Trimiteți-vă munca bună în baza de cunoștințe este simplu. Utilizați formularul de mai jos
Studenții, studenții absolvenți, tinerii oameni de știință care folosesc baza de cunoștințe în studiile și munca lor vă vor fi foarte recunoscători.
Postat pe http://www.allbest.ru/
Instituţia bugetară de învăţământ secundar profesional
Okrug-Ugra autonom Khanty-Mansi
„Colegiul Profesional Sovietic”
Note de bază ale cursului
la disciplina academica: "EN.03 Chimie"
specialitatea: „260502 Tehnologia produselor de alimentație publică”
„Chimie fizică și coloidală”
adnotare
Compilat de: Ivanova L.V.
Recenzători:
Polyanskaya T.V., profesor de discipline naturale al Instituției Federale de Învățământ de Stat de Învățământ Profesional Secundar „OKTES”;
Chudnovskaya V.G., profesor, președinte al comisiei de predare a disciplinelor chimice.
Notele de curs de bază au fost întocmite în conformitate cu cerințele Standardului Educațional de Stat Federal (FSES) pentru învățământul profesional secundar la un conținut minim la disciplina „EN.03 Chimie” pentru formarea specialiștilor de nivel mediu: „260807 Tehnologie a produselor de alimentație publică”.
Lucrul cu note de referință facilitează tranziția de la percepția descriptivă obișnuită a datelor fizico-chimice la reprezentările cantitative, de ex. conduce la o înțelegere profundă și corectă a acestora și, în consecință, la predictibilitatea proceselor aflate în desfășurare în sistemele coloidale și alte sisteme. Acest lucru ajută la dezvoltarea profesională, folosind bazele științifice ale chimiei fizice și coloidale, abordări ale tehnologiei de producere, depozitare și prelucrare a produselor alimentare.
Manualul este destinat organizării muncii la clasă și extrașcolare a elevilor la disciplina „EN.03 Chimie” (secțiunea 1 „Chimie fizică”, secțiunea 3 „Chimie coloidă”).
Introducere
Secțiunea 1. Chimie fizică
1.1 Concepte de bază și legile termodinamicii. Termochimie
1.1.1 Concepte de bază ale termodinamicii
1.1.2 Prima lege a termodinamicii
1.1.3 Termochimie
1.1.4 A doua lege a termodinamicii
1.2 Stări agregate ale substanțelor, caracteristicile acestora
1.2.1 Caracteristicile stării gazoase a unei substanțe
1.2.2 Caracteristicile stării lichide a unei substanțe
1.2.3 Caracteristicile stării solide a materiei
1.3 Cinetică chimică și cataliză. Echilibru chimic
1.3.1 Viteza de reacție chimică
1.3.2 Cataliza și catalizatori
1.3.3 Echilibrul chimic
1.4 Proprietăţile soluţiilor
1.4.1 Caracteristicile generale ale soluțiilor
1.4.2 Soluții ale gazelor în lichide
1.4.3 Solubilitatea reciprocă a lichidelor
1.4.4 Soluții de solide în lichide
1.4.5 Difuzia și osmoza în soluții
1.4.6 Presiunea vaporilor saturați deasupra soluției
1.4.7 Înghețarea și fierberea soluțiilor
1.4.8 Proprietăţile soluţiilor electrolitice
1.5 Fenomene de suprafață. Adsorbţie
1.5.1 Adsorbția, tipurile sale
1.5.2 Adsorbția la interfața soluție-gaz
1.5.3 Adsorbția schimbătoare de ioni
Secțiunea 2. Chimie coloidală
2.1 Subiect de chimie coloidală. Sisteme dispersate
2.1.1 Caracteristicile generale ale sistemelor disperse
2.1.2 Clasificarea sistemelor dispersate
2.2 Soluții coloidale
2.2.1 Metode de obţinere
2.2.2 Structura unei particule coloidale
2.2.3 Proprietăţile soluţiilor coloidale
2.3 Sisteme grosiere
2.3.2 Suspensii
2.3.3 Emulsii
2.3.4 Aerosoli
2.4 Modificări fizico-chimice ale substanțelor organice ale produselor alimentare
2.4.1 Proteinele, structura lor chimică și compoziția aminoacizilor
2.4.2 Glucide - polizaharide cu greutate moleculară mare
2.4.4 Jeleuri
Bibliografie
Introducere
Chimie Fizica este o știință care studiază relația dintre proprietățile chimice și fizice ale substanțelor, fenomenele și procesele chimice și fizice.
Numai pe baza legilor chimiei fizice pot fi înțelese și realizate procese precum evaporarea, cristalizarea, uscarea, sublimarea, separarea, distilarea, extracția și dizolvarea, frecvente în diferite ramuri ale industriei alimentare. Fără cunoașterea metodelor de chimie fizică, controlul tehnologic al producției de alimente este imposibil: determinarea umidității, acidității, conținutului de zaharuri, proteine, grăsimi, vitamine etc.
Fondatorul chimiei fizice este M.V. Lomonosov. El în 1752-1754. a fost primul om de știință care a predat studenților un curs de chimie fizică. Cursul a fost însoțit de demonstrații de experimente și lucrări de laborator. Lomonosov a fost primul care a propus termenul de „chimie fizică” și a dat acestei discipline științifice următoarea definiție: „Chimia fizică este o știință care explică, pe baza principiilor și experimentelor fizicii, ceea ce se întâmplă în corpurile mixte în timpul operațiilor chimice. ” Astfel, M.V. Lomonosov a considerat chimia fizică ca o știință menită să ofere o explicație fizică a esenței proceselor chimice.
M.V. Lomonosov a scris primul manual din lume de chimie fizică. Descoperirea de către marele om de știință a legii conservării materiei și energiei, doctrina existenței zeroului absolut, teoria cinetică a gazelor și o serie de lucrări privind studiul soluțiilor au stat la baza chimiei fizice emergente și a contribuit la formarea sa într-o știință independentă. Perioada de separare într-o știință separată a durat mai mult de 100 de ani. În acest timp, niciunul dintre oamenii de știință nu a predat un curs de chimie fizică.
Una dintre ramurile chimiei fizice care a devenit o știință independentă este chimia coloidală.
Chimia coloidului este o știință care studiază proprietățile sistemelor eterogene foarte dispersate și ale soluțiilor polimerilor.
Procese culinare: coagularea proteinelor (în timpul tratamentului termic al cărnii, peștelui, ouălor etc.), obținerea de emulsii stabile (multe sosuri), spume (frișcă pentru frișcă, proteine, mousse), jeleuri de învechire (întărirea pâinii, separarea lichidului de jeleu, jeleu etc.), adsorbția (clarificarea bulionului) - aparțin proceselor coloidale. Ele formează baza întregii producții alimentare.
Legile chimiei fizice și coloidale stau la baza măsurilor de protecție a mediului. De regulă, apele uzate și fumul de la coșurile fabricii sunt, de asemenea, sisteme coloidale. Metodele de distrugere a acestor sisteme coloidale se bazează pe legile chimiei coloidale fizice.
Secțiunea 1. Chimie fizică
1. 1 De bazăconcepte și legile termodinamicii. TermenOchimie
1.1.1 Concepte de bază ale termodinamicii
Termodinamica- o știință care studiază legile generale ale transformării reciproce a energiei de la o formă la alta.
Termodinamica chimica cuantifică efectele termice ale diferitelor procese, clarifică posibilitatea fundamentală a curgerii spontane a reacțiilor chimice și condițiile în care reacțiile chimice pot fi în stare de echilibru.
Obiectul de studiu în termodinamică este sistem- un corp sau un grup de corpuri separat efectiv sau mental de mediu. Un sistem poate fi numit un cristal mineral, o soluție de orice substanță în orice recipient, un gaz într-un cilindru etc.
Sistemul este numit termodinamic, dacă căldura și materia pot fi schimbate între corpurile care o alcătuiesc și dacă sistemul este descris în întregime prin parametrii termodinamici.
Tipuri de sisteme (în funcție de natura interacțiunii cu mediul)
|
Deschis |
Închis |
Izolat |
|
|
Schimbă energie și materie cu mediul. |
Nu poate face schimb de materie cu mediul înconjurător, dar poate face schimb de energie și poate lucra cu el. |
Nu face schimb de materie și energie cu mediul extern. Transferul de căldură, transformările reciproce ale energiei și egalizarea concentrațiilor pot avea loc în cadrul sistemului, dar energia internă a sistemului rămâne constantă. |
|
|
Un balon deschis care conține o soluție din care se poate evapora solventul și care poate fi încălzită și răcită. |
Un balon bine închis care conține o substanță. |
Reacția are loc în termostat. |
Sistemul poate fi omogen- constă dintr-o fază (aer, cristal, sare) și eterogen- constă din mai multe faze (gheață-apă, apă-benzen).
Fază-parte a unui sistem eterogen, separat prin interfețe și caracterizat prin aceleași proprietăți fizice în toate punctele sale.
Mediu inconjurator- acesta este tot ceea ce este în contact direct sau indirect cu sistemul. Este în general acceptat că mediul este atât de mare încât eliberarea sau dobândirea de căldură de către acesta nu îi modifică temperatura.
Starea unui sistem termodinamic este determinată de masă, volum, presiune, compoziție, capacitate termică și alte caracteristici, care se numesc parametrii constaueunia.
Dacă parametrii de stare a sistemului nu se modifică în timp, atunci se ia în considerare o astfel de stare echilibru. Într-un sistem termodinamic de echilibru, parametrii de stare sunt interconectați prin anumite ecuații matematice - ecuații de stare (de exemplu, ecuația Clayperon-Mendeleev pentru starea unui gaz ideal).
Se numesc parametrii care pot fi măsurați direct principalii parametri de stare. Parametrii de stare care nu pot fi măsurați direct (energie internă, entalpie, entropie, potențiale termodinamice) sunt considerați ca funcţiile parametrilor principaliTşanţ de stat.
Termodinamiceprocess-modificări ale parametrilor de stare a sistemului:
izotermic (T=const);
· izobar (P=const);
· izocoric (V=const).
Toate corpurile din natură, indiferent de starea lor de agregare, au o anumită rezervă energie interna.
Energia constă din energia cinetică a moleculelor, inclusiv energia mișcării de translație și rotație, energia mișcării atomilor în molecule, electronii în atomi, energia intranucleară, energia de interacțiune a particulelor între ele etc. Energia cinetică și potențială a corpului în sine nu este inclusă în energia internă. Energia internă este o funcție de stare. Valoarea absolută a energiei interne nu poate fi determinată, se poate măsura doar modificarea energiei interne (U). Modificarea energiei interne nu depinde de calea de tranziție, ci depinde doar de starea inițială și finală a sistemului.
Căldură (Q)(sau efectul termic al unui proces) este o caracteristică cantitativă a energiei pe care un sistem o primește (o dă) de la mediu în timpul unui proces dat. Căldura este o formă de transfer de energie, realizată prin modificarea energiei cinetice a mișcării termice (haotice) a particulelor (atomi, molecule). Dacă un proces este însoțit de transferul de energie din mediu în sistem, se numește endotermic, in caz contrar - exotermic. Orice reacție exotermă în direcția înainte devine endotermă dacă merge în direcția opusă și invers.
Lucru (A), realizată de sistem, este cauzată de interacțiunea sistemului cu mediul extern, în urma căreia forțele externe sunt depășite, adică. munca este una dintre formele de schimb de energie cu mediul și servește ca o caracteristică cantitativă a energiei transferate, iar transferul de energie se realizează prin mișcarea ordonată (organizată) a moleculelor sub influența unei anumite forțe.
1.1. 2 Prima lege a termodinamicii
Aceasta este o lege universală a naturii, legea conservării și transformării energiei, corespunzătoare poziției de bază a materialismului dialectic despre eternitatea și indestructibilitatea mișcării. Această lege a fost formulată pentru prima dată în 1842 de remarcabilul fizician german J. Meyer.
Energia nu dispare și nu ia naștere din nimic, ci doar se transformă de la un tip la altul în proporții strict echivalente.
În funcție de tipul de sistem, prima lege a termodinamicii are formulări diferite.
Pentru un sistem închis, această lege a termodinamicii stabilește o legătură între căldura primită sau eliberată de sistem într-un anumit proces, modificarea energiei interne a sistemului și munca efectuată.
Într-un sistem izolat, energia internăRgia este constantă, adică. U=0.
Dacă căldura Q este furnizată unui sistem închis, atunci această energie este consumatăOmufă pentru a crește energia internă a sistemului U si sa comite siCutema muncii A versus exteriorwforțele de mediu:
În condiții izobaric-izoterme în care funcționează organismele vii:
unde: p - presiunea externă,
V este modificarea volumului sistemului.
Să înlocuim (1.2) în (1.1).
Qр = U+рV = (U final - U start) + (рV final - рV start) = (U final + рV final) - (U final + рV start) (1.3)
Se numește suma energiei interne a sistemului și produsul volumului și presiunii (U+рV). entalpie (N) -functie termodinamica de caracterizare a starii energetice a sistemului in conditii izobar-izoterme. Prin urmare:
Enthalpia- aceasta este suma tuturor tipurilor de energie concentrată într-un sistem dat, inclusiv energia mecanică a particulelor, care se poate manifesta sub formă de lucru în timpul expansiunii. Reacțiile chimice și procesele fizice și chimice pot avea loc cu eliberarea și absorbția de energie. Ele sunt împărțite în exoterme și endoterme.
Procesele în care se eliberează căldură se numesc exotermicȘi,procese care au loc cu absorbția de căldură - endotermicedegresare.
În procesele exoterme, entalpia scade (începerea H cu H), prin urmare:
DH = (H end - H start);
În procesele endoterme, entalpia crește (începerea H cu H), prin urmare:
DH = (H end - H start) 0,
Entalpia sistemului depinde de presiune, temperatură și cantitatea de substanță.
În condiții izobar-izoterme, cantitatea de căldură care este eliberată sau absorbită în timpul unei reacții chimice este caracterizată printr-o modificare a entalpiei și se numește entalpia de reacție N. Modificarea entalpiei unei reacții determinată în condiții standard se numește entalpia standard a unei reacții și se notează H 0.
Entalpia reacției, adică efectul termic al reacției depinde numai de natura și starea substanțelor inițiale și a produselor finite și nu este dependentȘistai de pe potecă, de-a lungul spreOfaţă de care are loc reacţia.
Conditii standard:
· cantitate de substanță 1 mol;
· presiune 760 mm. rt. Artă. sau 101,325 kPa;
· temperatura 298 0 K sau 25 0 C.
1.1. 3 Termochimie
Chimic ecuația, care specifică entalpia (sau căldura) unei reacții, se numește termochimic.
Ecuațiile termochimice sunt folosite în termochimie. Termochimia determină efectele termice ale unei reacții chimice și tranzițiile de la o stare la alta. Ecuația termochimică diferă de cea chimică prin aceea că în ecuațiile termochimice sunt indicate valoarea absolută și semnul efectului termic al reacției, care se referă la un mol din substanța originală sau rezultată, prin urmare coeficienții stoichiometrici din ecuațiile termochimice pot fi fracționat. În ecuațiile termochimice se notează și starea de agregare și forma cristalină.
Entalpia unei reacții poate fi determinată atât experimental, cât și prin calcul folosind entalpiile de formare a substanțelor care participă la o reacție chimică pe baza legea lui Hess(1840):
În calculele termochimice, consecințele legii lui Hess sunt de mare importanță:
1 consecinta. Entalpia reacției este egală cu diferența dintre suma algebrică a entalpiilor de formare a produselor și a materiilor prime, ținând cont de coeficienții stoichiometrici din ecuația reacției.
2 consecinţă. Entalpia implementării directe este numeric egală cu entalpia reacției inverse, dar cu semnul opus.
1.1. 4 A doua lege a termodinamicii
Aceasta duce la următoarele formulări:
Transferul de căldură de la un corp rece la unul cald este asociat cu compensare, adică. cu nevoia de muncă suplimentară, care în cele din urmă se transformă în căldură absorbită de un corp fierbinte (de exemplu, într-un frigider de acasă, căldura este transferată de la obiecte la părțile dispozitivului și apoi în aer. Acest transfer necesită cheltuieli de electricitate). Sunt numite procese a căror implementare este legată de compensare non-reversȘide catre noi.
O tranziție spontană (naturală, spontană) a energiei (sub formă de căldură) de la un corp mai puțin încălzit la unul mai încălzit este imposibilăeacea.
Căldura oceanică, de exemplu, poate fi convertită în principiu în muncă (conform primei legi a termodinamicii), dar numai dacă există un frigider adecvat (conform celei de-a doua legi a termodinamicii).
Este imposibil să creezi o mașină cu mișcare perpetuă de al 2-lea fel.
În raport cu reacțiile chimice (la P, T=const), această situație este exprimată prin următoarea ecuație matematică:
H = G + TS sau G = H - TS, (1,5)
unde H este efectul termic al reacției observat în cursul ei ireversibil;
G - schimbare Energie liberă Gibbs(energie liberă la presiune constantă), sau o modificare a potențialului izobar-izoterm, adică aceasta este partea maximă a energiei sistemului care, în condiții date, poate fi transformată în muncă utilă. La G 0 reacţia decurge spontan.
Chiar și cu o reacție reversibilă, doar o parte din căldura procesului poate fi transformată în lucru. Cealaltă parte netransformată în pAbot, este transmis de la părțile mai calde la cele mai reci ale sistemuluieNoi.
Funcția S introdusă în ecuația (1.5) se numește intraOISD.
Entropia este o funcție a fiecărei stări specifice, staționare și nu depinde de calea către atingerea unei noi stări (de exemplu, de ce etape intermediare trece sistemul atunci când trece de la starea 1 la starea 2).
Produsul TS este căldura transferată (Q), care nu poate fi transformată în lucru chiar și cu o reacție reversibilă (valoarea „energiei legate”). Acest produs arată cantitatea de energie internă pierdută sub formă de căldură:
TS = Q sau S = Q/T, (1,6)
Modificarea entropiei unui sistem în timpul unei reacții este egală cu căldura transmisă sistemului împărțită la temperatura absolută la care sistemul primește (eliberează) această căldură.
Pe lângă potențialul termodinamic - energia liberă Gibbs G, în termodinamică, ca funcție auxiliară pentru descrierea proceselor, un alt potențial termodinamic introdus este, de asemenea, de mare importanță - energie gratis Helmholtz F(energie liberă la volum constant) sau potențial izocor-izoterm:
F = U - TS (la V, T=const) (1,7)
Procesele spontane pot produce muncă. Echilibrul apare atunci când această posibilitate este epuizată. Deoarece proceselor spontane corespund modificărilor negative ale F și G, semnul modificării funcției G (la P, T=const) sau a funcției F (la V, T=const) va indica posibilitatea sau imposibilitatea unei reacții spontane. Dacă modificările acestor funcții pentru stările de sistem 1 și 2 sunt egale cu zero, atunci sistemul este în echilibru.
Entropia diferă de alți parametri ai stării sistemului (P, T, V) prin aceea că valoarea sa numerică și valoarea modificării sale nu pot fi măsurate direct și pot fi obținute doar indirect, prin calcul. Pentru a calcula S entropia reacției аА+bB=cC=dD este necesar să se scadă suma entropiilor substanțelor din partea stângă a ecuației din suma entropiilor substanțelor din partea dreaptă a ecuației (ținând cont coeficienţi stoichiometrici). Deci, pentru condiții standard:
S 0 298K = S 0 298K (produse) - S 0 298K (reactivi), (1,8)
Doar acele procese care sunt asociate cu o creștere a entropiei pot apărea spontan într-un sistem izolat, de exemplu. sistemul trece de la o stare mai puțin probabilă la una mai probabilă și ajunge la o stare macroscopică care corespunde unui număr mic de stări microscopice. Cu alte cuvinte, procesele sunt spontane atunci când starea finală poate fi realizată de un număr mare de microstări, iar entropia este o măsură a tendinței sistemului la echilibru. Astfel de procese trebuie să fie însoțite de o creștere a entropiei.
Întrebări pentru autocontrol:
1. Ce întrebări fundamentale rezolvă termodinamica chimică?
2. Ce se numește un sistem, un sistem termodinamic?
3. Ce se numesc parametrii de stare? Care sunt parametrii de stare?
4. Ce se numește proces termodinamic?
5. Cum se formulează prima lege a termodinamicii?
6. Care este relația dintre entalpie și energia internă a unui sistem?
7. Care este entalpia standard de formare?
8. Cum diferă ecuațiile chimice de ecuațiile termochimice?
9. Ce determină a doua lege a termodinamicii?
10. Ce trebuie să știți pentru a determina posibilitatea fundamentală a unei anumite reacții în condiții date?
11. Ce factori termodinamici determină direcția reacțiilor chimice?
12. Cum se modifică potențialele izobar-izoterme și izocoric-izoterme într-un proces spontan?
1. 2 Stările agregate ale substanțelor, caracteristicile lor
În funcție de condițiile externe (temperatură și presiune), fiecare substanță poate fi în una dintre cele trei stări de agregare: solid, viudcom sau gazos.Aceste stări se numesc stări de agregare.Unele substanţe se caracterizează doar prin două sau chiar o singură stare de agregare. De exemplu, naftalina și iodul, atunci când sunt încălzite în condiții normale, trec de la starea solidă la starea gazoasă, ocolind starea lichidă. Substanțe precum proteinele, amidonul și cauciucurile, care au macromolecule uriașe, nu pot exista în stare gazoasă.
Gazele nu au o formă constantă și un volum constant. Lichidele au un volum constant, dar nu au o formă constantă. Solidele se caracterizează prin constanța formei și a volumului.
1.2. 1 Caracteristicile stării gazoase a unei substanțe
Gazele au următoarele proprietăți:
Umplerea uniformă a întregului volum prevăzut;
Densitate scăzută în comparație cu substanțele lichide și solide și viteză mare de difuzie;
Relativ ușor de comprimat.
Aceste proprietăți sunt determinate de forțele de atracție intermoleculară și de distanța dintre molecule.
Într-un gaz, moleculele sunt situate la o distanță foarte mare unele de altele, forțele de atracție dintre ele sunt neglijabile. La presiuni scăzute, distanțele dintre moleculele de gaz sunt atât de mari încât, în comparație cu acestea, dimensiunea moleculelor și, în consecință, volumul moleculelor din volumul total de gaz poate fi neglijat. La distanțe mari dintre molecule, practic nu există forțe atractive între ele. Gazul în această stare se numește perfect.In conditii normale T = 273 0 K (0 0 C) si p = 101,325 kPa, gazele reale, indiferent de natura, pot fi considerate ideale si aplicate acestora. ecuația esteeuideal gApentru (ecuația Claiperon-Mendeleev):
unde P este presiunea gazului,
V este volumul gazului,
Cantitate de substanță
R este constanta universală a gazului (în unități SI R = 8,314 J/molK),
T - temperatura absolută.
Gazele reale la presiuni mari și temperaturi scăzute nu se supun ecuației de stare a unui gaz ideal, deoarece în aceste condiții încep să apară forțele de interacțiune dintre molecule și nu se mai poate neglija volumul intrinsec al moleculelor în comparație cu cel. volumul corpului. Pentru a descrie matematic comportamentul gazelor reale, se folosește ecuația van der Waals:
(р + n 2 a/V 2) (V - nb) = vRT, (2.2)
unde a și b sunt constante,
a/V 2 - corecție pentru atracție reciprocă,
b - corecția pentru volumul intrinsec al moleculelor,
n este numărul de moli de gaz.
Odată cu creșterea presiunii și scăderea temperaturii, distanțele dintre molecule scad, iar forțele de interacțiune cresc astfel încât o substanță poate trece de la starea gazoasă la una lichidă. Pentru fiecare gaz există o limită temperatura critica, deasupra căruia un gaz nu poate fi transformat în lichid la nicio presiune. Se numește presiunea necesară pentru a lichefia un gaz la o temperatură critică presiune critică, iar volumul unui mol de gaz în aceste condiții este volum criticemama.
Orez. 1. Izoterme ale gazului real
Se numește starea gazului la parametrii critici critic cuOpermanent.În stare critică, diferența dintre lichid și gaz dispare, au aceleași proprietăți fizice.
Trecerea de la gaz la lichid poate fi prezentată grafic. Figura 1 prezintă relația grafică dintre volum și presiune la temperaturi constante. Astfel de curbe se numesc dinOtermeni. Izotermele pot fi împărțite în trei secțiuni: AB, BC, CD la temperaturi scăzute. AB - corespunde stării gazoase, BC - corespunde trecerii gazului la lichid, CD - caracterizează starea lichidă. Odată cu creșterea temperaturii, secțiunea BC scade și se transformă într-un punct de inflexiune K, numit punct critic.
Gazele lichefiate sunt utilizate pe scară largă la nivel industrial. CO 2 lichid este folosit pentru carbonatarea apelor de fructe și minerale și prepararea vinurilor spumante. SO2 lichid este folosit ca dezinfectant pentru distrugerea mucegaiului din subsoluri, pivnițe, butoaie de vin și rezervoare de fermentație. Azotul lichid este utilizat pe scară largă în medicină și biologie pentru a obține temperaturi scăzute pentru conservarea și congelarea sângelui și a țesuturilor biologice. Gazele lichide sunt mai convenabile de transportat.
1.2. 2 Caracteristicile stării lichide a unei substanțe
Spre deosebire de gaze, între moleculele lichide acționează forțe destul de mari de atracție reciprocă, ceea ce determină natura unică a mișcării moleculare. Mișcarea termică a unei molecule lichide include mișcarea de vibrație și de translație. Fiecare moleculă oscilează în jurul unui anumit punct de echilibru pentru o perioadă de timp, apoi se mișcă și ia din nou o nouă poziție de echilibru. Aceasta îi determină fluiditatea. Forțele de atracție intermoleculară împiedică moleculele să se deplaseze departe unele de altele atunci când se mișcă. Efectul de ansamblu al atracției moleculelor poate fi reprezentat ca presiunea internă a lichidelor, care atinge valori foarte mari. Aceasta explică constanța volumului și incompresibilitatea practică a lichidelor, deși ele iau cu ușurință orice formă.
Proprietățile lichidelor depind și de volumul moleculelor, forma și polaritatea acestora. Dacă moleculele unui lichid sunt polare, atunci o unire (asociere) a două sau mai multe molecule are loc într-un complex complex. Astfel de lichide se numesc asociatObăi lichide. Lichidele asociate (apă, acetonă, alcooli) au puncte de fierbere mai mari, sunt mai puțin volatile și au o constantă dielectrică mai mare. De exemplu, alcoolul etilic și dimetil eterul au aceeași formulă moleculară (C2H6O). Alcoolul este un lichid asociat și fierbe la o temperatură mai mare decât eterul dimetilic, care este un lichid neasociat.
Starea lichidă este caracterizată de proprietăți fizice precum răuTvâscozitate, tensiune superficială.
Tensiune de suprafata.
Starea moleculelor situate în stratul de suprafață diferă semnificativ de starea moleculelor adânci în lichid. Să luăm în considerare un caz simplu - lichid - vapori (Fig. 2).
Orez. 2. Acțiunea forțelor intermoleculare asupra interfeței și în interiorul lichidului
În fig. 2 molecula (a) se află în interiorul lichidului, molecula (b) se află în stratul de suprafață. Sferele din jurul lor sunt distanțele peste care se extind forțele de atracție intermoleculară ale moleculelor din jur.
Molecula (a) este afectată uniform de forțele intermoleculare din moleculele din jur, prin urmare forțele de interacțiune intermoleculară sunt compensate, rezultanta acestor forțe este zero (f = 0).
Densitatea vaporilor este mult mai mică decât densitatea lichidului, deoarece moleculele sunt situate la distanțe mari unele de altele. Prin urmare, moleculele situate în stratul de suprafață nu experimentează aproape nicio forță de atracție din partea acestor molecule. Rezultanta tuturor acestor forțe va fi direcționată în lichid perpendicular pe suprafața acestuia. Astfel, moleculele de suprafață ale unui lichid sunt întotdeauna sub influența unei forțe care tinde să le atragă spre interior și, prin urmare, să reducă suprafața lichidului.
Pentru a crește interfața lichidă, trebuie cheltuit lucrul A (J). Munca necesară pentru a mări interfața S cu 1 m 2 este o măsură a energiei de suprafață sau tensiune de suprafata.
Astfel, tensiunea superficială d (J/m 2 = Nm/m 2 = N/m) este rezultatul forțelor intermoleculare necompensate din stratul de suprafață:
d = F/S (F - energia de suprafață) (2.3)
Există un număr mare de metode pentru determinarea tensiunii superficiale. Cele mai frecvente sunt metoda stalagmometrică (metoda numărării picăturilor) și metoda presiunii maxime a bulelor de gaz.
Folosind metode de analiză prin difracție cu raze X, s-a stabilit că în lichide există o anumită ordine în aranjarea spațială a moleculelor în microvolume individuale. În apropierea fiecărei molecule, se observă așa-numita ordine de rază scurtă. Când vă îndepărtați de el la o anumită distanță, acest tipar este încălcat. Și pe întregul volum de lichid nu există o ordine în aranjarea particulelor.
Orez. 3. Stalagmometru Fig. 4. Viscozimetru
Viscozitate z (Pa s) - proprietatea de a rezista la mișcarea unei părți a lichidului față de alta. În viața practică, o persoană se confruntă cu o mare varietate de sisteme lichide, a căror vâscozitate este diferită - apă, lapte, uleiuri vegetale, smântână, miere, sucuri, melasă etc.
Vâscozitatea lichidelor se datorează forțelor intermoleculare care limitează mobilitatea moleculelor. Depinde de natura lichidului, temperatură, presiune.
Pentru măsurarea vâscozității se folosesc instrumente numite vâscozimetre. Alegerea vâscozimetrului și a metodei de determinare a vâscozității depinde de starea sistemului studiat și de concentrația acestuia.
Pentru lichide cu vâscozitate scăzută sau concentrație scăzută, vâscozimetrele de tip capilar sunt utilizate pe scară largă.
1.2. 3 Caracteristicile stării solide a materiei
Solidele, spre deosebire de lichide și gaze, își păstrează forma. Forțele atractive dintre particulele care alcătuiesc un corp solid sunt atât de puternice încât nu se pot mișca liber unele față de altele, ci doar oscilează în jurul unei poziții medii.
Toate corpurile solide sunt împărțite în cristalinȘi amorf.În corpurile cristaline, particulele sunt dispuse într-o anumită ordine caracteristică fiecărei substanțe, iar această ordine se extinde la întregul volum. Pe întregul volum al unui corp amorf nu există nicio ordine în aranjarea particulelor. În acest sens, corpurile amorfe pot fi considerate lichide cu o vâscozitate anormal de mare.
Foarte des, formele amorfe și cristaline sunt stări diferite ale aceleiași substanțe. Astfel, dioxidul de siliciu apare în natură atât sub formă de cristale de cuarț (cristal de rocă), cât și sub formă amorfă - silexul mineral. Carbonul cristalin și amorf sunt cunoscuți.
Forma cristalină este cea mai stabilă; substanțele trec treptat de la o stare amorfă la o stare cristalină. În condiții normale, acest proces este foarte lent; creșterea temperaturii îl poate accelera. De exemplu, zahărul poate fi în stare cristalină (zahăr granulat, zahăr bulgăre) și amorf (caramelizat). În timp, caramelul se poate cristaliza, ceea ce este nedorit în producția de cofetărie. cinetică adsorbție dispersată coloidal
Ordinea în aranjarea spațială a particulelor și a corpurilor cristaline - celulă de cristal- determină semnele externe ale stării cristaline. Acestea includ: 1) un punct de topire cert și pronunțat; 2) o anumită formă geometrică a monocristalelor; 3) anizotropie.
Întrebări pentru autocontrol:
În ce condiții se apropie proprietățile unui gaz real de cele ale unui gaz ideal?
Este posibil să comprimați gazul real la infinit?
Care este semnificația fizică a constantelor din ecuația de stare a unui gaz real?
Este posibil, cunoscând temperatura și presiunea, să se determine numărul de molecule pe unitatea de volum?
Ce cauzează compresibilitatea scăzută a lichidelor?
Cum afectează formarea legăturilor de hidrogen între molecule proprietățile unui lichid?
Cum putem explica faptul că tensiunea superficială și vâscozitatea scad odată cu creșterea temperaturii?
Prin ce semne poți deosebi un corp cristalin de unul amorf?
Care este principala diferență în structura corpurilor cristaline și amorfe?
1. 3 Cinetică chimică și cataliză.Echilibru chimic
1.3.1 Viteza de reacție chimică
Cinetica-studiul vitezei și mecanismului reacțiilor chimice.
Problema vitezei unei reacții chimice are o mare importanță practică și teoretică. Viteza de reacție determină cursul proceselor biochimice în organism, modificările fizice și chimice ale produselor alimentare în timpul tratamentului termic și performanța echipamentelor din fabrică.
Viteza proceselor chimice poate fi ajustată prin modificarea condițiilor în care au loc. În unele cazuri, este de dorit să se intensifice procesul pentru a obține mai mult produs pe unitatea de timp. Uneori este necesar să se reducă viteza unei reacții chimice, de exemplu, pentru a încetini oxidarea grăsimilor din alimente. Toate aceste probleme pot fi rezolvate prin aplicarea legilor cineticii chimice.
Reacția rapidă-modificarea concentraţiei reactanţilor pe unitatea de timp.
unde c este modificarea concentrației reactanților,
t - perioada de timp.
Se determină dependența vitezei reacțiilor chimice de concentrație legea acțiunii în masă, cale experimentală deschisă K.M. Guldberg și P. Waage în 1867.
Pentru reacția aA + bB = C
unde: A și B sunt concentrațiile reactanților,
a și b sunt coeficienții din ecuație,
k este un coeficient de proporționalitate numit constantă de viteză, care depinde de natura reactanților și de temperatură.
Viteza unei reacții chimice este proporțională cu finalul produsuluinraţii de substanţe care reacţionează luate în grade egale cuOcoeficienții din ecuațieLațiuni.
Constanta vitezei de reactie este numeric egală cu viteza de reacție la concentrații de reactanți egale cu unitatea.
Factori care afectează viteza unei reacții chimice:
· natura substanţelor care reacţionează;
· concentraţia substanţelor care reacţionează;
· temperatura;
· presiune (pentru gaze);
· zona de contact a substanțelor care reacţionează;
prezența unui catalizator.
Pe măsură ce temperatura crește, viteza de mișcare a moleculelor crește și, în consecință, crește numărul de ciocniri între ele pe unitatea de timp.
Efectul temperaturii asupra vitezei unei reacții chimice este supus regulii lui Van't Hoff.
Pentru fiecare creștere cu 10 grade a temperaturii, rata creștebMajoritatea reacțiilor crește de 2-4 ori.
Numărul care arată de câte ori crește viteza unei anumite reacții atunci când temperatura crește cu 10 grade se numește temperatura laOcoeficient de reacție. Din punct de vedere matematic, această dependență este exprimată prin relația:
unde este coeficientul de temperatură al reacției,
şi 0 - viteze de reacţie la temperaturi iniţiale (t 1) şi finale (t 2);
t - modificarea temperaturii t 2 - t 1.
Regula lui Van't Hoff este aproximativă și poate fi aplicată reacțiilor care apar la temperaturi de la 0 la 300 de grade și într-un interval mic de temperatură. Odată cu creșterea temperaturii, coeficientul de temperatură al vitezei de reacție scade, apropiindu-se de unitate.
O dependență mai precisă a vitezei unei reacții chimice de temperatură a fost stabilită experimental de către Arrhenius:
unde k este constanta vitezei de reacție,
B și A sunt constante pentru o reacție dată.
1.3. 2 Cataliza și catalizatori
Catalizator- o substanta care modifica viteza unei reactii chimice, dar nu este consumata. Există catalizatori de accelerare și decelerare.
Cataliză-fenomenul modificărilor vitezei de reacție în prezența catalizatorilor.
Reacții catalitice-reacții care au loc cu participarea catalizatorilor.
Dacă catalizatorul este unul dintre produșii de reacție, atunci reacția se numește autocataliticși fenomenul în sine - autocataliză.
Inhibitor-un catalizator care incetineste o reactie.
Un exemplu de catalizatori pozitivi este apa când pulberea de aluminiu reacţionează cu iodul.
Enzime-catalizatori biologici de natura proteica.
Enzimele sunt prezente în toate celulele vii. Se obișnuiește să se împartă enzimele în simple și complexe, sau cu o singură componentă sau cu două componente. Enzimele simple constau numai din proteine, enzimele complexe constau din proteine și o parte non-proteică, care se numește coenzima.
Enzimele se caracterizează prin activitate catalitică ridicată și selectivitate. În ceea ce privește activitatea catalitică, aceștia sunt semnificativ superiori catalizatorilor anorganici. De exemplu, 1 mol de catalază la 0 grade descompune 200.000 de moli de H 2 O 2 într-o secundă, iar 1 mol de platină la 20 de grade descompune de la 10 la 80 de moli de peroxid de hidrogen într-o secundă.
O astfel de accelerare a reacției se datorează faptului că enzimele reduc drastic barierele energetice din calea de reacție. De exemplu, energia de activare pentru reacția de descompunere a H 2 O 2 sub acțiunea ionului de fier (II) și a moleculelor de catalază este de 42 și respectiv 7,1 kJ/mol; pentru hidroliza ureei cu acid și urază - 103 și respectiv 28 kJ/mol.
Enzimele sunt foarte specifice în comparație cu catalizatorii anorganici. De exemplu, amilaza conținută în salivă descompune ușor și rapid amidonul, dar nu catalizează descompunerea zahărului. Uraza este excepțional de eficientă la catalizarea hidrolizei ureei, dar nu are niciun efect asupra derivaților săi. Această caracteristică a enzimelor permite organismelor vii, având un set adecvat de enzime, să răspundă activ la influențele externe. De exemplu, s-a observat că în situații stresante corpul nostru prezintă capacități uimitoare. Un fapt este descris când o femeie slabă a ridicat o mașină de bara de protecție și a ținut-o în timp ce oamenii au ajuns la timp pentru a elibera un copil care căzuse sub ea; o persoană urmărită de un animal furios depășește cu ușurință obstacolele care sunt de netrecut pentru el în starea sa normală; La competiții importante, sportivii pierd câteva kilograme în greutate în perioada de performanță.
Tot ceea ce s-a spus despre proprietățile remarcabile ale enzimelor se explică prin faptul că selectivitatea de acțiune (selectivitatea) și activitatea sunt interdependente: cu cât selectivitatea este mai mare, cu atât activitatea sa mai mare. Enzimele au o selectivitate unică și, prin urmare, activitatea lor este cea mai mare.
1.3. 3 Echilibru chimic
Reacții reversibile poate merge în două direcții reciproc opuse. Ele nu ajung la final, ci se termină cu stabilirea echilibrului chimic.
Echilibru chimic- starea sistemului când ratele reacțiilor directe și inverse devin egale.
Starea de echilibru chimic este menținută până când condițiile se schimbă. Când condițiile externe se schimbă, echilibrul este perturbat, iar după un timp sistemul va ajunge la o nouă stare de echilibru.
Schimbarea de echilibru-trecerea unui sistem de la o stare de echilibru la alta.
Se determină direcția deplasării de echilibru Principiul Le Chateligi
Dacă un sistem de echilibru este afectat, atuncieasta se schimbaTîn direcţia care slăbeşte acest efect.
De exemplu, o creștere a temperaturii deplasează echilibrul către o reacție endotermă, o creștere a concentrației de substanțe inițiale deplasează echilibrul către produșii de reacție. Presiunea modifică doar echilibrul reacțiilor care implică gaze. O creștere a presiunii deplasează echilibrul către reacția care are loc la modificarea volumului.
Întrebări pentru Samokonrevenire:
1. Ce studiază cinetica?
2. Cum se numește viteza reacțiilor chimice?
3. De ce există un semn minus în ecuația matematică pentru viteza unei reacții chimice?
4. Enumerați factorii care afectează viteza unei reacții chimice.
5. Descrieți influența concentrației, temperaturii și naturii substanțelor care reacţionează asupra vitezei unei reacţii chimice.
6. Ce se numește cataliză și catalizator?
7. Cum sunt clasificate reacțiile catalitice?
8. Ce sunt inhibitorii?
9. Ce se numește echilibru chimic?
10. Ce se numește o schimbare a echilibrului chimic?
11. Formulați principiul lui Le Chatelier.
12. În ce direcție se va deplasa echilibrul reacției de echilibru pe măsură ce temperatura crește? Presiune (dacă gazele participă la reacții)? Concentrația unuia dintre reactanți?
1. 4 Proprietățile soluțiilor
1.4. 1 Caracteristicile generale ale solutiilor
Soluțiile sunt de mare importanță în viața umană și activitățile practice. Astfel, procesele de asimilare a alimentelor de către oameni și animale sunt asociate cu transferul de nutrienți în soluție. Soluțiile sunt toate cele mai importante fluide fiziologice (sânge, limfa etc.). Industriile bazate pe procese chimice implică de obicei utilizarea soluțiilor.
Soluții- sisteme omogene multicomponente in care una sau mai multe substante sunt distribuite sub forma de molecule, atomi sau ioni in mediul unei alte substante - un solvent.
Soluția poate avea orice stare de agregare - solidă, lichidă sau gazoasă. Fiecare soluție constă din substanțe dizolvate și un solvent. De obicei, un solvent este considerat a fi o componentă care, în forma sa pură, există în aceeași stare de agregare ca și soluția rezultată (de exemplu, o soluție de sare în apă: sarea este soluția, apa este solventul). Dacă ambele componente au fost în aceeași stare de agregare înainte de dizolvare (de exemplu, alcool și apă), atunci componenta în cantitate mai mare este considerată solvent.
În structură, soluțiile ocupă o poziție intermediară între amestecurile mecanice și compușii chimici. Ceea ce au în comun cu amestecurile mecanice este variabilitatea compoziției, iar cu compușii chimici - omogenitatea compoziției pe parcursul întregii faze și prezența unui efect termic în timpul formării. În conformitate cu aceasta, la început au existat două teorii opuse: „fizică” și „chimică”, fiecare dintre acestea și-a apărat propriile opinii asupra structurii soluțiilor.
Ideile moderne despre structura soluțiilor se bazează pe teoria solvației propusă de Mendeleev și dezvoltată de adepții săi. Conform acestei teorii, într-un sistem au loc simultan două procese în timpul dizolvării: difuzia substanței dizolvate în volumul solventului (proces fizic) și formarea de compuși instabili cu compoziție variabilă din moleculele solventului și solutului - solvați (chimici). proces). Dacă solventul este apă, atunci acești compuși se numesc hidrați.
Formarea soluțiilor este un proces spontan, care are loc odată cu dezordinea crescândă a sistemului, adică. cu creşterea entropiei. De exemplu, atunci când un cristal se dizolvă, sistemul trece de la o stare complet ordonată la una mai puțin ordonată. În acest caz, cu o creștere a entropiei (AS > 0), energia liberă a sistemului (AG) scade<0).
Dacă o soluție se formează din 2 lichide, atunci forța motrice a procesului de dizolvare se datorează tendinței componentelor soluției de a egaliza concentrațiile, ceea ce duce și la o creștere a entropiei, adică. AS > 0, un 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.
Cea mai importantă caracteristică a unei soluții este compoziția sau concentrația componentelor.
Concentrarea solutiilor- cantitatea de substanță dizolvată conținută într-o anumită cantitate de soluție sau solvent.
Concentrația soluțiilor poate fi exprimată în diferite moduri. În practica chimică, cele mai comune moduri de exprimare a concentrațiilor sunt:
1. Fracția de masă a solutului (concentrație procentuală)- arată câte grame de substanță sunt dizolvate în 100 g de soluție. Acesta este determinat de formula:
unde W este fracția de masă a substanței dizolvate,
m in-va - masa substanței dizolvate,
m soluție este masa soluției.
2. Concentrația molară- arată câți moli de substanță dizolvată sunt conținute în 1 litru de soluție.
3. Concentrația molală- arată câți moli dintr-o substanță sunt conținute în 1 kg de solvent.
1.4. 2 Soluții de gaze în lichide
Solubilitatea gazelor în lichide depinde de natura lor, natura solventului, temperatură și presiune. De regulă, solubilitatea unui gaz este mai mare dacă dizolvarea este însoțită de interacțiune chimică cu solventul și mai mică dacă nu are loc nicio interacțiune chimică. De exemplu, în 1 litru de apă în condiții ambientale. dizolvă 0,0002 g de hidrogen, care nu reacționează cu apa, și 875 g de amoniac, care reacționează cu apa pentru a forma hidroxid de amoniu.
Dependența solubilității gazului de natura solventului poate fi arătată în următoarele exemple. În aceleași condiții, 87,5 g de NH 3 se dizolvă în 1000 g de apă și doar 25 g în 100 g de alcool etilic.Solubilitatea gazelor depinde în mare măsură de temperatură. Pe măsură ce temperatura crește, solubilitatea lor scade, iar pe măsură ce temperatura scade, aceasta crește. Deci la 0 0 C, 171 cm 3 CO 2 se dizolvă în 100 ml apă, la 20 0 C - doar 87,8 cm 3. Prin urmare, fierberea prelungită poate îndepărta aproape complet gazele dizolvate dintr-un lichid și este recomandabil să saturați lichidele cu gaz la temperaturi scăzute.
Solubilitatea unui gaz depinde și de presiune. Se determină dependența solubilității gazului de presiune legea lui Genri.
C = k · p, (4,2)
unde C este concentrația gazului în soluție,
k - coeficientul de proporționalitate, în funcție de natura lichidului și gazului,
p este presiunea gazului deasupra soluției.
Masa gazului dizolvat la temperatură constantă este directăOproporțional cu presiunea gazului deasupra soluțieiOrom
Legea lui Henry este valabilă numai pentru soluții diluate în condiții de presiune scăzută. Gazele care interacționează cu solventul NH 3, SO 2, HC1 cu apa nu respectă legea lui Henry. Solubilitatea lor crește și ea odată cu creșterea presiunii, dar conform unei legi mai complexe.
Manifestarea Legii lui Henry este ilustrată prin formarea de spumă abundentă la desfundarea unei sticle de apă spumante sau a unei sticle de șampanie; aici există o scădere bruscă a solubilității gazului cu o scădere a presiunii sale parțiale. Aceeași lege explică apariția bolii de decompresie. La o adâncime de 40 m sub nivelul mării, presiunea totală este de 600 kPa, iar solubilitatea azotului în plasma sanguină este de 9 ori mai mare decât la suprafața mării. Când un scafandru se ridică rapid de la adâncime, azotul dizolvat este eliberat în sânge în bule care înfundă vasele de sânge, ceea ce poate duce la consecințe grave.
Solubilitatea gazului scade în prezența unui al treilea component în soluție. Astfel, gazele se dizolvă în soluții de electroliți mult mai puțin bine decât în apa pură. De exemplu, 3 · 10 3 m 3 de clor se dizolvă în 1 g de apă la 0 0 C și de 10 ori mai puțin se dizolvă în 1 g de soluție saturată de NaCl, prin urmare, atunci când se depozitează clorul deasupra unui lichid, apa este înlocuită. cu o soluție de clorură de sodiu.
1.4. 3 Solubilitatea reciprocă a lichidelor
Spre deosebire de solubilitatea gazelor în lichide, dizolvarea unui lichid este un proces mai complex. Când două lichide sunt amestecate, ele pot:
Se dizolvă unul în celălalt în orice proporție;
Practic nu se dizolvă;
Dizolvare limitată.
Solubilitatea reciprocă a lichidelor depinde în primul rând de structura lor chimică. S-a observat deja de către alchimiști că „asemenea se dizolvă în asemănător”, adică. Polar este de obicei solubil în polar, iar nonpolar este de obicei solubil în nepolar. Din acest motiv, apa (lichid polar) este un bun solvent pentru lichidele polare (alcool etilic, acid acetic etc.) si nu dizolva deloc lichidele nepolare (benzen, kerosen etc.). Dacă lichidele diferă între ele în polaritate, atunci ele au o solubilitate limitată unul în celălalt. Cu solubilitate limitată, fiecare lichid trece în celălalt până la o anumită limită, rezultând un sistem cu două straturi. De exemplu, odată cu creșterea temperaturii, solubilitatea lor reciprocă crește de obicei, iar la o anumită temperatură ambele lichide se amestecă în orice raport, iar granița dintre ele dispare. Această temperatură se numește critic.
Temperatura critică atinsă prin încălzire se numește temperatura critică superioară.
Sunt cunoscute amestecuri de lichide în care solubilitatea scade odată cu creșterea temperaturii. Prin urmare, temperatura critică este atinsă atunci când temperatura scade și este numită temperatură critică mai scăzutălaRoy.
Folosind temperatura critică de dizolvare, se fac uneori unele determinări analitice.
Un interes deosebit este solubilitatea diferitelor substanțe în sisteme cu două straturi constând din două lichide insolubile.
Dacă o a treia substanță capabilă să se dizolve în fiecare dintre ele este introdusă într-un sistem format din două lichide nemiscibile, atunci solutul va fi distribuit între ambele lichide proporțional cu solubilitatea sa în fiecare dintre ele.
Raportul concentrațiilor unei substanțe distribuite între două lichide nemiscibile la o temperatură constantă rămâne constant, indiferent de cantitatea totală de solut.
C 1 / C 2 = k, (4,3)
unde C 1 și C 2 sunt concentrația substanței dizolvate în primul și al doilea solvenți,
...Documente similare
Chimia coloidală ca știință care studiază proprietățile fizico-chimice ale sistemelor eterogene, foarte dispersate și ale compușilor cu molecule înalte. Producerea și metodele de purificare a soluțiilor coloidale. Aplicarea gelurilor în industria alimentară, cosmetică și medicină.
prezentare, adaugat 26.01.2015
Primele informații practice despre coloizi. Proprietățile amestecurilor eterogene. Relația dintre suprafața unei particule coloidale și volumul unei particule coloidale. Particularitatea sistemelor disperse. Caracteristicile soluțiilor coloidale. Clasificarea sistemelor disperse.
prezentare, adaugat 17.08.2015
Principalele caracteristici ale sistemelor dispersate, clasificarea lor, proprietățile și metodele de preparare, dializa (purificarea) solurilor. Determinarea sarcinii unei particule coloidale, legile coagulării electrolitului, conceptul de adsorbție la interfața soluție-gaz sunt esența teoriei lui Langmuir.
manual de instruire, adăugat 14.12.2010
Concepte de bază și legile chimiei. Clasificarea substantelor anorganice. Legea periodică și tabelul periodic al elementelor D.I. Mendeleev. Fundamentele calculelor termodinamice. Cataliza reacțiilor chimice. Metode de exprimare a concentrației soluțiilor.
curs de prelegeri, adăugat 24.06.2015
Clasificarea sistemelor disperse. Principalii factori de stabilitate a soluțiilor coloidale. Metode de preparare a acestora (dispersie, condensare) și purificare (dializă, ultrafiltrare). Teoria micelară a structurii particulelor coloidale. Coagularea cu amestecuri de electroliți.
prezentare, adaugat 28.11.2013
Esența și caracteristicile definitorii ale sistemelor coloidale. Proprietățile de bază și structura soluțiilor de acest tip. Caracteristicile efectului Tyndall. Diferențele dintre hidrosoli și organosoluri. Metode de formare a sistemelor coloidale, proprietăți specifice, domeniul de aplicare.
prezentare, adaugat 22.05.2014
Conceptul de soluții de compuși cu greutate moleculară mare (HMC). Procesul de umflare a DIU: etapele, cauzele, presiunea și gradul acestuia. Vâscozitatea sistemelor și soluțiilor dispersate de DIU, metode de măsurare a acestuia. Vâscozitatea structurală și relativă. Structuri de coagulare.
rezumat, adăugat 22.01.2009
Constante și parametri care determină starea calitativă (de fază) și caracteristicile cantitative ale soluțiilor. Tipuri de soluții și proprietăți specifice acestora. Metode de producere a soluțiilor solide. Caracteristicile soluțiilor cu eutectic. Soluții de gaze în lichide.
rezumat, adăugat 09.06.2013
Prepararea sistemelor coloidale liofobe, proprietățile sale optice. Determinarea tensiunii superficiale a soluțiilor de surfactant și a tensiunii interfaciale la limita a două lichide nemiscibile prin metoda stalagmometrică. Protecția coloidală a solurilor cu soluții de DIU.
rezumat, adăugat 15.02.2016
Termodinamica chimica. Concepte de bază ale termodinamicii. Prima lege a termodinamicii. Aplicații ale primei legi a termodinamicii la procesele chimice. Dependența efectului termic al reacției de temperatură. legea lui Kirchhoff. A doua lege a termodinamicii.
Ministerul Educației al Federației Ruse Universitatea Politehnică din Tomsk ________________________________________________________________________________ N. A. Kolpakova, V. A. Kolpakov, S. V. Romanenko Manual de Chimie FIZICĂ Partea I Tomsk 2004 UDC 541.1 Chimie fizică. Manual / N. A. Kolpakova, V. A. Kolpakov, S. V. Romanenko. – Tomsk: Editura. TPU, 2004. - Partea 1. - 168 p. Manualul acoperă următoarele secțiuni ale „Chimiei fizice”: legile de bază ale termodinamicii, echilibrul chimic și de fază, termodinamica soluțiilor neelectrolitice. Manualul a fost întocmit la Departamentul de Chimie Fizică și Analitică a UTP și este destinat studenților la distanță de specialități chimice. Publicat conform rezoluției Consiliului Editorial și de Publicare al Universității Politehnice din Tomsk Recenzători: Kurina L.N. – prof. Departamentul de Chimie Fizica, TSU, Doctor in Chimie. științe; Buinovsky A.S. - Administrator departament Chimie TPU STU, Doctor în Chimie. Sci. © Universitatea Politehnică din Tomsk, 2004 © Autorii, 2004 CAPITOLUL 1. INTRODUCERE ÎN CHIMIA FIZICĂ 1.1. O SCURTĂ SCHIȚĂ ISTORICĂ A DEZVOLTĂRII CHIMIEI FIZICE Denumirea și definiția conținutului chimiei fizice a fost dată pentru prima dată de M. V. Lomonosov (1752): „Chimia fizică este o știință care, pe baza principiilor și experimentelor fizice, trebuie să explice motiv pentru ceea ce se întâmplă prin operații chimice în corpuri complexe.” . Predarea chimiei fizice în Rusia ca știință independentă a fost introdusă de prof. N. N. Beketov în 1860 la Universitatea Harkov. Cele mai importante cercetări teoretice și experimentale ale lui Lomonosov l-au condus la descoperiri care nu și-au pierdut semnificația nici acum. Lomonosov s-a apropiat de definiția corectă a principiului conservării materiei și a mișcării, a naturii cinetice a căldurii și a remarcat, de asemenea, imposibilitatea transferului spontan de căldură de la un corp mai rece la unul mai cald, care este în prezent una dintre formulările a doua lege a termodinamicii. Pe parcursul secolului următor s-au efectuat cercetări, pe baza cărora s-au făcut multe descoperiri și generalizări importante. K.V.Scheele în Suedia (1773) și Fontana în Franța (1777) au descoperit adsorbția gazelor; T. E. Lovitz în Rusia (1785) a descoperit adsorbția din soluții. A.L. Lavoisier și P.S. Laplace în Franța (1779–1784) au studiat capacitățile termice ale substanțelor și efectele termice ale reacțiilor. La începutul secolului al XIX-lea. G. Davy în Anglia și L. J. Tenard în Franța au descoperit reacțiile catalitice, iar J. Ya. Berzelius în Suedia (1835) a dezvoltat în continuare idei despre cataliză. Bazele electrochimiei au fost puse prin cercetările privind celulele galvanice, electroliza și transferul de curent în electroliți. Galvani și A. Volta în Italia au creat o celulă galvanică în 1799. V.V. Petrov în Rusia (1802) a descoperit fenomenul arcului electric. T. Grothus în Rusia în (1805) a pus bazele teoriei electrolizei. În 1800, G. Davy a prezentat teoria electrochimică a interacțiunii substanțelor: a folosit pe scară largă electroliza pentru cercetarea chimică. M. Faraday, studentul lui Davy, în 1833–1834. a formulat legile cantitative ale electrolizei. B. S. Jacobi în Rusia, rezolvând problemele utilizării practice a procesului de electroliză, a descoperit galvanoplastia în 1836. În prima jumătate a secolului al XIX-lea. Datorită lucrărilor lui D. Dalton în Anglia (1801–1803), J. L. Gay-Lussac în Franța (1802) și A. Avogadro în Italia (1811), care au descoperit cele mai importante legi ale stării gazoase, au fost 3 idei atomiste. larg dezvoltate. Lucrările lui G. I. Hess (1802–1856) despre termochimie aparțin aceleiași perioade. K. Guldberg și P. Waage în Norvegia (1864–1867), J. W. Gibbs în SUA (1873–1878) au dezvoltat teoria termodinamică a echilibrului chimic, iar A. L. Le Chatelier în Franța (1884) a descoperit principiul general al echilibrului deplasării atunci când condițiile externe se schimbă. Teoria termodinamică a echilibrului chimic a fost dezvoltată în lucrările chimistului olandez J. H. van't Hoff. El a dezvoltat, de asemenea, teoria cantitativă a soluțiilor diluate (1885–1889). Transferul energiei electrice în soluții a fost studiat în Germania de I. V. Hittorf și F. W. G. Kohlrausch. Omul de știință suedez S. A. Arrhenius a dezvoltat-o în 1883–1887. teoria disocierii electrolitice. A. M. Butlerov, care a creat teoria structurii compușilor organici, a lăsat o amprentă profundă asupra dezvoltării chimiei fizice. Marele chimist rus D.I. Mendeleev (1834–1907) a descoperit existența unei temperaturi critice (1860), a derivat ecuația generală de stare a gazelor (1874) și a dezvoltat teoria chimică a soluțiilor (1887). D. P. Konovalov (1889), un student al lui Mendeleev, este unul dintre fondatorii teoriei soluțiilor. La sfârşitul secolului al XIX-lea. Au fost făcute o serie de descoperiri majore în domeniul studiului structurii materiei, care au dovedit complexitatea structurii atomului și au jucat un rol imens în dezvoltarea chimiei fizice. Acestea includ descoperirea electronului de către J. B. Perrin (1895) și J. Thomson (1897), natura cuantică a luminii de către R. Planck (1900), existența presiunii luminoase de către P. N. Lebedev (1899), studiul (din moment ce 1898) ) fenomene de radioactivitate de P. Curie si M. Sklodowska-Curie. Până la începutul secolului al XX-lea. chimia fizică a fost definită ca știința care studiază structura materiei, termodinamica chimică, inclusiv termochimia și studiul echilibrului, soluțiilor, cineticii chimice și electrochimiei. Au fost aplicate noi metode teoretice și au ieșit în prim-plan studiile asupra structurii atomilor, moleculelor și cristalelor. Doctrina structurii materiei, în special a structurii atomilor și moleculelor, s-a dezvoltat cel mai rapid în secolul al XX-lea. O realizare majoră în acest domeniu a fost teoria nucleară a atomului, propusă de E. Rutherford (1911) și dezvoltată în prima teorie cantitativă a atomului de hidrogen, elaborată de fizicianul danez N. Bohr (1913). Studiul naturii legăturilor chimice și al structurii moleculelor s-a dezvoltat în paralel cu studiul structurii atomului. Până la începutul anilor 20 ai secolului actual, V. Kossel și G. N. Lewis au dezvoltat bazele teoriei electronice a legăturii chimice. W. G. Heitler și F. London (1927) au dezvoltat teoria mecanică cuantică a legăturilor chimice. Bazat pe cele mai mari descoperiri ale fizicii în domeniul structurii atomice și folosind metode teoretice ale mecanicii cuantice și fizicii statistice, precum și noi metode experimentale, cum ar fi analiza cu raze X, spectroscopie, spectroscopie de masă, metode magnetice, metoda atomului marcat și alții, fizicienii și chimiștii fizici au făcut pași mari în studierea structurii moleculelor și a cristalelor și în înțelegerea naturii legăturilor chimice. Studiul vitezei reacțiilor chimice, adică cinetica chimică, care este acum asociată în mod specific cu studiile structurii moleculelor și rezistenței legăturilor dintre atomi dintr-o moleculă, a primit o mare dezvoltare. Au apărut și se dezvoltă cu succes noi ramuri ale chimiei fizice: magnetochimia, chimia radiațiilor, chimia fizică a polimerilor înalți, chimia fizică a silicaților, electrochimia gazelor etc. Ca și alte științe, chimia fizică și ramurile sale individuale au apărut sau au început să se dezvolte cu succes deosebit. în acele perioade în care una sau alta nevoie practică necesita dezvoltarea rapidă a oricărei ramuri de industrie, iar această dezvoltare necesita o bază teoretică solidă. Aici este necesar de remarcat cercetările majore ale lui N. S. Kurnakov privind analiza fizico-chimică, lucrările în domeniul electrochimiei de A. N. Frumkin, crearea teoriei reacțiilor în lanț de către N. N. Semenov și dezvoltarea teoriei catalizei eterogene de către A. A. Balandin. . Chimia fizică joacă un rol principal în rezolvarea numeroaselor probleme cu care se confruntă știința și practica chimică. În prezent, chimia fizică este o disciplină independentă cu metode proprii de cercetare și constituie baza teoretică a disciplinelor chimico-tehnologice aplicate. 1.2. SUBIECTUL ȘI SARCINI ALE CHIMIEI FIZICE Chimia fizică este știința legilor proceselor chimice și ale fenomenelor fizice. Sarcina principală a chimiei fizice este studiul și explicarea legilor de bază care determină direcția proceselor chimice, viteza de apariție a acestora, influența mediului, impuritățile, radiațiile și condițiile pentru obținerea randamentului maxim al unui util. produs. Studiul chimiei fizice oferă o oportunitate de a înțelege legile chimiei și de a prezice și controla fenomenele chimice. Chimia fizică modernă face posibilă rezolvarea problemelor managementului eficient al producției, intensificării și automatizării proceselor de producție. Acesta servește ca bază teoretică a tehnologiei chimice. Procese de producție atât de importante în tehnologia chimică precum sinteza și oxidarea amoniacului, producerea de contact de acid sulfuric, producerea de etanol din gaze naturale, cracarea petrolului și multe altele se bazează pe rezultatele studiilor fizico-chimice ale reacțiilor care stau la baza acestor 5 procese. Fără chimie fizică, este imposibil de rezolvat problema creării de substanțe cu proprietăți date, dezvoltarea de noi surse actuale și multe alte probleme de producție eficientă. Prin urmare, cunoștințele de chimie fizică pentru viitorii ingineri industriali le oferă mari oportunități pentru rezolvarea diverselor probleme întâlnite în activitățile practice ale unui inginer în fabrici și institute de cercetare. Numele științei - „chimie fizică” - reflectă atât istoria apariției sale la joncțiunea a două științe - fizica și chimie, cât și faptul că folosește pe scară largă legile teoretice și metodele experimentale ale fizicii în studiul fenomene chimice. 1.3. CLASIFICAREA METODELOR DE CHIMIE FIZICĂ În chimia fizică se folosesc mai multe metode teoretice. Metoda chimică cuantică folosește proprietățile particulelor elementare pentru a descrie transformările chimice. Folosind legile mecanicii cuantice, ei descriu proprietățile și reactivitatea moleculelor, precum și natura legăturilor chimice pe baza proprietăților particulelor elementare care alcătuiesc moleculele. Metoda termodinamică (fenomenologică) se bazează pe mai multe legi (postulate), care sunt o generalizare a datelor experimentale. Acesta permite, pe baza acestora, să se afle proprietățile energetice ale sistemului, să prezică cursul procesului chimic și rezultatul acestuia în momentul echilibrului. Metoda statistică cuantică explică proprietățile substanțelor pe baza proprietăților moleculelor care alcătuiesc aceste substanțe. Metoda cinetică vă permite să stabiliți mecanismul și să creați o teorie a proceselor chimice prin studierea modificărilor ratei reacțiilor chimice datorate diverșilor factori. Chimia fizică se caracterizează prin utilizarea pe scară largă a matematicii, care nu numai că face posibilă exprimarea cât mai exactă a legilor teoretice, dar este și un instrument necesar pentru stabilirea acestora. 6 CAPITOLUL 2. LEGILE DE BAZĂ ALE TERMODINAMICĂ Cuvântul „termodinamică” provine din grecescul therme - căldură și dynamis - forță. Termodinamica este știința transformării diferitelor tipuri de energie de la unul la altul. Termodinamica chimică studiază transformările diferitelor tipuri de energie care au loc în timpul reacțiilor chimice. 2.1. CONCEPTE DE BAZĂ ALE TERMODINAMICEI CHIMICE Un sistem este un corp separat sau un grup de corpuri care interacționează și sunt separate de mediu printr-o înveliș (limită) reală sau imaginară. Un sistem deschis este unul care schimbă substanțe (masă) și energie (de exemplu, căldură) cu mediul extern. Un sistem izolat (sau sistem închis) este un sistem care nu face schimb de căldură și nu funcționează cu mediul. Energia și volumul unui sistem izolat sunt constante în timp. Un exemplu de astfel de sistem este, de exemplu, un termos. Dacă granița nu permite trecerea căldurii, atunci procesul care are loc în sistem se numește adiabatic. Când un sistem schimbă căldură și lucrează cu mediul înconjurător, apar schimbări atât în sistem, cât și în mediu. Sistemele termodinamice pot fi omogene sau eterogene. Dacă în interiorul sistemului nu există interfețe care separă părți ale sistemului care diferă ca compoziție sau structură, atunci acest sistem se numește omogen. În consecință, un sistem format din diferite părți care diferă ca structură sau compoziție chimică se numește eterogen. Aceste părți se numesc faze. Astfel, o fază este o parte a unui sistem eterogen limitat de o interfață și caracterizat prin proprietăți fizice și chimice identice în toate punctele. Fiecare sistem este format din una sau mai multe substanțe. Substanțele chimice individuale care pot fi izolate dintr-un sistem și există în afara acestuia independent sub forma unei faze separate sunt numite substanțe constitutive ale sistemului. De exemplu, există apă într-un pahar, în care este coborâtă o farfurie de platină. Deasupra sticlei se afla un amestec de gaze: oxigen, hidrogen si azot. Acest sistem este trifazat, conține cinci substanțe constitutive. 7 Starea termodinamică a unui sistem este un set de valori ale variabilelor independente (parametrii sistemului) care îi determină proprietățile. Orice proprietate a unui sistem poate fi numită parametru de stare termodinamică dacă este considerată una dintre variabilele independente care determină starea sistemului. Termodinamica consideră materia ca un mediu continuu și folosește pentru cercetare astfel de parametri termodinamici care sunt rezultatul acțiunii unui număr mare de particule (macroparametri). De exemplu, macroparametrii unei reacții chimice care are loc chiar și în „condiții normale” sunt temperatura, presiunea, volumul, concentrația, puterea câmpurilor gravitaționale, magnetice, electrice și electromagnetice etc. „Condițiile obișnuite” sunt o temperatură de 20–25 °C, presiunea atmosferică, adică aproximativ 101 kPa, accelerație gravitațională - în medie aproximativ 9,8 m/s2, intensitatea câmpului magnetic - în medie aproximativ 40 A/m, intensitatea câmpului electric - în medie aproximativ 130 V/m, iluminarea luminii vizibile - în medie aproximativ 500 lux. Pentru a caracteriza starea termodinamică a unui sistem, este necesar să se cunoască nu toate proprietățile, ci doar cel mai mic număr dintre ele, așa-numiții parametri independenți ai sistemului. De regulă, atunci când descriem un proces chimic care are loc pe Pământ, nu indicăm caracteristicile câmpului, deoarece acestea sunt constante și, prin urmare, nu afectează compoziția și randamentul produselor de reacție. Dacă un proces chimic este efectuat în condiții de câmpuri magnetice sau electrice puternice, sau sub iradiere intensă cu ultraviolete, raze X sau chiar lumină vizibilă, atunci parametrii câmpului vor avea un impact semnificativ asupra compoziției și randamentului produselor de reacție. În acest caz, trebuie specificați parametrii câmpului. Parametrii termodinamici sunt împărțiți în extensii și intensivi. Mărimile proporționale cu masa (sau cantitatea de substanță) fluidului de lucru sau a sistemului termodinamic luat în considerare se numesc extensive, acestea sunt volumul, energia internă, entalpia etc. Mărimile intensive nu depind de masa sistemului termodinamic. Acestea sunt, de exemplu, temperatura și presiunea. Presiunea este o mărime fizică egală cu raportul dintre o forță distribuită uniform pe suprafața unui corp și aria suprafeței situată perpendicular pe forță: p = S Unitatea de presiune SI este pascalul (Pa) - aceasta este presiunea cauzată printr-o forta de 1 N, uniform distribuita pe o suprafata de 1 m2 situata perpendicular pe directia fortei: 1 N/m2 = 1 Pa. În practică, se folosesc unități de presiune multiple și submultiple: kilopascal 8 (103 Pa = 1 kPa); megapascal (106 Pa = 1 MPa); hectapascal (102 Pa = 1 hPa), precum și o unitate nesistemică - bar (1 bar = 105 Pa). Conform concluziilor teoriei cinetice moleculare, presiunea gazului este rezultatul impactului moleculelor în mișcare continuă haotică pe peretele vasului. Cele mai simple relații între parametrii și comportamentul moleculelor au fost obținute pentru un gaz ideal. Un gaz ideal este înțeles ca un gaz format din molecule elastice, între care nu există forțe de interacțiune, și având un volum propriu neglijabil de mic în comparație cu volumul ocupat de gaz. Orice gaz real la o presiune relativ scăzută (aproape de cea atmosferică) se comportă aproape ca un gaz ideal (strict la p → 0). Ecuația de stare a unui gaz ideal - ecuația Mendeleev - Clapeyron are forma: pV = nRT, unde p este presiunea gazului, Pa; V - volum, m3; n este cantitatea de gaz, mol; R este constanta universală a gazului egală cu 8,314 J/(mol K); T este temperatura absolută, K. Temperatura caracterizează starea termică a sistemului. Conceptele de corp mai cald și mai rece pot fi stabilite experimental, dar temperatura nu poate fi măsurată direct. Se determină din valorile numerice ale altor parametri fizici care depind de temperatură, care stă la baza construcției scalelor empirice de temperatură. Diferite mărimi fizice pot acționa ca atare parametri (parametri termometrici). Acestea includ volumul unui corp la presiune constantă, presiunea la volum constant, conductivitatea electrică, forța termoelectromotoare, parametrii geometrici ai corpurilor, luminozitatea luminii etc. Un dispozitiv pentru măsurarea temperaturii se numește termometru. Pentru a construi orice scară empirică de temperatură se folosesc trei ipoteze: 1) mărimea gradului este specificată prin alegerea valorii numerice a valorii ∆T între două puncte de temperatură de referință - standarde de temperatură; 2) poziţia temperaturii zero în scalele empirice este arbitrară; 3) se presupune că funcția termometrică este liniară într-un interval de temperatură dat. Tranzițiile de fază ale substanțelor pure sunt folosite ca puncte de referință. De exemplu, pentru scara empirică Celsius, temperaturile de topire și fierbere ale apei la presiunea atmosferică (0 și, respectiv, 100 de grade) sunt luate ca puncte de referință. Intervalul dintre aceste temperaturi este împărțit în o sută de părți egale (grade Celsius - °C). Deși o scară obiectivă de temperatură poate fi construită folosind orice funcție termometrică definită teoretic, în termodinamică ecuația de stare a unui gaz ideal este utilizată ca atare funcție. Un termometru cu gaz permite cele mai precise măsurători de temperatură (aproape de scala de temperatură absolută - scara Kelvin). Totuși, determinarea temperaturii pe scara unui termometru cu gaz este o muncă destul de dificilă, care se efectuează doar pentru a stabili temperaturile absolute ale câtorva puncte de referință ale tranzițiilor de fază, luate drept referințe. Temperaturile intermediare sunt de obicei determinate prin metode termometrice empirice. Scala Internațională de Temperatură Practică (IPS), adoptată în 1954, este cea mai precisă aproximare a scalei de temperatură absolută în stadiul actual. Spre deosebire de scalele empirice, MSHT utilizează un punct experimental de temperatură de referință. Temperatura punctului triplu al apei (când gheața, apa și vaporii de apă sunt simultan în echilibru) a fost folosită ca un astfel de punct. Temperatura punctului triplu al apei este considerată în MPTS ca fiind de 273,16 K (exact). La presiunea atmosferică, gheața se topește cu 0,01° mai jos. Punctul de referință pe scara Celsius - 0 °C - corespunde cu 273,15 K. Valoarea numerică a temperaturilor pentru toate celelalte puncte de referință (cu excepția punctului triplu al apei) este rafinată continuu pe măsură ce precizia lucrului cu un termometru cu gaz crește. În 1968, s-a recomandat să se folosească douăsprezece puncte de referință ca puncte de temperatură de referință, acoperind intervalul de la punctul triplu al hidrogenului până la punctul de topire al aurului. În prezent, temperatura pe scara Celsius (t) este exprimată ca o relație cu temperatura absolută (T), care este: T = 273,15 + t. Proprietățile unui sistem care pot fi exprimate fără ambiguitate ca funcții de temperatură, presiune și concentrație a substanțelor care alcătuiesc sistemul se numesc funcții termodinamice. De exemplu, capacitatea termică, energia internă, entropia etc. Dacă schimbarea funcției termodinamice depinde numai de starea inițială și finală a sistemului și nu depinde de calea procesului, atunci o astfel de funcție se numește stare functia sistemului. Un proces termodinamic este orice modificare a unui sistem asociată cu o modificare a cel puțin unuia dintre parametrii termodinamici. Un proces circular sau ciclu este un proces în care un sistem termodinamic, părăsind o anumită stare inițială și suferind o serie de modificări, revine în aceeași stare; în acest proces, modificarea oricărui parametru de stare este zero. 10
Sistem termodinamic- un corp sau un grup de corpuri care interacționează, izolat mental sau efectiv de mediu.
Sistem omogen– un sistem în cadrul căruia nu există suprafețe care separă părți ale sistemului (faze) care diferă ca proprietăți.
Sistem eterogen- un sistem în cadrul căruia există suprafețe care separă părți ale sistemului care diferă ca proprietăți.
Fază– un set de părți omogene ale unui sistem eterogen, identice ca proprietăți fizice și chimice, separate de alte părți ale sistemului prin interfețe vizibile.
Sistem izolat- un sistem care nu face schimb de materie sau energie cu mediul.
Sistem inchis- un sistem care face schimb de energie cu mediul, dar nu face schimb de materie.
Sistem deschis- un sistem care face schimb de materie și energie cu mediul înconjurător.
Opțiuni de stare– mărimi care caracterizează orice proprietate macroscopică a sistemului în cauză.
Proces termodinamic– orice modificare a stării termodinamice a sistemului (modificare a cel puțin unui parametru de stare).
Proces reversibil- un proces care permite sistemului să revină la starea inițială fără să rămână vreo modificare în mediu.
Procesul de echilibru- un proces în care un sistem trece printr-o serie continuă de stări infinit apropiate de o stare de echilibru. Trăsături caracteristice ale procesului de echilibru:
1) diferență infinitezimală între forțele care acționează și cele opuse: F ex – F în > 0;
2) sistemul efectuează maximum de lucru în procesul direct | W| = max;
3) un proces infinit de lent, asociat cu o diferență infinit de mică a forțelor care acționează și un număr infinit de stări intermediare t > ?.
Proces spontan- un proces care poate avea loc fără cheltuirea muncii din exterior și, ca urmare, munca poate fi obținută într-o cantitate proporțională cu schimbarea stării sistemului care a avut loc. Poate apărea un proces spontan reversibil sau ireversibil.
Proces nespontan– un proces care necesită cheltuirea muncii din exterior într-o sumă proporțională cu schimbarea stării sistemului.
Energie– o măsură a capacității sistemului de a lucra; o măsură calitativă generală a mișcării și interacțiunii materiei. Energia este o proprietate integrală a materiei. Distinge energie potențială, conditionat de pozitia corpului in campul anumitor forte si energie kinetică, cauzate de schimbarea poziției corpului în spațiu.
Energia internă a sistemului U – suma energiei cinetice și potențiale a tuturor particulelor care alcătuiesc sistemul. De asemenea, puteți defini energia internă a unui sistem ca fiind energia sa totală minus energia cinetică și potențială a sistemului în ansamblu. [ U]= J.
Căldură Q - o formă de transfer de energie prin mișcarea dezordonată a moleculelor, prin ciocniri haotice ale moleculelor a două corpuri în contact, adică prin conductivitate termică (și în același timp prin radiație). Q> 0 dacă sistemul primește căldură din mediu. [ Q]= J.
Loc de munca W – o formă de transfer de energie prin mișcarea ordonată a particulelor (masele macroscopice) sub influența oricăror forțe. W> 0 dacă mediul funcționează pe sistem. [W] = J.
Toată munca este împărțită în lucru mecanic de dilatare (sau compresie)și alte tipuri de muncă (muncă utilă): ? W = -pdV + ?W?.
Starea standard a solidelor și lichidelor– starea stabilă a unei substanțe pure la o temperatură dată sub presiune p = 1 atm.
Stare standard de gaz pur– starea unui gaz care respectă ecuația de stare a unui gaz ideal la o presiune de 1 atm.
Valori standard– valori determinate pentru substanțele în stare standard (indicate prin indicele 0).
1.1. Prima lege a termodinamicii
Energia este indestructibila si necreata; nu poate trece de la o formă la alta decât în proporţii echivalente.
Prima lege a termodinamicii este un postulat - nu poate fi dovedită logic sau dedusă din nicio prevedere mai generală.
Prima lege a termodinamicii stabilește relația dintre căldură Q, muncă Wși o schimbare în energia internă a sistemului? U.
Sistem izolat
Energia internă a unui sistem izolat rămâne constantă.
U = const sau dU = 0Sistem inchis
Modificarea energiei interne a unui sistem închis are loc datorită căldurii transmise sistemului și/sau muncii efectuate asupra sistemului.
?U =Q +W sau dU = ? Q + ? WSistem deschis
O modificare a energiei interne a unui sistem deschis are loc datorită căldurii transmise sistemului și/sau muncii efectuate asupra sistemului, precum și din cauza unei modificări a masei sistemului.
?U =Q +W + ?U m sau dU = ? Q + ? W+ i?U i dn iEnergia internă este o funcție de stare; înseamnă asta că schimbarea energiei interne? U nu depinde de calea de tranziție a sistemului de la starea 1 la starea 2 și este egală cu diferența dintre valorile energiei interne U 2Și U 1în aceste stări:
?U =U 2 – U 1Pentru anumite procese:
?U = ?(v i U i) npod – ?(v i U i) ref1.2. Aplicarea primei legi a termodinamicii sistemelor închise omogene monocomponente
Procesul izocor (V = const; ?V = 0)În cel mai simplu caz, nu se face nicio lucrare utilă.
dU = ? Q + ? W = ? Q – pdV dU = ?Q v = C V dT = nC V dTÎntreaga cantitate de căldură primită de sistem merge pentru a schimba energia internă.
– capacitatea termică la volum constant, adică cantitatea de căldură necesară pentru a crește temperatura sistemului cu un grad la un volum constant. [ CV] = J/grad.
CV– capacitatea de căldură molară la volum constant, J/(mol? deg). Pentru gaze ideale:
C V = 2/3 R– gaz monoatomic;
C V = 5/2 R– gaz diatomic.
Procesul izobar (R = const) dU = ? Q + ? W = ?Q – pdV ?Q p = dU + pdV = d(U + pV) = dHH = U + pV – entalpie– funcția stării sistemului.
?Н = ?(? i U i) prod - ?(? i U i) ref?Q p = dU + pdV =dH = C p dT – efectul termic al unui proces izobar este egal cu modificarea entalpiei sistemului.
– capacitatea termică la presiune constantă. [CU] = J/grad.
C r– capacitatea de căldură molară la presiune constantă, J/(mol? deg).
Pentru gaze ideale: C r = C V + R; C p, C V =[J/(mol K)].
Efectul termic (caldura) al unei reactii chimice– cantitatea de căldură eliberată sau absorbită în timpul unei reacții la temperatură constantă.
Qv = ?UV Qp = ?Sus Dependența efectului termic al reacției de temperatură. legea lui KirchhoffCoeficientul de temperatură al efectului termic al unei reacții chimice este egal cu modificarea capacității termice a sistemului în timpul reacției.
Legea lui Kirchhoff:
Pentru un proces chimic, o modificare a capacității termice este specificată printr-o modificare a compoziției sistemului:
?S p= ?(? i C p,i) cont – ?(? i C p,i) out sau? C V =?(? i C V,i) cont – ?(? i C V,i) outForma integrală a legii lui Kirchhoff:
?Н Т2 = ?Н Т1 + ?С р (Т 2 – T 1) sau? U T2 = ?U Ti + ?C V (T 2 – T 1)1.3. A doua lege a termodinamicii. Entropie
1) Căldura nu se poate transfera spontan de la un corp mai puțin încălzit la unul mai încălzit.
2) Este imposibil un proces al cărui singur rezultat este conversia căldurii în muncă.
3) Există o funcție de stare a sistemului numită entropie, a căror modificare este legată de căldura absorbită și de temperatura sistemului, după cum urmează:
într-un proces de neechilibru
într-un proces de echilibru
S – entropie, J/grad,
– căldură redusă.
Interpretarea statistică a entropieiFiecare stare a sistemului este atribuită probabilitatea termodinamică(definit ca numărul de microstări care alcătuiesc o anumită macrostare a unui sistem), cu atât mai mare cu atât starea este mai dezordonată sau incertă. Entropia este o funcție de stare care descrie gradul de dezordine a unui sistem.
S = k ln W– Formula Boltzmann.
Sistemul tinde să treacă spontan la o stare cu probabilitate termodinamică maximă.
Calculul entropiei absolute
Modificarea entropiei în timpul unui proces chimic este determinată numai de tipul și starea substanțelor inițiale și a produselor de reacție și nu depinde de calea de reacție:
?S = ?(? i S i) prod - ?(? este i) refValorile entropiei absolute în condiții standard sunt date în literatura de referință.
1.4. Potențiale termodinamice
Potenţial– o cantitate a cărei pierdere determină munca produsă de sistem.
Doar acele procese care duc la scăderea energiei libere a sistemului pot apărea spontan; sistemul atinge o stare de echilibru atunci când energia liberă atinge o valoare minimă.
F = U – TS – Energia liberă Helmholtz – potenţial izocor-izotermic(J) - determină direcția și limita de apariție spontană a procesului într-un sistem închis situat în condiții izocorico-izoterme.
dF = dU – TdS sau? F = ?U – T?SG = H – TS = U + pV – TS – energie liberă Gibbs – potențial izobar-izotermic(J) - determină direcția și limita de apariție spontană a procesului într-un sistem închis situat în condiții izobaric-izoterme.
dG = dH – TdS sau? G = ?Н – T?S ?G = ?(? i G i) prod - ?(? i G i) ref ?G 0 = ?(? i ?G arr 0) prod - ?(? i ?G arr 0) ref Condiții pentru apariția spontană a proceselor în sisteme închiseIzobaric-izotermic (P = const, T = const):
?G< 0, dG < 0Izocoric-izotermic (V = const, T = const):
?F< 0, dF< 0Echilibru termodinamic se numește o astfel de stare termodinamică a unui sistem cu energie liberă minimă, care, în condiții externe constante, nu se modifică în timp, iar această invariabilitate nu se datorează niciunui proces extern.
Condiții de echilibru termodinamicîntr-un sistem închisIzobaric-izotermic (P = const, T = const):
?G = 0, dG = 0, d 2 G > 0Izocoric-izotermic (V = const, T = const):
?F =0, dF = 0, d 2 F >0 Ecuații izoterme ale reacțiilor chimice:Pentru reacție v 1 A 1 + v 2 A 2+ … = v? 1 B 1 + v? 2 B 2 + …
Aici C i , p i– concentraţiile, presiunile substanţelor care reacţionează în orice moment, altul decât starea de echilibru.
Influența condițiilor externe asupra echilibrului chimicPrincipiul Le Chatelier-Brown al echilibrului schimbător
Dacă se exercită o influență externă asupra unui sistem care se află într-o stare de echilibru adevărat, atunci în sistem apare un proces spontan care compensează această influență.
Efectul temperaturii asupra poziției de echilibru
Reacții exoterme: ?Н°< 0 (?U° < 0). Повышение температуры уменьшает величину константы равновесия, т. е. смещает равновесие влево.
Reacții endoterme: ?Н° > 0 (?U°> 0). O creștere a temperaturii crește valoarea constantei de echilibru (deplasează echilibrul la dreapta).
2. Echilibre de fază
Componentă- o componentă chimic omogenă a sistemului care poate fi izolată de sistem și poate exista în afara acestuia. Numărul de componente independente ale unui sistem este egal cu numărul de componente minus numărul de reacții chimice posibile dintre ele.
Numărul de grade de libertate– numărul de parametri de stare a sistemului care pot fi modificați simultan în mod arbitrar în anumite limite fără a modifica numărul și natura fazelor din sistem.
Regula fazei J. Gibbs:
Numărul de grade de libertate ale unui sistem termodinamic de echilibru C este egal cu numărul de componente independente ale sistemului K minus numărul de faze Ф plus numărul de factori externi care influențează echilibrul: C = K – F + n.
Pentru un sistem care este influențat doar de factori externi temperatura si presiunea, se poate scrie: C = K – F+ 2.
Principiul continuității– cu o schimbare continuă a parametrilor de stare, toate proprietățile fazelor individuale se modifică și ele continuu; proprietățile sistemului în ansamblu se modifică continuu până când numărul sau natura fazelor din sistem se schimbă, ceea ce duce la o schimbare bruscă a proprietăților sistemului.
Conform principiul conformității, pe diagrama de stare a sistemului, fiecare fază corespunde unei părți a planului - câmpul de fază. Liniile de intersecție ale planelor corespund echilibrului dintre cele două faze. Fiecare punct din diagrama de stare (așa-numita punct figurat) corespunde unei anumite stări a sistemului cu anumite valori ale parametrilor de stare.
2.1. Diagrama apei
K = 1. Echilibrele trifazate sunt posibile în sistem: între lichid și gaz (linia OA), solid și gaz (linia OB), solid și lichid (linia OC). Cele trei curbe au un punct de intersecție O, numit punct triplu al apei,– corespund echilibrului între trei faze și C = 0; trei faze pot fi în echilibru numai la valori strict definite de temperatură și presiune (pentru apă, punctul triplu corespunde stării cu P = 6,1 kPa și T = 273,16 K).
În fiecare dintre zonele diagramei (AOB, BOC, AOC) sistemul este monofazat; C = 2 (sistemul este bivariant).
Pe fiecare linie, numărul de faze din sistem este de două și, conform regulii fazelor, sistemul este monovariant: C = 1 – 2 + 2 = 1, adică pentru fiecare valoare de temperatură există o singură valoare a presiunii.
Efectul presiunii asupra temperaturii de tranziție de fază este descris de Ecuația Clausius–Clapeyron:
V 2, V 1– modificarea volumului molar al unei substanțe în timpul unei tranziții de fază.
Curba de echilibru „solid - lichid” de pe diagrama de stare a apei este înclinată spre stânga, iar pe diagramele de stare ale altor substanțe - spre dreapta, deoarece densitatea apei este mai mare decât densitatea gheții, adică topirea este însoțită printr-o scădere a volumului (AV< 0). În acest caz, o creștere a presiunii va scădea temperatura tranziției de fază solid-lichid (apă - substanță anormală). Pentru toate celelalte substanțe (așa-numitele substanţe normale) ?V pl> 0 și, conform ecuației Clausius-Clapeyron, o creștere a presiunii duce la creșterea temperaturii de topire.
3. Proprietăţile soluţiilor
3.1. Termodinamica solutiilor
Soluţie- un sistem omogen format din două sau mai multe componente, a cărui compoziție se poate modifica continuu în anumite limite fără modificări bruște ale proprietăților sale.
Difuzia în soluții
Difuzie– un proces spontan de egalizare a concentrației unei substanțe într-o soluție datorită mișcării termice a moleculelor sau atomilor acesteia.
Legea lui Fick: cantitatea de substanță care difuzează pe unitatea de timp printr-o unitate de suprafață este proporțională cu gradientul său de concentrație:
Unde j– fluxul de difuzie; D– coeficientul de difuzie.
Ecuația Einstein-Smoluchowski:
Unde? – vâscozitatea mediului; R– raza particulelor care difuzează.
Solubilitatea gazelor în gazeLegea lui Dalton: presiunea totală a unui amestec de gaze este egală cu suma presiunilor parțiale ale tuturor gazelor incluse în acesta:
Ptot = ? p iȘi pi = xi P totalLegea lui Henry-Dalton: Solubilitatea unui gaz într-un lichid este direct proporțională cu presiunea acestuia deasupra lichidului: C i = kp i , Unde C i– concentrația soluției de gaz în lichid; k– coeficient de proporționalitate, în funcție de natura gazului.
De regulă, atunci când un gaz se dizolvă într-un lichid, se eliberează căldură (La< 0), deci Pe măsură ce temperatura crește, solubilitatea scade.
Formula lui Sechenov:
X = X 0 e -kС elUnde XȘi X 0– solubilitatea gazului într-un solvent pur și o soluție de electrolit cu concentrație CU.
3.2. Proprietățile coligative ale soluțiilor non-electrolitice
Coligativ (colectiv) sunt proprietățile soluțiilor în raport cu proprietățile solventului, depinzând în principal de numărul de particule dizolvate.
Presiunea vaporilor saturați a soluțiilor diluateSe numește vapori care se află în echilibru cu un lichid saturate. Presiunea unui astfel de abur p 0 numit presiunea sau presiunea aburului saturat solvent pur.
Prima lege a lui Raoult. Presiunea parțială a vaporilor saturați ai unei componente a soluției este direct proporțională cu fracția sa molară din soluție, iar coeficientul de proporționalitate este egal cu presiunea vaporilor saturați deasupra componentului pur:
p i = p i 0 x iPentru o soluție binară formată din componentele A și B: scăderea relativă a presiunii de vapori a solventului deasupra soluției este egală cu fracția molară a substanței dizolvate și nu depinde de natura soluției:
Soluțiile pentru care legea lui Raoult este îndeplinită se numesc soluții ideale.
Presiunea de vapori a soluțiilor ideale și reale
Dacă componentele unei soluții binare (formată din două componente) sunt volatile, atunci vaporii de deasupra soluției vor conține ambele componente. Compoziție generală, mol. fracții în (x in) presiunea aburului:
p = p A 0 X A + p B 0 X B = p A 0 (1 -X B) + p B 0 X B = p A 0 -X B (p A 0 – p B 0)
Dacă moleculele unei anumite componente interacționează între ele mai puternic decât cu moleculele altei componente, atunci adevăratele presiuni parțiale de vapori deasupra amestecului vor fi mai mari decât cele calculate prin prima lege a lui Raoult. (abateri pozitive, ?Н TV > 0). Dacă particulele omogene interacționează între ele mai puțin decât cele diferite, presiunile parțiale de vapori ale componentelor vor fi mai mici decât cele calculate. (abateri negative, ?H dizolva< 0).
Temperatura de cristalizare a soluțiilor diluateA doua lege a lui Raoult. Scăderea temperaturii de îngheț a unei soluții T este direct proporțională cu concentrația molală a soluției: = T 0 – T = KS m, Unde T 0 – punctul de îngheț al unui solvent pur; T– temperatura de îngheț a soluției; LA– constanta crioscopică a solventului, grade/kg mol,
T 0 2– punctul de îngheț al solventului; M– greutatea moleculară a solventului, ?Н pl – căldura molară de fuziune a solventului.
Punctul de fierbere al soluțiilor diluateTemperatura de fierbere– temperatura la care presiunea vaporilor saturați devine egală cu presiunea exterioară.
Creșterea punctului de fierbere al soluțiilor de substanțe nevolatile? T K = T k – T k 0 proportional cu scaderea presiunii vaporilor saturati si direct proportional cu concentratia molala a solutiei: ?T kip = EU m, Unde E – constantă ebulioscopică solvent, grade/kg mol,
Presiunea osmotică a soluțiilor diluate
Osmoză– trecerea predominant unidirecțională a moleculelor de solvent printr-o membrană semipermeabilă într-o soluție sau molecule de solvent dintr-o soluție cu o concentrație mai mică într-o soluție cu o concentrație mai mare.
Presiunea care trebuie aplicată unei soluții pentru a preveni mutarea solventului în soluție prin membrana care separă soluția și solventul pur este numeric egală cu presiune osmotica?(Pa).
Principiul Van't Hoff: Presiunea osmotică a unei soluţii ideale este egală cu presiunea pe care ar exercita-o substanţa dizolvată dacă aceasta, fiind în stare gazoasă la aceeaşi temperatură, ar ocupa acelaşi volum pe care îl ocupă soluţia: ? = CRT.
Soluții izotonice– două soluții cu aceeași presiune osmotică (? 1 = ? 2).
Soluție hipertonică– o soluție a cărei presiune osmotică este mai mare decât cea a altei (? 1 > ? 2).
Soluție hipotonică– o soluție a cărei presiune osmotică este mai mică decât cea a altei (? 1< ? 2).
3.3. Soluții de electroliți
Gradul de disociere?– raportul dintre numărul de molecule n, dezintegrat în ioni, la numărul total de molecule N:
Coeficientul izotonic al lui Van Hoff i– raportul dintre numărul real de particule dintr-o soluție de electrolit și numărul de particule din această soluție fără a ține cont de disociere.
Dacă de la N molecule disociate n,și fiecare moleculă s-a dezintegrat în? ionii, atunci
Pentru non-electroliți eu = 1.
Pentru electroliți 1< i? ?.
3.4. Proprietățile coligative ale soluțiilor de electroliți:
Teoria Arrhenius a disocierii electrolitice
1. Electroliții din soluții se descompun în ioni - se disociază.
2. Disocierea este un proces reversibil de echilibru.
3. Forțele de interacțiune ale ionilor cu moleculele de solvent și între ele sunt mici (adică soluțiile sunt ideale).
Disocierea electroliților în soluție are loc sub influența moleculelor de solvent polar; prezența ionilor într-o soluție determină conductivitatea electrică a acesteia.
În funcție de gradul de disociere, electroliții sunt împărțiți în trei grupuri: puternic(? ? 0,7), rezistență medie(0,3 < ? < 0,7) и slab(? ? 0,3).
Electroliți slabi. Constanta de disocierePentru un anumit electrolit care se dezintegrează în ioni în soluție în conformitate cu ecuația:
A a B b - aA x- + bB y+
Pentru un electrolit binar:
– Legea diluției lui Ostwald: gradul de disociere a unui electrolit slab crește odată cu diluarea soluției.
Activitatea soluției– valoare empirică care înlocuiește concentrarea, – activitate (concentrare efectivă) A, legat de concentrare prin coeficientul de activitate f, care este o măsură a abaterii proprietăților unei soluții reale de la ideal:
a = fC; a + = f+ C + ; a_ = f_C_.Pentru un electrolit binar:
– activitatea electrolitică medie;
– coeficientul mediu de activitate.
Legea limitei Debye-Hückel pentru electrolit binar: lg f = -0,51z 2 I?, Unde z– sarcina ionului pentru care se calculează coeficientul de activitate;
I – puterea ionică a soluției I = 0,5? (C i r i 2).
4. Conductivitatea electrică a soluțiilor de electroliți
Dirijori de primul fel– metalele și topiturile lor, în care electricitatea este transferată de electroni.
Conductori de tip II– soluții și topituri de electroliți cu conductivitate ionică.
Electricitate este mișcarea ordonată a particulelor încărcate.
Fiecare conductor prin care trece curentul reprezintă un anumit rezistenta R, care, conform legii lui Ohm, este direct proporţională cu lungimea conductorului lși invers proporțional cu aria secțiunii transversale S; factorul de proporționalitate este rezistivitate material? – rezistența unui conductor având lungimea de 1 cm și secțiunea transversală de 1 cm 2:
Magnitudinea W, se numește inversul rezistenței conductivitate electrică– o măsură cantitativă a capacității unei soluții de electrolit de a conduce curentul electric.
Conductivitate electrică?(k) este conductivitatea electrică a unui conductor de tip I de 1 m lungime cu o suprafață a secțiunii transversale de 1 m2 sau conductivitatea electrică de 1 m3 (1 cm3) a unei soluții de electrolit (conductor de tip II) cu o distanță între electrozii de 1 m (1 cm) și o suprafață a electrodului de 1 m 2 (1 cm 2).
Conductivitatea electrică molară a soluției) ?– conductivitatea electrică a unei soluții care conține 1 mol de dizolvat și plasate între electrozi aflați la o distanță de 1 cm unul de celălalt.
Conductivitatea electrică molară atât a electroliților puternici, cât și a celor slabi crește odată cu scăderea concentrației (adică odată cu creșterea dilutie solutie V = 1/C), atingerea unei anumite valori limită? 0 (? ?), numit conductivitate electrică molară la diluție infinită.
Pentru un electrolit binar cu ioni încărcați individual la o temperatură constantă și o intensitate a câmpului de 1 V m -1:
? = ?F(u + + și?),Unde F– numărul Faraday; și + , și? – mobilitate absolută (m 2 V -1 s -1) cation și anion - viteza de mișcare a acestor ioni în condiții standard, cu o diferență de potențial de 1 V la 1 m de lungime a soluției.
? + = Fu + ; ?? = Fu?,Unde? + ,?? – mobilitate cation și anion, Ohm m 2 mol -1 (Ohm cm 2 mol -1).
? = ?(? + + ??)Pentru electroliți puternici? ?1 şi ? = ? + + ??
Cu diluarea infinită a soluției (V > ?, ? + > ? ? + , ?? > ? ? ?, ? > 1) atât pentru electroliți puternici, cât și pentru cei slabi? ? = ? ? + – ? ? ? - Legea lui Kohlrausch: Conductivitatea molară la diluție infinită este egală cu suma mobilităților electrolitice? ? + , ? ? ? cation și anion al unui electrolit dat.
Ioni H+ și OH? au o mobilitate anormal de mare, care este asociată cu un mecanism special de transfer al sarcinii de către acești ioni - mecanism de releu.Între ionii de hidroniu H 3 O + și moleculele de apă, precum și între moleculele de apă și ionii de OH? Schimbul de protoni are loc continuu conform ecuațiilor:
H3O+ + H2O > H2O + H3O+
H2O + OH? > Oh? + H2O
5. Procese electrochimice
5.1. Potențialele electrodului. Elemente galvanice. EMF
Când două materiale diferite din punct de vedere chimic sau fizic intră în contact (metal 1 (conductor de primul fel) - metal 2 (conductor de primul fel), metal (conductor de primul fel) - soluție de sare metalică (conductor de al doilea fel) , soluția de electrolit 1 (conductor de al doilea fel) - între ele ia naștere soluția de electrolit 2 (conductor de tip II), etc. strat dublu electric (EDL). EDL este rezultatul unei distribuții ordonate a particulelor încărcate opus la interfață.
Formarea unui EDL duce la un salt de potențial?, care, în condiții de echilibru între un metal (conductor de primul fel) și o soluție de sare metalică (conductor de al doilea fel) se numește potenţial galvani.
Sistem: metal (Me) – o soluție apoasă a unei sări a acestui Me – se numește electrod sau jumătate de elementși este reprezentat schematic după cum urmează:
Electrodul (p/e) este scris astfel încât toate substanțele din soluție să fie plasate la stânga, iar materialul electrodului să fie plasat la dreapta liniei verticale.
? > 0, dacă reacția de reducere a lui Me n+ + are loc la electrod nu? - Eu 0,
? < 0, если на электроде протекает реакция окисления Ме 0 - Ме n+ + nu?.
Potențialul electrodului E Me n+ /Me este diferența de potențial de echilibru care apare la limita de fază a unui conductor de primul tip/conductor de al doilea tip și măsurată în raport cu un electrod standard de hidrogen.
ecuația Nernst, Unde n– numărul de electroni care participă la reacția electrodului; CUМе n+ – concentrația de cationi; E Eu n+ /Eu – potenţial standard de electrod.
Potențial de contact? ?– un salt de potențial de echilibru care are loc la interfața dintre doi conductori de primul fel.
Potential de difuzie? diff este diferența de potențial de echilibru care apare la limita de fază a unui conductor de al doilea tip/conductor de al doilea tip.
Celulă galvanică (de ex.)– un circuit electric format din două sau mai multe p.e. și producerea de energie electrică datorită reacției chimice care are loc în ea, iar etapele de oxidare și reducere a reacției chimice sunt separate spațial.
Se numește electrodul pe care are loc procesul de oxidare în timpul funcționării unei celule galvanice anod, electrodul pe care are loc procesul de reducere este catod.
Regulile IUPAC pentru înregistrarea celulelor galvanice și a reacțiilor care apar în ele1. În g. e. se execută lucru, prin urmare f.e.m. a elementului este considerată o valoare pozitivă.
2. Mărimea EMF a circuitului galvanic E este determinată de suma algebrică a salturilor de potențial la interfețele tuturor fazelor, dar întrucât oxidarea are loc la anod, fem se calculează scăzând din valoarea numerică a potențialului catodic (electrodul din dreapta) valoarea potențialului anodului (stânga). electrod) - regula polului drept. Prin urmare, schema de circuit a elementului este scrisă astfel încât electrodul din stânga să fie negativ (are loc oxidarea), iar electrodul din dreapta să fie pozitiv (se produce procesul de reducere).
3. Interfața dintre un conductor de primul fel și un conductor de al doilea fel este indicată printr-o linie.
4. Limita dintre doi conductori de al doilea tip este reprezentată cu o linie punctată.
5. Puntea de electrolit de la limita a doi conductori de tip II este indicată prin două linii punctate.
6. Componentele unei faze se scriu separate prin virgule.
7. Ecuația reacției electrodului este scrisă astfel încât substanțele în formă oxidată (Ox) să fie situate în stânga, iar în formă redusă (Roșu) în dreapta.
Celulă galvanică Daniel-Jacobi constă din plăci de zinc și cupru scufundate în soluții corespunzătoare de ZnSO 4 și CuSO 4, care sunt separate printr-o punte de sare cu o soluție de KCl: puntea electrolitică asigură conductivitatea electrică între soluții, dar împiedică difuzia lor reciprocă.
(-) Zn | Zn 2+ :: Cu 2+ | Cu(+)Reacții la electrozi:
Zn 0 > Zn 2+ + 2e? Cu 2+ + 2e? > Cu 0Proces redox total:
Cu 2+ + Zn 0 > Cu 0 + Zn 2+Munca efectuată de curentul unei celule galvanice (și, în consecință, diferența de potențial) va fi maximă în timpul funcționării sale reversibile, când procesele pe electrozi decurg infinit lent și puterea curentului în circuit este infinit de mică.
Diferența maximă de potențial care apare în timpul funcționării reversibile a unei celule galvanice este forța electromotoare (EMF) a unei celule galvanice E.
EMF al elementului E Zn/ Cu = ? Cu 2+ /Cu + ? Zn 2+ /Zn + ? k + ? dif.
Excluzând? difer si? La: E Zn/Cu = ? Cu 2+ /Cu + ? Zn 2+ /Zn = E Cu 2+ /Cu + E Zn 2+ /Zn sunt celule galvanice formate din doi electrozi metalici identici scufundați în soluții de sare a acestui metal cu concentrații diferite C 1 > C 2. Catodul în acest caz va fi electrodul cu o concentrație mai mare, deoarece potențialele standard ale electrodului ambilor electrozi sunt egale.
Lanțuri de concentrare
Singurul rezultat al elementului de concentrare este transferul ionilor metalici dintr-o soluție mai concentrată într-una mai puțin concentrată.
Lucrarea unui curent electric într-o celulă galvanică de concentrare este opera unui proces de difuzie, care se desfășoară reversibil ca urmare a împărțirii sale spațiale în două procese de electrozi reversibile în direcție opusă.
5.2. Clasificarea electrozilor
Electrozi de primul fel. O placă de metal scufundată într-o soluție de sare a aceluiași metal. În timpul funcționării reversibile a elementului în care este inclus electrodul, pe placa metalică are loc procesul de tranziție a cationilor de la metal la soluție sau de la soluție la metal.
Electrozi de al doilea fel. Metalul este acoperit cu o sare ușor solubilă a acelui metal și se află într-o soluție care conține o altă sare solubilă cu același anion. Electrozii de acest tip sunt reversibili în raport cu anionul.
Electrozi de referință– electrozi cu valori de potenţial precis cunoscute şi reproductibile.
Electrod cu hidrogen este o placă de platină scăldată în hidrogen gazos și scufundată într-o soluție care conține ioni de hidrogen. Hidrogenul adsorbit de platină este în echilibru cu hidrogenul gazos.
Pt, H2/H+Echilibru electrochimic la electrod:
2H + + 2e? - N 2.Se presupune că potențialul unui electrod de hidrogen standard (cu o activitate ionică H + de 1 mol/l și o presiune a hidrogenului de 101,3 kPa) este zero.
Potențialul electrodului electrodului de hidrogen nestandard:
Electrod de calomel constă dintr-un electrod de mercur plasat într-o soluție de KCl de o anumită concentrație și saturat cu calomel Hg 2 Cl 2:
Hg/Hg2CI2, KCIElectrodul de calomel este reversibil în raport cu anionii de clor
Electrod de clorură de argint– reversibil față de anionii de clor:
Ag/AgCI, KCI
Dacă soluția de KCl este saturată, atunci E AgCl = 0,2224 – 0,00065(t – 25), V.
Electrozi indicatori. Electrozii reversibile cu ioni de hidrogen sunt utilizați în practică pentru a determina activitatea acestor ioni în soluție.
Electrod cu chinidronă este un fir de platină coborât într-un vas cu soluția de testat, în care se pune în prealabil o cantitate în exces de chinidronă C 6 H 4 O 2 C 6 H 4 (OH) 2 - un compus de chinonă C 6 H 4 O 2 și hidrochinonă C6H4(OH)2 capabil de interconversie într-un proces redox de echilibru în care participă ionii de hidrogen:
C6H4O2 + 2H++ + 2e? > C6H4(OH)2Cel mai des folosit electrod de sticlă sub forma unui tub care se termina intr-o bila de sticla cu pereti subtiri. Bila este umplută cu o soluție tampon cu o anumită valoare a pH-ului, în care este scufundat un electrod auxiliar (de obicei clorură de argint). Pentru a măsura pH-ul, un electrod de sticlă este scufundat în soluția de testare în perechi cu un electrod de referință. Bila de electrod de sticlă este pretratată pentru o lungă perioadă de timp cu o soluție acidă. În acest caz, ionii de hidrogen sunt introduși în pereții mingii, înlocuind cationii metalelor alcaline. Procesul electrodului se reduce la schimbul de ioni de hidrogen între două faze - soluția studiată și sticlă: soluție H - H st +.
Potenţial standard E st 0 pentru fiecare electrod are propria sa valoare, care se modifică în timp; Prin urmare, înainte de fiecare măsurătoare de pH, electrodul de sticlă este calibrat față de soluții tampon standard cu un pH cunoscut cu precizie.
Electrozi redoxUn electrod format dintr-un conductor inert de primul fel plasat într-o soluție de electrolit care conține un element în diferite stări de oxidare se numește redox sau electrod redox.
Reacția electrodului: Ох n+ + nu? - Roșu.
În acest caz inert Eu are un rol indirect în reacția electrodului, mediand transferul de electroni din forma redusă a lui Me (Roșu) în forma oxidată (Ox) sau invers.
6. Fenomene de suprafață și adsorbție
6.1. Tensiunea superficială și adsorbția Gibbs
Fenomene superficiale sunt procese care au loc la limita de fază și sunt cauzate de caracteristicile compoziției și structurii stratului de suprafață (limită).
Gs = ?s,Unde G s– energia Gibbs de suprafață a sistemului, J; ? – coeficient de proporționalitate, numit tensiune superficială, J/m 2 ; s – suprafata interfaciala, m2.
Tensiune de suprafataO este o cantitate măsurată prin energia Gibbs pe unitatea de suprafață a stratului de suprafață. Este numeric egal cu munca care trebuie făcută împotriva forțelor interacțiunii intermoleculare pentru a forma o unitate de interfață de fază la o temperatură constantă.
Din modelul Dupre, tensiune de suprafata egală cu forța care tinde să reducă interfața și pe unitatea de lungime a conturului limitând suprafața
Se numește capacitatea substanțelor dizolvate de a modifica tensiunea superficială a unui solvent activitatea de suprafață g:
Clasificarea substanțelor în funcție de efectul lor asupra tensiunii superficiale a solventului1. Surfactanți (surfactanți)– reduce tensiunea superficială a solventului (? soluție< ? 0) g >0 (față de apă – compuși organici cu structură difilă).
2. Surfactanți– creșteți ușor tensiunea superficială a solventului (? soluție > ? 0) g< 0 (неорганические кислоты, основания, соли, глицерин, ?-аминокислоты и др).
3. Non-surfactanți (NSS)– practic nu se modifică tensiunea superficială a solventului (? soluție = ? 0) g = 0 (în raport cu apă, substanțele sunt zaharoza și o serie de altele).
regula Duclos-Traube:în orice serie omoloagă la concentrații scăzute, prelungirea lanțului de carbon cu o grupă CH2 crește activitatea de suprafață de 3-3,5 ori:
Pentru soluții apoase de acizi grași (ecuația Șishkovsky):
Unde bȘi LA- constante empirice, b la fel pentru întreaga serie omoloagă, K crește pentru fiecare membru ulterior al seriei de 3-3,5 ori.
Procesul de modificare spontană a concentrației oricărei substanțe la interfața dintre două faze se numește adsorbţie. Adsorbant este o substanță pe suprafața căreia are loc o modificare a concentrației unei alte substanțe - adsorbat.
Izoterma de adsorbție Gibbs:
Se caracterizează un exces de adsorbat în stratul de suprafață în comparație cu cantitățile sale inițiale din acest strat excesiv, sau așa-zis Gibbs, adsorbție(G).
6.2. Adsorbția la interfața solid-gaz
Adsorbția fizică apare din cauza interacțiunilor van der Waals ale moleculei adsorbite cu suprafața, se caracterizează prin reversibilitate și o scădere a adsorbției odată cu creșterea temperaturii, adică exotermicitatea (efectul termic al adsorbției fizice este de obicei apropiat de căldura de lichefiere a adsorbatului 10–). 80 kJ/mol).
Adsorbția chimică (chimisorbția) realizat prin interacțiunea chimică a moleculelor de adsorbant și adsorbat, de obicei ireversibilă; este localizat adică moleculele de adsorbat nu se pot deplasa de-a lungul suprafeței adsorbantului. Deoarece chimisorbția este un proces chimic care necesită o energie de activare de ordinul 40-120 kJ/mol, o creștere a temperaturii favorizează apariția acestuia.
ecuația lui Henry(adsorbție monomoleculară pe o suprafață omogenă la presiuni scăzute sau concentrații scăzute):
G = Ks sau G = Kr,LA– constantă de echilibru de adsorbție, în funcție de natura adsorbantului și a adsorbatului; S, p– concentrația de dizolvat sau presiunea gazului.
Teoria lui Langmuir a adsorbției monomoleculare
1. Adsorbția este localizată și este cauzată de forțe apropiate de cele chimice.
2. Adsorbția are loc pe o suprafață omogenă a adsorbantului.
3. La suprafață se poate forma un singur strat de molecule adsorbite.
4. Procesul de adsorbție este reversibil și echilibrat.
Izoterma de adsorbție Langmuir:
Unde Г 0 – capacitate monostrat– constantă egală cu adsorbția limitativă observată la concentrații de echilibru relativ mari, mol/m2; b– constantă egală cu raportul dintre constanta vitezei de adsorbție și constanta vitezei de desorbție.
Ecuația Freundlich(adsorbție pe o suprafață neuniformă): Г = K F cu n, Unde. CE FACI este o constantă numeric egală cu adsorbția la o concentrație de echilibru egală cu unitatea; n– constantă care determină curbura izotermei de adsorbție (n= 0,1–0,6).
Adsorbția moleculară din soluții:
unde C0 este concentraţia iniţială a adsorbatului; CU– concentrația de echilibru de adsorbat; V– volumul soluției de adsorbat; m– masa adsorbantului.
Pătrat S0, pentru o moleculă din stratul saturat de adsorbție, locul de aterizare:
m2/moleculă.
Grosimea stratului de adsorbție:
Unde M– greutatea moleculară a surfactantului; ? - densitatea surfactantului.
Regula lui Rehbinder: Adsorbații polari din solvenți cu polaritate scăzută sunt mai bine adsorbiți pe adsorbanții polari; pe adsorbanți polari – adsorbați nepolari din solvenți polari.
Orientarea moleculelor de surfactant pe suprafața adsorbantului este prezentată schematic în figură:
6.3. Adsorbția din soluții de electroliți
Schimb de adsorbție– procesul de schimb ionic dintre o soluție și faza solidă, în care faza solidă absoarbe din soluție ioni de un anumit semn (cationi sau anioni) și în schimb poate elibera în soluție un număr echivalent de alți ioni de același semn . Pentru totdeauna specific, adică, pentru un adsorbant dat, numai anumiți ioni sunt capabili de schimb; adsorbția prin schimb este de obicei ireversibilă.
Regula Paket-Peskov-Faience: Pe suprafața unui solid cristalin, un ion este adsorbit în mod specific dintr-o soluție de electrolit, care este capabilă să-și completeze rețeaua cristalină sau poate forma un compus slab solubil cu unul dintre ionii care alcătuiesc cristalul.
7. Sisteme coloidale (disperse).
Sistem coloidal (dispers). este un sistem eterogen în care una dintre faze este reprezentată de particule mici distribuite uniform în volumul altei faze omogene. Acestea sunt sisteme ultramicroeterogene formate din particule faza dispersata– o colecție de particule zdrobite, a căror dimensiune se află în intervalul 10 -9 -10 -5 m și continuă mediu de dispersie,în care sunt distribuite aceste particule.
Semne starea coloidală a unei substanțe – dispersitate și eterogenitate.
Gradul de dispersie?– reciproca diametrului mediu sau, pentru particulele nesferice, reciproca diametrului mediu echivalent d(m -1):
Suprafață specifică– raportul dintre suprafața totală a fazei dispersate S DF și volumul total sau masa sa:
7.1. Clasificare și metode de producere a sistemelor disperse
Clasificarea în funcție de starea de agregare a fazelor
Nu există un sistem dispersat în care atât faza dispersată, cât și mediul de dispersie sunt gaze, deoarece gazele sunt infinit solubile unele în altele.
Clasificarea sistemelor în funcție de dimensiunea particulelor fazei dispersate:
1) foarte dispersat, 10 -9_ 10 -7 m (sticlă rubin);
2) mediu-dispers, 10 -7_ 10 -5 m (cafea instant);
3) grosier, > 10 -5 m (picături de ploaie).
Metode de obţinere a sistemelor coloidale DispersândDispersia fizica: măcinare mecanică folosind mori coloidale; pulverizare electrică a substanțelor; dispersie ultrasonică și alte metode. Pentru a preveni lipirea particulelor rezultate, dispersia se efectuează în prezență stabilizator– electrolit sau substanță adsorbită la interfață (surfactanți).
Dispersie chimică (peptizare): transferarea sedimentului proaspăt preparat în stare coloidală cu ajutorul unui peptizer.
CondensareCondens fizic: 1) metoda de înlocuire a solventului, care constă în adăugarea unui lichid miscibil cu solventul, în care substanța însăși este ușor solubilă, la o soluție adevărată a unei substanțe; din cauza scăderii solubilității substanței în noul solvent, soluția devine suprasaturată și o parte din substanță se condensează, formând particule din faza dispersată; 2) metoda de condensare din vapori; substanța de pornire este în vapori; pe măsură ce temperatura scade, aburul devine suprasaturat și se condensează parțial, formând o fază dispersată.
Condens chimic: orice reacție chimică care are ca rezultat formarea unui compus slab solubil; Pentru a obține o soluție coloidală, reacția trebuie efectuată într-o soluție diluată la o rată scăzută de creștere a particulelor; una dintre substanțele inițiale este luată în exces și servește ca stabilizator.
7.2. Proprietățile optice ale sistemelor disperse
Când lumina cade asupra unui sistem dispersat, pot fi observate următoarele fenomene:
trecerea luminii particulele fazei dispersate (observate pentru sistemele transparente în care particulele sunt mult mai mici decât lungimea de undă a luminii incidente (r<< ?);
refracția luminii particule de fază dispersată (dacă aceste particule sunt transparente);
reflexia luminii particule de fază dispersată (dacă particulele sunt opace);
refractie si reflexie lumina este observată pentru sistemele în care particulele sunt mult mai lungi decât lungimea de undă a luminii incidente (r >> ?). Vizual, acest fenomen se exprimă în turbiditatea acestor sisteme;
difuzia luminii observat pentru sistemele în care particulele de fază dispersată sunt mai mici, dar comparabil cu lungimea de undă a luminii incidente (r ? 0,1 ?);
adsorbţie(absorbția) luminii de către faza dispersată cu conversia energiei luminoase în energie termică.
Ecuația Rayleigh:
unde I, I 0 – intensitatea luminii împrăștiate și incidente; V– volumul unei particule; ? – concentrație parțială (număr de particule pe unitatea de volum); ? – lungimea de undă; n 1, n 0 sunt indicii de refracție ai particulelor și, respectiv, a mediului.
Fenomenul diferitelor culori ale unei soluții coloidale în lumină transmisă și împrăștiată (reflectată) se numește opalescență.În cazul soluțiilor colorate, există o suprapunere a propriei culori și a culorii cauzate de opalescență (fenomenul dicroismul luminii).
7.3. Proprietăți cinetice moleculare
Este tipic pentru sistemele coloidale Mișcarea browniană– mișcarea aleatorie continuă a particulelor de dimensiuni microscopice și coloidale. Această mișcare este mai intensă cu cât temperatura este mai mare și cu atât masa particulei și vâscozitatea mediului de dispersie sunt mai mici.
Difuzie– un proces spontan de egalizare a concentrației de particule.
Legea lui Fick:
Datorită dimensiunii mari a particulelor coloidale, difuzia în sistemele coloidale este lentă în comparație cu soluțiile adevărate.
Presiune osmotica:
unde mtot este masa substanței dizolvate; m- masa unei particule; V– volumul sistemului; N / A– numărul lui Avogadro; T– temperatura absolută; ? – concentrare parțială; k– constanta Boltzmann.
Pentru particule sferice:
Unde? m este masa fazei dispersate pe unitate de volum de soluție; ? – densitatea mediului de dispersie; r este raza particulei.
7.4. Structura micelară
Micela liofobă Sistemul se numește microsistem eterogen, care constă dintr-un microcristal în fază dispersată, înconjurat de ioni stabilizatori solvați.
Potenţial-determinant se numesc ioni care sunt adsorbiti pe suprafata unei particule din faza solida (unitate)și dându-i o taxă. Agregatul, împreună cu ionii determinanți a potențialului, formează miezul micelului.
Contrarii– ioni grupați în apropierea miezului micelului.
Locația contraionilor într-un mediu de dispersie este determinată de doi factori opusi: mișcarea termică (difuzia) și atracția electrostatică.
Counterions incluse în dens strat de adsorbție, se numesc „conectate” și împreună cu nucleul alcătuiesc particule sau granule coloidale. O particulă coloidală (granulă) are o sarcină, al cărei semn este determinat de semnul sarcinii ionilor determinanți de potențial.
Se formează contracții strat difuz,– „mobil” sau „liber”.
Constituie o particulă coloidală cu un strat difuz înconjurător de contraioni solvați micela. Spre deosebire de o particulă coloidală, o micelă este neutră din punct de vedere electric și nu are dimensiuni strict definite.
Într-o micelă cu un stabilizator ionic, există un EDL la limita de fază; apare o diferență de potențial între faza dispersată și mediul de dispersie - potenţialul termodinamic f (interfacial), care este determinată de proprietățile unui sistem dispersat dat, precum și de sarcina și concentrația ionilor determinanți de potențial adsorbiți pe faza solidă.
Mișcarea particulelor coloidale încărcate într-un lichid staționar către unul dintre electrozi sub influența unui câmp electric extern se numește electroforeză.
Suprafața pe care are loc mișcarea se numește suprafata de alunecare. Mărimea saltului de potențial la limita fazelor care sunt în mișcare una față de alta în timpul electroforezei și în mișcarea browniană, adică pe suprafața de alunecare, se numește potenţial electrocinetic sau a (potenţial zeta).
7.5. Stabilitate și coagulare
Stabilitatea sistemelor dispersate caracterizează capacitatea fazei dispersate de a menține o stare de distribuție uniformă a particulelor pe întregul volum al mediului de dispersie.
Există două tipuri de stabilitate relativă a sistemelor dispersate: sedimentare și agregare.
Stabilitate la sedimentare– capacitatea unui sistem de a rezista la efectele gravitației. Sedimentarea este depunerea particulelor într-o soluție sub influența gravitației.
Condiție echilibru de sedimentare: particula se mișcă cu o viteză constantă, adică uniform, forța de frecare echilibrează forța gravitațională:
6??rU = 4/3?r 3 (? – ? 0)g,Unde? – densitatea fazei dispersate, ? 0 – densitatea mediului de dispersie, g – accelerația gravitației, ? – vâscozitatea mediului.
Stabilitate agregativă caracterizează capacitatea particulelor din faza dispersată de a rezista la aderarea lor între ele și de a-și menține astfel dimensiunea.
Când stabilitatea agregativă este încălcată, coagularea este procesul prin care particulele se lipesc pentru a forma agregate mari. Ca urmare a coagulării, sistemul își pierde stabilitatea la sedimentare, deoarece particulele devin prea mari și nu pot participa la mișcarea browniană.
Cauzele coagulării:
> schimbarea temperaturii;
> efectul câmpurilor electrice și electromagnetice;
> acţiunea luminii vizibile;
> iradierea cu particule elementare;
> impact mecanic;
> adăugarea de electrolit etc.
Coagularea cu electroliți este de cel mai mare interes practic.
Tipuri de coagulare cu electrolițiConcentraţie coagularea are loc sub influență indiferent electroliti. Indiferent numit electrolit, la introducerea căruia potențialul interfacial<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:
Se numește starea în care stratul difuz dispare și particula coloidală devine neutră din punct de vedere electric izoelectric– potențialul electrocinetic (?) este zero, are loc coagularea. Formula micelului în această stare ia forma: (mnAg + nNO 3 ?) 0.
Neutralizare coagularea are loc atunci când se adaugă la un sol neindiferenți electrolit. Indiferent numit electrolit care poate modifica potențialele interfațale (?) și electrocinetice asociate liniar (?), adică acest electrolit conține ioni care pot fi adsorbiți în mod specific pe suprafața agregatului, pot completa rețeaua cristalină sau interacționează chimic cu ionii determinanți de potențial. .
Procesul reversibil prin care coagulul revine la starea coloidală se numește peptizare sau dezagregare.
Reguli de coagulare1. Toți electroliții puternici adăugați în sol în cantități suficiente provoacă coagularea acestuia. Se numește concentrația minimă de electrolit care provoacă coagularea solului într-o anumită perioadă scurtă de timp pragul de coagulare:
unde C el este concentrația electrolit-coagulatorului; V el – volumul de electrolit adăugat; V sol (de obicei 10 ml) – volum de sol.
2. Efectul de coagulare este posedat de ionul a cărui sarcină coincide în semn cu sarcina contraionilor micelei solului liofob (sarcina ionului de coagulare este opusă sarcinii particulei coloidale). Acest ion se numește ion coagulant.
3. Cu cât sarcina ionului este mai mare, cu atât capacitatea de coagulare a ionului coagulant este mai mare:
Regula semnificației:
? 1: ? 2: ? 3 = 1/1 6: 1/2 6: 1/3 6 = 729: 11: 1Capacitatea de coagulare a unui ion cu aceeași sarcină este mai mare, cu cât raza sa cristalină este mai mare. Ag + > Cs + > Rb + > NH 4 + > K + > Na + > Li+ – serie liotropă.
Protecție coloidală se numește creșterea stabilității agregative a unui sol prin introducerea în acesta a unui HMC (compus cu greutate moleculară mare) sau a unui surfactant (surfactant).
Numar de protectie este numărul minim de miligrame de substanță uscată care este necesar pentru a proteja 10 ml de sol atunci când i se adaugă un electrolit în cantitate egală cu pragul de coagulare.
Ed. a 3-a, rev. - M.: Şcoala superioară, 2001 - 512 p., 319 p.
Manualul este întocmit în conformitate cu programul de chimie fizică.
Prima carte prezintă în detaliu următoarele secțiuni ale cursului: bazele mecanicii cuantice ale teoriei legăturilor chimice, structura atomilor și moleculelor, metode spectrale de studiere a structurii moleculare, termodinamica fenomenologică și statistică, termodinamica soluțiilor și echilibrele de fază.
În partea a doua a secțiunii cursului de chimie fizică sunt prezentate electrochimia, cinetica chimică și cataliză pe baza conceptelor dezvoltate în prima parte a cărții - structura materiei și termodinamica statistică. Secțiunea „Cataliză” reflectă cinetica proceselor eterogene și de difuzie, termodinamica adsorbției și problemele de reactivitate.
Pentru studenții care studiază specialitățile chimice și tehnologice.
Cartea 1.
Format: djvu
Mărimea: 11,2 MB
Descarca: drive.google
Cartea 2.
Format: djvu
Mărimea: 7 MB
Descarca: drive.google
CUPRINS Cartea 1.
Prefaţă. 3
Introducere 6
Secțiunea unu. Fundamentarea mecanică cuantică a teoriei structurii moleculare și a legăturii chimice
Capitolul 1. Structura atomică 9
§ 1.1. Caracteristicile mecanicii cuantice ale microparticulelor 9
§ 1.2. Atom asemănător hidrogenului 11
§ 1.3. Orbitali atomici ai atomului asemănător hidrogenului 14
§ 1.4. Spinul electronilor 21
§ 1.5. Atomi multielectroni 23
§ 1.6. Principiul Pauli 26
§ 1.7. Configurațiile electronice ale atomilor 28
Capitolul 2. Molecule. Metode teoretice utilizate în studierea structurii moleculelor și a legăturilor chimice 34
§ 2.1. Moleculă. Suprafata potentiala. Configurarea echilibrului 34
§ 2.2. Teoria legăturii chimice și sarcinile acesteia. Ecuația Schrödinger pentru molecule 39
§ 2.3. Metoda variațională pentru rezolvarea ecuației Schrödinger 42
§ 2.4. Două metode principale ale teoriei structurii moleculare. Metoda legăturii de valență și metoda orbitalelor moleculare 44
§ 2.5. Idei de bază ale metodei orbitalelor moleculare 49
§ 2.6. Descrierea aproximativă a orbitalului molecular în metoda MO LCAO 50
§ 2.7. Molecula Shch în metoda MO LCAO. Calculul energiei și al funcției de undă folosind metoda variațională 53
§ 2.8. Molecula H în metoda MO LCAO. Legatura covalenta 58
Capitolul 3. Molecule diatomice în metoda MO LCAO 62
§ 3.1. Orbitali moleculari ai moleculelor diatomice homonucleare 62
§ 3.2. Configurații electronice și proprietăți ale moleculelor homonucleare formate din atomi de elemente din prima și a doua perioadă 65
§ 3.3. Molecule diatomice heteronucleare 73
§ 3.4. Conexiune polară. Momentul dipol electric al unei molecule 78
§ 3.5. Saturația legăturii covalente 81
§ 3.6. Legătura donor-acceptor 82
§ 3.7. Legătură ionică. Gradul de polaritate al unei legături chimice 84
Capitolul 4. Molecule poliatomice în metoda MO 88
§ 4.1. Orbitali moleculari în molecule poliatomice. Simetria orbitalilor. Orbitali delocalizați și localizați. Molecula HgO 88
§ 4.2. Descrierea moleculei de metan. MO delocalizate și localizate. Hibridarea orbitală 95
§ 4.3. Despre predicția configurațiilor de echilibru ale moleculelor 99
§ 4.4. Molecule nerigide 101
§ 4.5. Molecule cu legături multiple în metoda MO LCAO 104
§ 4.6. Metoda Hückel 108
§ 4.7. Descrierea sistemelor aromatice în metoda MOX 110
§ 4.8. Legături chimice în compușii de coordonare. Teoria câmpului ligand 117
§ 4.9. Legătura ionică în cristal 126
Capitolul 5. Interacțiunea intermoleculară 129
§ 5.1. Forțele Van der Waals. Alte tipuri de interacțiuni nespecifice 129
§ 5.2. Legătura de hidrogen 136
Secțiunea a doua. Metode spectrale pentru studiul structurii și stărilor energetice ale moleculelor
Capitolul 6. Informaţii generale despre spectre moleculare. Elemente ale teoriei spectrelor moleculare 141
§ 6.1. Mișcarea intramoleculară și spectrul electromagnetic. 141
§ 6.2. Emisie moleculară, absorbție și spectre Raman. Spectre EPR și RMN 145
§ 6.3. Spectrul de rotație al unei molecule diatomice (aproximație hard rotator) 150
§ 6.4. Spectrul rotațional-vibrațional al unei molecule diatomice. Aproximarea oscilatorului armonic 156
§ 6.5. Molecula este un oscilator anarmonic. Structura spectrului vibrațional 162
§ 6.6. Spectre electronice. Determinarea energiei de disociere a moleculelor diatomice 169
§ 6.7. Spectre de rotație și molecule poliatomice stricte.... 171
§ 6.8. Vibrațiile, spectrul și structura moleculelor poliatomice 175
§ 6.9. Utilizarea spectrelor vibraționale pentru a determina structura moleculelor 180
§ 6.10. Influența interacțiunii intermoleculare a mediului și a stării de agregare asupra spectrului vibrațional 183
Secțiunea a treia. Termodinamica chimica
Capitolul 7. Concepte generale. Prima lege a termodinamicii și aplicarea ei 186
§ 7.1. Subiectul și sarcinile termodinamicii chimice 186
§ 7.2. Concepte de bază și definiții ale termodinamicii chimice 188
§ 7.3. Prima lege a termodinamicii. Procese necirculare 199
§ 7.4. Capacitate termica 202
§ 7.5. Efectul temperaturii asupra capacității termice. Seria de temperatură.. 208
§ 7.6. Teoria cuantică a capacității termice a materiei cristaline 211
§ 7.7. Teoria statistică cuantică a capacității termice a unei substanțe gazoase 215
§ 7.8. Efecte termice. Legea lui Hess 217
§ 7.9. Aplicarea legii lui Hess la calculul efectelor termice 220
§ 7.10. Dependența efectului termic de temperatură. Ecuația lui Kirchhoff 227
Capitolul 8. A doua lege a termodinamicii și aplicarea ei 235
§ 8.1. Procese spontane și nespontane. A doua lege a termodinamicii 235
§ 8.2. Entropia 236
§ 8.3. Modificarea entropiei în procesele non-statice 239
§ 8.4. Modificarea entropiei ca criteriu de direcție și echilibru într-un „sistem 240” izolat
§ 8.5. Funcții caracteristice. Potențiale termodinamice 241
§ 8.6. Criterii pentru posibilitatea unui proces spontan și echilibru în sisteme închise 249
§ 8.7. Modificarea entropiei în unele procese 251
§ 8.8. Energia Gibbs a unui amestec de gaze ideale. Potential chimic 261
§ 8.9. Condiții generale de echilibru chimic 265
§ 8.10. Legea acțiunii în masă. Constanta de echilibru pentru reacțiile în fază gazoasă 266
§ 8.11. Ecuația izotermei reacției 271
§ 8.12. Folosirea legii acțiunii masei pentru a calcula compoziția unui amestec de echilibru 273
§ 8.13. Influența temperaturii asupra echilibrului chimic. Ecuația izobară a reacției 282
§ 8.14. Forma integrală a dependenței modificării energiei Gibbs și a constantei de echilibru de temperatură 284
§ 8.15. Echilibru chimic în sisteme eterogene 286
Capitolul 9. A treia lege a termodinamicii și calculul echilibrului chimic 289
§ 9.1. Teorema termică a lui Nernst. A treia lege a termodinamicii 289
§ 9.2. Calculul modificărilor energiei Gibbs standard și constantei de echilibru folosind metoda Temkin-Shvartsman 294
§ 9.3. Calculul modificării energiei Gibbs standard și constantei de echilibru folosind funcții de energie Gibbs reduse 297
§ 9.4. Reacții adiabatice 299
Capitolul 10. Echilibrul chimic în sisteme reale 303
§ 10.1. Fugacitatea și coeficientul de fugacitate al gazelor 303
§ 10.2. Calculul echilibrului chimic într-un sistem de gaz real la presiuni mari 312
§ 10.3. Calculul echilibrului chimic în sistemele în care au loc mai multe reacții simultan 314
Capitolul 11. Introducere în termodinamica statistică 320
§ 11.1. Fizică statistică și termodinamică statistică. Descrierea macroscopică și microscopică a stării sistemului 320
§ 11.2. Descrierea microscopică a stării prin metoda mecanicii clasice 323
§ 11.3. Descrierea microscopică a unei stări prin metoda mecanicii cuantice. Statistica cuantică 324
§ 11.4. Două tipuri de medii (medii microcanonice și canonice) 325
§ 11.5. Relația dintre entropie și greutatea statistică. Natura statistică a celei de-a doua legi a termodinamicii 326
§ 11.6. Sistemul este în termostat. Distribuție canonică Gibbs. 330
§ 11.7. Suma stărilor sistemului și legătura sa cu energia. Helmholtz 335
§ 11.8. Suma stărilor particulelor 337
§ 11.9. Exprimarea funcțiilor termodinamice prin suma stărilor sistemului 340
§ 11.10. Însumarea stărilor unui sistem de oscilatoare armonice unidimensionale. Proprietățile termodinamice ale unui solid monoatomic conform teoriei lui Einstein 343
§ 11.11. Statistica Boltzmann cuantică. Legea lui Maxwell a distribuției vitezei moleculare 346
§ 11.12. Statistici Fermi - Dirac and Bose - Einstein 352
§ 11.13.Formule generale pentru calcularea funcţiilor termodinamice din date moleculare 353
§ 11.14.Calculul funcțiilor termodinamice ale unui gaz ideal în ipoteza rotației rigide și vibrațiilor armonice ale moleculelor 357
Secțiunea a patra. Soluții
Capitolul 12. Caracteristicile generale ale soluțiilor 365
§ 12.1. Clasificarea soluțiilor 365
§ 12.2. Concentrația soluțiilor 367
5 12.3. Specificul soluțiilor. Rolul interacțiunilor intermoleculare și chimice, conceptul de solvație 368
§ 12.4. Direcții principale în dezvoltarea teoriei soluțiilor 372
§ 12.5. Condiții termodinamice pentru formarea soluțiilor 374
§ 12.6. Mărimi molare parțiale 375
§ 12.7. Metode de bază pentru determinarea cantităților molare parțiale 379
§ 12.8. Entalpiile molare parțiale și parțiale relative 381
§ 12.9. Căldura de dizolvare și diluare 382
§ 12.10.Proprietăţile termodinamice ale soluţiilor lichide ideale 386
§ 12.11.3 Legea lui Raoult 390
§ 12.12. Punctul de fierbere al unei soluții ideale este 392
§ 12.13 Punctul de îngheț al unei soluții ideale 395
§ 12.14.0 presiunea smotică a unei soluții ideale 397
§ 12.15.Soluții neideale 400
§ 12.16. Soluții extrem de diluate, obișnuite și atermice 402
§ 12.17. Activitate. Coeficientul de activitate. Stare standard 404
§ 12.18.0 coeficientul smotic 407
§ 12.19.Metode de determinare a activităţilor 409
§ 12.20.Relația dintre coeficientul de activitate și activitate cu proprietățile termodinamice ale soluției și funcțiile termodinamice în exces 412
Secțiunea 5. Echilibre de fază
Capitolul 13. Teoria termodinamică a echilibrelor de fază 415
§ 13.1. Concepte de bază 415
§ 13.2. Condiții pentru echilibrul de fază 418
§ 13.3. regula fazei Gibbs 419
Capitolul 14. Sisteme cu o singură componentă 421
§ 14.1. Aplicarea regulii fazei Gibbs la sistemele cu o singură componentă 421
§ 14.2. Tranziții de fază de ordinul întâi și al doilea 422
§ 14.3. Ecuația Clapeyron-Clausius 425
§ 14.4. Presiunea aburului saturat 423
§ 14.5. Diagramele de stare ale sistemelor cu o singură componentă 429
§ 14.6. Diagrama de fază a dioxidului de carbon 431
§ 14.7. Diagrama fazelor apei 432
§ 14.8. Diagrama fazelor de sulf 433
§ 14.9. Tranziții de fază enantiotrope și monotrope 435
Capitolul 15. Sisteme cu două componente 436
§ 15.1. Metoda de analiză fizico-chimică 436
§ 15.2. Aplicarea regulii fazei Gibbs la sistemele cu două componente 437
§ 15.3. Gaz de echilibru - soluție lichidă în sisteme bicomponente 438
§ 15.4. Echilibrul lichid-lichid în sistemele cu două componente 442
§ 15.5. Echilibru de vapori - soluție lichidă în sisteme cu două componente 444
§ 15.6. Principiile fizico-chimice ale distilării soluțiilor 453
§ 15.7. Cristale de echilibru - soluție lichidă în sisteme bicomponente 457
§ 15.8. Lichid de echilibru - gaz și cristale - gaz (vapori) în sisteme cu două componente 476
§ 15-9. Calcule folosind diagrame de stare 476
Capitolul 16. Sisteme cu trei componente 482
§ 16.1. Aplicarea regulii fazei Gibbs la sistemele cu trei componente 482
§ 16.2. Reprezentarea grafică a compoziției sistemului tricomponent 482
§ 16.3. Cristale de echilibru - soluție lichidă în sisteme cu trei componente 484
§ 16.4. Echilibrul lichid-lichid în sistemele cu trei componente 489
§ 16.5. Distribuția unei substanțe dizolvate între două faze lichide. Extracție 491
Anexa 495
Index de subiecte 497
CUPRINS Cartea 2.
Prefață 3
Secțiunea șase. Electrochimie
Capitolul 17. Soluții, electroliți 4
§ 17.1. Subiectul electrochimie 4
§ 17.2. Specificul soluțiilor de electroliți 5
§ 17.3. Disocierea electrolitică în soluție 6
§ 17.4. Activitate ionică medie și factor de activitate 10
§ 17.5. Concepte de bază ale teoriei electrostatice a electroliților puternici de Debye și Hückel 13
§ 17.6. Concepte de bază ale teoriei asociației ionice 22
§ 17.7. Proprietățile termodinamice ale ionilor 24
§ 17.8. Termodinamica solvatării ionilor 28
Capitolul 18. Fenomene de neechilibru în electroliţi. Conductibilitatea electrică a electroliților 30
§ 18.1. Noțiuni de bază. Legile lui Faraday 30
§ 18.2. Mișcarea ionilor într-un câmp electric. Numere de transport ionic. 32
§ 18.3. Conductibilitatea electrică a electroliților. Conductivitate electrică specifică 37
§ 18.4. Conductibilitatea electrică a electroliților. Conductivitate electrică molară 39
§ 18.5. Conductibilitatea electrică molară a ionilor de hidroniu și hidroxid 43
§ 18.6. Conductibilitatea electrică a soluțiilor neapoase 44
§ 18.7. Conductibilitatea electrică a electroliților solizi și topiți 46
§ 18.8. Conductometrie 47
Capitolul 19. Procese cu electrozi de echilibru 49
§ 19.1. Concepte de bază 49
§ 19.2. EMF a unui sistem electrochimic. Potențialul electrodului 51
§ 19.3. Apariția unui potențial salt la interfața soluție-metal 53
§ 19.4. Potențialul de difuzie 55
§ 19.5. Structura stratului dublu electric la interfața soluție-metal 56
§ 19.6. Termodinamica sistemelor electrochimice reversibile 60
§ 19.7. Clasificarea electrozilor reversibile 64
§ 19.8. Potențialul electrodului în soluții neapoase 74
§ 19.9. Circuite electrochimice 75
§ 19.10. Aplicarea teoriei sistemelor electrochimice la studiul echilibrului în soluții 82
§ 19.11. Potențiometria 85
Secțiunea a șaptea. Cinetica reacțiilor chimice
Capitolul 20. Legile cineticii chimice 93
§ 20.1. Concepte și definiții generale 93
§ 20.2. Viteza de reacție chimică 95
§ 20.3. Legea acțiunii în masă și principiul independenței reacțiilor 101
Capitolul 21. Cinetica reacțiilor chimice în sisteme închise. 105
§ 21.1. Reacții unilaterale de ordinul întâi 105
§ 21.2. Reacții unilaterale de ordinul doi 109
§ 21.3. Reacții unilaterale de ordinul al n-lea 111
§ 21.4. Metode pentru determinarea ordinii de reacție 112
§ 21.5. Reacții bidirecționale de ordinul întâi 113
§ 21.6. Reacții bidirecționale de ordinul doi 116
§ 21.T. Reacții paralele unilaterale 117
§ 21.8. Reacții secvențiale unilaterale 119
§ 21.9. Metoda concentrațiilor cvasi-staționare 125
Capitolul 22. Cinetica reacțiilor în sisteme deschise 127
§ 22.1. Cinetica reacțiilor într-un reactor de amestec ideal 127
§ 22.2. Cinetica reacțiilor într-un reactor cu flux 129
Capitolul 23. Teoria actului elementar al interacțiunii chimice 133
§ 23.1. Actul chimic elementar 133
§ 23.2. Teoria coliziunilor active 137
§ 23.3. Teoria complexului activat 141
§ 23.4. Factorul pre-exponențial în ecuația Arrhenius conform teoriei stării de tranziție 154
§ 23.5. Simetria MO și energia de activare a reacțiilor chimice 159
Capitolul 24. Cinetica reacțiilor în soluții, reacții în lanț și fotochimice 166
§ 24.1. Caracteristicile cineticii reacțiilor în soluții 166
§ 24.2. Influența mediului asupra constantei vitezei de reacție 170
§ 24.3. Cinetica reacțiilor ionice în soluții 178
§ 24.4. Reacții în lanț 181
§ 24.5. Reacții fotochimice 189
Capitolul 25. Cinetica proceselor cu electrozi 196
§ 25.1. Viteza de reacție electrochimică. Curent de schimb 196
§ 25.2. Polarizarea electrodului 197
§ 25.3. Supratensiune de difuzie 199
§ 25.4. Supratensiune electrochimică 205
§ 25.5. Alte tipuri de supratensiune 210
5 25.6. Metoda temperatură-cinetică pentru determinarea naturii polarizării în timpul proceselor electrochimice 211
§ 25.7. Supratensiune în timpul degajării hidrogenului electrolitic 213
§ 25.8. Electroliză. Tensiune de descompunere 217
§ 25.9. Fenomene de polarizare în sursele chimice de curent electric 220
§ 25.10. Coroziunea electrochimică a metalelor. Pasivitatea metalelor. Metode de protecție împotriva coroziunii 222
Secțiunea a opta. Cataliză
Capitolul 26. Principiile acțiunii catalitice 228
§ 26.1. Concepte de bază și definiții 228
§ 26.2. Caracteristicile cineticii reacțiilor catalitice 232
§ 26.3. Energia de activare a reacțiilor catalitice 237
§ 26.4. Interacțiunea reactivilor cu un catalizator și principiile acțiunii catalitice 241
Capitolul 27. Cataliza omogenă 245
§ 27.1. Cataliza acido-bazică 246
§ 27.2. Cataliza redox 255
§ 27.3. Cataliza enzimatică 260
§ 27.4. Autocataliză, inhibiție și reacții catalitice periodice 266
§ 27.5. Aplicarea în industrie și perspectivele dezvoltării catalizei omogene 271
Capitolul 28. Cataliza eterogenă. 273
§ 28.1. Structura de suprafață a catalizatorilor eterogene 273
§ 28.2. Adsorbția ca etapă a reacțiilor catalitice eterogene 277
§ 28.3. Mecanismul reacțiilor catalitice eterogene 282
§ 28.4. Cinetica reacțiilor catalitice eterogene pe o suprafață la fel de accesibilă 285
§ 28.5. Macrocinetica proceselor catalitice eterogene 292
§ 28.6. Aplicarea catalizei eterogene în industrie 300
Literatura 303
Aplicația 305
Index de subiecte 312
Cuprins 316
1. Chimie fizică: scop, obiective, metode de cercetare. Concepte de bază ale chimiei fizice.
Fiz. chimie - știința legilor proceselor chimice și chimiei. fenomene.
Subiectul chimiei fizice explicația chimiei. fenomene bazate pe legi mai generale ale fizicii. Chimia fizică ia în considerare două grupuri principale de întrebări:
1. Studiul structurii și proprietăților materiei și particulelor sale constitutive;
2. Studiul proceselor de interacţiune a substanţelor.
Chimia fizică își propune să studieze legăturile dintre fenomenele chimice și cele fizice. Cunoașterea unor astfel de conexiuni este necesară pentru a studia în profunzime reacțiile chimice care apar în natură și sunt utilizate în tehnologie. proceselor, controlează adâncimea și direcția reacției. Scopul principal al disciplinei Chimie fizică este studiul conexiunilor generale și a legilor chimiei. procese bazate pe principiile fundamentale ale fizicii. Chimia fizică folosește fizicul. teorii și metode pentru fenomene chimice.
Se explică DE CE și CUM apar transformări ale substanțelor: chimie. reacții și tranziții de fază. DE CE – termodinamică chimică. CUM - cinetica chimica.
Concepte de bază ale chimiei fizice
Obiectul principal al chimiei. termodinamica este un sistem termodinamic. Termodinamic sistem – orice corp sau ansamblu de corpuri capabile să schimbe energie și materie cu sine și cu alte corpuri. Sistemele sunt împărțite în deschise, închise și izolate. Deschis și eu - Sistemul termodinamic schimbă atât substanțe cât și energie cu mediul extern. Închis și eu - un sistem în care nu există schimb de materie cu mediul, dar poate face schimb de energie cu acesta. Izolat și eu -volumul sistemului rămâne constant și este lipsit de posibilitatea de a schimba energie și materie cu mediul.
Sistemul poate fi omogen (omogen) sau eterogen (eterogen) ). Fază - aceasta face parte dintr-un sistem care, în absența unui câmp extern de forțe, are aceeași compoziție în toate punctele sale și aceeași termodinamică. St. tu și este separat de alte părți ale sistemului printr-o interfață. Faza este întotdeauna uniformă, adică. omogen, de aceea un sistem monofazat se numește omogen. Un sistem format din mai multe faze se numește eterogen.
Proprietățile sistemului sunt împărțite în două grupe: extins și intensiv.
Termodinamica folosește conceptele de echilibru și procese reversibile. Echilibru este un proces care trece printr-o serie continuă de stări de echilibru. Proces termodinamic reversibil este un proces care poate fi efectuat invers, fără a lăsa modificări în sistem sau mediu.
2. Prima lege a termodinamicii. Energie internă, căldură, muncă.
Prima lege a termodinamicii legate direct de legea conservării energiei. Pe baza acestei legi, rezultă că în orice sistem izolat aprovizionarea cu energie rămâne constantă. Din legea conservării energiei urmează o altă formulare a primei legi a termodinamicii - imposibilitatea creării unei mașini cu mișcare perpetuă (perpetuum mobile) de primul fel, care să producă muncă fără a cheltui energie pe aceasta. O formulare deosebit de importantă pentru termodinamica chimică
Primul principiu este de a-l exprima prin conceptul de energie internă: energia internă este o funcție de stare, i.e. schimbarea sa nu depinde de calea procesului, ci depinde doar de starea inițială și finală a sistemului. Modificarea energiei interne a sistemului U poate apărea din cauza schimbului de căldură Q si munca W cu mediul. Apoi din legea conservării energiei rezultă că căldura Q primită de sistem din exterior este cheltuită pentru creșterea energiei interne ΔU și munca W efectuată de sistem, adică. Q =Δ U+V. Dat la alinierea este
expresia matematică a primei legi a termodinamicii.
euînceputul termodinamicii formularea sa:
în orice sistem izolat aprovizionarea cu energie rămâne constantă;
diferite forme de energie se transformă unele în altele în cantități strict echivalente;
mașină cu mișcare perpetuă (perpetuum mobil) de primul fel este imposibil;
energia internă este o funcție de stare, adică schimbarea sa nu depinde de calea procesului, ci depinde doar de starea inițială și finală a sistemului.
expresie analitică: Q = D U + W ; pentru o modificare infinitezimală a cantităților d Q = dU + d W .
Prima lege a termodinamicii stabilește relația. m / y căldură Q, lucru A și schimbare în interior. energia sistemului ΔU. Schimbarea internă energia sistemului este egală cu cantitatea de căldură transmisă sistemului minus cantitatea de muncă efectuată de sistem împotriva forțelor externe.
Ecuația (I.1) este o reprezentare matematică a primei legi a termodinamicii, ecuația (I.2) este pentru o schimbare infinitezimală de stare. sisteme.
Int. energia este o funcție de stare; asta înseamnă că schimbarea este internă. energia ΔU nu depinde de calea de tranziție a sistemului de la starea 1 la starea 2 și este egală cu diferența de valori interne. energiile U2 și U1 în aceste stări: (I.3)
Int. Energia sistemului este suma energiei potențiale a interacțiunii. toate particulele corpului în relație între ele și energia cinetică a mișcării lor (fără a lua în considerare energiile cinetice și potențiale ale sistemului în ansamblu). Int. energia sistemului depinde de natura substanței, de masa acesteia și de parametrii stării sistemului. Are vârsta. cu o creștere a masei sistemului, deoarece este o proprietate extinsă a sistemului. Int. energia este notată cu litera U și exprimată în jouli (J). În general, pentru un sistem cu o cantitate de 1 mol. Int. energie, ca orice termodinamică. Sacralitatea sistemului este o funcție a statului. Doar modificările interne apar direct în experiment. energie. De aceea în calcule se operează întotdeauna cu modificarea sa U2 –U1 = U.
Toate schimbările interne energiile sunt împărțite în două grupe. Primul grup include doar prima formă de tranziție a mișcării prin ciocniri haotice ale moleculelor a două corpuri aflate în contact, adică. prin conducţie termică (şi în acelaşi timp prin radiaţie). Măsura mișcării transmise în acest mod este căldura. Concept căldură este asociat cu comportamentul unui număr mare de particule - atomi, molecule, ioni. Sunt într-o mișcare haotică (termică) constantă. Căldura este o formă de transfer de energie. A doua modalitate de a face schimb de energie este Loc de munca. Acest schimb de energie este cauzat de o acțiune efectuată de sistem sau de o acțiune efectuată asupra acestuia. De obicei lucrarea este indicată prin simbol W. Munca, ca și căldura, nu este o funcție a stării sistemului, prin urmare, cantitatea corespunzătoare muncii infinitezimale este notă prin simbolul derivatei parțiale - W.
