizė. Tirpalų koncentracijos išreiškimo metodai.

paskaitų kursas, pridėtas 2015-06-24


Išsklaidytų sistemų klasifikacija. Pagrindiniai koloidinių tirpalų stabilumo veiksniai. Jų gamybos (dispersija, kondensavimas) ir gryninimo (dializė, ultrafiltravimas) metodai. Micelinė koloidinių dalelių sandaros teorija. Koaguliacija elektrolitų mišiniais.

pristatymas, pridėtas 2013-11-28


Koloidinių sistemų esmė ir ypatumai. Pagrindinės šio tipo sprendimų savybės ir struktūra. Tyndall efekto charakteristikos. Hidrozolių ir organozolių skirtumai. Koloidinių sistemų susidarymo metodai, specifinės savybės, apimtis.

pristatymas, pridėtas 2014-05-22


Stambiamolekulinių junginių (VMC) tirpalų samprata. IUD patinimo procesas: jo etapai, priežastys, slėgis ir laipsnis. HMS dispersinių sistemų ir tirpalų klampa, jos matavimo metodai. Struktūrinis ir santykinis klampumas. krešėjimo struktūros.

santrauka, pridėta 2009-01-22


Konstantos ir parametrai, lemiantys kokybinę (fazinę) būseną, kiekybines sprendinių charakteristikas. Tirpalų rūšys ir specifinės jų savybės. Kietųjų tirpalų gavimo būdai. Sprendimų su eutektika ypatumai. Dujų tirpalai skysčiuose.

santrauka, pridėta 2013-06-09


Liofobinių koloidinių sistemų gavimas, jų optinės savybės. Paviršinio aktyvumo medžiagų tirpalų paviršiaus įtempimo ir paviršinio įtempimo ties dviejų nesimaišančių skysčių riba nustatymas stalagmometriniu metodu. Solių koloidinė apsauga HMS tirpalais.

santrauka, pridėta 2016-02-15


Cheminė termodinamika. Pagrindinės termodinamikos sąvokos. Pirmasis termodinamikos dėsnis. Pirmojo termodinamikos dėsnio taikymas cheminiams procesams. Reakcijos šiluminio poveikio priklausomybė nuo temperatūros. Kirchhoffo dėsnis. Antrasis termodinamikos dėsnis.

Rusijos Federacijos Švietimo ministerija Tomsko politechnikos universitetas _____________________________________________________________________________________ N. A. Kolpakova, V. A. Kolpakov, S. V. Romanenko FIZIKINĖ CHEMIJA vadovėlis I dalis Tomskas 2004 UDC 541.1 Fizikinė chemija. Vadovėlis / N.A. Kolpakova, V.A. Kolpakovas, S.V. Romanenko. – Tomskas: Red. TPU, 2004. - 1 dalis. - 168 p. Vadovėlyje pateikiamos šios „Fizikinės chemijos“ dalys: pagrindiniai termodinamikos dėsniai, cheminė ir fazių pusiausvyra, neelektrolitinių tirpalų termodinamika. Vadovas parengtas TPU Fizikinės ir analitinės chemijos katedroje ir skirtas chemijos specialybių neakivaizdinių kursų studentams. Išleista Tomsko politechnikos universiteto Redakcinės ir leidybos tarybos užsakymu Recenzentai: Kurina L.N. – Prof. TSU Fizikinės chemijos katedra, chemijos mokslų daktarė. mokslai; Buinovskis A.S. - Galva. kavinė Chemija TPU STU, chemijos mokslų daktaras. Mokslai. © Tomsko politechnikos universitetas, 2004 © Autoriai, 2004 1 SKYRIUS. FIZIKINĖS CHEMIJOS ĮVADAS 1.1. TRUMPAS ISTORINIS FIZIKINĖS CHEMIJOS RAIDOS METODAS Fizinės chemijos pavadinimą ir turinio apibrėžimą pirmasis pateikė M. V. Lomonosovas (1752): „Fizikinė chemija yra mokslas, kuris, remdamasis fizikos mokslininkų nuostatomis ir eksperimentais, paaiškinti, kodėl vyksta cheminės operacijos sudėtinguose kūnuose“. Fizinės chemijos mokymą Rusijoje kaip savarankišką mokslą pristatė prof. N. N. Beketovas 1860 metais Charkovo universitete. Svarbiausios teorinės ir eksperimentinės Lomonosovo studijos atvedė jį prie atradimų, nepraradusių savo reikšmės ir dabar. Lomonosovas priartėjo prie teisingo materijos ir judėjimo išsaugojimo principo, šilumos kinetinės prigimties apibrėžimo, taip pat pažymėjo, kad neįmanoma spontaniškai perkelti šilumą iš šaltesnio kūno į šiltesnį, o tai šiuo metu yra viena iš formuluočių. antrojo termodinamikos dėsnio. Per ateinantį šimtmetį buvo atlikti tyrimai, kurių pagrindu padaryta daug svarbių atradimų ir apibendrinimų. K. V. Scheele Švedijoje (1773 m.) ir Fontana Prancūzijoje (1777 m.) atrado dujų adsorbciją; T. E. Lovitsas Rusijoje (1785 m.) atrado adsorbciją iš tirpalų. A. L. Lavoisier ir P. S. Laplasas Prancūzijoje (1779–1784) tyrė medžiagų šilumines talpas ir reakcijų šiluminį poveikį. XIX amžiaus pradžioje. G. Davy Anglijoje ir L. J. Tenard Prancūzijoje atrado katalizines reakcijas, o J. J. Berzelius Švedijoje (1835 m.) toliau plėtojo katalizės idėją. Elektrochemijos pagrindus padėjo atlikti galvaninių elementų, elektrolizės ir srovės perdavimo elektrolituose tyrimai. Galvani ir A. Volta Italijoje 1799 metais sukūrė galvaninį elementą. V. V. Petrovas Rusijoje (1802 m.) atrado elektros lanko reiškinį. T. Grotgusas Rusijoje 1805 metais padėjo pagrindus elektrolizės teorijai. 1800 metais G. Davy išplėtė elektrocheminę medžiagų sąveikos teoriją: plačiai panaudojo elektrolizę cheminiams tyrimams. M. Faradėjus, Davy mokinys, 1833-1834 m suformulavo kiekybinius elektrolizės dėsnius. B. S. Jacobi Rusijoje, spręsdamas elektrolizės proceso praktinio panaudojimo problemas, atrado galvanoplastiką 1836 m. Pirmoje XIX amžiaus pusėje. D. Daltono Anglijoje (1801–1803), J. L. Gay-Lussac Prancūzijoje (1802) ir A. Avogadro Italijoje (1811), kurie atrado svarbiausius dujinės būsenos dėsnius, darbų dėka atominės idėjos buvo plačiai paplitusios. išvystyta. Tam pačiam laikotarpiui priklauso ir G. I. Hesso (1802–1856) termochemijos darbai. C. Guldbergas ir P. Waage'as Norvegijoje (1864–1867), J. W. Gibbsas JAV (1873–1878) sukūrė termodinaminę cheminės pusiausvyros doktriną, o A. L. Le Chatelier Prancūzijoje (1884) atrado bendrąjį poslinkio pusiausvyros principą. besikeičiančios išorinės sąlygos. Olandų chemiko J. H. van'to Hoffo darbuose buvo sukurta termodinaminė cheminės pusiausvyros teorija. Jis taip pat sukūrė kiekybinę praskiestų tirpalų teoriją (1885–1889). Elektros perdavimą tirpaluose Vokietijoje tyrė I. V. Gittorfas ir F. V. G. Kohlrauschas. Švedų mokslininkas S. A. Arrhenius sukūrė 1883–1887 m. elektrolitinės disociacijos teorija. A. M. Butlerovas, sukūręs organinių junginių sandaros teoriją, paliko gilų pėdsaką fizikinės chemijos raidoje. Didysis rusų chemikas D. I. Mendelejevas (1834–1907) atrado kritinės temperatūros egzistavimą (1860), išvedė bendrąją dujų būsenos lygtį (1874) ir sukūrė cheminę tirpalų teoriją (1887). Mendelejevo mokinys D. P. Konovalovas (1889) – vienas iš sprendimų teorijos pradininkų. XIX amžiaus pabaigoje. materijos sandaros doktrinos srityje buvo padaryta nemažai didelių atradimų, kurie įrodė atomo sandaros sudėtingumą ir suvaidino didžiulį vaidmenį plėtojant fizikinę chemiją. Tai apima J. B. Perrin (1895) ir J. Thomson (1897) elektrono atradimus, R. Plancko (1900) kvantinę šviesos prigimtį, P. N. Lebedevo (1899) šviesos slėgio egzistavimą, tyrimą (nuo 1898 m.) radioaktyvumo reiškiniai P. Curie ir M. Sklodowska-Curie. Iki XX amžiaus pradžios. fizikinė chemija buvo apibrėžta kaip mokslas, tiriantis medžiagos struktūrą, cheminę termodinamiką, įskaitant termochemiją ir pusiausvyros teoriją, tirpalus, cheminę kinetiką ir elektrochemiją. Buvo taikomi nauji teoriniai metodai, išryškėjo atomų, molekulių, kristalų sandaros tyrimai. Medžiagos sandaros doktrina, ypač atomų ir molekulių sandara, sparčiausiai vystėsi XX a. Didelis laimėjimas šioje srityje buvo atomo branduolinė teorija, kurią pasiūlė E. Rutherford (1911) ir išplėtota pirmoje kiekybinėje vandenilio atomo teorijoje, kurią sukūrė danų fizikas N. Bohras (1913). Cheminio ryšio prigimties ir molekulių sandaros tyrimas vystėsi lygiagrečiai su atomo sandaros tyrimais. Iki 1920-ųjų pradžios W. Kossel ir G. N. Lewis sukūrė elektroninės cheminio ryšio teorijos pagrindus. VG Geitleris ir F. Londonas (1927) sukūrė kvantinę mechaninę cheminio ryšio teoriją. Remiantis didžiausiais fizikos atradimais atomų sandaros srityje ir naudojant kvantinės mechanikos bei statistinės fizikos teorinius metodus, taip pat naujus eksperimentinius metodus, tokius kaip rentgeno analizė, spektroskopija, masės spektroskopija, magnetiniai metodai. pažymėti atomai ir kiti, fizikai ir fizikiniai chemikai padarė didelę pažangą tyrinėdami molekulių ir kristalų struktūrą ir suprasdami cheminio ryšio prigimtį. Cheminių reakcijų greičių teorija, t.y., cheminė kinetika, buvo labai išplėtota ir dabar siejama būtent su molekulių sandaros ir ryšių tarp atomų molekulėje stiprumo tyrimais. Atsirado ir sėkmingai vystosi naujos fizikinės chemijos šakos: magnetochemija, radiacinė chemija, aukštųjų polimerų fizikinė chemija, fizikinė silikatų chemija, dujų elektrochemija ir kt., kaip ir kiti mokslai, fizikinė chemija ir atskiros jos šakos ypač sėkmingai atsirado arba pradėjo vystytis. laikotarpiais, kai dėl vienokių ar kitokių praktinių poreikių reikėjo sparčiai plėtoti kurią nors pramonės šaką, o šiai plėtrai reikėjo tvirto teorinio pagrindo. Čia reikia atkreipti dėmesį į pagrindinius N. S. Kurnakovo fizikinės ir cheminės analizės tyrimus, A. N. Frumkino darbus elektrochemijos srityje, N. N. Semenovo grandininių reakcijų teorijos sukūrimą ir A. A. heterogeninės katalizės teorijos sukūrimą. Balandinas. Fizinė chemija atlieka pagrindinį vaidmenį sprendžiant daugybę problemų, su kuriomis susiduria chemijos mokslas ir praktika. Šiuo metu fizikinė chemija yra savarankiška disciplina, turinti savo tyrimo metodus ir yra taikomųjų chemijos inžinerijos disciplinų teorinis pagrindas. 1.2. FIZIKINĖS CHEMIJOS DALYKAS IR TIKSLAI Fizikinė chemija – mokslas apie cheminių procesų ir fizikinių reiškinių dėsningumus. Pagrindinis fizikinės chemijos uždavinys – pagrindinių dėsningumų, lemiančių cheminių procesų kryptį, jų greitį, terpės, priemaišų, spinduliuotės įtaką, maksimaliai naudingo produkto išeigai gauti, išaiškinimas. Fizinės chemijos studijos leidžia suprasti chemijos dėsnius, taip pat numatyti ir valdyti cheminius reiškinius. Šiuolaikinė fizikinė chemija leidžia išspręsti efektyvios gamybos kontrolės, gamybos procesų intensyvinimo ir automatizavimo problemas. Tai yra teorinis cheminės technologijos pagrindas. Tokie svarbūs cheminės technologijos gamybos procesai kaip amoniako sintezė ir oksidacija, kontaktinė sieros rūgšties gamyba, etanolio gamyba iš gamtinių dujų, naftos krekingo ir daugelis kitų yra pagrįsti šių procesų reakcijų fizikinių ir cheminių tyrimų rezultatais. 5 procesai. Be fizikinės chemijos neįmanoma išspręsti norimų savybių medžiagų kūrimo, naujų dabartinių šaltinių kūrimo ir daugelio kitų efektyvios gamybos problemų. Todėl fizinės chemijos žinios būsimiems procesų inžinieriams atveria puikias galimybes spręsti įvairias problemas, su kuriomis susiduriama praktinėje inžinieriaus veikloje gamyklose ir mokslo institutuose. Mokslo pavadinimas – „fizinė chemija“ – atspindi tiek jo atsiradimo istoriją dviejų mokslų – fizikos ir chemijos – sandūroje, tiek tai, kad jis plačiai taiko teorinius fizikos dėsnius ir eksperimentinius metodus tirdamas cheminiai reiškiniai. 1.3. FIZIKINĖS CHEMIJOS METODŲ KLASIFIKACIJA Fizikinėje chemijoje taikomi keli teoriniai metodai.  Kvantinis cheminis metodas naudoja elementariųjų dalelių savybes cheminiams virsmams apibūdinti. Naudojant kvantinės mechanikos dėsnius, aprašomos molekulių savybės ir reaktyvumas, taip pat cheminio ryšio pobūdis, pagrįstas elementariųjų dalelių, sudarančių molekules, savybėmis.  Termodinaminis (fenomenologinis) metodas remiasi keliais dėsniais (postulatais), kurie yra eksperimentinių duomenų apibendrinimas. Tai leidžia jų pagrindu išsiaiškinti energetines sistemos savybes, numatyti cheminio proceso eigą ir jo rezultatą pagal pusiausvyros momentą.  Kvantinis statistinis metodas paaiškina medžiagų savybes remiantis jas sudarančių molekulių savybėmis.  Kinetinis metodas leidžia nustatyti mechanizmą ir sukurti cheminių procesų teoriją, tiriant cheminių reakcijų greičio kitimą nuo įvairių veiksnių. Fizinei chemijai būdingas platus matematikos panaudojimas, kuris ne tik leidžia tiksliausiai išreikšti teorinius dėsnius, bet ir yra būtinas įrankis jiems nustatyti. 6 2 SKYRIUS. PAGRINDINIAI TERMODINAMIKOS DĖSNIAI Žodis „termodinamika“ kilęs iš graikų termino therme – šiluma ir dinamis – jėga. Termodinamika yra mokslas apie įvairių rūšių energijos transformavimą iš vienos į kitą. Cheminė termodinamika tiria įvairių rūšių energijos transformaciją, vykstančią cheminių reakcijų metu. 2.1. PAGRINDINĖS CHEMINĖS TERMODINAMIKOS SĄVOKOS Sistema – tai atskiras kūnas arba kūnų grupė, sąveikaujanti ir atskirta nuo aplinkos realiu arba įsivaizduojamu apvalkalu (riba). Atvira sistema yra sistema, kuri keičiasi medžiagomis (mase) ir energija (pavyzdžiui, šiluma) su išorine aplinka. Izoliuota sistema (arba uždara sistema) yra sistema, kuri nekeičia šilumos ir neveikia su aplinka. Izoliuotos sistemos energija ir tūris yra pastovūs laike. Tokios sistemos pavyzdys yra, pavyzdžiui, termosas. Jei riba nepraeina šilumos, tada sistemoje vykstantis procesas vadinamas adiabatiniu. Kai sistema keičiasi šiluma ir dirba su aplinka, pokyčiai vyksta tiek sistemoje, tiek aplinkoje. Termodinaminės sistemos gali būti vienalytės arba nevienalytės. Jei sistemos viduje nėra sąsajų, atskiriančių skirtingos sudėties ar struktūros sistemos dalis, tada ši sistema vadinama vienalyte. Atitinkamai sistema, susidedanti iš įvairių dalių, kurios skiriasi struktūra ar chemine sudėtimi, vadinama nevienalyte. Šios dalys vadinamos fazėmis. Taigi fazė yra nevienalytės sistemos dalis, kurią riboja sąsaja ir kuri visuose taškuose pasižymi tomis pačiomis fizinėmis ir cheminėmis savybėmis. Kiekvieną sistemą sudaro viena ar daugiau medžiagų. Atskiros cheminės medžiagos, kurias galima atskirti nuo sistemos ir egzistuoti už jos ribų kaip atskira fazė, vadinamos sistemos sudedamosiomis medžiagomis. Pavyzdžiui, stiklinėje yra vandens, kuriame nuleista platinos plokštelė. Virš stiklo yra dujų mišinys: deguonies, vandenilio ir azoto. Ši sistema yra trifazė, joje yra penkios sudedamosios medžiagos. 7 Sistemos termodinaminė būsena yra nepriklausomų kintamųjų (sistemos parametrų) verčių rinkinys, lemiantis jos savybes. Bet kuri sistemos savybė gali būti vadinama termodinaminės būsenos parametru, jei ji laikoma vienu iš nepriklausomų kintamųjų, lemiančių sistemos būseną. Termodinamika materiją laiko ištisine terpe ir tyrimams naudoja tokius termodinaminius parametrus, kurie yra daugelio dalelių (makroparametrų) veikimo rezultatas. Pavyzdžiui, cheminės reakcijos, kuri vyksta net „normaliomis sąlygomis“, makroparametrai yra temperatūra, slėgis, tūris, koncentracija, gravitacinių, magnetinių, elektrinių ir elektromagnetinių laukų stiprumas ir kt. „Normalios sąlygos“ yra 20–25 laipsnių temperatūra. °C, atmosferos slėgis, t.y. apie 101 kPa, gravitacijos pagreitis - vidutiniškai apie 9,8 m/s2, magnetinio lauko stipris - vidutiniškai apie 40 A/m, elektrinio lauko stipris - vidutiniškai apie 130 V/m, matomos šviesos apšvietimas - apie 500 liuksų vidutiniškai. Norint apibūdinti sistemos termodinaminę būseną, reikia žinoti ne visas savybes, o tik mažiausią jų skaičių, vadinamuosius nepriklausomus sistemos parametrus. Paprastai aprašydami Žemėje vykstantį cheminį procesą nenurodome lauko charakteristikų, nes jos yra pastovios ir todėl neturi įtakos reakcijos produktų sudėčiai ir išeigai. Jei cheminis procesas vykdomas stiprių magnetinių ar elektrinių laukų sąlygomis arba intensyviai apšvitinant ultravioletiniais, rentgeno spinduliais ar net matoma šviesa, lauko parametrai turės didelę įtaką reakcijos produktų sudėčiai ir išeigai. . Tokiu atveju reikia nurodyti lauko parametrus. Termodinaminiai parametrai skirstomi į ekstensyvius ir intensyvius. Nagrinėjamo darbinio skysčio ar termodinaminės sistemos masei (arba medžiagos kiekiui) proporcingi kiekiai vadinami ekstensyviais, tai tūris, vidinė energija, entalpija ir kt. Intensyvūs dydžiai nepriklauso nuo termodinaminės sistemos masės. Tai, pavyzdžiui, temperatūra ir slėgis. Slėgis yra fizikinis dydis, lygus jėgos, tolygiai paskirstytos kūno paviršiuje, ir paviršiaus ploto, esančio statmenai jėgai, santykiui: p \u003d S Slėgio vienetas SI - paskalis (Pa) yra slėgis, kurį sukelia 1 N jėga, tolygiai paskirstyta 1 m2 ploto paviršiuje, esančiame statmenai jėgos krypčiai: 1 N/m2 = 1 Pa. Praktikoje naudojami keli ir po kelis slėgio vienetai: kilopaskalis 8 (103 Pa = 1 kPa); megapaskalis (106 Pa = 1 MPa); hektapaskalis (102 Pa = 1 hPa), taip pat nesisteminis blokas - baras (1 baras = 105 Pa). Remiantis molekulinės-kinetinės teorijos išvadomis, dujų slėgis yra atsitiktinai nuolat judančių molekulių smūgių į kraujagyslės sienelę rezultatas. Paprasčiausi ryšiai tarp parametrų ir molekulių elgsenos buvo gauti idealioms dujoms. Idealios dujos suprantamos kaip dujos, susidedančios iš elastingų molekulių, tarp kurių nėra sąveikos jėgų ir kurių vidinis tūris yra nežymiai mažas, palyginti su dujų užimamu tūriu. Bet kurios tikros dujos santykinai žemame slėgyje (arti atmosferos) elgiasi praktiškai kaip idealios (griežtai esant p → 0). Idealiųjų dujų būsenos lygtis – Mendelejevo – Klapeirono lygtis turi tokią formą: pV = nRT, kur p – dujų slėgis, Pa; V - tūris, m3; n – dujų kiekis, mol; R yra universali dujų konstanta, lygi 8,314 J/(mol K); T – absoliuti temperatūra, K. Temperatūra apibūdina sistemos šiluminę būseną. Eksperimentiškai galima nustatyti šiltesnio ir šaltesnio kūno sąvokas, tačiau temperatūros tiesiogiai išmatuoti negalima. Jis nustatomas iš kitų fizikinių parametrų, priklausančių nuo temperatūros, skaitinių verčių, kurios yra empirinių temperatūros skalių sudarymo pagrindas. Įvairūs fiziniai dydžiai gali būti tokie parametrai (termometriniai parametrai). Tarp jų yra kūno tūris esant pastoviam slėgiui, slėgis esant pastoviam tūriui, elektros laidumas, termoelektromotorinė jėga, geometriniai kūnų parametrai, švytėjimo ryškumas ir kt. Prietaisas temperatūrai matuoti vadinamas termometru. Bet kuriai empirinei temperatūrų skalei sudaryti naudojamos trys prielaidos: 1) laipsnio dydis pateikiamas pasirinkus skaitinę ∆T reikšmę tarp dviejų etaloninių temperatūros taškų – temperatūros etalonų; 2) temperatūros nulio padėtis empirinėse skalėse yra savavališka; 3) daroma prielaida, kad termometrinė funkcija yra tiesinė tam tikrame temperatūros diapazone. Grynų medžiagų fazių perėjimai naudojami kaip atskaitos taškai. Pavyzdžiui, empirinėje Celsijaus skalėje kaip atskaitos taškai laikomi vandens lydymosi ir virimo taškai esant atmosferos slėgiui (atitinkamai 0 ir 100 laipsnių). Intervalas tarp šių temperatūrų padalijamas į šimtą lygių dalių (Celsijaus laipsniai – °C). Nors objektyvi temperatūros skalė gali būti sudaryta naudojant bet kurią teoriškai apibrėžtą termometrinę funkciją, termodinamika kaip tokią funkciją naudoja idealiųjų dujų būsenos lygtį. Dujų termometras leidžia atlikti tiksliausius (arti absoliučios temperatūros skalės – Kelvino skalės) temperatūros matavimus. Tačiau temperatūros nustatymas dujų termometro skalėje yra gana sunkus darbas, kuris atliekamas tik norint nustatyti kelių etaloninių fazių perėjimų atskaitos taškų absoliučias temperatūras. Tarpinės temperatūros dažniausiai nustatomos empiriniais termometriniais metodais. Tarptautinė praktinė temperatūros skalė (IPTS), priimta 1954 m., yra tiksliausias absoliučios temperatūros skalės aproksimavimas šiuo metu. Priešingai nei empirinės skalės, MPSH naudoja vieną eksperimentinį atskaitos temperatūros tašką. Kaip toks taškas buvo naudojama vandens trigubo taško temperatūra (kai ledas, vanduo ir vandens garai yra pusiausvyroje vienu metu). Trigubo vandens taško temperatūra IPTS paimta kaip 273,16 K (tiksliai). Esant atmosferos slėgiui, ledas tirpsta 0,01° žemiau. Atskaitos taškas Celsijaus skalėje – 0 °C – atitinka 273,15 K. Visų kitų atskaitos taškų (išskyrus trigubą vandens tašką) temperatūrų skaitinė reikšmė nuolat tikslinama, nes didėja darbo su dujų termometru tikslumas. 1968 m. kaip atskaitos temperatūros taškai buvo rekomenduoti dvylika fiksuotų taškų, apimančių intervalą nuo trigubo vandenilio taško iki aukso lydymosi taško. Šiuo metu Celsijaus temperatūra (t) išreiškiama kaip santykis su absoliučia temperatūra (T), kuri yra: T = 273,15 + t. Sistemos savybės, kurios gali būti vienareikšmiškai išreikštos temperatūros, slėgio ir sistemą sudarančių medžiagų koncentracijos funkcijomis, vadinamos termodinaminėmis funkcijomis. Pavyzdžiui, šiluminė talpa, vidinė energija, entropija ir tt Jei termodinaminės funkcijos pokytis priklauso tik nuo pradinės ir galutinės sistemos būsenų ir nepriklauso nuo proceso kelio, tai tokia funkcija vadinama būsena. sistemos funkcija. Termodinaminis procesas – tai bet koks sistemos pokytis, susijęs su bent vieno termodinaminio parametro pasikeitimu. Žiedinis procesas arba ciklas – tai procesas, kurio metu termodinaminė sistema, palikusi tam tikrą pradinę būseną ir patyrusi eilę pokyčių, grįžta į tą pačią būseną; šiame procese bet kurio būsenos parametro pokytis yra lygus nuliui. 10

Termodinaminė sistema- kūnas arba kūnų grupė, kurie sąveikauja psichiškai arba faktiškai izoliuoti nuo aplinkos.

vienalytė sistema- sistema, kurioje nėra paviršių, skiriančių sistemos dalis (fazes), kurios skiriasi savybėmis.

nevienalytė sistema- sistema, kurioje yra paviršiai, atskiriantys sistemos dalis, kurios skiriasi savybėmis.

Fazė- vienarūšių nevienalytės sistemos dalių rinkinys, identiškas fizinėmis ir cheminėmis savybėmis, atskirtas nuo kitų sistemos dalių matomomis sąsajomis.

izoliuota sistema Sistema, kuri nesikeičia medžiaga ar energija su aplinka.

uždara sistema– sistema, kuri keičiasi energija su aplinka, bet nesikeičia materija.

atvira sistema- sistema, kuri keičiasi medžiaga ir energija su aplinka.

Valstybės parinktys yra dydžiai, apibūdinantys kokią nors makroskopinę nagrinėjamos sistemos savybę.

Termodinaminis procesas– bet koks sistemos termodinaminės būsenos pasikeitimas (bent vieno būsenos parametro pasikeitimas).

Grįžtamasis procesas– procesas, leidžiantis sistemai grįžti į pradinę būseną, nepaliekant jokių pokyčių aplinkoje.

pusiausvyros procesas- procesas, kurio metu sistema praeina per nuolatinę būsenų, kurios yra be galo artimos pusiausvyros būsenai, seriją. Būdingi pusiausvyros proceso bruožai:

1) be galo mažas skirtumas tarp veikiančių ir priešingų jėgų: Fex-Fin > 0;

2) sistemos veikimas tiesioginiame maksimalaus darbo procese | W| = max;

3) be galo lėtas proceso srautas, susijęs su be galo mažu veikiančių jėgų skirtumu ir be galo dideliu tarpinių būsenų skaičiumi t > ?.

Spontaniškas procesas- procesas, kuris gali vykti nereikalaujant darbo iš išorės ir dėl to galima gauti darbo kiekį, proporcingą įvykusiam sistemos būklės pokyčiui. Gali vykti spontaniškas procesas grįžtamasis arba negrįžtamai.

Nesavaiminis procesas- procesas, kurio eigai reikalingos darbo sąnaudos iš išorės, proporcingos sistemos būklės pokyčiui.

Energija yra sistemos gebėjimo atlikti darbą matas; bendras kokybinis materijos judėjimo ir sąveikos matas. Energija yra neatskiriama materijos savybė. Išskirti potencinė energija dėl kūno padėties kai kurių jėgų lauke ir kinetinė energija sukeltas kūno padėties erdvėje pasikeitimo.

Vidinė sistemos energija U yra visų sistemą sudarančių dalelių kinetinės ir potencialios energijos suma. Vidinę sistemos energiją taip pat galima apibrėžti kaip jos bendrą energiją, atėmus visos sistemos kinetinę ir potencialią energiją. [ U]= J.

Šiluma K - energijos perdavimo forma per netvarkingą molekulių judėjimą, per chaotiškus dviejų gretimų kūnų molekulių susidūrimus, tai yra per šilumos laidumą (ir tuo pačiu per spinduliuotę). Q > 0, jei sistema gauna šilumą iš aplinkos. [ K]= J.

Darbas W - energijos perdavimo forma, kai dalelės (makroskopinės masės) juda, veikiant bet kokioms jėgoms. W > 0, jei aplinka veikia sistemoje. [W] = J.

Visi darbai skirstomi į mechaninis plėtimosi (arba susitraukimo) darbas ir kitų rūšių darbas (naudingas darbas): ? W = -pdV + ?W?.

Standartinė kietųjų medžiagų ir skysčių būsena yra stabili grynos medžiagos būsena tam tikroje temperatūroje esant slėgiui p = 1 atm.

Standartinės būsenos grynos dujos- dujų būsena, atitinkanti idealių dujų, kai slėgis 1 atm, būsenos lygtį.

Standartinės vertės– kiekiai, nustatyti standartinės būsenos medžiagoms (žymimi viršutiniu indeksu 0).

1.1. Pirmasis termodinamikos dėsnis

Energija yra nesunaikinama ir nesukurta; ji gali keistis tik iš vienos formos į kitą lygiavertėmis proporcijomis.

Pirmasis termodinamikos dėsnis yra postulatas – jo negalima įrodyti logiškai ar išvesti iš kokių nors bendresnių nuostatų.

Pirmasis termodinamikos dėsnis nustato šilumos ryšį Q, dirbti W ir vidinės sistemos energijos pokytis? U.

izoliuota sistema

Izoliuotos sistemos vidinė energija išlieka pastovi.

U= const arba dU= 0

uždara sistema

Uždarosios sistemos vidinės energijos pokytis atsiranda dėl sistemai perduodamos šilumos ir (arba) sistemoje atliekamo darbo.

?U=Q+W arba dU=? Q+? W

atvira sistema

Atviros sistemos vidinės energijos pokytis atsiranda dėl sistemai perduodamos šilumos ir/ar sistemoje atliekamo darbo, taip pat dėl ​​sistemos masės pasikeitimo.

?U = Q + W + ?U m arba dU=? Q+? W+ i?U i dn i

Vidinė energija yra būsenos funkcija; tai reiškia, kad vidinės energijos pokytis? U nepriklauso nuo sistemos perėjimo iš būsenos 1 į būseną 2 kelio ir yra lygus skirtumui tarp vidinės energijos verčių U 2 Ir U 1šiose valstybėse:

?U \u003d U 2 - U 1

Tam tikram procesui:

?U = ?(v i U i) npod - ?(v i U i) ref

1.2. Pirmojo termodinamikos dėsnio taikymas vienalytėms vienkomponentėms uždaroms sistemoms

Izochorinis procesas (V = const; ?V = 0)

Paprasčiausiu atveju neatliekamas joks naudingas darbas.

dU=? Q+? W=? Q- pdV dU = ?Q v = C V dT = nC V dT

Visas sistemos gaunamas šilumos kiekis eina vidinei energijai keisti.

– šilumos talpa esant pastoviam tūriui, y., šilumos kiekis, reikalingas sistemos temperatūrai pakelti vienu laipsniu esant pastoviam tūriui. [ C V] = J / deg.

C V yra molinė šiluminė talpa esant pastoviam tūriui, J/(mol? deg). Idealioms dujoms:

C V = 2/3 R yra monoatominės dujos;

C V = 5/2 R yra dviatominės dujos.

izobarinis procesas (R = const) dU=? Q+? W = ?Q – pdV ?Q p = dU + pdV = d(U + pV) = dH

H \u003d U + pV - entalpija yra sistemos būsenos funkcija.

?Н = ?(? i U i) gaminys - ?(? i U i) ref

?Q p = dU + pdV =dH = C p dT – izobarinio proceso šiluminis efektas lygus sistemos entalpijos pokyčiui.

– šilumos talpa esant pastoviam slėgiui. [SU] = J/deg.

C p yra molinė šiluminė talpa esant pastoviam slėgiui, J/(mol? deg).

Idealioms dujoms: C p = C V + R; C p, C V =[J/(mol K)].

Cheminės reakcijos terminis poveikis (šiluma).- šilumos kiekis, išsiskiriantis arba sugertas vykstant reakcijai pastovioje temperatūroje.

Qv = ?UV Qp = ?Aukštyn Reakcijos šiluminio poveikio priklausomybė nuo temperatūros. Kirchhoffo dėsnis

Cheminės reakcijos šiluminio efekto temperatūros koeficientas lygus sistemos šiluminės talpos pokyčiui reakcijos metu.

Kirchhoffo dėsnis:

Cheminiam procesui šiluminės talpos pokytis priklauso nuo sistemos sudėties pasikeitimo:

?C p= ?(? i C p,i) prod – ?(? i C p,i) ref arba? C V =?(? i C V,i) prod – ?(? i C V,i) ref

Integrali Kirchhoffo dėsnio forma:

?H T2 \u003d ?H T1 + ?C p (T 2 - T 1) arba? U T2 \u003d? U Ti +? C V (T 2 - T 1)

1.3. Antrasis termodinamikos dėsnis. Entropija

1) Šiluma negali spontaniškai pereiti iš mažiau įkaitinto kūno į labiau įkaitusį.

2) Neįmanomas procesas, kurio vienintelis rezultatas yra šilumos pavertimas darbu.

3) Yra tam tikra sistemos būsenos funkcija, vadinama entropija kurio pokytis yra susijęs su sugerta šiluma ir sistemos temperatūra taip:

ne pusiausvyros procese

pusiausvyros procese

S yra entropija, J / deg,

yra sumažinta šiluma.

Statistinis entropijos aiškinimas

Kiekviena sistemos būsena yra priskirta termodinaminė tikimybė(apibrėžiamas kaip mikrobūsenų, sudarančių tam tikrą sistemos makrobūseną, skaičius), kuo didesnė, tuo ši būsena yra netvarkingesnė arba neapibrėžtesnė. Entropija yra būsenos funkcija, apibūdinanti sistemos sutrikimo laipsnį.

S=k ln W yra Boltzmanno formulė.

Sistema linkusi spontaniškai pereiti į būseną su didžiausia termodinamine tikimybe.

Absoliučios entropijos skaičiavimas

Entropijos pokytis cheminio proceso metu priklauso tik nuo pradinių medžiagų ir reakcijos produktų tipo bei būsenos ir nepriklauso nuo reakcijos kelio:

?S = ?(? i S i) gaminys - ?(?iSi) ref

Absoliučios entropijos vertės standartinėmis sąlygomis pateiktos informacinėje literatūroje.

1.4. Termodinaminiai potencialai

Potencialus yra reikšmė, kurios sumažėjimas lemia sistemos atliekamą darbą.

Tik tie procesai, dėl kurių sumažėja sistemos laisvoji energija, gali vykti spontaniškai; sistema patenka į pusiausvyros būseną, kai laisva energija pasiekia mažiausią vertę.

F = U – TS – laisvoji Helmholco energija – izochorinis-izoterminis potencialas(J) - nustato proceso savaiminio tekėjimo kryptį ir ribą uždaroje sistemoje izochorinėmis-izoterminėmis sąlygomis.

dF = dU – TdS arba? F = ?U - T?S

G = H – TS = U + pV – TS – laisva Gibso energija – izobarinis-izoterminis potencialas(J) – nustato proceso savaiminio tekėjimo kryptį ir ribą uždaroje sistemoje izobarinėmis-izoterminėmis sąlygomis.

dG = dH – TdS arba? G = ?H - T?S ?G= ?(? i G i) gaminys - ?(? i G i) ref ?G0 = ?(? i ?G arr 0) gaminys - ?(? i ?G arr 0) ref Spontaniškų procesų uždarose sistemose sąlygos

Izobarinė-izoterminė (P = const, T = const):

?G< 0, dG < 0

Izochorinė-izoterminė (V = const, T = const):

?F< 0, dF< 0

Termodinaminė pusiausvyra vadinama tokia minimalia laisvąja energija turinčios sistemos termodinaminė būsena, kuri, esant pastovioms išorinėms sąlygoms, laikui bėgant nekinta, ir šis nekintamumas nėra sąlygotas jokio išorinio proceso.

Termodinaminės pusiausvyros sąlygosuždaroje sistemoje

Izobarinė-izoterminė (P = const, T = const):

?G = 0, dG= 0, d 2 G > 0

Izochorinė-izoterminė (V = const, T = const):

?F=0, dF = 0, d 2 F >0 Cheminės reakcijos izoterminės lygtys:

Dėl reakcijos v 1 A 1 + v 2 A 2+ … = v? 1 B 1 + v? 2 B 2 + …

Čia C i, p i- reaguojančių medžiagų koncentracija, slėgis bet kuriuo laiko momentu, skiriasi nuo pusiausvyros būsenos.

Išorinių sąlygų įtaka cheminei pusiausvyrai

Le Chatelier-Brown pusiausvyros poslinkio principas

Jei sistemai, kuri yra tikrosios pusiausvyros būsenoje, daromas išorinis poveikis, tada sistemoje atsiranda savaiminis procesas, kuris kompensuoja šį poveikį.

Temperatūros įtaka pusiausvyros padėčiai

Egzoterminės reakcijos: ?H°< 0 (?U° < 0). Повышение температуры уменьшает величину константы равновесия, т. е. смещает равновесие влево.

Endoterminės reakcijos: ?H° > 0 (?U°> 0). Temperatūros padidėjimas padidina pusiausvyros konstantos reikšmę (pusiausvyra pasislenka į dešinę).

2. Fazių pusiausvyra

Komponentas– chemiškai vienalytis sistemos komponentas, kuris gali būti izoliuotas nuo sistemos ir egzistuoti už jos ribų. Nepriklausomų sistemos komponentų skaičius lygus komponentų skaičiui atėmus galimų cheminių reakcijų tarp jų skaičių.

Laisvės laipsnių skaičius yra sistemos būsenos parametrų, kuriuos vienu metu galima savavališkai keisti tam tikrose ribose, nekeičiant sistemos fazių skaičiaus ir pobūdžio, skaičius.

Fazės taisyklė J. Gibbs:

Pusiausvyros termodinaminės sistemos C laisvės laipsnių skaičius yra lygus nepriklausomų sistemos komponentų skaičiui K atėmus fazių skaičių Ф plius išorinių veiksnių, turinčių įtakos pusiausvyrai, skaičių: C \u003d K - F + n.

Sistemai, kuriai veikia tik išoriniai veiksniai temperatūra ir slėgis, galima parašyti: C \u003d K - F+ 2.

Tęstinumo principas- nuolat kintant būsenos parametrams, nuolat kinta ir visos atskirų fazių savybės; sistemos, kaip visumos, savybės nuolat kinta, kol pasikeičia sistemos fazių skaičius arba pobūdis, o tai lemia staigų sistemos savybių pasikeitimą.

Pagal atitikties principas, sistemos būsenos diagramoje kiekviena fazė atitinka plokštumos dalį – fazės lauką. Plokštumų susikirtimo linijos atitinka pusiausvyrą tarp dviejų fazių. Bet kuris būsenos diagramos taškas (vadinamasis. vaizdinis taškas) atitinka tam tikrą sistemos būseną su tam tikromis būsenos parametrų reikšmėmis.

2.1. Vandens būklės diagrama

K = 1. Sistemoje galimos trys fazės pusiausvyros: tarp skysčio ir dujų (linija OA), kietojo ir dujinio (linija OB), kietojo ir skysčio (linija OC). Trys kreivės turi susikirtimo tašką O, vadinamą trigubas vandens taškas,– atitinka pusiausvyrą tarp trijų fazių ir С = 0; trys fazės gali būti pusiausvyroje tik esant griežtai apibrėžtoms temperatūros ir slėgio vertėms (vandeniui trigubas taškas atitinka būseną su P = 6,1 kPa ir T = 273,16 K).

Kiekvienoje iš diagramos sričių (AOB, BOC, AOC) sistema yra vienfazė; C = 2 (sistema yra dvivariantė).

Kiekvienoje iš linijų fazių skaičius sistemoje yra du, o pagal fazių taisyklę sistema yra monovariantė: C \u003d 1 - 2 + 2 \u003d 1, t.y. yra tik viena slėgio reikšmė kiekviena temperatūros vertė.

Slėgio poveikis fazinio virsmo temperatūrai aprašytas Clausius-Clapeyron lygtis:

V2, V1 yra medžiagos molinio tūrio pokytis fazinio virsmo metu.

Pusiausvyros kreivė „kieta medžiaga – skystis“ vandens būsenos diagramoje yra pakreipta į kairę, o kitų medžiagų – į dešinę, nes vandens tankis yra didesnis už ledo tankį, t.y. tirpsta. kartu su tūrio sumažėjimu (AV< 0). Tokiu atveju padidėjus slėgiui sumažės fazinio perėjimo „kieta – skysta“ temperatūra (vanduo - anomali medžiaga). Visoms kitoms medžiagoms (vadinamoms. normalios medžiagos) ?V pl> 0 ir, pagal Clausius-Clapeyron lygtį, padidėjus slėgiui, padidėja lydymosi temperatūra.

3. Sprendimų savybės

3.1. Sprendimų termodinamika

Sprendimas- vienalytė sistema, susidedanti iš dviejų ar daugiau komponentų, kurių sudėtis tam tikrose ribose gali nuolat keistis, staigiai nepasikeitus savybėms.

Difuzija tirpaluose

Difuzija- savaiminis medžiagos koncentracijos tirpale išlyginimo procesas dėl jos molekulių ar atomų terminio judėjimo.

Ficko dėsnis: per laiko vienetą per paviršiaus ploto vienetą pasklinda medžiagos kiekis proporcingas jos koncentracijos gradientui:

Kur j yra difuzijos srautas; D yra difuzijos koeficientas.

Einšteino-Smoluchovskio lygtis:

Kur? yra terpės klampumas; R yra išsklaidytų dalelių spindulys.

Dujų tirpumas dujose

Daltono dėsnis: bendras dujų mišinio slėgis yra lygus visų jį sudarančių dujų dalinių slėgių sumai:

R iš viso = ? pi Ir pi = xi P iš viso

Henrio Daltono dėsnis: Dujų tirpumas skystyje yra tiesiogiai proporcingas jų slėgiui skystyje: C i = kp i , Kur C i yra dujų tirpalo koncentracija skystyje; k yra proporcingumo koeficientas, priklausantis nuo dujų pobūdžio.

Paprastai, kai dujos ištirpsta skystyje, išsiskiria šiluma (Kam< 0), taigi kylant temperatūrai tirpumas mažėja.

Sechenovo formulė:

X \u003d X 0 e -kC el

Kur X Ir X 0 yra dujų tirpumas gryname tirpiklyje ir elektrolito tirpale su koncentracija SU.

3.2. Neelektrolitinių tirpalų koliatyvinės savybės

koliatyvinis (kolektyvinis) vadinamos tirpalų savybėmis, palyginti su tirpiklio savybėmis, daugiausia priklausančiomis nuo ištirpusių dalelių skaičiaus.

Praskiestų tirpalų sočiųjų garų slėgis

Garai, esantys pusiausvyroje su skysčiu, vadinami prisotintas.Šių garų slėgis 0 p paskambino sočiųjų garų slėgis arba elastingumas grynas tirpiklis.

Pirmasis Raoult dėsnis. Tirpalo komponento sočiųjų garų dalinis slėgis yra tiesiogiai proporcingas jo molinei daliai tirpale, o proporcingumo koeficientas yra lygus gryno komponento sočiųjų garų slėgiui:

p i = p i 0 x i

Dvejetainiame tirpale, susidedančiam iš A ir B komponentų: santykinis tirpiklio garų slėgio sumažėjimas virš tirpalo yra lygus ištirpusios medžiagos molinei daliai ir nepriklauso nuo ištirpusios medžiagos pobūdžio:

Sprendimai, kuriems galioja Raoult dėsnis, vadinami idealiais sprendimais.

Idealių ir realių sprendimų garų slėgis

Jei dvejetainio (sudaryto iš dviejų komponentų) tirpalo komponentai yra lakūs, tada virš tirpalo esančiuose garuose bus abu komponentai. Bendra sudėtis, mol. frakcijos (x in) garo slėgyje:

p = pA0 x A + pB0 x B = p A 0 (1 – x B) + p B 0 x B = p A 0 – x B (p A 0 – p B 0)

Jei tam tikro komponento molekulės sąveikauja viena su kita stipriau nei su kito komponento molekulėmis, tada tikrasis dalinis garų slėgis mišinyje bus didesnis nei apskaičiuotas pagal pirmąjį Raoult dėsnį. (teigiami nukrypimai, ?Н TV > 0). Jei vienalytės dalelės sąveikauja viena su kita silpniau nei nevienalytės, daliniai komponentų garų slėgiai bus mažesni už apskaičiuotą (neigiami nukrypimai, ?H sprendimas< 0).

Praskiestų tirpalų kristalizacijos temperatūra

Antrasis Raoult dėsnis. Tirpalo užšalimo temperatūros sumažėjimas T deputatas yra tiesiogiai proporcingas tirpalo molinei koncentracijai: T deputatas \u003d T 0 - T \u003d KS m, Kur T 0 - gryno tirpiklio užšalimo temperatūra; T yra tirpalo užšalimo taškas; KAM yra tirpiklio krioskopinė konstanta, deg/kg mol,

T 0 2 yra tirpiklio užšalimo temperatūra; M yra tirpiklio molekulinė masė, ?Nm yra molinė tirpiklio lydymosi šiluma.

Praskiestų tirpalų virimo temperatūra

Virimo temperatūra yra temperatūra, kuriai esant sočiųjų garų slėgis tampa lygus išoriniam slėgiui.

Nelakių medžiagų tirpalų virimo temperatūros padidėjimas? T K \u003d T k - T k 0 proporcingas sočiųjų garų slėgio sumažėjimui ir tiesiogiai proporcingas tirpalo molinei koncentracijai: ES m , Kur E – ebulioskopinė konstanta tirpiklis, deg/kg mol,

Atskiestų tirpalų osmosinis slėgis

Osmosas- daugiausia vienpusis tirpiklio molekulių perėjimas per pusiau pralaidžią membraną į tirpalą arba tirpiklio molekulės iš mažesnės koncentracijos tirpalo į didesnės koncentracijos tirpalą.

Slėgis, kuris turi būti taikomas tirpalui, kad tirpiklis nepatektų į tirpalą per membraną, skiriančią tirpalą nuo gryno tirpiklio, yra lygus osmoso slėgis?(Pa).

Van't Hoffo principas: Idealaus tirpalo osmosinis slėgis yra lygus slėgiui, kurį tirpi medžiaga veiktų, jei ji, būdama dujinės būsenos toje pačioje temperatūroje, užimtų tą patį tūrį, kurį užima tirpalas: = CRT.

Izotoniniai tirpalai– du vienodo osmosinio slėgio tirpalai (?1 = ?2).

Hipertoninis fiziologinis tirpalas- tirpalas, kurio osmosinis slėgis yra didesnis nei kito (? 1 > ? 2).

Hipotoninis tirpalas- tirpalas, kurio osmosinis slėgis yra mažesnis nei kito (? 1< ? 2).

3.3. Elektrolitų tirpalai

Disociacijos laipsnis? yra molekulių skaičiaus santykis n, suskyla į jonus iki bendro molekulių skaičiaus N:

Van Hoffo izotoninis koeficientas yra tikrojo dalelių skaičiaus elektrolito tirpale ir dalelių skaičiaus šiame tirpale santykis be disociacijos.

Jei nuo N molekulės disocijuotos n, ir kiekviena molekulė suskilo į jonai, tada

Neelektrolitams aš = 1.

Elektrolitams 1< i? ?.

3.4. Elektrolitų tirpalų koligatyvinės savybės:

Arenijaus elektrolitinės disociacijos teorija

1. Tirpaluose esantys elektrolitai skyla į jonus – disocijuoja.

2. Disociacija yra grįžtamasis pusiausvyros procesas.

3. Jonų sąveikos su tirpiklio molekulėmis ir tarpusavyje jėgos nedidelės (t.y. tirpalai idealūs).

Elektrolitų disociacija tirpale vyksta veikiant polinių tirpiklių molekulėms; jonų buvimas tirpale lemia jo elektrinį laidumą.

Pagal disociacijos laipsnį elektrolitai skirstomi į tris grupes: stiprus(? ? 0,7), vidutinio stiprumo(0,3 < ? < 0,7) и silpnas(? ? 0,3).

Silpni elektrolitai. Disociacijos konstanta

Kai kuriems elektrolitams, kurie tirpale skyla į jonus pagal lygtį:

A a B b - aA x- + bB y+

Dvejetainiam elektrolitui:

- Ostvaldo skiedimo dėsnis: silpno elektrolito disociacijos laipsnis didėja praskiedus tirpalą.

Tirpi veikla– empirinė vertė, pakeičianti koncentraciją, – aktyvumas (efektyvi koncentracija) A, susiję su koncentracija per aktyvumo koeficientą f, kuris yra tikrojo sprendimo savybių nuokrypio nuo idealaus matas:

a = fC; a + = f+ C + ; a_ = f_C_.

Dvejetainiam elektrolitui:

yra vidutinis elektrolito aktyvumas;

yra vidutinis aktyvumo koeficientas.

Debye-Hückel ribos įstatymas dvejetainiam elektrolitui: lg f = -0,51z2I?, Kur z yra jono, kuriam skaičiuojamas aktyvumo koeficientas, krūvis;

I – tirpalo I = jonų stipris 0,5? (C i r i 2).

4. Elektrolitų tirpalų elektrinis laidumas

Pirmosios rūšies dirigentai- metalai ir jų lydalai, kuriuose elektrą neša elektronai.

II rūšies dirigentai– joninio laidumo elektrolitų tirpalai ir lydalai.

Elektra yra tvarkingas įkrautų dalelių judėjimas.

Bet kuris laidininkas, kuriuo teka srovė, reiškia tam tikrą atsparumas R, kuri pagal Ohmo dėsnį yra tiesiogiai proporcinga laidininko ilgiui l ir atvirkščiai proporcingas skerspjūvio plotui S; proporcingumo koeficientas yra varža medžiaga? - 1 cm ilgio ir 1 cm 2 skerspjūvio laidininko varža:

Vertė W, vadinama pasipriešinimo priešingybė elektrinis laidumas- kiekybinis elektrolito tirpalo gebėjimo praleisti elektros srovę matas.

Elektrinis laidumas c) - 1 m ilgio pirmo tipo laidininko, kurio skerspjūvio plotas yra 1 m 2, elektrinis laidumas arba 1 m 3 (1 cm 3) elektrolito tirpalo (laidininko) laidumas antrojo tipo), kai atstumas tarp elektrodų yra 1 m (1 cm) ir elektrodų plotas 1 m 2 (1 cm 2).

Molinis tirpalo elektrinis laidumas) ? yra tirpalo, kuriame yra 1 mol tirpios medžiagos ir kuris yra tarp elektrodų, esančių 1 cm atstumu vienas nuo kito, elektrinis laidumas.

Tiek stiprių, tiek silpnų elektrolitų molinis elektrinis laidumas didėja mažėjant koncentracijai (t.y. tirpalo praskiedimas V = 1 / C) pasiekti tam tikrą ribinę vertę? 0 (??), paskambino molinis elektrinis laidumas esant begaliniam praskiedimui.

Dvejetainiam elektrolitui su atskirai įkrautais jonais esant pastoviai temperatūrai ir 1 V m -1 lauko stipriui:

? = ?F(u + + ir?),

Kur F yra Faradėjaus skaičius; ir + , ir? - absoliutus mobilumas (m 2 V -1 s -1) katijonas ir anijonas - šių jonų judėjimo greitis standartinėmis sąlygomis, kai potencialų skirtumas yra 1 V 1 m tirpalo ilgio.

? + = Fu + ; ?? = Fu?,

Kur? +, ?? – mobilumas katijonas ir anijonas, Ohm m 2 mol -1 (Ohm cm 2 mol -1).

? = ?(? + + ??)

Stipriems elektrolitams? 1 ir ? = ? + + ??

Su begaliniu tirpalo praskiedimu (V > ?, ? + > ? ? + , ?? > ? ? ?, ? > 1) tiek stipriems, tiek silpniems elektrolitams? ? = ? ? + – ? ? ? - Kohlrauscho dėsnis: ar molinis elektrinis laidumas esant begaliniam praskiedimui yra lygus elektrolitinių judrumų sumai? ? + , ? ? ? tam tikro elektrolito katijonas ir anijonas.

Jonai H + ir OH? turi neįprastai didelį mobilumą, kuris yra susijęs su specialiu šių jonų krūvio perdavimo mechanizmu, relės mechanizmas. Tarp hidronio jonų H 3 O + ir vandens molekulių, taip pat tarp vandens molekulių ir OH? protonai nuolat keičiasi pagal lygtis:

H 3 O + + H 2 O > H 2 O + H 3 O +

H 2 O + OH? > Oi? + H2O

5. Elektrocheminiai procesai

5.1. Elektrodų potencialai. Galvaniniai elementai. EMF

Kai liečiasi dvi chemiškai ar fiziškai nepanašios medžiagos (metalas 1 (pirmojo tipo laidininkas) - metalas 2 (pirmos rūšies laidininkas), metalas (pirmos rūšies laidininkas) - metalo druskos tirpalas (antros rūšies laidininkas) , elektrolito tirpalas 1 (antrojo tipo laidininkas) - tarp jų atsiranda elektrolito tirpalas 2 (antros rūšies laidininkas) ir kt. elektrinis dvigubas sluoksnis (DES). DES yra tvarkingo priešingai įkrautų dalelių pasiskirstymo sąsajoje rezultatas.

Susidarius DEL atsiranda potencialus šuolis?, kuris pusiausvyros sąlygomis vadinamas metalu (pirmos rūšies laidininku) - metalo druskos tirpalu (antrojo tipo laidininku) galvaninis potencialas.

Sistema: metalas (Me) – vandeninis duotosios Me druskos tirpalas – vadinamas elektrodas arba pusės elementas ir schematiškai parodyta taip:

Elektrodas (p / e) parašytas taip, kad visos tirpale esančios medžiagos būtų dedamos į kairę, o elektrodo medžiaga - į dešinę nuo vertikalios linijos.

? > 0, jei redukcijos reakcija vyksta ant elektrodo Me n+ + ne? - aš 0,

? < 0, если на электроде протекает реакция окисления Ме 0 - Ме n+ + ne?.

Elektrodo potencialas E Me n+ / Me yra pusiausvyros potencialo skirtumas, atsirandantis ties fazių ribiniu pirmos rūšies / antrosios rūšies laidininku ir matuojamas standartinio vandenilio elektrodo atžvilgiu.

Nernsto lygtis, Kur n yra elektronų, dalyvaujančių elektrodo reakcijoje, skaičius; SU Me n+ – katijonų koncentracija; E Aš n+ /Aš yra standartinis elektrodo potencialas.

kontakto potencialas? ?- pusiausvyros potencialo šuolis, atsirandantis dviejų pirmojo tipo laidininkų sąsajoje.

Difuzijos potencialas? dif yra pusiausvyros potencialų skirtumas, atsirandantis antros rūšies fazių ribiniame laidininke / antrosios rūšies laidininke.

Galvaninis elementas (pvz.- elektros grandinė, susidedanti iš dviejų ar daugiau p.e. ir gaminantis elektros energiją dėl joje vykstančios cheminės reakcijos, o cheminės reakcijos oksidacijos ir redukcijos stadijos yra erdviškai atskirtos.

Elektrodas, ant kurio vyksta oksidacijos procesas galvaninio elemento veikimo metu, vadinamas anodas, elektrodas, ant kurio vyksta regeneravimo procesas, - katodas.

Galvaninių elementų ir juose vykstančių reakcijų registravimo IUPAC taisyklės

1. Pavyzdžiui, el. darbas atliktas, todėl elemento EML laikomas teigiama verte.

2. Galvaninės grandinės EML vertė E yra nustatomas pagal algebrinę potencialų šuolių visų fazių sąsajose sumą, tačiau kadangi anode vyksta oksidacija, EML apskaičiuojamas iš katodo (dešiniojo elektrodo) skaitinės vertės atėmus anodo (kairiojo elektrodo) potencialo vertę. ) potencialus - dešiniojo poliaus taisyklė. Todėl elementų grandinė parašyta taip, kad kairysis elektrodas būtų neigiamas (vyksta oksidacija), o dešinysis – teigiamas (vyksta redukcijos procesas).

3. Sąsaja tarp pirmos rūšies laidininko ir antrosios rūšies laidininko pažymėta viena linija.

4. Riba tarp dviejų antros rūšies laidininkų pavaizduota punktyrine linija.

5. Elektrolito tiltelis ties dviejų II tipo laidininkų riba pažymėtas dviem punktyrinėmis linijomis.

6. Vienos fazės komponentai rašomi atskirti kableliais.

7. Elektrodo reakcijos lygtis parašyta taip, kad oksiduotos formos (Ox) medžiagos būtų kairėje, o redukuotos formos (Raudona) – dešinėje.

Daniel-Jacobi galvaninis elementas susideda iš cinko ir vario plokščių, panardintų į atitinkamus ZnSO 4 ir CuSO 4 tirpalus, kurios atskirtos druskos tilteliu su KCl tirpalu: elektrolitinis tiltelis užtikrina elektros laidumą tarp tirpalų, tačiau neleidžia jiems sklisti abipusiai.

(-) Zn | Zn2+ :: Cu2+ | Cu(+)

Reakcijos į elektrodus:

Zn0 > Zn2+ + 2e? Cu 2+ + 2е? > Cu 0

Visas redokso procesas:

Cu 2+ + Zn 0 > Cu 0 + Zn 2+

Galvaninio elemento srovės darbas (taigi ir potencialų skirtumas) bus maksimalus jo grįžtamojo veikimo metu, kai procesai ant elektrodų vyksta be galo lėtai, o srovės stipris grandinėje yra be galo mažas.

Didžiausias potencialų skirtumas, atsirandantis grįžtamojo galvaninio elemento veikimo metu, yra galvaninio elemento elektrovaros jėga (EMF) E.

elementas emf E Zn/Cu = ? Cu2+ /Cu+? Zn2+ /Zn + ? prie +? skirt.

Išskyrus? Skirt. ir? Kam: E Zn/Cu = ? Cu2+ /Cu+? Zn2+ /Zn = E Cu 2+ /Cu + E Zn 2+ /Zn - galvaniniai elementai, susidedantys iš dviejų identiškų metalinių elektrodų, panardintų į skirtingos koncentracijos С 1 > С 2 šio metalo druskos tirpalus. Šiuo atveju katodas bus didesnės koncentracijos elektrodas, nes abiejų elektrodų standartiniai elektrodų potencialai yra vienodi.

koncentracijos grandinės

Vienintelis koncentracijos elemento darbo rezultatas yra metalo jonų perkėlimas iš labiau koncentruoto tirpalo į mažiau koncentruotą.

Elektros srovės darbas koncentraciniame galvaniniame elemente yra difuzinio proceso darbas, kuris vyksta grįžtamai dėl jos erdvinio padalijimo į du atvirkštinius elektrodinius procesus, priešingus kryptimis.

5.2. Elektrodų klasifikacija

Pirmosios rūšies elektrodai. Metalinė plokštelė, panardinta į to paties metalo druskos tirpalą. Elemento, kuriame yra elektrodas, grįžtamojo veikimo metu katijonų perėjimo iš metalo į tirpalą arba iš tirpalo į metalą procesas vyksta ant metalinės plokštės.

Antros rūšies elektrodai. Metalas yra padengtas mažai tirpia šio metalo druska ir yra tirpale, kuriame yra kita tirpi druska su tuo pačiu anijonu. Šio tipo elektrodai yra grįžtami anijono atžvilgiu.

Etaloniniai elektrodai– elektrodai su tiksliai žinomomis ir atkuriamomis potencialo vertėmis.

Vandenilio elektrodas yra platinos plokštelė, plaunama vandenilio dujomis, panardinta į tirpalą, kuriame yra vandenilio jonų. Platinos adsorbuotas vandenilis yra pusiausvyroje su dujiniu vandeniliu.

Pt, N2/N+

Elektrocheminė pusiausvyra ant elektrodo:

2H++ 2e? - H 2 .

Laikoma, kad standartinio vandenilio elektrodo (kurio aktyvumas H + 1 mol/l jonų ir vandenilio slėgis 101,3 kPa) potencialas yra lygus nuliui.

Nestandartinio vandenilio elektrodo elektrodo potencialas:

Kalomelio elektrodas susideda iš gyvsidabrio elektrodo, įdėto į tam tikros koncentracijos KCl tirpalą ir prisotintą Hg 2 Cl 2 kalomeliu:

Hg / Hg 2 Cl 2, KCl

Kalomelio elektrodas yra grįžtamasis chlorido anijonų atžvilgiu

Sidabro chlorido elektrodas– grįžtamasis chloro anijonų atžvilgiu:

Ag/AgCl, KCl

Jei KCl tirpalas yra prisotintas, tada E AgC l \u003d 0,2224 - 0,00065 (t - 25), V.

indikatoriaus elektrodai.Šių jonų aktyvumui tirpale nustatyti praktiškai naudojami elektrodai, kurie yra grįžtami vandenilio jonų atžvilgiu.

Chinhidrono elektrodas yra platinos viela, nuleista į indą su tiriamuoju tirpalu, į kurį pirmiausia įdedamas perteklinis chinhidrono C 6 H 4 O 2 C 6 H 4 (OH) 2 kiekis - chinono C 6 H 4 O 2 ir hidrochinono junginys C 6 H 4 (OH ) 2, galintis virsti pusiausvyros redokso procese, kuriame dalyvauja vandenilio jonai:

C6H4O2 + 2H++2e? > C 6 H 4 (OH) 2

Dažniausiai naudojamas stiklinis elektrodas vamzdelio pavidalo, besibaigiančio plonasieniu stikliniu rutuliuku. Kamuolys pripildomas tam tikros pH vertės buferinio tirpalo, į kurį panardinamas pagalbinis elektrodas (dažniausiai sidabro chloridas). Norint išmatuoti pH, stiklinis elektrodas panardinamas į tiriamąjį tirpalą kartu su etaloniniu elektrodu. Stiklo elektrodo rutulys iš anksto apdorojamas rūgšties tirpalu ilgą laiką. Šiuo atveju į rutulio sieneles įvedami vandenilio jonai, pakeičiantys šarminių metalų katijonus. Elektrodo procesas redukuojamas iki vandenilio jonų mainų tarp dviejų fazių – tiriamojo tirpalo ir stiklo: H tirpalas – H st + .

standartinė talpa E st 0 kiekvienam elektrodui turi savo vertę, kuri laikui bėgant keičiasi; todėl stiklinis elektrodas prieš kiekvieną pH matavimą kalibruojamas pagal standartinius buferinius tirpalus, kurių pH tiksliai žinomas.

Redokso elektrodai

Elektrodas, sudarytas iš 1 tipo inertinio laidininko, įdėto į elektrolito tirpalą, kuriame yra vienas elementas įvairiose oksidacijos būsenose, vadinamas redokso arba redokso elektrodas.

Elektrodo reakcija: Oh n+ + ne? - raudona.

Tokiu atveju inertiškas Aš netiesiogiai dalyvauja elektrodų reakcijoje, būdamas tarpininkas elektronams pernešant iš redukuotos Me formos (raudonos) į oksiduotą formą (Ox) arba atvirkščiai.

6. Paviršiaus reiškiniai ir adsorbcija

6.1. Paviršiaus įtempimas ir Gibso adsorbcija

Paviršiaus reiškiniai vadinami procesai, vykstantys sąsajoje ir dėl paviršinio (ribinio) sluoksnio sudėties ir struktūros ypatumų.

Gs = ?s,

Kur Gs yra sistemos paviršiaus Gibso energija, J; ? - proporcingumo koeficientas, vadinamas paviršiaus įtempimu, J / m 2; s yra sąsajos paviršius, m2.

Paviršiaus įtempimasO yra dydis, matuojamas Gibso energija paviršiaus sluoksnio ploto vienetui. Jis skaitine prasme yra lygus darbui, kurį reikia atlikti prieš tarpmolekulinės sąveikos jėgas, kad pastovioje temperatūroje susidarytų vieneto sąsaja.

Iš Dupre modelio paviršiaus įtempimas lygi jėgai, linkusiai sumažinti sąsają, ir susijusiai su paviršių ribojančio kontūro ilgio vienetu

Tirpiųjų medžiagų gebėjimas keisti tirpiklio paviršiaus įtempį vadinamas paviršiaus aktyvumas g:

Medžiagų klasifikavimas pagal poveikį tirpiklio paviršiaus įtempimui

1. Paviršinio aktyvumo medžiagos (paviršinio aktyvumo medžiagos)– sumažinti tirpiklio paviršiaus įtempimą (? tirpalas< ? 0) g >0 (vandens atžvilgiu – amfifilinės struktūros organiniai junginiai).

2. Paviršiaus neaktyvios medžiagos (SID)– šiek tiek padidinkite tirpiklio paviršiaus įtempimą (? tirpalas > ? 0) g< 0 (неорганические кислоты, основания, соли, глицерин, ?-аминокислоты и др).

3. Paviršiaus neaktyvios medžiagos (NSV)- praktiškai nekeičia tirpiklio paviršiaus įtempimo (? rr = ? 0) g = 0 (vandens atžvilgiu medžiagos yra sacharozė ir daugybė kitų).

Duclos-Traube taisyklė: bet kurioje homologinėje serijoje esant mažoms koncentracijoms anglies grandinės pailgėjimas viena CH 2 grupe padidina paviršiaus aktyvumą 3–3,5 karto:

Riebalų rūgščių vandeniniams tirpalams (Šiškovskio lygtis):

Kur b Ir KAM yra empirinės konstantos, b tas pats visai homologinei serijai, K didėja kiekvienam paskesniam serijos nariui 3–3,5 karto.

Savaiminio medžiagos koncentracijos pasikeitimo dviejų fazių sąsajoje procesas vadinamas adsorbcija. Adsorbentas vadinama medžiaga, kurios paviršiuje pasikeičia kitos medžiagos koncentracija - adsorbuoti.

Gibso adsorbcijos izoterma:

Būdingas adsorbato perteklius paviršiniame sluoksnyje, palyginti su pradiniu kiekiu šiame sluoksnyje perteklius arba vadinamasis Gibbsas, adsorbcija(G).

6.2. Adsorbcija kietųjų dujų sąsajoje

fizinė adsorbcija atsiranda dėl van der Waalso adsorbuotos molekulės sąveikos su paviršiumi, pasižymi grįžtamumu ir adsorbcijos sumažėjimu didėjant temperatūrai, t. 10–80 kJ/mol).

Cheminė adsorbcija (chemisorbcija) atliekama adsorbento ir adsorbato molekulių cheminės sąveikos būdu, dažniausiai negrįžtama; yra lokalizuota y., adsorbato molekulės negali judėti adsorbento paviršiumi. Kadangi chemisorbcija yra cheminis procesas, kuriam reikalinga maždaug 40–120 kJ/mol aktyvavimo energija, tai prisideda prie temperatūros padidėjimo.

Henrio lygtis(monomolekulinė adsorbcija ant homogeninio paviršiaus esant žemam slėgiui arba mažoms koncentracijoms):

G = Ks arba G \u003d Kr,

KAM yra adsorbcijos pusiausvyros konstanta, kuri priklauso nuo adsorbento ir adsorbato pobūdžio; C, r yra ištirpusios medžiagos koncentracija arba dujų slėgis.

Langmuiro monomolekulinės adsorbcijos teorija

1. Adsorbcija yra lokalizuota ir ją sukelia jėgos, artimos cheminėms.

2. Adsorbcija vyksta ant homogeninio adsorbento paviršiaus.

3. Paviršiuje gali susidaryti tik vienas adsorbuotų molekulių sluoksnis.

4. Adsorbcijos procesas yra grįžtamasis ir pusiausvyrinis.

Langmuir adsorbcijos izoterma:

Kur Г 0 – vienasluoksnė talpa yra konstanta, lygi ribinei adsorbcijai, stebimai esant santykinai didelėms pusiausvyros koncentracijoms, mol/m 2 ; b yra konstanta, lygi adsorbcijos greičio konstantos ir desorbcijos greičio konstantos santykiui.

Freundlicho lygtis(adsorbcija ant nehomogeniško paviršiaus): Г = K F su n , Kur. K F yra konstanta, skaitine prasme lygi adsorbcijai, kai pusiausvyrinė koncentracija lygi vienetui; n yra konstanta, kuri lemia adsorbcijos izotermos kreivumą (n= 0,1–0,6).

Molekulinė adsorbcija iš tirpalų:

čia C 0 yra pradinė adsorbato koncentracija; SU yra adsorbato pusiausvyros koncentracija; V yra adsorbato tirpalo tūris; m yra adsorbento masė.

Kvadratas S 0 , vienai molekulei prisotintame adsorbcijos sluoksnyje, nusileidimo zona:

m 2 /molekulė.

Adsorbcijos sluoksnio storis:

Kur M yra paviršinio aktyvumo medžiagos molekulinė masė; ? yra paviršinio aktyvumo medžiagos tankis.

Rebinderio taisyklė: ant polinių adsorbentų geriau adsorbuojami mažo poliškumo tirpiklių poliniai adsorbatai; ant polinių adsorbentų, nepolinių adsorbatų iš polinių tirpiklių.

Paviršinio aktyvumo medžiagos molekulių orientacija adsorbento paviršiuje schematiškai parodyta paveikslėlyje:

6.3. Adsorbcija iš elektrolitų tirpalų

Mainų adsorbcija- jonų mainų tarp tirpalo ir kietosios fazės procesas, kurio metu kietoji fazė sugeria bet kokio ženklo jonus (katijonus arba anijonus) iš tirpalo ir vietoj jų gali išleisti lygiavertį skaičių kitų to paties ženklo jonų. sprendimas. Amžinai specifinis y., tam tikram adsorbentui gali keistis tik tam tikri jonai; mainų adsorbcija paprastai yra negrįžtama.

Paketo-Peskovo-Fajanso taisyklė: kristalinės kietosios medžiagos paviršiuje jonas yra specialiai adsorbuotas iš elektrolito tirpalo, kuris gali užbaigti savo kristalinę gardelę arba gali sudaryti blogai tirpų junginį su vienu iš jonų, sudarančių kristalą.

7. Koloidinės (dispersinės) sistemos

Koloidinė (dispersinė) sistema vadinama nevienalytė sistema, kurioje vieną iš fazių vaizduoja mažos dalelės, tolygiai paskirstytos kitos homogeninės fazės tūryje. Tai ultramikroheterogeninės sistemos, susidedančios iš dalelių dispersinė fazė- susmulkintų dalelių agregatai, kurių dydis yra 10 -9 -10 -5 m ir ištisinis dispersinė terpė, kuriame šios dalelės pasiskirsto.

ženklai koloidinė medžiagos būsena – dispersija ir nevienalytiškumas.

Sklaidos laipsnis? yra vidutinio skersmens atvirkštinė vertė arba, nesferinių dalelių atveju, vidutinio ekvivalentinio skersmens atvirkštinė vertė d(m -1):

Specifinis paviršiaus plotas yra viso dispersinės fazės S DF paviršiaus ploto ir jo bendro tūrio arba masės santykis:

7.1. Išsklaidytųjų sistemų klasifikavimas ir gavimo metodai

Klasifikacija pagal fazių agregacijos būseną

Dispersinė sistema, kurioje ir dispersinė fazė, ir dispersinė terpė yra dujos, neegzistuoja, nes dujos yra be galo tirpios viena kitoje.

Sistemų klasifikavimas pagal dispersinės fazės dalelių dydį:

1) labai išsklaidytas, 10 -9_ 10 -7 m (rubino stiklas);

2) vidutinė dispersinė, 10 -7_ 10 -5 m (tirpi kava);

3) grubus, > 10 -5 m (lietaus lašai).

Koloidinių sistemų gavimo būdai dispersija

Fizinė dispersija: mechaninis šlifavimas naudojant koloidinius malūnus; elektrinis medžiagų purškimas; ultragarso dispersija ir kiti metodai. Kad susidariusios dalelės nesuliptų, dispersija atliekama dalyvaujant stabilizatorius– sąsajoje adsorbuotas elektrolitas arba medžiaga (paviršinio aktyvumo medžiagos).

Cheminė dispersija (peptizacija):šviežiai paruoštų nuosėdų pavertimas koloidine būsena, naudojant peptizatorių.

Kondensatas

Fizinis kondensatas: 1) tirpiklio pakeitimo būdas, kurį sudaro tai, kad į tikrąjį medžiagos tirpalą, kuriame pati medžiaga blogai tirpsta, pridedamas skystis, kuris maišosi su tirpikliu; sumažėjus medžiagos tirpumui naujame tirpiklyje, tirpalas tampa persotintas, o dalis medžiagos kondensuojasi, susidarant dispersinės fazės dalelėms; 2) garų kondensacijos būdas; pradinė medžiaga yra poroje; temperatūrai mažėjant, garai tampa persotinti ir iš dalies kondensuojasi, sudarydami išsklaidytą fazę.

Cheminis kondensatas: bet kokia cheminė reakcija, dėl kurios susidaro blogai tirpus junginys; norint gauti koloidinį tirpalą, reakcija turi būti vykdoma praskiestame tirpale esant mažam dalelių augimo greičiui, vienos iš pradinių medžiagų imamas perteklius ir yra stabilizatorius.

7.2. Dispersinių sistemų optinės savybės

Kai šviesa patenka į išsklaidytą sistemą, gali būti stebimi šie reiškiniai:

šviesos praėjimas dispersinės fazės dalelės (pastebėta skaidriose sistemose, kuriose dalelės yra daug mažesnės už krintančios šviesos bangos ilgį (r<< ?);

šviesos refrakcija dispersinės fazės dalelės (jei šios dalelės yra skaidrios);

šviesos atspindys dispersinės fazės dalelės (jei dalelės nepermatomos);

refrakcija ir atspindysšviesa stebima sistemoms, kuriose dalelės yra daug didesnės už krintančios šviesos bangos ilgį (r >> ?). Vizualiai šis reiškinys išreiškiamas šių sistemų drumstumu;

šviesos sklaida stebimas sistemoms, kuriose dispersinės fazės dalelės yra mažesnės, bet proporcingas su krintančios šviesos bangos ilgiu (r ? 0,1 ?);

adsorbcijašviesos (absorbcija) dispersinėje fazėje, šviesos energiją paverčiant šiluma.

Rayleigh lygtis:

čia I, I 0 yra išsklaidytos ir krintančios šviesos intensyvumas; V yra vienos dalelės tūris; ? – dalinė koncentracija (dalelių skaičius tūrio vienete); ? yra bangos ilgis; n 1, n 0 yra atitinkamai dalelių ir terpės lūžio rodikliai.

Skirtingų spalvų koloidinio tirpalo reiškinys sklindančioje ir išsklaidytoje (atspindintoje) šviesoje vadinamas opalescencija. Spalvotų tirpalų atveju yra jų pačių spalvos ir opalescencijos sukeltos spalvos perdanga (reiškinys šviesos dichroizmas).

7.3. Molekulinės kinetinės savybės

Būdingos koloidinės sistemos Brauno judesys- nuolatinis atsitiktinis mikroskopinio ir koloidinio dydžio dalelių judėjimas. Šis judėjimas yra intensyvesnis, tuo aukštesnė temperatūra ir mažesnė dalelės masė bei dispersinės terpės klampumas.

Difuzija yra spontaniškas dalelių koncentracijos išlyginimo procesas.

Ficko dėsnis:

Dėl didelio koloidinių dalelių dydžio difuzija koloidinėse sistemose vyksta lėčiau nei tikruose tirpaluose.

Osmoso slėgis:

čia mtot yra ištirpusios medžiagos masė; m yra vienos dalelės masė; V yra sistemos tūris; N A yra Avogadro numeris; T yra absoliuti temperatūra; ? – dalinė koncentracija; k yra Boltzmanno konstanta.

Sferinėms dalelėms:

Kur? m – dispersinės fazės masė tirpalo tūrio vienetui; ? yra dispersinės terpės tankis; r yra dalelės spindulys.

7.4. Micelės struktūra

Liofobinė micelė Sistema vadinama heterogenine mikrosistema, kurią sudaro dispersinės fazės mikrokristalas, apsuptas solvatuotų stabilizatorių jonų.

Potencialą lemiantis vadinami jonais, adsorbuotais kietosios fazės dalelės paviršiuje (vienetas) ir apmokestinti. Agregatas kartu su potencialą lemiančiais jonais yra micelės šerdis.

Priešpriešai yra jonai, besigrupuojantys šalia micelės šerdies.

Priešionių vietą dispersinėje terpėje lemia du priešingi veiksniai: terminis judėjimas (difuzija) ir elektrostatinė trauka.

Priešionės, sudarančios tankį adsorbcinis sluoksnis, yra vadinami "sujungtais" ir kartu su šerdimi sudaro koloidinė dalelė arba granulė. Koloidinė dalelė (granulė) turi krūvį, kurio ženklą lemia potencialą lemiančių jonų krūvio ženklas.

Susidarantys priešionai difuzinis sluoksnis,- „mobilusis“ arba „nemokamas“.

Koloidinė dalelė su aplinkiniu difuziniu solvatuotų priešionų sluoksniu yra micelė. Skirtingai nuo koloidinės dalelės, micelė yra elektriškai neutrali ir neturi griežtai apibrėžtų matmenų.

Micelėje su joniniu stabilizatoriumi fazės riboje yra DES, atsiranda potencialų skirtumas tarp dispersinės fazės ir dispersinės terpės - termodinaminis potencialas f (tarpfazė), kurią lemia tam tikros dispersinės sistemos savybės, taip pat potencialą lemiančių jonų, adsorbuotų ant kietosios fazės, krūvis ir koncentracija.

Įkrautų koloidinių dalelių judėjimas nejudančiame skystyje į vieną iš elektrodų veikiant išoriniam elektriniam laukui vadinamas elektroforezė.

Paviršius, ant kurio vyksta judėjimas, vadinamas slydimo paviršius. Potencialaus šuolio dydis ties fazių, kurios elektroforezės metu juda viena kitos atžvilgiu ir Brauno judesyje, t. y. ant slydimo paviršiaus, ribos, vadinamas elektrokinetinis arba?-potencialas (zeta potencialas).

7.5. Stabilumas ir krešėjimas

Išsklaidytų sistemų stabilumas apibūdina dispersinės fazės gebėjimą išlaikyti vienodą dalelių pasiskirstymą visame dispersinės terpės tūryje.

Yra dviejų tipų išsklaidytų sistemų santykinis stabilumas: sedimentacija ir agregacija.

Atsparumas sedimentacijai- sistemos gebėjimas atsispirti gravitacijos poveikiui. Sedimentacija – tai dalelių nusėdimas tirpale veikiant gravitacijai.

Būklė sedimentacijos pusiausvyra: dalelė juda pastoviu greičiu, t.y. tolygiai, trinties jėga subalansuoja gravitacijos jėgą:

6 rU = 4/3 r 3 (? - ? 0) g,

Kur? yra dispersinės fazės tankis,? 0 – dispersinės terpės tankis, g – gravitacijos pagreitis, ? yra terpės klampumas.

Agregacinis stabilumas apibūdina dispersinės fazės dalelių gebėjimą atsispirti jų sulipimui ir taip išlaikyti savo dydį.

Pažeidžiant agregacinį stabilumą atsiranda koaguliacija yra dalelių sulipimo procesas ir susidaro dideli agregatai. Dėl koaguliacijos sistema praranda sedimentacijos stabilumą, nes dalelės tampa per didelės ir negali dalyvauti Brauno judėjime.

Krešėjimo priežastys:

> temperatūros pokytis;

> elektrinių ir elektromagnetinių laukų veikimas;

> matomos šviesos veikimas;

> elementariųjų dalelių poveikis;

> mechaninis poveikis;

> elektrolito įpylimas ir pan.

Didžiausią praktinį susidomėjimą kelia koaguliacija elektrolitais.

Koaguliacijos elektrolitais tipai

koncentracija veikiant atsiranda krešėjimas abejingas elektrolitų. abejingas vadinamas elektrolitu, kurį įvedus tarpfazinis potencialas<р не изменяется. Данный электролит не содержит таких ионов, которые были бы способны к специфической адсорбции на частицах по правилу Па-нета-Фаянса, т. е. не способны достраивать кристаллическую решетку агрегата:

Būsena, kai išnyksta difuzinis sluoksnis ir koloidinė dalelė tampa elektriškai neutrali, vadinama izoelektrinis– elektrokinetinis potencialas (?) lygus nuliui, vyksta koaguliacija. Šios būsenos micelių formulė įgauna tokią formą: (mnAg + nNO 3 ?) 0 .

Neutralizavimasįdėjus į zolį, atsiranda krešėjimas neabejingas elektrolitas. Neabejingas elektrolitas vadinamas elektrolitu, galinčiu keisti sąsajų (?) ir tiesiškai susijusius elektrokinetinius (?) potencialus, t. y. šiame elektrolite yra jonų, kurie gali būti specifiškai adsorbuoti agregato paviršiuje, užbaigti jo kristalinę gardelę arba chemiškai sąveikauti su potencialu. - lemiantys jonai.

Yra vadinamas grįžtamasis procesas, kurio metu koaguliacija vėl pereina į koloidinę būseną peptizacija arba dezagregacija.

krešėjimo taisyklės

1. Visi stiprūs elektrolitai, į zolį įdedami pakankamais kiekiais, sukelia jo krešėjimą. Minimali elektrolito koncentracija, sukelianti zolio krešėjimą per tam tikrą trumpą laiką, vadinama krešėjimo slenkstis:

čia Cel yra elektrolito koagulianto koncentracija; V el – pridėto elektrolito tūris; V sol (dažniausiai 10 ml) – zolio tūris.

2. Koaguliacinį poveikį turi jonas, kurio krūvis sutampa su liofobinio zolio micelių priešionių krūviu (koaguliuojančiojo jono krūvis yra priešingas koloidinės dalelės krūviui). Šis jonas vadinamas koaguliantų jonų.

3. Kuo didesnis jono krešėjimo gebėjimas, tuo didesnis jono krūvis:

Reikšmingumo taisyklė:

? 1: ? 2: ? 3 = 1/1 6: 1/2 6: 1/3 6 = 729: 11: 1

Tuo pačiu krūviu jonų krešėjimo gebėjimas yra didesnis, tuo didesnis jo kristalo spindulys. Ag + > Cs + > Rb + > NH4 + > K + > Na + > Li+ - liotropinė serija.

Koloidinė apsauga vadinamas zolio agregacinio stabilumo didinimu, įvedant į jį IUD (didelės molekulinės masės junginį) arba paviršinio aktyvumo medžiagą (paviršinio aktyvumo medžiagą).

sargybos numeris vadinamas minimaliu miligramų sausosios medžiagos skaičiumi, kurio reikia norint apsaugoti 10 ml zolio, kai į jį įpilama elektrolito, kurio kiekis lygus krešėjimo slenksčiui.

3 leidimas, red. - M.: Aukštoji mokykla, 2001 - 512 p., 319 p.

Vadovėlis sudarytas pagal fizikinės chemijos programą.

Pirmojoje knygoje detalizuojamos šios kurso dalys: kvantiniai mechaniniai cheminio ryšio teorijos pagrindai, atomų ir molekulių sandara, spektriniai molekulinės struktūros tyrimo metodai, fenomenologinė ir statistinė termodinamika, tirpalų termodinamika ir fazių pusiausvyra.

Antroje fizikinės chemijos kurso dalies dalyje, remiantis pirmoje knygos dalyje išplėtotomis sąvokomis - materijos sandara ir statistinė termodinamika, pristatoma elektrochemija, cheminė kinetika ir katalizė. Skyrius "Katalizė" atspindi heterogeninių ir difuzinių procesų kinetiką, adsorbcijos termodinamiką ir reaktyvumo klausimus.

Universiteto studentams, įstojusiems į chemijos inžinerijos specialybes.

1 knyga.

Formatas: djvu

Dydis: 11,2 MB

Parsisiųsti: drive.google

2 knyga.

Formatas: djvu

Dydis: 7 MB

Parsisiųsti: drive.google

TURINYS 1 knyga.
Pratarmė. 3
6 įvadas
Pirmas skyrius. Molekulinės sandaros ir cheminio ryšio teorijos kvantinis-mechaninis pagrindimas
1 skyrius. Atomo sandara 9
§ 1.1. Kvantinės mechaninės mikrodalelių savybės 9
§ 1.2. Vandenilio atomas 11
§ 1.3. Į vandenilį panašaus atomo atominės orbitalės 14
§ 1.4. Elektronų sukimasis 21
§ 1.5. Daugiaelektroniniai atomai 23
§ 1.6. Pauli principas 26
§ 1.7. Elektroninės atomų konfigūracijos 28
2 skyrius. Molekulės. Teoriniai metodai, taikomi tiriant molekulių struktūrą ir cheminį ryšį 34
§ 2.1. Molekulė. potencialus paviršius. Pusiausvyros konfigūracija 34
§ 2.2. Cheminio ryšio teorija ir jos problemos. Schriodingerio molekulių lygtis 39
§ 2.3. Variacinis Šriodingerio lygties sprendimo metodas 42
§ 2.4. Du pagrindiniai molekulių sandaros teorijos metodai. Valentinės jungties metodas ir molekulinės orbitos metodas 44
§ 2.5. Pagrindinės molekulinės orbitos metodo idėjos 49
§ 2.6. Apytikslis molekulinės orbitos aprašymas MO LCAO 50 metodu
§ 2.7. II molekulė MO LCAO metodu. Energijos ir banginės funkcijos apskaičiavimas variaciniu metodu 53
§ 2.8. Molekulė H MO LCAO metodu. Kovalentinis ryšys 58
3 skyrius. Dviatomės molekulės MO LCAO metodu 62
§ 3.1. Vienabranduolių dviatomių molekulių molekulinės orbitos 62
§ 3.2. Homobranduolių molekulių, sudarytų iš pirmojo ir antrojo periodų elementų atomų, elektroninės konfigūracijos ir savybės 65
§ 3.3. Heteronranduolinės dviatomės molekulės 73
§ 3.4. polinis ryšys. Molekulės elektrinis dipolio momentas 78
§ 3.5. Kovalentinio ryšio prisotinimas 81
§ 3.6. Donoro-akceptoriaus ryšys 82
§ 3.7. Joninis ryšys. Cheminio ryšio poliškumo laipsnis 84
4 skyrius. Poliatominės molekulės MO metodu 88
§ 4.1. Molekulinės orbitos poliatominėse molekulėse. Orbitos simetrija. Delokalizuotos ir lokalizuotos orbitos. HgO 88 molekulė
§ 4.2. Metano molekulės aprašymas. Delokalizuoti ir lokalizuoti MO. Orbitų hibridizacija 95
§ 4.3. Apie molekulių pusiausvyros konfigūracijų numatymą 99
§ 4.4. Nestandžiosios molekulės 101
§ 4.5. Molekulės su daugybe ryšių MO LCAO metodu 104
§ 4.6. Hückel metodas 108
§ 4.7. Aromatinių sistemų aprašymas MOX 110 metodu
§ 4.8. Cheminis ryšys koordinaciniuose junginiuose. Ligandų lauko teorija 117
§ 4.9. Joninis ryšys kristale 126
5 skyrius. Tarpmolekulinė sąveika 129
§ 5.1. Van der Waals pajėgos. Kiti nespecifinės sąveikos tipai 129
§ 5.2. Vandenilinė jungtis 136
Antras skyrius. Spektriniai molekulių sandaros ir energetinių būsenų tyrimo metodai
6 skyrius. Bendra informacija apie molekulinius spektrus. Molekulinių spektrų teorijos elementai 141
§ 6.1. Intramolekulinis judėjimas ir elektromagnetinis spektras. 141
§ 6.2. Emisijos, sugerties ir Ramano sklaidos molekuliniai spektrai. EPR ir BMR spektrai 145
§ 6.3. Dviatominės molekulės sukimosi spektras (standžia rotatoriaus aproksimacija) 150
§ 6.4. Dviatominės molekulės virpesių-sukimosi spektras. Harmoninio osciliatoriaus aproksimacija 156
§ 6.5. Molekulė yra anharmoninis osciliatorius. Virpesių spektro sandara 162
§ 6.6. Elektroniniai spektrai. Dviatominių molekulių disociacijos energijos nustatymas 169
§ 6.7. Sukimosi spektrai ir griežtos poliatominės molekulės.... 171
§ 6.8. Poliatominių molekulių virpesiai, spektras ir struktūra 175
§ 6.9. Virpesių spektrų panaudojimas molekulių struktūrai nustatyti 180
§ 6.10. Tarpmolekulinės terpės ir agregacijos būsenos sąveikos įtaka virpesių spektrui 183
Trečias skyrius. Cheminė termodinamika
7 skyrius. Bendrosios sąvokos. Pirmasis termodinamikos dėsnis ir jo taikymas 186
§ 7.1. Cheminės termodinamikos dalykas ir uždaviniai 186
§ 7.2. Pagrindinės cheminės termodinamikos sąvokos ir apibrėžimai 188
§ 7.3. Pirmasis termodinamikos dėsnis. Neapvalūs procesai 199
§ 7.4. Šilumos talpa 202
§ 7.5. Temperatūros įtaka šilumos talpai. Temperatūros serija.. 208
§ 7.6. Kristalinės medžiagos šiluminės talpos kvantinė teorija 211
§ 7.7. Dujinės medžiagos šiluminės talpos kvantinė statistinė teorija 215
§ 7.8. šiluminiai efektai. Heso įstatymas 217
§ 7.9. Heso dėsnio taikymas šiluminiams efektams skaičiuoti 220
§ 7.10. Šiluminio poveikio priklausomybė nuo temperatūros. Kirchhoffo lygtis 227
8 skyrius. Antrasis termodinamikos dėsnis ir jo taikymas 235
§ 8.1. Spontaniški ir nesavaiminiai procesai. Antrasis termodinamikos dėsnis 235
§ 8.2. Entropija 236
§ 8.3. Entropijos pokytis nestatiniuose procesuose 239
§ 8.4. Entropijos pokytis kaip kryptingumo ir pusiausvyros kriterijus izoliuotoje „sistemoje 240
§ 8.5. Būdingos funkcijos. Termodinaminiai potencialai 241
§ 8.6. Savaiminio proceso ir pusiausvyros uždarose sistemose galimybės kriterijai 249
§ 8.7. Entropijos pokytis kai kuriuose procesuose 251
§ 8.8. Idealiųjų dujų mišinio Gibso energija. Cheminis potencialas 261
§ 8.9. Bendrosios cheminės pusiausvyros sąlygos 265
§ 8.10. Aktyvių masių dėsnis. Dujų fazės reakcijų pusiausvyros konstanta 266
§ 8.11. Reakcijos izotermos lygtis 271
§ 8.12. Naudojant masės veikimo dėsnį pusiausvyros mišinio sudėčiai apskaičiuoti 273
§ 8.13. Temperatūros įtaka cheminei pusiausvyrai. 282 reakcijos izobaro lygtis
§ 8.14. Integrali Gibso energijos ir pusiausvyros konstantos priklausomybės nuo temperatūros forma 284
§ 8.15. Cheminė pusiausvyra heterogeninėse sistemose 286
9 skyrius. Trečiasis termodinamikos dėsnis ir cheminės pusiausvyros skaičiavimas 289
§ 9.1. Šiluminė Nernsto teorema. Trečiasis termodinamikos dėsnis 289
§ 9.2. Standartinės Gibso energijos ir pusiausvyros konstantos pokyčio apskaičiavimas Temkino metodu – Schwartzman 294
§ 9.3. Standartinės Gibso energijos ir pusiausvyros konstantos pokyčio apskaičiavimas naudojant sumažintos Gibso energijos funkcijas 297
§ 9.4. Adiabatinės reakcijos 299
10 skyrius. Cheminė pusiausvyra realiose sistemose 303
§ 10.1. Dujų fugacity ir fugacity koeficientas 303
§ 10.2. Cheminės pusiausvyros apskaičiavimas realioje dujų sistemoje esant dideliam slėgiui 312
§ 10.3. Cheminės pusiausvyros apskaičiavimas sistemose, kuriose vienu metu vyksta kelios reakcijos 314
11 skyrius. Įvadas į statistinę termodinamiką 320
§ 11.1. Statistinė fizika ir statistinė termodinamika. Makroskopinis ir mikroskopinis sistemos būklės aprašymas 320
§ 11.2. Mikroskopinis būsenos aprašymas klasikinės mechanikos metodu 323
§ 11.3. Mikroskopinis būsenos aprašymas kvantinės mechanikos metodu. Kvantinė statistika 324
§ 11.4. Dviejų tipų vidurkiai (mikrokanoniniai ir kanoniniai vidurkiai) 325
§ 11.5. Ryšys tarp entropijos ir statistinio svorio. Antrojo termodinamikos dėsnio statistinis pobūdis 326
§ 11.6. Termostato sistema. Kanoninis Gibso paskirstymas. 330
§ 11.7. Sistemos būsenų suma ir jos ryšys su energija. Helmholtz 335
§ 11.8. Dalelių būsenų suma 337
§ 11.9. Termodinaminių funkcijų išraiška sistemos būsenų suma 340
§ 11.10. Vienmačių harmoninių osciliatorių sistemos būsenų suma. Monatominės kietosios medžiagos termodinaminės savybės pagal Einšteino teoriją 343
§ 11.11. Boltzmanno kvantinė statistika. Maksvelo molekulinio greičio pasiskirstymo dėsnis 346
§ 11.12. Fermi - Dirac ir Bose - Einstein statistika 352
§ 11.13. Bendrosios formulės termodinaminėms funkcijoms apskaičiuoti pagal molekulinius duomenis 353
§ 11.14 Idealiųjų dujų termodinaminių funkcijų apskaičiavimas, darant prielaidą, kad molekulių sukimasis ir harmoningos vibracijos 357
Ketvirtas skyrius. Sprendimai
12 skyrius. Bendrosios sprendinių charakteristikos 365
§ 12.1. Skiedinių klasifikacija 365
§ 12.2. Tirpalų koncentracija 367
5 12.3. Sprendimų specifika. Tarpmolekulinės ir cheminės sąveikos vaidmuo, tirpimo samprata 368
§ 12.4. Pagrindinės sprendimų teorijos raidos kryptys 372
§ 12.5. Termodinaminės sąlygos tirpalams susidaryti 374
§ 12.6. Dalinės molinės vertės 375
§ 12.7. Pagrindiniai dalinių molinių verčių nustatymo metodai 379
§ 12.8. Dalinės ir santykinės dalinės molinės entalpijos 381
§ 12.9. Tirpimo ir praskiedimo šilumai 382
§ 12.10. Idealių skystų tirpalų termodinaminės savybės 386
§ 12.11.3 Raoult įstatymas 390
§ 12.12. Idealaus tirpalo virimo temperatūra 392
§ 12.13. Idealaus sprendimo užšalimo temperatūra 395
§ 12.14.0 idealaus tirpalo smosinis slėgis 397
§ 12.15 Neidealūs sprendimai 400
§ 12.16. Itin praskiesti įprasti ir aterminiai tirpalai 402
§ 12.17. Veikla. Aktyvumo koeficientas. Standartinė būsena 404
§ 12.18.0smosinis koeficientas 407
§ 12.19.Veiklos nustatymo metodai 409
§ 12.20.Aktyvumo ir aktyvumo koeficiento ryšys su tirpalo termodinaminėmis savybėmis ir perteklinėmis termodinaminėmis funkcijomis 412
Penkta dalis. Fazių pusiausvyra
13 skyrius. Fazių pusiausvyros termodinaminė teorija 415
§ 13.1. Pagrindinės sąvokos 415
§ 13.2. Fazių pusiausvyros sąlygos 418
§ 13.3. Gibbso fazės taisyklė 419
14 skyrius Vieno komponento sistemos 421
§ 14.1. Gibso fazės taisyklės taikymas vieno komponento sistemoms 421
§ 14.2. Pirmojo ir antrojo tipo fazių perėjimai 422
§ 14.3. Klapeirono – Klausijaus 425 lygtis
§ 14.4. Sočiųjų garų slėgis 423
§ 14.5. Vienkomponenčių sistemų būsenų diagramos 429
§ 14.6. Anglies dioksido būsenos diagrama 431
§ 14.7. 432 vandens būklės diagrama
§ 14.8. Sieros būsenos diagrama 433
§ 14.9. Enantiotropiniai ir monotropiniai fazių perėjimai 435
15 skyrius. Dviejų komponentų sistemos 436
§ 15.1. Fizikinės ir cheminės analizės metodas 436
§ 15.2. Gibso fazės taisyklės taikymas dviejų komponentų sistemoms 437
§ 15.3. Pusiausvyros dujos – skystas tirpalas dviejų komponentų sistemose 438
§ 15.4. Pusiausvyros skystis – skystis dviejų komponentų sistemose 442
§ 15.5. Pusiausvyros garai – skystas tirpalas dviejų komponentų sistemose 444
§ 15.6. Tirpalo distiliavimo fizinės ir cheminės bazės 453
§ 15.7. Pusiausvyros kristalai – skystas tirpalas dvikomponentėse sistemose 457
§ 15.8. Pusiausvyros skystis – dujos ir kristalai – dujos (garai) dviejų komponentų sistemose 476
§ 15-9. Būsenos diagramos skaičiavimai 476
16 skyrius. Trijų komponentų sistemos 482
§ 16.1. Gibso fazės taisyklės taikymas trijų komponentų sistemoms 482
§ 16.2. Grafinis trijų komponentų sistemos kompozicijos vaizdavimas 482
§ 16.3. Pusiausvyros kristalai – skystas tirpalas trijų komponentų sistemose 484
§ 16.4. Pusiausvyros skystis – skystis trijų komponentų sistemose 489
§ 16.5. Tirpiosios medžiagos pasiskirstymas tarp dviejų skystų fazių. Ištraukimas 491
495 priedas
Rodyklė 497

TURINYS 2 knyga.
3 pratarmė
Šeštas skyrius. Elektrochemija
17 skyrius. Tirpalai, elektrolitai 4
§ 17.1. 4 elektrochemijos dalykas
§ 17.2. Elektrolitų tirpalų specifiškumas 5
§ 17.3. Elektrolitinė disociacija 6 tirpale
§ 17.4. Vidutinis joninis aktyvumas ir aktyvumo koeficientas 10
§ 17.5. Pagrindinės stiprių elektrolitų elektrostatinės teorijos koncepcijos Debye ir Hückel 13
§ 17.6. Pagrindinės jonų asociacijos teorijos sampratos 22
§ 17.7. Termodinaminės jonų savybės 24
§ 17.8. Joninės solvatacijos termodinamika 28
18 skyrius. Nepusiausvyros reiškiniai elektrolituose. Elektrolitų elektrinis laidumas 30
§ 18.1. Pagrindinės sąvokos. Faradėjaus dėsniai 30
§ 18.2. Jonų judėjimas elektriniame lauke. Jonų transportavimo numeriai. 32
§ 18.3. Elektrolitų elektrinis laidumas. Elektros laidumas 37
§ 18.4. Elektrolitų elektrinis laidumas. Molinis elektros laidumas 39
§ 18.5. Vandenio ir hidroksido jonų molinis elektrinis laidumas 43
§ 18.6. Nevandeninių tirpalų elektrinis laidumas 44
§ 18.7. Kietųjų ir išlydytų elektrolitų elektros laidumas 46
§ 18.8. Konduktometrija 47
19 skyrius. Pusiausvyros elektrodų procesai 49
§ 19.1. Pagrindinės sąvokos 49
§ 19.2. Elektrocheminės sistemos EML. Elektrodo potencialas 51
§ 19.3. Galimo šuolio atsiradimas tirpalo ir metalo sąsajoje 53
§ 19.4. Difuzijos potencialas 55
§ 19.5. Elektrinio dvigubo sluoksnio struktūra tirpalo ir metalo sąsajoje 56
§ 19.6. Grįžtamųjų elektrocheminių sistemų termodinamika 60
§ 19.7. Apverčiamųjų elektrodų klasifikacija 64
§ 19.8. Elektrodų potencialai nevandeniniuose tirpaluose 74
§ 19.9. Elektrocheminės grandinės 75
§ 19.10. Elektrocheminių sistemų teorijos taikymas tiriant pusiausvyrą tirpaluose 82
§ 19.11. Potenciometrija 85
Septintoji dalis. Cheminių reakcijų kinetika
20 skyrius. Cheminės kinetikos dėsniai 93
§ 20.1. Bendrosios sąvokos ir apibrėžimai 93
§ 20.2. Cheminės reakcijos greitis 95
§ 20.3. Masinių veiksmų dėsnis ir reakcijų nepriklausomumo principas 101
21 skyrius. Cheminių reakcijų kinetika uždarose sistemose. 105
§ 21.1. Vienašalės pirmosios eilės reakcijos 105
§ 21.2. Vienašalės antrosios eilės reakcijos 109
§ 21.3. Vienpusės n-osios eilės reakcijos 111
§ 21.4. Reakcijos eilės nustatymo metodai 112
§ 21.5. Pirmosios eilės dvišalės reakcijos 113
§ 21.6. Dvišalės antros eilės reakcijos 116
§ 21.T. Lygiagrečios vienpusės reakcijos 117
§ 21.8. Vienašalės nuoseklios reakcijos 119
§ 21.9. Kvazistacionarios koncentracijos metodas 125
22 skyrius. Reakcijų kinetika atvirose sistemose 127
§ 22.1. Reakcijos kinetika puikiai sumaišytame reaktoriuje 127
§ 22.2. Reakcijos kinetika kamščių srauto reaktoriuje 129
23 skyrius. Cheminės sąveikos elementariojo akto teorija 133
§ 23.1. 133 elementarus cheminis aktas
§ 23.2. Aktyvių susidūrimų teorija 137
§ 23.3. Aktyvuoto komplekso teorija 141
§ 23.4. Preeksponentinis koeficientas Arrhenijaus lygtyje pagal pereinamosios būsenos teoriją 154
§ 23.5. MO simetrija ir cheminių reakcijų aktyvacijos energija 159
24 skyrius. Reakcijų kinetika tirpaluose, grandininės ir fotocheminės reakcijos 166
§ 24.1. Reakcijų kinetikos ypatumai tirpaluose 166
§ 24.2. Terpės įtaka reakcijos greičio konstantai 170
§ 24.3. Joninių reakcijų kinetika tirpaluose 178
§ 24.4. Grandininės reakcijos 181
§ 24.5. Fotocheminės reakcijos 189
25 skyrius. Elektrodų procesų kinetika 196
§ 25.1. Elektrocheminės reakcijos greitis. mainų srovė 196
§ 25.2. Elektrodo poliarizacija 197
§ 25.3. Difuzijos viršįtampis 199
§ 25.4. Elektrocheminis viršįtampis 205
§ 25.5. Kiti viršįtampio tipai 210
5 25.6. Temperatūros-kinetinis metodas poliarizacijos pobūdžiui nustatyti elektrocheminiuose procesuose 211
§ 25.7. Viršįtampa elektrolitinio vandenilio išsiskyrimo metu 213
§ 25.8. Elektrolizė. Skilimo įtampa 217
§ 25.9. Poliarizacijos reiškiniai cheminiuose elektros srovės šaltiniuose 220
§ 25.10. Elektrocheminė metalų korozija. metalų pasyvumas. Apsaugos nuo korozijos metodai 222
Aštuntas skyrius. Katalizė
26 skyrius. Katalizinio veikimo principai 228
§ 26.1. Pagrindinės sąvokos ir apibrėžimai 228
§ 26.2. Katalizinių reakcijų kinetikos ypatumai 232
§ 26.3. Katalizinių reakcijų aktyvavimo energija 237
§ 26.4. Reagentų sąveika su katalizatoriumi ir katalizinio veikimo principai 241
27 skyrius. Homogeninė katalizė 245
§ 27.1. Rūgščių-šarmų katalizė 246
§ 27.2. Redokso katalizė 255
§ 27.3. Fermentinė katalizė 260
§ 27.4. Autokatalizė, slopinimas ir periodinės katalizinės reakcijos 266
§ 27.5. Taikymas pramonėje ir vienalytės katalizės kūrimo perspektyvos 271
28 skyrius. Heterogeninė katalizė. 273
§ 28.1. Heterogeninių katalizatorių paviršiaus struktūra 273
§ 28.2. Adsorbcija kaip heterogeninių katalizinių reakcijų etapas 277
§ 28.3. Heterogeninių katalizinių reakcijų mechanizmas 282
§ 28.4. Heterogeninių katalizinių reakcijų kinetika ant vienodai prieinamo paviršiaus 285
§ 28.5. Heterogeninių katalizinių procesų makrokinetika 292
§ 28.6. Heterogeninės katalizės taikymas pramonėje 300
Literatūra 303
305 priedas
Rodyklė 312
Turinys 316

7. Cheminių reakcijų šiluminio poveikio priklausomybė nuo temperatūros. Kirhoffo lygtis. Reakcijos nustatymas nestandartinėje temperatūroje.

9. Idealiųjų dujų plėtimosi darbas adiabatiniame procese. Išveskite adiabatines lygtis.

11. II termodinamikos dėsnis grįžtamiems ir negrįžtamiems procesams. Entropijos savybės.

12. Entropijos kitimo skaičiavimas įvairiems fizikiniams ir cheminiams procesams: kaitinimui, faziniams virsmams, idealių dujų maišymui, izobariniams, izoterminiams, izochoriniams procesams.

13. Reakcijos entropijos kitimo standartinėje ir nestandartinėje temperatūroje apskaičiavimas (reakcijų su neorganinėmis medžiagomis pavyzdžiu)

14. Izochorinis-izoterminis potencialas, jo savybės, taikymas kaip proceso krypties kriterijus.

15. Izobarinis-izoentropinis potencialas, jo savybės, taikymas kaip proceso krypties kriterijus.

16) Izobarinis-izoterminis potencialas, jo savybės, taikymas kaip proceso krypties kriterijus

17. Izochorinis-izentropinis potencialas, jo savybės, taikymas kaip proceso krypties kriterijus.

17. Izochorinis-izentropinis potencialas, jo savybės, taikymas kaip proceso krypties kriterijus.

18) Gibbso-Helmholtzo lygtis. Reakcijos Gibso energijos pokyčio nestandartinėje temperatūroje nustatymas.

19) Cheminis potencialas, apibrėžimas, pusiausvyros sąlygos atvirose sistemose. Idealiųjų ir realių sistemų (dujų, tirpalų) cheminis potencialas.

20) Cheminė pusiausvyra, cheminės reakcijos izoterminės lygties išvedimas. Reakcijų pusiausvyros konstantos standartinės reikšmės nustatymas.

23) Temperatūros įtaka pusiausvyros konstantai, van't Hoff izobaro lygties išvedimas. Le Chatelier principas.

25) Šilumos apskaičiavimas.Ef x.R. Remiantis Van't Hoff izobaru (apskaičiuota ir grafikas. Metodai).

26) Šilumos apskaičiavimas.Ef x.R. Remiantis van't Hoff izochora (apskaičiuota ir grafikas. Metodai).

27) Fazių pusiausvyra yra pagrindiniai apibrėžimai:

28) Vieno kambario sistemos 2 fazių in-va skaičiaus pusiausvyra.

29) Šilumos poravimosi nustatymas skaičiavimo ir grafiniais metodais, remiantis Clausius-Clapeyron lygtimi.

30) Heterogeninė pusiausvyra. dvejetainės sistemos. Raoult dėsniai. Konovalovo įstatymai.

31) Pagrindinės cheminės kinetikos sąvokos: greitis, reakcijos mechanizmas.

32) Pagrindinis cheminės kinetikos postulatas. Homogeninės, nevienalytės reakcijos. Reakcijos tvarka ir molekuliškumas, jų atskyrimas.

33) Koncentracijos įtaka cheminės reakcijos greičiui. Fizinė reikšmė, greičio konstantos matmuo.

34) Negrįžtamų pirmos eilės reakcijų uždarose sistemose kinetinė analizė.

35) Negrįžtamų antros eilės reakcijų uždarose sistemose kinetinė analizė.

36) Negrįžtamų nulinės eilės reakcijų uždarose sistemose kinetinė analizė.

37) 3 eilės reakcijos

41. Temperatūros įtaka cheminės reakcijos greičiui, van't Hoffo taisyklė, Arrhenijaus dėsnis.

42. Aktyvinimo energija, jos fizinė reikšmė. Aktyvinimo energijos nustatymo metodai.

43. Katalizė, pagrindinės katalizatoriaus savybės

44. Biogeninės katalizinės reakcijos. Homogeninės katalizinės reakcijos kinetinė analizė.

45. Elektrochemija, elektrocheminių reakcijų ypatumai.

48. Debye-Hückel teorijos aproksimacijos, jų taikymo koncentracijos ribos.

49) Elektrolitinės disociacijos teorijos pagrindai

50) Pagrindiniai ted Arrhenius privalumai ir trūkumai. Kristalinės gardelės energija, tirpimo energija.

51) Buferinių tirpalų savybės, jų pH, buferinės talpos nustatymas, diagrama.

52) Hidrato susidarymo pH ir metalo hidroksidų tirpumo produkto nustatymas.

53. Elektrolitų tirpalų elektrinis laidumas, priklausomybė nuo temperatūros ir koncentracijos.

54. Molinis elektros laidumas. Kohlrauscho dėsnis. Molinio elektrinio laidumo nustatymas be galo praskiedus stipriųjų ir elektrolitų tirpalus.

55. Molinis elektros laidumas. Temperatūros ir koncentracijos įtaka stiprių ir silpnų elektrolitų tirpalų moliniam elektriniam laidumui.

56. Elektrolizė, elektrolizės dėsniai. Vandeninių druskų tirpalų elektrolizė su inertiniu anodu (pateikite pavyzdį).

57. Elektrodų potencialų standartinės vertės nustatymas. Nernsto lygtis, skirta grandinių emf nustatyti.

58. Elektrodų klasifikacija, elektrodų ir grandinių registravimo taisyklės.

59. Cheminės grandinės (galvaninis elementas), jų klasifikacija.

60. Galvaninis elementas. Galvaninio elemento termodinamika.

1. Fizikinė chemija: tikslas, uždaviniai, tyrimo metodai. Pagrindinės fizikinės chemijos sąvokos.

Fizik. chemija - mokslas apie cheminių procesų ir chemijos dėsnius. reiškinius.

Fizikinės chemijos dalykas chemijos paaiškinimas. reiškiniai, pagrįsti bendresniais fizikos dėsniais. Fizikinė chemija nagrinėja dvi pagrindines problemų grupes:

1. Medžiagos ir ją sudarančių dalelių struktūros ir savybių tyrimas;

2. Medžiagų sąveikos procesų tyrimas.

Fizikinės chemijos tikslas yra ištirti ryšį tarp m / y cheminių ir fizikinių reiškinių. Žinios apie tokius ryšius būtinos, norint giliau ištirti gamtoje vykstančias ir technologijose naudojamas chemines reakcijas. procesus, kontroliuoti reakcijos gylį ir kryptį. Pagrindinis fizinės chemijos disciplinos tikslas yra bendrųjų cheminių medžiagų santykių ir modelių tyrimas. procesai, pagrįsti pagrindiniais fizikos principais. Fizikinė chemija taiko fizinę. cheminių reiškinių teorijos ir metodai.

Jame paaiškinama, KODĖL ir KAIP vyksta medžiagų virsmai: chem. reakcijos ir faziniai virsmai. KODĖL – cheminė termodinamika. AS – cheminė kinetika.

Pagrindinės fizikinės chemijos sąvokos

Pagrindinis chemijos objektas. termodinamika yra termodinaminė sistema. Termodinaminis sistema - bet koks kūnas arba kūnų rinkinys, galintis keistis energija ir medžiaga su savimi ir su kitais kūnais. Sistemos skirstomos į atviras, uždaras ir izoliuotas. atviras ir aš - termodinaminė sistema keičiasi su išorine aplinka tiek viduje, tiek energija. Uždaryta ir aš - sistema, kurioje nėra medžiagų mainų su aplinka, tačiau ji gali keistis energija su ja. izoliuotas ir aš -sistemos tūris išlieka pastovus ir iš jos atimama galimybė keistis su aplinka ir energija bei in-tija.

Sistema gali būti vienarūšis (homogeniškas) arba nevienalytis (heterogeninis ). Fazė - tai yra sistemos dalis, kuri, nesant išorinio jėgos lauko, visuose taškuose yra vienodos sudėties ir vienodos termodinaminės. St. you ir atskirtas nuo kitų sistemos dalių sąsaja. Fazė visada yra vienalytė, t.y. vienalytė, todėl vienfazė sistema vadinama vienalyte. Sistema, susidedanti iš kelių fazių, vadinama nevienalyte.

Sistemos savybės skirstomos į dvi grupes: platus ir intensyvus.

Termodinamikoje vartojamos pusiausvyros ir grįžtamųjų procesų sąvokos. pusiausvyra yra procesas, einantis per nuolatinę pusiausvyros būsenų seką. Grįžtamasis termodinaminis procesas yra procesas, kuris gali būti vykdomas atvirkščiai, nepaliekant jokių sistemos ir aplinkos pokyčių.

2. I-asis termodinamikos dėsnis. Vidinė energija, šiluma, darbas.

Pirmasis termodinamikos dėsnis tiesiogiai susiję su energijos tvermės dėsniu. Remiantis šiuo dėsniu, išplaukia, kad bet kurioje izoliuotoje sistemoje energijos tiekimas išlieka pastovus. Kita pirmojo termodinamikos dėsnio formuluotė išplaukia iš energijos tvermės dėsnio – tai, kad neįmanoma sukurti pirmos rūšies amžinojo varymo mašinos (perpetuum mobile), kuri atliktų darbą neeikvodama tam energijos. Sudėtis, ypač svarbi cheminei termodinamikai,

Pirmasis principas – jo išraiška per vidinės energijos sampratą: vidinė energija yra būsenos funkcija, t.y. jo kitimas nepriklauso nuo proceso kelio, o priklauso tik nuo pradinės ir galutinės sistemos būsenos. Sistemos vidinės energijos pokytis  U gali atsirasti dėl šilumos mainų K ir dirbti W su aplinka. Tada iš energijos tvermės dėsnio išplaukia, kad sistemos iš išorės gaunama šiluma Q išleidžiama vidinės energijos ΔU prieaugiui ir sistemos atliekamam darbui W, t.y. Q=Δ U+W. Duota adresu lygiavimas yra

pirmojo termodinamikos dėsnio matematinė išraiška.

aštermodinamikos pradžia jo formuluotė:

bet kurioje izoliuotoje sistemoje energijos tiekimas išlieka pastovus;

skirtingos energijos formos pereina viena į kitą griežtai lygiaverčiais kiekiais;

amžinasis variklis (perpetuum mobilusis) pirmos rūšies neįmanoma;

vidinė energija yra būsenos funkcija, t.y. jo kitimas nepriklauso nuo proceso kelio, o priklauso tik nuo pradinės ir galutinės sistemos būsenos.

analitinė išraiška: K = D U + W ; be galo mažam kiekių pokyčiui d K = dU + d W .

1-asis termodinamikos dėsnis nustato santykį. m / y šilumos Q, darbas A ir keisti tarpt. sistemos energija ΔU. Keisti tarpt. Sistemos energija yra lygi šilumos kiekiui, perduodamam sistemai, atėmus sistemos atliekamą darbą prieš išorines jėgas.

Lygtis (I.1) – 1-ojo termodinamikos dėsnio matematinis žymėjimas, lygtis (I.2) – be galo mažam komp. sistemos.

Tarpt. energetinės būsenos funkcija; tai reiškia, kad change-e ext. energija ΔU nepriklauso nuo sistemos perėjimo kelio iš būsenos 1 į būseną 2 ir yra lygi skirtumui tarp ext reikšmių. energijos U2 ir U1 šiose būsenose: (I.3)

Tarpt. Sistemos energija yra sąveikos potencialios energijos suma. visos kūno dalelės m / y ir jų judėjimo kinetinė energija (neatsižvelgiant į visos sistemos kinetinę ir potencialią energiją). Tarpt. sistemos energija priklauso nuo salos pobūdžio, jos masės ir nuo sistemos būklės parametrų. Ji yra amžiaus. didėjant sistemos masei, nes tai yra plati sistemos savybė. Tarpt. energija žymima raide U ir išreiškiama džauliais (J). Bendru atveju sistemai, kurios kiekis yra 1 mol. Tarpt. energijos, kaip ir bet kuri termodinaminė. St. sistemoje, yavl-Xia funkcijos komp. Tiesiogiai eksperimente, keičiasi tik vidinis energijos. Štai kodėl skaičiavimuose jie visada veikia su jo pokyčiu U2 –U1 = U.

Visi vidiniai pakeitimai energijos skirstomos į dvi grupes. 1-ajai grupei priklauso tik 1-oji judėjimo perėjimo forma chaotiškais dviejų gretimų kūnų molekulių susidūrimai, t.y. laidumu (o kartu ir spinduliavimu). Tokiu būdu perduodamo judesio matas yra šiluma. koncepcija šiluma susijęs su daugybės dalelių – atomų, molekulių, jonų – elgesiu. Jie yra nuolat chaotiškame (šiluminiame) judėjime. Šiluma yra energijos perdavimo forma. Antrasis energijos mainų būdas yra Darbas.Šis energijos apykaita vyksta dėl sistemos atliekamo veiksmo arba jai atliekamo veiksmo. Paprastai darbas žymimas simboliu W. Darbas, kaip ir šiluma, nėra sistemos būsenos funkcija, todėl be galo mažą darbą atitinkanti reikšmė žymima dalinės išvestinės simboliu - W.