FYZIKÁLNA CHÉMIA

§ 1. Predmet fyzikálna chémia. Jeho význam

Štúdium vzťahu chemických a fyzikálnych javov fyzikálna chémia. Toto odvetvie chémie je hranicou medzi chémiou a fyzikou. Pomocou teoretických a experimentálnych metód oboch vied, ako aj vlastných metód, sa fyzikálna chémia zaoberá mnohostranným štúdiom chemických reakcií a fyzikálnych procesov, ktoré ich sprevádzajú. Keďže však ani mnohostranná štúdia nie je nikdy úplná a nepostihuje daný jav vyčerpávajúcim spôsobom, zákonitosti a zákonitosti fyzikálnej chémie, podobne ako v iných prírodných vedách, jav vždy zjednodušujú a nereflektujú úplne.

Rýchly rozvoj a rastúci význam fyzikálnej chémie súvisí s jej hraničným postavením medzi fyzikou a chémiou. Hlavnou všeobecnou úlohou fyzikálnej chémie je predikcia časového priebehu procesu a konečného výsledku (rovnovážneho stavu) za rôznych podmienok na základe údajov o štruktúre a vlastnostiach látok, ktoré tvoria skúmaný systém.

§ 2. Stručný prehľad histórie vývoja fyzikálnej chémie

Pojem "fyzikálna chémia" a definíciu tejto vedy prvýkrát uviedol M.V.Lomonosov, ktorý v rokoch 1752-1754. čítal kurz fyzikálnej chémie študentom Akadémie vied a zanechal rukopis tohto kurzu „Úvod do skutočnej fyzikálnej chémie“ (1752). Lomonosov vykonal mnoho štúdií, ktorých témy zodpovedajú ním zostavenému „Plánu priebehu fyzikálnej chémie“ (1752) a programu experimentálnej práce „Skúsenosti vo fyzikálnej chémii“ (1754). Pod jeho vedením sa uskutočnil aj študentský workshop z fyzikálnej chémie.

Lomonosov dal nasledujúcu definíciu fyzikálnej chémie: "Fyzikálna chémia je veda, ktorá na základe ustanovení a experimentov fyziky vysvetľuje, čo sa deje v zmiešaných telesách počas chemických operácií." Táto definícia je blízka modernej.

Pre rozvoj fyzikálnej chémie bol významný objav dvoch zákonov termodynamiky v polovici 19. storočia (S. Carnot, Yu.R. Mayer, G. Helmholtz, D.P. Joule, R. Clausius, W. Thomson). dôležitosti.

V 19. storočí neustále narastal počet a rôznorodosť výskumov v oblasti na hraniciach fyziky a chémie. Bola vyvinutá termodynamická teória chemickej rovnováhy (K.M. Guldberg, P. Waage, D.W. Gibbs). Štúdie L. F. Wilhelmiho položili základ pre štúdium rýchlostí chemických reakcií (chemickej kinetiky). Študoval sa prenos elektriny v roztokoch (I.V. Gittorf, F.V.G. Kolrausch), študovali sa zákony rovnováhy roztokov s parou (D.P. Konovalov) a rozvíjala sa teória roztokov (D.I. Mendelejev).

Uznanie fyzikálnej chémie ako samostatnej vedy a akademickej disciplíny bolo vyjadrené založením prvej katedry fyzikálnej chémie na univerzite v Lipsku (Nemecko) v roku 1887 pod vedením W. Ostwalda a založením prvého vedeckého časopisu o fyzike tam chémia. Koncom 19. storočia bola univerzita v Lipsku centrom rozvoja fyzikálnej chémie a poprednými fyzikálnymi chemikmi boli W. Ostwald, J. H. Van't Hoff, S. Arrhenius a W. Nernst. Do tejto doby boli definované tri hlavné sekcie fyzikálnej chémie – chemická termodynamika, chemická kinetika a elektrochémia.

Medzi najdôležitejšie oblasti vedy, ktorých rozvoj je nevyhnutnou podmienkou technického pokroku, patrí štúdium chemických procesov; fyzikálna chémia zohráva vedúcu úlohu vo vývoji tohto problému.

§ 3. Sekcie fyzikálnej chémie. Výskumné metódy

Chemická termodynamika. V tejto časti sú na základe zákonov všeobecnej termodynamiky vysvetlené zákony chemickej rovnováhy a doktrína fázových rovnováh.

Náuka o roztokoch má za cieľ vysvetliť a predpovedať vlastnosti roztokov (homogénnych zmesí viacerých látok) na základe vlastností látok, ktoré roztok tvoria.

Náuka o povrchových javoch. Študujú sa rôzne vlastnosti povrchových vrstiev tuhých látok a kvapalín (rozhrania medzi fázami); jedným z hlavných študovaných javov v povrchových vrstvách je adsorpcia(akumulácia hmoty v povrchovej vrstve).

V systémoch, kde sú rozhrania medzi kvapalnou, pevnou a plynnou fázou vysoko vyvinuté (emulzie, hmly, dymy atď.), nadobúdajú vlastnosti povrchových vrstiev prvoradý význam a určujú mnohé z jedinečných vlastností celého systému ako celý. Takéto rozptýlené (mikroheterogénne) systémy sa študujú koloidná chémia,čo je hlavný nezávislý odbor fyzikálnej chémie.

Vyššie uvedený zoznam hlavných sekcií fyzikálnej chémie nepokrýva niektoré oblasti a menšie sekcie tejto vedy, ktoré možno považovať za časti väčších sekcií alebo za samostatné sekcie fyzikálnej chémie. Treba ešte raz zdôrazniť úzky vzájomný vzťah medzi rôznymi odvetviami fyzikálnej chémie. Pri štúdiu akéhokoľvek javu je potrebné použiť arzenál myšlienok, teórií a metód na štúdium mnohých oblastí chémie (a často aj iných vied). Len po úvodnom oboznámení sa s fyzikálnou chémiou je možné pre vzdelávacie účely rozdeliť materiál do uvedených sekcií.

Metódy fyzikálneho a chemického výskumu. Základnými metódami fyzikálnej chémie sú prirodzene metódy fyziky a chémie. Ide predovšetkým o experimentálnu metódu - štúdium závislosti vlastností látok od vonkajších podmienok, experimentálne štúdium zákonitostí prúdenia rôznych procesov a zákonov chemickej rovnováhy.

Teoretické chápanie experimentálnych údajov a vytváranie koherentného systému poznatkov je založené na metódach teoretickej fyziky.

Termodynamická metóda, ktorá je jednou z nich, umožňuje kvantitatívne porovnávať rôzne vlastnosti látky („makroskopické“ vlastnosti) a vypočítať niektoré z týchto vlastností na základe experimentálnych hodnôt iných vlastností.

KAPITOLA I
PRVÝ ZÁKON TERMODYNAMIE

§ 1. Energia. Zákon zachovania a premeny energie

Integrálnou vlastnosťou (atribútom) hmoty je pohyb; je nezničiteľné, ako hmota sama. Pohyb hmoty sa prejavuje v rôznych formách, ktoré môžu prechádzať jedna do druhej. Miera pohybu hmoty je energie. Kvantitatívne sa energia vyjadruje určitým spôsobom prostredníctvom parametrov charakteristických pre každú konkrétnu formu pohybu a v jednotkách špecifických pre túto formu.

V sústave jednotiek SI je jednotkou energie (tepla a práce) joule ( J), rovná práci sily v 1 H na ceste do 1 m. 1 J = 1 Nm.

Široko používaná jednotka energie (tepla), kalória, je v súčasnosti mimosystémovou jednotkou, ktorá je povolená na použitie. Aktuálne používaná kalória sa podľa definície rovná určitému počtu joulov: 1 výkaly rovná sa 4,1868 joulov. Táto jednotka sa používa v tepelnej technike a môže byť tzv tepelná kalória. V chemickej termodynamike sa používa trochu iná jednotka, ktorá sa rovná 4,1840 joulom a tzv. termochemická kalória.Účelnosť jeho aplikácie je spojená s pohodlím použitia rozsiahleho experimentálneho termochemického materiálu zozbieraného v referenčných knihách a vyjadreného v týchto jednotkách.

Keď sa jedna forma pohybu transformuje na inú, energie zmiznutého a objaveného pohybu, vyjadrené v rôznych jednotkách, sú navzájom ekvivalentné, to znamená, že energia zmiznutého pohybu je v konštantnom kvantitatívnom vzťahu k energii pohybu. pohyb, ktorý vznikol (zákon ekvivalentných premien energie). Tento pomer nezávisí od energií dvoch foriem pohybu a od konkrétnych podmienok, za ktorých sa prechod z jednej formy pohybu do druhej uskutočnil. Takže keď sa energia elektrického prúdu premení na energiu chaotického molekulárneho pohybu, jeden joule elektrickej energie sa vždy zmení na 0,239 výkaly energia molekulárneho pohybu.

Energia ako miera pohybu hmoty sa teda vždy prejavuje v kvalitatívne pôvodnej forme, zodpovedajúcej danej forme pohybu a je vyjadrená v príslušných meracích jednotkách. Na druhej strane kvantitatívne odráža jednotu všetkých foriem pohybu, ich vzájomnú konvertibilitu a nezničiteľnosť pohybu.

Vyššie uvedený zákon ekvivalentných premien energie je fyzikálny experimentálny zákon. Zákon ekvivalentných premien energie môžu byť vyjadrené rôzne, a to vo forme zákon zachovania a premeny energie: energia nie je vytvorená ani zničená; vo všetkých procesoch a javoch sa celková energia všetkých častí izolovaného hmotného systému zúčastňujúcich sa na tomto procese nezvyšuje ani neznižuje a zostáva konštantná.

Zákon zachovania a premeny energie je univerzálny v tom zmysle, že je aplikovateľný na javy vyskytujúce sa v ľubovoľne veľkých telesách, ktoré predstavujú súhrn veľkého počtu molekúl, a na javy vyskytujúce sa za účasti jednej alebo niekoľkých molekúl.

Pre rôzne formy mechanického pohybu sa zákon zachovania energie už dlho vyjadruje v kvalitatívnej forme (Descartes - 1640) a kvantitatívnej forme (Leibniz - 1697).

Pre vzájomné premeny tepla a práce (pozri nižšie) bol zákon zachovania energie ako prírodovedný zákon dokázaný štúdiami Yu. R. Mayera, G. Helmholtza a D. P. Joule, uskutočnenými v štyridsiatych rokoch r. XIX storočia.

Pomocou zákona ekvivalentných transformácií je možné vyjadriť energie rôznych foriem pohybu v jednotkách charakteristických pre jeden druh energie (jedna forma pohybu) a potom vykonávať operácie sčítania, odčítania atď.

§ 2. Predmet, metóda a limity termodynamiky

Termodynamika je jednou z hlavných oblastí teoretickej fyziky. Termodynamika študuje zákonitosti vzájomných premien rôznych druhov energie spojených s prenosom energie medzi telesami vo forme tepla a práce. Termodynamika, zameraná na teplo a prácu ako formy prenosu energie v rôznych procesoch, zahŕňa početné energetické prepojenia a závislosti medzi rôznymi vlastnosťami látky v jej okruhu úvah a poskytuje veľmi široko použiteľné zovšeobecnenia tzv. zákony termodynamiky.

Pri stanovovaní základných termodynamických zákonov nie sú zvyčajne podrobné premeny energie (často veľmi zložité), ktoré sa vyskytujú vo vnútri tela. Druhy energie vlastné telu v danom stave sa tiež nerozlišujú; súhrn všetkých týchto druhov energie sa považuje za jeden vnútornej energie systému .

Vyššie uvedený predmet termodynamiky definuje metódu a hranice tejto vedy. Rozdiel medzi teplom a prácou, ktorý termodynamika berie ako východiskový bod, a protiklad tepla k práci má zmysel iba pre telesá pozostávajúce z mnohých molekúl, pretože pre jednu molekulu alebo pre súbor malého počtu molekúl platí koncept teplo a práca strácajú zmysel. Preto termodynamika považuje len telesá pozostávajúce z veľkého počtu molekúl, tzv makroskopické systémy navyše termodynamika vo svojej klasickej podobe nezohľadňuje správanie a vlastnosti jednotlivých molekúl.

Termodynamická metóda sa vyznačuje aj tým, že predmetom skúmania je teleso alebo skupina telies izolovaných z hmotného sveta do termodynamický systém (ďalej len jednoducho systém).

Systém má určité hranice, ktoré ho oddeľujú od vonkajšieho sveta (prostredia).

Systém je homogénne , ak má každý jeho parameter rovnakú hodnotu vo všetkých častiach systému alebo sa priebežne mení z bodu do bodu.

Systém je heterogénne , ak pozostáva z niekoľkých makroskopických (pozostávajúcich postupne z mnohých molekúl) častí, ktoré sú od seba oddelené viditeľnými rozhraniami. Na týchto povrchoch sa niektoré parametre náhle menia. Taký je napríklad systém „pevná soľ – nasýtený vodný roztok soli – nasýtená vodná para“. Tu, na hraniciach soľ – roztok a roztok – para, sa náhle zmení zloženie a hustota.

Homogénne časti systému, oddelené od ostatných častí viditeľnými rozhraniami, sa nazývajú fázy . V tomto prípade sa za jednu fázu považuje súbor jednotlivých homogénnych častí systému s rovnakými fyzikálnymi a termodynamickými vlastnosťami (napríklad súbor kryštálov jednej látky alebo súbor kvapiek kvapaliny suspendovaných v plyne a tvoriacich hmlu). ). Každá fáza systému je charakterizovaná vlastnou stavovou rovnicou.

Systém, ktorý si nedokáže vymieňať hmotu a energiu s okolím (vo forme tepla alebo práce), sa nazýva tzv izolovaný .

Systém, ktorý si dokáže vymieňať hmotu a energiu s okolím (vo forme tepla alebo práce), sa nazýva tzv OTVORENÉ.

Systém, ktorý si nedokáže vymieňať hmotu s okolím, ale dokáže si vymieňať energiu (vo forme tepla alebo práce), sa nazýva tzv ZATVORENÉ .

Termodynamika študuje vzťah medzi takými merateľnými vlastnosťami materiálového systému ako celku a jeho makroskopických častí (fáz), ako je teplota, tlak, hmotnosť, hustota a chemické zloženie fáz obsiahnutých v systéme, a tiež niektoré ďalšie vlastnosti. ako vzťah medzi zmenami týchto vlastností.

Súbor vlastností študovaných termodynamikou (tzv termodynamické parametre systému) definuje termodynamický stav systému. Zmena akýchkoľvek termodynamických vlastností (aj keď len jednej) vedie k zmene termodynamického stavu systému.

Všetky procesy prebiehajúce v prírode možno rozdeliť na spontánne (prirodzené) a nespontánne.

Spontánne procesy Ide o procesy, ktoré nevyžadujú externý vstup energie. Napríklad prenos tepla z telesa s vyššou teplotou do telesa s nižšou teplotou, rozpúšťanie soli vo vode atď. prebiehajú samé.

Nespontánne procesy vyžadujú na svoje prúdenie energiu zvonku, napríklad separáciu vzduchu na dusík a kyslík.

V termodynamike sa uvažujú najmä také stavy sústavy, pri ktorých sa jej parametre (teplota, tlak, elektrostatický potenciál a pod.) v čase spontánne nemenia a majú rovnakú hodnotu vo všetkých bodoch objemu jednotlivých fáz. Takéto stavy sú tzv vyvážený.

Jedným zo základných postulátov termodynamiky je tvrdenie, že priebeh akéhokoľvek spontánneho procesu v konečnom dôsledku privedie izolovaný systém do rovnovážneho stavu, kedy sa jeho vlastnosti už nebudú meniť, t.j. v systéme sa nastolí rovnováha.

Stavy charakterizované nerovnomerným a časovo premenlivým rozdelením teploty, tlaku a zloženia vo fázach sú nerovnovážne. Uvažuje ich termodynamika nerovnovážnych (nevratných) procesov, pri ktorých sa okrem základných termodynamických zákonov využívajú aj ďalšie predpoklady.

Termodynamika, vybudovaná na základe základných termodynamických zákonov, ktoré sa považujú za zovšeobecnenie skúseností, sa často nazýva klasický alebo fenomenologická termodynamika. Termodynamika poskytuje teoretické základy pre teóriu tepelných motorov; táto sekcia sa nazýva technická termodynamika. Zaoberá sa štúdiom chemických procesov z termodynamického hľadiska chemická termodynamika, ktorý je jedným z hlavných odborov fyzikálnej chémie.

§ 3. Teplo a práca

Zmeny foriem pohybu pri jeho prechode z jedného tela do druhého a zodpovedajúce premeny energie sú veľmi rôznorodé. Formy samotného prechodu pohybu a s ním spojené prechody energie možno rozdeliť do dvoch skupín.

Do prvej skupiny patrí len jedna forma pohybového prechodu chaotickými zrážkami molekúl dvoch susediacich telies, t.j. vedením (a zároveň žiarením). Miera takto prenášaného pohybu je teplo .

Do druhej skupiny patria rôzne formy pohybového prechodu, ktorých spoločným znakom je pohyb makroskopických hmôt pôsobením akýchkoľvek vonkajších síl, ktoré majú usmernený charakter. Takými sú stúpanie telies v gravitačnom poli, prechod určitého množstva elektriny z väčšieho elektrostatického potenciálu na menší, expanzia plynu pod tlakom atď. Všeobecnou mierou pohybu prenášaného takýmito prostriedkami je Práca .

Teplo a práca charakterizujú kvalitatívne a kvantitatívne dve rôzne formy prenosu pohybu z jednej časti hmotného sveta do druhej.

Prenos pohybu je akýmsi zložitým pohybom hmoty, ktorého dve hlavné formy rozlišujeme. Teplo a práca sú mierami týchto dvoch zložitých foriem pohybu hmoty a mali by sa považovať za druhy energie.

Spoločnou vlastnosťou tepla a práce je, že na nich záleží len v časových intervaloch, v ktorých tieto procesy prebiehajú. V priebehu takýchto procesov sa v niektorých telesách pohyb v tej či onej forme znižuje a zodpovedajúca energia klesá, zatiaľ čo v iných telesách sa pohyb v rovnakej alebo inej forme zvyšuje a zodpovedajúce druhy energie sa zvyšujú.

Nehovoríme o zásobe tepla alebo práci v žiadnom tele, ale len o teple a práci známeho procesu. Po jej skončení sa o prítomnosti tepla či práce v telách netreba baviť.

§ 4. Rovnocennosť tepla a práce

Konštantný ekvivalentný pomer medzi teplom a prácou pri ich vzájomných prechodoch bol stanovený v klasických experimentoch D. P. Joule (1842-1867). Typický Jouleov experiment je nasledujúci.

Jouleov prístroj na určenie mechanického ekvivalentu tepla.

Závažia padajúce zo známej výšky otáčajú miešadlom ponoreným do vody v kalorimetri (závažie a kalorimeter s vodou tvoria termodynamický systém.) Otáčanie lopatiek miešadla vo vode spôsobuje ohrievanie vody v kalorimetri; kvantifikuje sa zodpovedajúci nárast teploty.

Po dokončení zadaného procesu je potrebné systém uviesť do pôvodného stavu. To sa dá dosiahnuť duševnou skúsenosťou. Závažia stúpajú do pôvodnej výšky, pričom sa vynakladá vonkajšia práca, ktorá zvyšuje energiu systému. Okrem toho sa teplo z kalorimetra odoberá (odvádza do okolia) jeho ochladzovaním na počiatočnú teplotu. Tieto operácie vracajú systém do pôvodného stavu, t.j. všetky merateľné vlastnosti systému nadobúdajú rovnaké hodnoty, aké mali v počiatočnom stave. Proces, počas ktorého sa zmenili vlastnosti systému a na konci ktorého sa vrátil do pôvodného stavu, sa nazýva tzv kruhový (cyklický) proces alebo cyklu .

Jediným výsledkom opísaného cyklu je odvádzanie práce z prostredia obklopujúceho systém a prenos tepla odobratého z kalorimetra do tohto prostredia.

Porovnanie týchto dvoch veličín, meraných v zodpovedajúcich jednotkách, ukazuje konštantný vzťah medzi nimi, nezávisle od veľkosti záťaže, veľkosti kalorimetra a špecifických množstiev tepla a práce v rôznych experimentoch.

Teplotu a prácu v cyklickom procese je vhodné zapísať ako súčet (integrál) nekonečne malých (elementárnych) teplôt  Q a nekonečne malé (elementárne) zamestnania  W a počiatočná a konečná hranica integrácie sa zhodujú (cyklus).

Potom možno ekvivalenciu tepla a práce v cyklickom procese zapísať takto:

(ja, 1)

V rovnici (I, 1) je znamienko označuje integráciu počas cyklu. Stabilita koeficientu k odráža ekvivalenciu tepla a práce ( k je mechanický ekvivalent tepla). Rovnica (I, 1) vyjadruje zákon zachovania energie pre konkrétny, veľmi dôležitý prípad premeny práce na teplo.

V štúdiách Joule, Rowlanda (1880), Miculescu (1892) a iných boli použité metódy trenia v kovoch, náraz, priama premena práce elektrického prúdu na teplo, naťahovanie pevných látok atď. k vždy konštantná v rámci experimentálnej chyby.

V nasledujúcom sa vždy predpokladá, že práca a teplo pomocou koeficientu k vyjadrené v rovnakých jednotkách (bez ohľadu na to, aké) a koeficient k ide dole.

§ 5. Vnútorná energia

Pre nekruhový proces nie je dodržaná rovnosť (I, 1), pretože systém sa nevráti do pôvodného stavu. Namiesto toho možno zapísať rovnosti pre nekruhový proces (vynechaním koeficientu k):

≠

Keďže limity integrácie sú vo všeobecnosti ľubovoľné, potom pre elementárne veličiny  W a  Q:

Q   W,

V dôsledku toho:

Q – W  0

Označte rozdiel  Q –  W pre akýkoľvek elementárny termodynamický proces prostredníctvom dU:

dU   Q – W (ja, 2)

alebo pre konečný proces:

–
(ja, 2a)

Ak sa vrátime ku kruhovému procesu, dostaneme (z rovnice I, 1):

=
–
= 0 (I, 3)

Teda hodnota dU je celkový diferenciál nejakej funkcie stavu systému. Keď sa systém vráti do pôvodného stavu (po cyklickej zmene), hodnota tejto funkcie nadobudne pôvodnú hodnotu.

Funkcia stavu systémuU , definované rovnosťami (ja, 2) alebo (ja, 2a) sa nazývavnútornej energie systémov .

Je zrejmé, že výraz (I, 2a) možno zapísať takto:

= U 2 – U 1 = ∆ U = – (I, 2b)

U 2 – U 1 = ∆U = Q – W

Táto úvaha empiricky zdôvodňuje prítomnosť určitej funkcie stavu systému, ktorá má význam celkovej miery všetkých pohybov, ktorými systém disponuje.

Inými slovami, vnútorná energia zahŕňa translačnú a rotačnú energiu molekúl, vibračnú energiu atómov a skupín atómov v molekule, energiu pohybu elektrónov, vnútrojadrovú energiu a iné druhy energie, t.j. súhrn všetkých typov častíc. energie v systéme, s výnimkou potenciálnej a kinetickej energie samotného systému.

Predpokladajme, že cyklický proces prebiehal tak, že po návrate systému do pôvodného stavu vnútorná energia systému nenadobudla počiatočnú hodnotu, ale vzrástla. V tomto prípade by opakovanie kruhových procesov spôsobilo akumuláciu energie v systéme. Túto energiu by bolo možné premeniť na prácu a získať prácu týmto spôsobom nie na úkor tepla, ale „z ničoho“, keďže v kruhovom procese sú práca a teplo navzájom ekvivalentné, čo dokazujú priame experimenty. .

Neschopnosť dokončiť zadaný cyklus zostavovania perpetuum mobile (perpetuum mobile) prvého druhu,že dáva prácu bez vynaloženia ekvivalentného množstva iného druhu energie, dokazuje negatívny výsledok tisícročnej ľudskej skúsenosti. Tento výsledok vedie k rovnakému záveru, ktorý sme získali v konkrétnej, ale prísnejšej forme analýzou Jouleových experimentov.

Sformulujme získaný výsledok ešte raz. Celková zásoba energie systému (jeho vnútorná energia) sa v dôsledku cyklického procesu vracia na pôvodnú hodnotu, t.j. vnútorná energia systému nachádzajúceho sa v daný stav, má jednu konkrétnu hodnotu a nezávisí od toho, akým zmenám bol systém podrobený pred dosiahnutím tohto stavu.

Inými slovami, vnútorná energia systému je jednohodnotová, spojitá a konečná funkcia stavu systému.

Zmena vnútornej energie systému je určená výrazom (I, 2b); výraz (I, 3) platí pre kruhový proces. Pri infinitezimálnej zmene niektorých vlastností (parametrov) systému sa nekonečne mení aj vnútorná energia systému. Toto je vlastnosť spojitej funkcie.

V rámci termodynamiky nie je potrebné používať všeobecná definícia koncepcia vnútornej energie. Pre všetky ďalšie termodynamické úvahy a závery stačí formálna kvantitatívna definícia prostredníctvom výrazov (I, 2) alebo (I, 2a).

Keďže vnútorná energia systému je funkciou jeho stavu, potom, ako už bolo uvedené, prírastok vnútornej energie pri nekonečne malých zmenách parametrov stavov systému je celkovým diferenciálom stavovej funkcie. Rozdelenie integrálu v rovnici (I, 3) na dva integrály cez úseky cesty zo stavu 1 až po štát 2 (cesta "a") (viď obr. I) a naopak - zo stavu 2

pokročilý kurz fyzické chémia 6. skúška Pred zvládnutím disciplíny „Pokročilý fyzické chémia"malo by byť... do fyzické chémia. / Spracoval V.V. Budanová, N.K. Vorobjov. – L.: Chémia, 1986. - 352 s. Praktická práca na fyzické chémia ...

Pracovný program v odbore: "Organická a fyzikálna chémia" pre špecializáciu 060601 Lekárska biochémia, absolventský kvalifikačný kód (65 špecialista) forma vzdelávania (denná)

Pracovný program

V kazateľnici V knižnici 1 Organic and fyzické chémia(organické chémia, časť I). V.A. Startseva, L.E. Nikitina, N.P. ... Na kazateľnici V knižnici 1 Bio a fyzické chémia(organické chémia, časť I). V.A. Startseva, L.E. Nikitina, N.P. ...

Skúška č. 2 z fyzikálnej chémie

Dokument

Skúška č.2 na fyzické chémia Možnosť 2 Aká je teplota .... Skúška č.2 na fyzické chémia Možnosť 3 Uveďte fyzikálne a chemické veličiny ... Vyšetrenie č.2 na fyzické chémia Možnosť 12 Stanovovacie elektródy. ...

Metodická príručka pre laboratórne práce č.4 v predmete fyzikálna chémia pre študentov denného štúdia Chemicko-technologickej fakulty a Fakulty stavebných hmôt

Toolkit

HODNOTY ROVNOVÁŽNEJ KONŠTANTY fyzické chémiačasto sa vyskytuje laboratórna práca týkajúca sa ... str. 3. Petrov N.A., Čerepanov V.A. Yermishina Yu.A. Workshop na fyzické chémia. Toolkit. Jekaterinburg: vydavateľstvo...

Program prijímacej skúšky v odbore 02. 00. 04 "Fyzikálna chémia"

Program

Equilibrium // M.: Hutníctvo.-1988.-560. roky. Dobre fyzické chémia/ JA A. Gerasimov, V.P. Dreving, E.I. Ermin a ďalší: pod ... .- 1980.- 180. roky. Gorshkov B.I., Kuznetsov I.A. / Základy fyzické chémia. 2. vyd. // M.: Vydavateľstvo Moskovskej univerzity...

Odoslanie dobrej práce do databázy znalostí je jednoduché. Použite nižšie uvedený formulár

Študenti, postgraduálni študenti, mladí vedci, ktorí pri štúdiu a práci využívajú vedomostnú základňu, vám budú veľmi vďační.

Hostené na http://www.allbest.ru/

Rozpočtová inštitúcia stredného stupňa odborné vzdelanie

autonómny okruh Chanty-Mansi – Jugra

"Sovietska odborná škola"

Základné poznámky z prednášok

na akademická disciplína: "EN.03 Chémia"

špecialita: "260502 Technológia cateringových produktov"

„Fyzické a koloidná chémia"

anotácia

Skomplikovaný: Ivanova L.V.

Recenzenti:

Polyanskaya T.V., učiteľka prírodných disciplín, FGOU SPO "OKTES";

Chudnovskaya VG, lektor, predseda PUK chemických odborov.

Referenčný abstrakt prednášok bol zostavený v súlade s požiadavkami Federálneho štátneho vzdelávacieho štandardu (FSES) stredoškolského odborného vzdelávania na minimálny obsah v disciplíne „EN.03 Chémia“ pre prípravu špecialistov na strednej úrovni: „260807 Technológia výrobkov verejného stravovania“.

Práca so základnými poznámkami z prednášok prispieva k prechodu od bežného deskriptívneho vnímania fyzikálnych a chemických údajov ku kvantitatívnym zobrazeniam, t.j. vedie k ich hlbokému a správnemu pochopeniu a v dôsledku toho k predvídateľnosti procesov prebiehajúcich v koloidných a iných systémoch. To pomáha profesionálne rozvíjať s využitím vedeckých základov fyzikálnej a koloidnej chémie prístupy k technológii získavania, skladovania a spracovania potravín.

Príručka je určená na organizovanie triednych a mimoškolských prác žiakov v odbore „EN.03 Chémia“ (oddiel 1 „Fyzikálna chémia“, oddiel 3 „Koloidná chémia“).

Úvod

Sekcia 1. Fyzikálna chémia

1.1 Základné pojmy a zákony termodynamiky. Termochémia

1.1.1 Základné pojmy termodynamiky

1.1.2 Prvý zákon termodynamiky

1.1.3 Termochémia

1.1.4 Druhá veta termodynamiky

1.2 Súhrnné stavy látok, ich charakteristika

1.2.1 Charakteristika plynného skupenstva látok

1.2.2 Charakteristika kvapalného skupenstva látok

1.2.3 Charakterizácia pevného skupenstva hmoty

1.3 Chemická kinetika a katalýza. Chemická rovnováha

1.3.1 Rýchlosť chemickej reakcie

1.3.2 Katalýza a katalyzátory

1.3.3 Chemická rovnováha

1.4 Vlastnosti roztokov

1.4.1 všeobecné charakteristiky riešenia

1.4.2 Roztoky plynov v kvapalinách

1.4.3 Vzájomná rozpustnosť kvapalín

1.4.4 Roztoky tuhých látok v kvapalinách

1.4.5 Difúzia a osmóza v roztokoch

1.4.6 Tlak nasýtených pár roztoku

1.4.7 Zmrazovanie a varenie roztokov

1.4.8 Vlastnosti roztokov elektrolytov

1.5 Povrchové javy. Adsorpcia

1.5.1 Adsorpcia, jej druhy

1.5.2 Adsorpcia na rozhraní roztok-plyn

1.5.3 Adsorpcia na výmene iónov

Časť 2. Koloidná chémia

2.1 Predmet koloidnej chémie. Disperzné systémy

2.1.1 Všeobecné charakteristiky rozptýlené systémy

2.1.2 Klasifikácia rozptýlených systémov

2.2 Koloidné roztoky

2.2.1 Spôsoby akvizície

2.2.2 Štruktúra koloidnej častice

2.2.3 Vlastnosti koloidných roztokov

2.3 Hrubé systémy

2.3.2 Pozastavenie

2.3.3 Emulzie

2.3.4 Aerosóly

2.4 Fyzikálne a chemické zmeny organickej hmoty produkty na jedenie

2.4.1 Proteíny, ich chemická štruktúra a zloženie aminokyselín

2.4.2 Sacharidy – polysacharidy s vysokou molekulovou hmotnosťou

2.4.4 Želé

Bibliografický zoznam

Úvod

Fyzikálna chémia je veda, ktorá študuje vzťah medzi chemickými a fyzikálnymi vlastnosťami látok, chemickými a fyzikálnymi javmi a procesmi.

Len na základe zákonov fyzikálnej chémie možno pochopiť a implementovať také bežné v rôznych odvetviach. Potravinársky priemysel procesy, ako je odparovanie, kryštalizácia, sušenie, sublimácia, separácia, destilácia, extrakcia a rozpúšťanie. Bez znalosti metód fyzikálnej chémie je technologická kontrola výroby potravín nemožná: stanovenie vlhkosti, kyslosti, obsahu cukrov, bielkovín, tukov, vitamínov atď.

Zakladateľom fyzikálnej chémie je M.V. Lomonosov. On v rokoch 1752-1754. Bol prvým vedcom, ktorý dal študentom kurz fyzikálnej chémie. Čítanie kurzu bolo sprevádzané ukážkou pokusov a laboratórnych prác. Lomonosov bol prvý, kto navrhol termín "fyzikálna chémia" a dal to vedeckej disciplíne nasledujúcu definíciu: "Fyzikálna chémia je veda, ktorá na základe ustanovení a experimentov fyziky vysvetľuje, čo sa deje v zmiešaných telesách pri chemických operáciách." Preto M.V. Lomonosov považoval fyzikálnu chémiu za vedu určenú na fyzikálne vysvetlenie podstaty chemických procesov.

M.V. Lomonosov napísal prvú učebnicu fyzikálnej chémie na svete. Objav veľkého vedca zákona o zachovaní hmoty a energie, doktrína existencie absolútnej nuly, kinetická teória plynov, množstvo prác o štúdiu roztokov tvorili základ vznikajúcej fyzikálnej chémie. k jej formovaniu do samostatnej vedy. Obdobie oddelenia do samostatnej vedy trvalo viac ako 100 rokov. Priebeh fyzikálnej chémie v tomto období nečítal žiadny z vedcov.

Jedným z odborov fyzikálnej chémie, ktorý sa stal samostatnou vedou, je koloidná chémia.

koloidná chémia je veda, ktorá študuje vlastnosti heterogénnych vysoko disperzných systémov a roztokov polymérov.

Kulinárske procesy: koagulácia bielkovín (pri tepelnej úprave mäsa, rýb, vajec atď.), získanie stabilných emulzií (veľa omáčok), peny (smotana na šľahanie, proteíny, peny), starnutie želé (tvrdnutie chleba, oddeľovanie tekutiny z želé, želé atď.), adsorpcia (čistenie bujónov) - vzťahujú sa na koloidné procesy. Sú srdcom celej výroby potravín.

Zákony fyzikálnej a koloidnej chémie sú základom opatrení na ochranu životného prostredia. zvyčajne odpadových vôd, továrenský komínový dym - aj koloidné systémy. Metódy deštrukcie týchto koloidných systémov sú založené na zákonoch fyzikálnej koloidnej chémie.

Sekcia 1. Fyzikálna chémia

1. 1 Hlavnépojmy a zákony termodynamiky. Termínochémia

1.1.1 Základné pojmy termodynamiky

Termodynamika- veda, ktorá študuje všeobecné zákonitosti vzájomnej premeny energie z jednej formy na druhú.

Chemická termodynamika kvantifikuje tepelné účinky rôznych procesov, objasňuje základnú možnosť samovoľného toku chemických reakcií a podmienky, za ktorých môžu byť chemické reakcie v stave rovnováhy.

Predmetom štúdia termodynamiky je systému- teleso alebo skupina telies, skutočne alebo duševne oddelené od okolia. Systém možno nazvať minerálnym kryštálom, roztokom akejkoľvek látky v nádobe, plynom vo valci atď.

Systém je tzv termodynamické, ak medzi telesami, ktoré ho tvoria, môže dochádzať k výmene tepla, hmoty a ak je systém úplne opísaný termodynamickými parametrami.

Typy systémov (v závislosti od povahy interakcie s prostredím)

OTVORENÉ	ZATVORENÉ	Izolovaný
Vymieňa energiu a hmotu s okolím.	Nedokáže si vymieňať hmotu s okolím, ale dokáže si vymieňať energiu a pracovať s ňou.	Nevymieňa si hmotu a energiu s okolím. Vo vnútri systému môže dochádzať k prenosu tepla, vzájomným premenám energie a vyrovnávaniu koncentrácie, ale vnútorná energia systému zostáva konštantná.
Otvorená banka obsahujúca roztok, z ktorého sa môže odparovať rozpúšťadlo a ktorá sa môže zahrievať a ochladiť.	Tesne uzavretá banka s látkou.	Reakcia prebieha v termostate.

Systém môže byť homogénne- pozostáva z jednej fázy (vzduch, kryštál, soľ) a heterogénne- pozostáva z niekoľkých fáz (ľadová voda, voda-benzén).

Fáza- časť heterogénneho systému oddelená rozhraniami a vyznačujúca sa rovnakými fyzikálnymi vlastnosťami vo všetkých svojich bodoch.

Životné prostredie je všetko, čo je v priamom alebo nepriamom kontakte so systémom. Všeobecne sa uznáva, že prostredie má takú veľkosť, že odovzdávanie alebo získavanie tepla ním nemení jeho teplotu.

Stav termodynamického systému je určený hmotnosťou, objemom, tlakom, zložením, tepelnou kapacitou a ďalšími charakteristikami, ktoré sú tzv. stavové parametrejania.

Ak sa parametre stavu systému v čase nemenia, potom sa o takomto stave uvažuje rovnováha. V rovnovážnom termodynamickom systéme sú stavové parametre prepojené určitými matematickými rovnicami - stavovými rovnicami (napríklad Claiperon-Mendelejevova rovnica pre stav ideálneho plynu).

Parametre, ktoré možno priamo merať, sú tzv hlavné parametre štátu. Stavové parametre, ktoré sa nedajú priamo merať (vnútorná energia, entalpia, entropia, termodynamické potenciály) sa považujú za funkcie hlavných parametrovtpriekopový stav.

termodynamickyeprocess-zmeny v parametroch stavu systému:

izotermický (T=konšt.);

· izobarický (Р=konšt.);

Izochorický (V=konšt.).

Všetky telesá v prírode, bez ohľadu na stav agregácie, majú určitú rezervu vnútornej energie.

Energia pozostáva z kinetickej energie molekúl vrátane energie translačného a rotačného pohybu, energie pohybu atómov na molekuly, elektrónov v atómoch, vnútrojadrovej energie, energie vzájomného pôsobenia častíc atď. Kinetická a potenciálna energia samotného telesa nie je zahrnutá do vnútornej energie. Vnútorná energia je stavová funkcia. Absolútnu hodnotu vnútornej energie nemožno určiť, možno zmerať iba zmenu vnútornej energie (U). Zmena vnútornej energie nezávisí od dráhy prechodu, ale závisí len od počiatočného a konečného stavu systému.

Teplo (Q)(alebo tepelný efekt procesu) je kvantitatívna charakteristika energie, ktorú systém počas tohto procesu prijíma (vydáva) z prostredia. Teplo je forma prenosu energie realizovaná zmenou kinetickej energie tepelného (chaotického) pohybu častíc (atómov, molekúl). Ak je proces sprevádzaný prenosom energie z prostredia do systému, ide o tzv endotermický, inak - exotermický. Akákoľvek exotermická reakcia v smere dopredu sa stáva endotermickou, ak ide v opačnom smere, a naopak.

Práca (A), vykonávaná systémom, je dôsledkom interakcie systému s vonkajším prostredím, v dôsledku čoho dochádza k prekonaniu vonkajších síl, t.j. práca je jednou z foriem výmeny energie s prostredím a slúži ako kvantitatívna charakteristika odovzdávanej energie a prenos energie sa realizuje prostredníctvom usporiadaného (organizovaného) pohybu molekúl pri pôsobení určitej sily.

1.1. 2 Prvý zákon termodynamiky

Ide o univerzálny prírodný zákon, zákon zachovania a premeny energie, zodpovedajúci základnej pozícii dialektického materializmu o večnosti a nezničiteľnosti pohybu. Tento zákon prvýkrát sformuloval v roku 1842 vynikajúci nemecký fyzik J. Meyer.

Energia nezmizne a nevzniká z ničoho, ale iba sa transformuje z jednej formy do druhej v striktne ekvivalentných pomeroch.

V závislosti od typu systému má prvý termodynamický zákon rôzne formulácie.

Pre uzavretý systém tento termodynamický zákon stanovuje vzťah medzi teplom prijatým alebo uvoľneným systémom v nejakom procese, zmenou vnútornej energie systému a v tomto prípade vyrobenou prácou.

V izolovanom systéme vnútorná energiaRgia je konštantná, t.j. U=0.

Ak sa teplo Q dodáva do uzavretého systému, potom sa táto energia rozptýliopút na zvýšenie vnútornej energie systému U a na spáchanie sistéma práce A verzus vonkushsú to environmentálne sily:

V izobaricko-izotermických podmienkach, v ktorých živé organizmy fungujú:

kde: p - vonkajší tlak,

V - zmena objemu systému.

Dosadíme (1.2) do (1.1).

Qр = U+рV = (U koniec - U začiatok) + (рV koniec - рV začiatok) = (U koniec + рV koniec) - (U koniec + рV začiatok) (1.3)

Súčet vnútornej energie sústavy a súčin objemu a tlaku (U + pV) sa nazýva entalpia (N) - termodynamická funkcia charakterizujúca energetický stav sústavy za izobaricko-izotermických podmienok. Touto cestou:

Enthalpia je súhrn všetkých druhov energie sústredených v danom systéme, vrátane mechanickej energie častíc, ktorá sa môže prejaviť vo forme práce pri expanzii. Chemické reakcie a fyzikálno-chemické procesy môžu prebiehať s uvoľňovaním a absorpciou energie. Delia sa na exotermické a endotermické.

Procesy, pri ktorých sa uvoľňuje teplo, sú tzv exotermickýa, procesy prebiehajúce pri absorpcii tepla, - endotermickýešklbať.

Pri exotermických procesoch entalpia klesá (H con H štart), preto:

ÁH = (H koniec - H začiatok);

Pri endotermických procesoch sa entalpia zvyšuje (H con H štart), preto:

ДH = (H koniec - H začiatok) 0,

Entalpia systému závisí od tlaku, teploty a množstva látky.

V izobaricko-izotermických podmienkach sa množstvo tepla, ktoré sa uvoľní alebo absorbuje pri chemickej reakcii, vyznačuje zmenou entalpie a je tzv. reakčná entalpia H. Zmena entalpie reakcie stanovená pri štandardné podmienky, sa nazýva štandardná entalpia reakcie a označuje sa H 0.

Entalpia reakcie, t.j. tepelný účinok reakcie závisí len od charakteru a stavu východiskových látok a konečných produktov a nezávisí odasito z cesta, doona ktoré reakcia prebieha.

Štandardné podmienky:

Látkové množstvo je 1 mol;

tlak 760 mm. rt. čl. alebo 101,325 kPa;

teplota 298 0 K alebo 25 0 C.

1.1. 3 Termochémia

Chemický rovnica, ktorý udáva hodnotu entalpie (alebo tepelného účinku) reakcie, sa nazýva termochemické.

V termochémii sa používajú termochemické rovnice. Termochémia určuje tepelné účinky chemickej reakcie a prechody z jedného stavu do druhého. Termochemická rovnica sa líši od chemickej tým, že termochemické rovnice udávajú absolútnu hodnotu a znamienko tepelného účinku reakcie, ktorý sa vzťahuje na jeden mól východiskovej alebo získanej látky, preto stechiometrické koeficienty v termochemických rovniciach môžu byť zlomkový. V termochemických rovniciach je tiež zaznamenaný stav agregácie a kryštalická forma.

Entalpiu reakcie možno určiť experimentálne aj výpočtom pomocou entalpií tvorby látok zapojených do chemickej reakcie na základe Hessov zákon(1840):

V termochemických výpočtoch veľký význam mať dôsledky z Hessovho zákona:

1 dôsledok. Entalpia reakcie sa rovná rozdielu medzi algebraickým súčtom entalpií tvorby produktov a počiatočných látok, berúc do úvahy stechiometrické koeficienty v rovnici reakcie.

2 dôsledkom. Entalpia priamej realizácie sa číselne rovná entalpii spätnej reakcie, ale s opačným znamienkom.

1.1. 4 Druhý zákon termodynamiky

Toto má nasledujúce formulácie:

Prestup tepla zo studeného telesa na horúce je spojený s kompenzáciou, t.j. s potrebou ďalšej práce, ktorá sa v konečnom dôsledku mení na teplo absorbované horúcim telesom (napr. v domácej chladničke sa teplo prenáša z predmetov do častí zariadenia, a následne do vzduchu. Tento prenos si vyžaduje výdaj elektrickej energie) . Procesy, ktorých realizácia je spojená s kompenzáciou, sú tzv nezvratnéamôj.

Spontánny (prirodzený, samovoľný) prechod energie (vo forme tepla) z menej zohriateho telesa na viac zohriate je nemožný.ek tomu.

Napríklad teplo oceánu možno v zásade premeniť na prácu (podľa prvého zákona termodynamiky), ale iba vtedy, ak existuje vhodná chladnička (podľa druhého zákona termodynamiky).

Nie je možné vytvoriť perpetuum mobile 2. druhu.

Vzhľadom na chemické reakcie (pri P, T=konšt.) je táto poloha vyjadrená nasledujúcou matematickou rovnicou:

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

kde H je tepelný účinok reakcie pozorovaný počas jej ireverzibilného toku;

G - zmena Gibbsova voľná energia(voľná energia pri konštantnom tlaku), alebo zmena izobaricko-izotermického potenciálu, to znamená, že ide o maximálnu časť energie systému, ktorá sa za daných podmienok môže premeniť na užitočnú prácu. Pri G0 reakcia prebieha spontánne.

Dokonca aj pri reverzibilnom toku reakcie môže fungovať len časť tepla procesu. Druhá časť, neprerobená na strabot, sa prenáša súčasne z viac vyhrievaných do chladnejších častí systémuemy.

Zavolá sa funkcia S zavedená do rovnice (1.5). vstúpiťoPZI.

Entropia je funkciou každého konkrétneho, stacionárneho stavu a nezávisí od cesty k dosiahnutiu nového stavu (napríklad od toho, akými medzistupňami systém prechádza pri prechode zo stavu 1 do stavu 2).

Produktom TS je odovzdané teplo (Q), ktoré sa nedá premeniť na prácu ani pri reverzibilnom priebehu reakcie (hodnota „viazanej energie“). Tento produkt ukazuje množstvo vnútornej energie stratenej vo forme tepla:

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

Zmena entropie systému počas reakcie, ktorá sa rovná teplu odovzdanému systému, vydelená absolútnou teplotou, pri ktorej systém toto teplo prijíma (vydáva).

Okrem termodynamického potenciálu - Gibbsovej voľnej energie G, má v termodynamike ako pomocná funkcia na popis procesov veľký význam aj ďalší zavedený termodynamický potenciál - voľná energia Helmholtz F(voľná energia pri konštantnom objeme) alebo izochoricko-izotermický potenciál:

F = U - TS (pre V, T=konšt.) (1,7)

Spontánne procesy môžu produkovať prácu. Rovnováha nastáva, keď je táto možnosť vyčerpaná. Keďže negatívne zmeny F a G zodpovedajú spontánnym procesom, znak zmeny funkcie G (pri P, T=konst) alebo funkcie F (pri V, T=konst) ukáže možnosť alebo nemožnosť spontánnej reakcie. Ak sú zmeny v týchto funkciách pre stavy systému 1 a 2 nulové, potom je systém v rovnováhe.

Entropia sa líši od ostatných parametrov stavu systému (P, T, V) tým, že jej číselnú hodnotu a hodnotu jej zmeny nemožno priamo merať a možno ju získať len nepriamo, výpočtom. Na výpočet entropie S reakcie aA + bB = cC = dD je potrebné odpočítať súčet entropií látok na ľavej strane rovnice od súčtu entropií látok na pravej strane rovnice. rovnice (berúc do úvahy stechiometrické koeficienty). Takže pre štandardné podmienky:

S 0 298 K = S 0 298 K (produkty) - S 0 298 K (činidlá), (1.8)

V izolovanom systéme môžu spontánne nastať len tie procesy, ktoré sú spojené so zvýšením entropie, t.j. systém prechádza z menej pravdepodobného stavu do pravdepodobnejšieho a dosiahne taký makroskopický stav, ktorý zodpovedá malému počtu mikroskopických stavov. Inými slovami, procesy sú spontánne, keď je možné realizovať konečný stav Vysoké číslo mikrostavy a entropia je mierou snahy systému o rovnováhu. Takéto procesy musia byť sprevádzané zvýšením entropie.

Otázky na sebaovládanie:

1. Aké základné otázky rieši chemická termodynamika?

2. Čo sa nazýva systém, termodynamický systém?

3. Čo sa nazýva stavové parametre? Aké sú možnosti štátu?

4. Čo sa nazýva termodynamický proces?

5. Ako je formulovaný prvý termodynamický zákon?

6. Aký je pomer entalpie k vnútornej energii sústavy?

7. Aká je štandardná entalpia tvorby?

8. Čo je iné chemické rovnice z termochemickej?

9. Čo určuje druhý termodynamický zákon?

10. Čo potrebujete vedieť, aby ste určili zásadnú možnosť konkrétnej reakcie za daných podmienok?

11. Aké termodynamické faktory určujú smer chemických reakcií?

12. Ako sa menia izobaricko-izotermické a izochoricko-izotermické potenciály v spontánne prebiehajúcom procese?

1. 2 Agregátne stavy látok, ich charakteristika

Záležiac ​​na vonkajších podmienok(teplota a tlak), každá látka môže byť v jednom z troch stavov agregácie: ťažké, živédcom alebo plynný.Tieto stavy sa nazývajú súhrnné stavy.Pre niektoré látky sú charakteristické iba dva alebo dokonca jeden stav agregácie. Napríklad naftalén, jód, keď sa za normálnych podmienok zahrieva z pevného skupenstva do plynného skupenstva, pričom sa obchádza kvapalné skupenstvo. Látky ako bielkoviny, škrob, kaučuky, ktoré majú obrovské makromolekuly, nemôžu existovať v plynnom stave.

Plyny nemajú stály tvar a stály objem. Kvapaliny majú stály objem, ale nemajú stály tvar. Pevné látky sa vyznačujú stálosťou tvaru a objemu.

1.2. 1 Charakter plynného skupenstva látky

Pre plyny sú tieto vlastnosti:

Rovnomerné plnenie celého poskytnutého objemu;

Nízka hustota v porovnaní s kvapalinou a pevné látky a vysoká rýchlosť difúzie;

Relatívne ľahká stlačiteľnosť.

Tieto vlastnosti sú určené silami medzimolekulovej príťažlivosti a vzdialenosťou medzi molekulami.

V plyne sú molekuly od seba vo veľmi veľkej vzdialenosti, príťažlivé sily medzi nimi sú zanedbateľné. Pri nízkych tlakoch sú vzdialenosti medzi molekulami plynu také veľké, že v porovnaní s nimi možno zanedbať veľkosť molekúl a následne aj objem molekúl v celkovom objeme plynu. Pri veľkých vzdialenostiach medzi molekulami medzi nimi prakticky neexistujú žiadne príťažlivé sily. Plyn v tomto stave sa nazýva perfektné.Za normálnych podmienok T \u003d 273 0 K (0 0 C) a p \u003d 101,325 kPa môžu byť skutočné plyny, bez ohľadu na povahu, považované za ideálne a aplikované na ne rovnica jejaideálne gapre (Claiperonova rovnica-Mendelejev):

kde P je tlak plynu,

V je objem plynu,

Množstvo látky

R - univerzálna plynová konštanta (v jednotkách SI R \u003d 8,314 J / molK),

T je absolútna teplota.

Reálne plyny pri vysokých tlakoch a nízkych teplotách nezodpovedajú stavovej rovnici ideálneho plynu, pretože za týchto podmienok sa začínajú prejavovať interakčné sily medzi molekulami a už nie je možné zanedbávať vnútorný objem molekúl v porovnaní s objemom telo. Na matematický opis správania sa reálnych plynov sa používa rovnica van der Waals:

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

kde a a b sú konštanty,

a/V 2 - korekcia na vzájomnú príťažlivosť,

b je korekcia na vnútorný objem molekúl,

n je počet mólov plynu.

So zvyšovaním tlaku a poklesom teploty sa vzdialenosti medzi molekulami zmenšujú a interakčné sily sa zväčšujú, takže látka môže prejsť z plynného stavu do kvapalného. Pre každý plyn existuje limit kritická teplota, nad ktorým nemôže byť plyn pri žiadnom tlaku skvapalnený. Tlak potrebný na skvapalnenie plynu pri kritickej teplote sa nazýva kritický tlak a objem jedného mólu plynu za týchto podmienok kritický objememama.

Ryža. 1. Izotermy skutočného plynu

Stav plynu pri kritických parametroch sa nazýva kritický sostojaci.V kritickom stave sa stráca rozdiel medzi kvapalinou a plynom, majú rovnaké fyzikálne vlastnosti.

Prechod plynu na kvapalinu je možné znázorniť graficky. Obrázok 1 ukazuje grafický vzťah medzi objemom a tlakom pri konštantných teplotách. Takéto krivky sú tzv odopodmienky. Izotermy možno rozdeliť do troch sekcií: AB, BC, CD pri nízkych teplotách. AB - zodpovedá plynnému skupenstvu, BC - zodpovedá prechodu plynu do kvapaliny, CD - charakterizuje kvapalné skupenstvo. So stúpajúcou teplotou sa úsek BC zmenšuje a mení sa na inflexný bod K, tzv kritický bod.

Skvapalnené plyny nachádzajú veľké priemyselné využitie. Kvapalný CO 2 sa používa na sýtenie ovocných a minerálnych vôd, výrobu šumivých vín. Kvapalný SO 2 sa používa ako dezinfekčný prostriedok na ničenie plesní v pivniciach, pivniciach, vínnych sudoch, fermentačných nádržiach. Kvapalný dusík je široko používaný v medicíne a biológii na získanie nízkych teplôt počas konzervovania a mrazenia krvi a biologických tkanív. Kvapalné plyny sú pohodlnejšie na prepravu.

1.2. 2 Charakteristika kvapalného skupenstva látok

Na rozdiel od plynov medzi molekulami kvapaliny pôsobia pomerne veľké sily vzájomnej príťažlivosti, čo určuje zvláštny charakter pohybu molekúl. Tepelný pohyb molekuly kvapaliny zahŕňa oscilačné a translačné pohyby. Každá molekula nejaký čas osciluje okolo určitého rovnovážneho bodu, potom sa pohne a opäť zaujme novú rovnovážnu polohu. To určuje jeho tekutosť. Sily medzimolekulovej príťažlivosti nedovoľujú molekulám, aby sa pri svojom pohybe vzdialili od seba. Celkový efekt príťažlivosti molekúl možno znázorniť ako vnútorný tlak kvapalín, ktorý dosahuje veľmi vysoké hodnoty. To vysvetľuje stálosť objemu a praktickú nestlačiteľnosť kvapalín, hoci ľahko nadobúdajú akúkoľvek formu.

Vlastnosti kvapalín závisia aj od objemu molekúl, ich tvaru a polarity. Ak sú molekuly kvapaliny polárne, potom sa dve alebo viac molekúl spoja (združia) do komplexného komplexu. Takéto kvapaliny sa nazývajú spoločníkokúpeľne kvapaliny. Pridružené kvapaliny (voda, acetón, alkoholy) majú vyššie body varu, nižšiu prchavosť a vyššiu dielektrickú konštantu. Napríklad etylalkohol a dimetyléter majú rovnaký molekulový vzorec (C2H60). Alkohol je pridružená kvapalina a vrie pri vyššej teplote ako dimetyléter, čo je nepridružená kvapalina.

Kvapalné skupenstvo sa vyznačuje takými fyzikálnymi vlastnosťami ako plotviskozita, povrchové napätie.

Povrchové napätie.

Stav molekúl v povrchovej vrstve sa výrazne líši od stavu molekúl v hĺbke kvapaliny. Uvažujme jednoduchý prípad – kvapalina – para (obr. 2).

Ryža. 2. Pôsobenie medzimolekulových síl na rozhraní a vo vnútri kvapaliny

Na obr. 2, molekula (a) je vo vnútri kvapaliny, molekula (b) je v povrchovej vrstve. Gule okolo nich sú vzdialenosti, na ktoré sa rozprestierajú sily medzimolekulovej príťažlivosti okolitých molekúl.

Na molekulu (a) pôsobia medzimolekulové sily z okolitých molekúl rovnomerne, takže sily medzimolekulovej interakcie sú kompenzované, výslednica týchto síl je nulová (f=0).

Hustota pary je oveľa menšia ako hustota kvapaliny, pretože molekuly sú od seba ďaleko. Preto molekuly v povrchovej vrstve takmer nepociťujú príťažlivú silu týchto molekúl. Výslednica všetkých týchto síl bude smerovať dovnútra kvapaliny kolmo na jej povrch. Povrchové molekuly kvapaliny sú teda vždy pod vplyvom sily, ktorá má tendenciu ich vtiahnuť dovnútra a tým zmenšiť povrch kvapaliny.

Na zvýšenie rozhrania kvapaliny je potrebné vynaložiť prácu A (J). Práca potrebná na zvýšenie rozhrania S o 1 m 2 je mierou povrchovej energie resp povrchové napätie.

Povrchové napätie d (J / m 2 \u003d Nm / m 2 \u003d N / m) je teda výsledkom nekompenzovaných medzimolekulových síl v povrchovej vrstve:

q = F/S (F - povrchová energia) (2.3)

Existuje mnoho metód na určenie povrchového napätia. Najbežnejšie sú stalagometrická metóda (metóda počítania kvapiek) a metóda najvyššieho tlaku plynových bublín.

Pomocou metód röntgenovej difrakčnej analýzy sa zistilo, že v kvapalinách existuje určitá usporiadanosť v priestorovom usporiadaní molekúl v jednotlivých mikroobjemoch. V blízkosti každej molekuly je pozorovaný takzvaný krátky dosah. V určitej vzdialenosti od nej je táto zákonitosť porušená. A v celom objeme kvapaliny nie je poriadok v usporiadaní častíc.

Ryža. 3. Stalagmometer 4. Viskozimeter

Viskozita h (Pa s) - vlastnosť odolávať pohybu jednej časti kvapaliny vzhľadom na druhú. AT praktický životčlovek čelí veľkému množstvu kvapalných systémov, ktorých viskozita je odlišná - voda, mlieko, rastlinné oleje, kyslá smotana, med, džúsy, melasa atď.

Viskozita kvapalín je spôsobená intermolekulárnymi účinkami, ktoré obmedzujú pohyblivosť molekúl. Závisí to od charakteru kvapaliny, teploty, tlaku.

Viskozita sa meria prístrojmi nazývanými viskozimetre. Výber viskozimetra a metódy stanovenia viskozity závisí od stavu skúmaného systému a jeho koncentrácie.

Pre kvapaliny s nízkou viskozitou alebo nízkou koncentráciou sa široko používajú viskozimetre kapilárneho typu.

1.2. 3 Charakteristika tuhého skupenstva hmoty

Pevné látky si na rozdiel od kvapalín a plynov zachovávajú svoj tvar. Príťažlivé sily medzi časticami, ktoré tvoria pevné teleso, sú také silné, že sa voči sebe nemôžu voľne pohybovať, ale len oscilujú okolo nejakej strednej polohy.

Všetky pevné látky sú rozdelené na kryštalický a amorfný.V kryštalických telesách sú častice usporiadané v určitom poradí charakteristickom pre každú látku a toto poradie zasahuje do celého objemu. V celom objeme amorfného telesa nie je poriadok v usporiadaní častíc. Z tohto hľadiska možno amorfné telesá považovať za kvapaliny s abnormálne vysokou viskozitou.

Veľmi často sú amorfné a kryštalické formy rôzne stavy tej istej látky. Oxid kremičitý sa teda v prírode nachádza vo forme kryštálov kremeňa (horský krištáľ), ako aj v amorfnej forme - minerálu pazúrik. Známy kryštalický a amorfný uhlík.

Kryštalická forma je najstabilnejšia, látky postupne prechádzajú z amorfného stavu do kryštalického. Za normálnych podmienok je tento proces veľmi pomalý, zvýšenie teploty ho môže urýchliť. Napríklad cukor môže byť v kryštalickom (kryštálový cukor, hrudkový cukor) a v amorfnom (karamelizovanom) stave. Časom môže karamel kryštalizovať, čo je v cukrárskom priemysle nežiaduce. kinetika adsorpcia dispergovaný koloidný

Poradie v priestorovom usporiadaní častíc a kryštalických telies - krištáľová bunka- určuje vonkajšie znaky kryštalického stavu. Tieto zahŕňajú: 1) jednoznačný a výrazný bod topenia; 2) určitý geometrický tvar monokryštálov; 3) anizotropia.

Otázky na sebaovládanie:

Za akých podmienok sa vlastnosti skutočného plynu približujú vlastnostiam ideálneho plynu?

Je možné stláčať skutočný plyn donekonečna?

Čo fyzický význam konštanty v stavovej rovnici reálneho plynu?

Je možné pri znalosti teploty a tlaku určiť počet molekúl na jednotku objemu?

Čo spôsobuje nízku stlačiteľnosť kvapalín?

Ako tvorba vodíkovej väzby medzi molekulami ovplyvňuje vlastnosti kvapaliny?

Ako možno vysvetliť pokles povrchového napätia a viskozity so zvyšujúcou sa teplotou?

Ako možno rozlíšiť kryštalickú pevnú látku od amorfnej?

Aký je hlavný rozdiel v štruktúre kryštalických a amorfných telies?

1. 3 Chemická kinetika a katalýza.Chemická rovnováha

1.3.1 Rýchlosť chemickej reakcie

Kinetika- náuka o rýchlosti a mechanizme chemických reakcií.

Otázka rýchlosti chemickej reakcie má veľký praktický a teoretický význam. Priebeh biochemických procesov v tele, fyzikálno-chemické zmeny v potravinových výrobkoch počas tepelného spracovania a výkon továrenských zariadení závisí od rýchlosti reakcie.

Rýchlosť chemických procesov je možné riadiť zmenou podmienok ich výskytu. V niektorých prípadoch je žiaduce zintenzívniť proces, aby sa získalo viac produktu za jednotku času. Niekedy je potrebné znížiť rýchlosť chemickej reakcie, napríklad spomaliť oxidáciu tukov v potravinách. Všetky tieto problémy možno vyriešiť aplikáciou zákonov chemickej kinetiky.

Rýchla reakcia- zmena koncentrácie reagujúcich látok za jednotku času.

kde c je zmena koncentrácie reaktantov,

t - časový interval.

Stanovuje sa závislosť vysokorýchlostných chemických reakcií od koncentrácie zákon masovej akcie, otvorená empirická cesta K.M. Guldberg a P. Waage v roku 1867.

Pre reakciu aA + bB = C

kde: A a B sú koncentrácie reaktantov,

a a b sú koeficienty v rovnici,

k - koeficient úmernosti, nazývaný rýchlostná konštanta, v závislosti od povahy reaktantov a teploty.

Rýchlosť chemickej reakcie je úmerná výslednému produktunzlomky reaktantov s mocninou rovnajúcou saokoeficienty v rovnici readocie.

Konštanta reakčnej rýchlostičíselne sa rovná rýchlosti reakcie pri koncentráciách reaktantov rovných jednotke.

Faktory ovplyvňujúce rýchlosť chemickej reakcie:

povaha reaktantov;

koncentrácia reaktantov;

· teplota;

tlak (pre plyny);

oblasť kontaktu reaktantov;

prítomnosť katalyzátora.

So stúpajúcou teplotou sa zvyšuje rýchlosť pohybu molekúl a následne aj počet zrážok medzi nimi za jednotku času.

Vplyv teploty na rýchlosť chemickej reakcie sa riadi van' Hoffovým pravidlom.

Každým zvýšením teploty o 10 stupňovbVäčšina reakcií sa zvyšuje 2-4 krát.

Nazýva sa číslo, ktoré ukazuje, koľkokrát sa rýchlosť danej reakcie zvýši, keď teplota stúpne o 10 stupňov teplota dooreakčný faktor. Matematicky je táto závislosť vyjadrená vzťahom:

kde - teplotný koeficient reakcie,

a 0 - reakčné rýchlosti pri počiatočnej (ti) a konečnej (t2) teplote;

t - zmena teploty t 2 - t 1.

Van't Hoffovo pravidlo je približné a možno ho aplikovať na reakcie prebiehajúce pri teplotách od 0 do 300 stupňov a v malom teplotnom rozsahu. So stúpajúcou teplotou klesá teplotný koeficient rýchlosti reakcie a blíži sa k jednotke.

Presnejšiu závislosť rýchlosti chemickej reakcie od teploty experimentálne stanovil Arrhenius:

kde k je konštanta rýchlosti reakcie,

B a A sú konštanty pre túto reakciu.

1.3. 2 Katalýza a katalyzátory

Katalyzátor Látka, ktorá mení rýchlosť chemickej reakcie, no nespotrebuje sa. Katalyzátory buď zrýchľujú alebo spomaľujú.

Katalýza- jav zmeny rýchlosti reakcie v prítomnosti katalyzátorov.

katalytické reakcie- reakcie prebiehajúce za účasti katalyzátorov.

Ak je katalyzátor jedným z produktov reakcie, potom sa reakcia nazýva autokatalytický a samotný fenomén autokatalýza.

Inhibítor katalyzátor, ktorý spomaľuje reakciu.

Príkladom pozitívnych katalyzátorov je voda v interakcii hliníkového prášku s jódom.

Enzýmy-biologické katalyzátory proteínovej povahy.

Enzýmy sú prítomné vo všetkých živých bunkách. Je zvykom deliť enzýmy na jednoduché a zložité, prípadne jednozložkové či dvojzložkové. Jednoduché enzýmy pozostávajú len z bielkovín, komplexné enzýmy sa skladajú z bielkovín a z nebielkovinovej časti, ktorá je tzv koenzým.

Enzýmy sa vyznačujú vysokou katalytickou aktivitou a selektivitou. Z hľadiska katalytickej aktivity sú výrazne lepšie ako anorganické katalyzátory. Napríklad 1 mól katalázy pri 0 stupňoch rozloží 200 000 mólov H202 za jednu sekundu a 1 mól platiny pri 20 stupňoch rozloží 10 až 80 mólov peroxidu vodíka za jednu sekundu.

Takéto zrýchlenia reakcie sú spôsobené tým, že enzýmy prudko znižujú energetické bariéry v reakčnej ceste. Napríklad aktivačná energia pre rozkladnú reakciu H202 pôsobením iónu železa (II) a molekúl katalázy je 42 a 7,1 kJ/mol; na hydrolýzu močoviny kyselinou a ureázou 103 a 28 kJ/mol.

Enzýmy sú v porovnaní s anorganickými katalyzátormi veľmi špecifické. Napríklad amyláza, obsiahnutá v slinách, ľahko a rýchlo rozkladá škrob, ale nekatalyzuje proces rozkladu cukru. Ureáza je mimoriadne účinná pri katalýze hydrolýzy močoviny, ale nemá žiadny vplyv na jej deriváty. Táto vlastnosť enzýmov umožňuje živým organizmom, ktoré majú vhodnú sadu enzýmov, aktívne reagovať na vonkajšie vplyvy. Napríklad bolo pozorované, že v stresové situácie naše telo je úžasné. Skutočnosť je popísaná kedy slabá žena nadvihla auto za nárazník a držala ho, kým ľudia, ktorí prišli na pomoc, vyslobodili dieťa, ktoré spadlo pod neho; človek prenasledovaný rozhnevaným zvieraťom ľahko prekonáva prekážky, ktoré sú pre neho v jeho obvyklom stave neprekonateľné; na významných súťažiach strácajú športovci za obdobie výkonnosti niekoľko kilogramov.

Všetko, čo bolo povedané o pozoruhodných vlastnostiach enzýmov, sa vysvetľuje tým, že selektivita pôsobenia (selektivita) a aktivita sú vzájomne prepojené: čím vyššia je selektivita, tým vyššia je jej aktivita. Enzýmy majú jedinečnú selektivitu, a preto je ich aktivita najvyššia.

1.3. 3 Chemická rovnováha

Reverzibilné reakcie môže ísť dvoma opačnými smermi. Nedosiahnu koniec, ale končia nastolením chemickej rovnováhy.

Chemická rovnováha Stav systému, keď sa rýchlosť doprednej a spätnej reakcie vyrovná.

Stav chemickej rovnováhy sa udržiava, kým sa nezmenia podmienky. Pri zmene vonkajších podmienok sa rovnováha naruší a po chvíli sa systém dostane do nového rovnovážneho stavu.

Posun rovnováhy prechod systému z jedného rovnovážneho stavu do druhého.

Určí sa smer rovnovážneho posunu Princíp Le Chateligy.

Ak je ovplyvnený rovnovážny systém, potom sa rovnáetoto posúvaštv smere, ktorý tento efekt oslabuje.

Napríklad zvýšenie teploty posúva rovnováhu smerom k endotermickej reakcii, zvýšenie koncentrácie východiskových látok posúva rovnováhu smerom k produktom reakcie. Tlak mení iba rovnováhu reakcií zahŕňajúcich plyny. Zvýšenie tlaku posúva rovnováhu v smere reakcie prebiehajúcej so zmenou objemu.

Otázky pre Samokontroll:

1. Čo študuje kinetika?

2. Ako sa nazýva rýchlosť chemických reakcií?

3. Prečo je v matematickej rovnici pre rýchlosť chemickej reakcie znamienko mínus?

4. Uveďte faktory, ktoré ovplyvňujú rýchlosť chemickej reakcie.

5. Popíšte vplyv koncentrácie, teploty, charakteru reaktantov na rýchlosť chemickej reakcie.

6. Čo sa nazýva katalýza a katalyzátor?

7. Ako sa klasifikujú katalytické reakcie?

8. Čo sú inhibítory?

9. Čo sa nazýva chemická rovnováha?

10. Čo sa nazýva posun v chemickej rovnováhe?

11. Formulujte Le Chatelierov princíp.

12. Ktorým smerom sa bude s rastúcou teplotou posúvať rovnováha rovnovážnej reakcie? Tlak (ak sú do reakcií zapojené plyny)? Koncentrácia jedného z reaktantov?

1. 4 Vlastnosti roztoku

1.4. 1 Všeobecná charakteristika riešení

Riešenia majú veľký význam v živote človeka a praktickej činnosti. Procesy asimilácie potravín ľuďmi a zvieratami sú teda spojené s prenosom živín do roztoku. Roztoky sú všetky najdôležitejšie fyziologické tekutiny (krv, lymfa atď.). Odvetvia založené na chemických procesoch sú zvyčajne spojené s používaním roztokov.

Riešenia- viaczložkové homogénne systémy, v ktorých je jedna alebo viac látok distribuovaných vo forme molekúl, atómov alebo iónov v prostredí inej látky - rozpúšťadla.

Roztok môže mať akýkoľvek stav agregácie - pevný, kvapalný alebo plynný. Akýkoľvek roztok pozostáva z rozpustených látok a rozpúšťadla. Zvyčajne sa za rozpúšťadlo považuje tá zložka, ktorá existuje vo svojej čistej forme v rovnakom stave agregácie ako výsledný roztok (napríklad roztok soli vo vode: soľ je rozpustená látka, voda je rozpúšťadlo). Ak boli obe zložky pred rozpustením v rovnakom stave agregácie (napríklad alkohol a voda), potom sa za rozpúšťadlo považuje zložka vo väčšom množstve.

Z hľadiska štruktúry zaujímajú roztoky medziľahlú polohu medzi mechanickými zmesami a chemické zlúčeniny. S mechanickými zmesami majú spoločnú variabilitu zloženia a s chemickými zlúčeninami - rovnomernosť zloženia v celej fáze a prítomnosť tepelného efektu pri tvorbe. V súlade s tým spočiatku existovali dve protichodné teórie: „fyzikálna“ a „chemická“, z ktorých každá obhajovala svoje vlastné názory na štruktúru riešení.

Moderné myšlienky o štruktúre riešení sú založené na teórii solvatácie, ktorú predložil Mendelejev a rozvíjali jeho nasledovníci. Podľa tejto teórie prebiehajú v systéme pri rozpúšťaní súčasne dva procesy: difúzia rozpustenej látky v objeme rozpúšťadla (fyzikálny proces) a tvorba nestabilných zlúčenín rôzneho zloženia - solvátov ( chemický proces). Ak je rozpúšťadlom voda, potom sa tieto zlúčeniny nazývajú hydráty.

Tvorba roztokov je samovoľný proces, ktorý prebieha s nárastom poruchy systému, t.j. s nárastom entropie. Napríklad, keď je kryštál rozpustený, systém prechádza z úplne usporiadaného stavu do menej usporiadaného. V tomto prípade so zvýšením entropie (AS > 0) klesá voľná energia systému (AG<0).

Ak je roztok vytvorený z 2 kvapalín, potom je hnacou silou procesu rozpúšťania tendencia zložiek roztoku vyrovnávať koncentrácie, čo vedie aj k zvýšeniu entropie, t.j. AS > 0 a 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.

Najdôležitejšou charakteristikou roztoku je jeho zloženie alebo koncentrácia zložiek.

Koncentrácia roztoku- množstvo rozpustenej látky obsiahnuté v určitom množstve roztoku alebo rozpúšťadla.

Koncentráciu roztokov možno vyjadriť rôznymi spôsobmi. V chemickej praxi sa najčastejšie používajú tieto metódy vyjadrenia koncentrácií:

1. Hmotnostný zlomok rozpustenej látky (percentuálna koncentrácia)- ukazuje, koľko gramov látky sa rozpustí v 100 g roztoku. Určuje sa podľa vzorca:

kde W je hmotnostný zlomok rozpustenej látky,

m in-va - hmotnosť rozpustenej látky,

m roztok - hmotnosť roztoku.

2. Molárna koncentrácia- ukazuje, koľko mólov rozpustenej látky je obsiahnutých v 1 litri roztoku.

3. Molárna koncentrácia- ukazuje, koľko mólov látky je obsiahnutých v 1 kg rozpúšťadla.

1.4. 2 Roztoky plynov v kvapalinách

Rozpustnosť plynov v kvapalinách závisí od ich povahy, povahy rozpúšťadla, teploty a tlaku. Rozpustnosť plynu je spravidla väčšia, ak je rozpúšťanie sprevádzané chemickou interakciou s rozpúšťadlom, a menšia, ak nedochádza k žiadnej chemickej interakcii. Napríklad v 1 litri vody pri n.o. rozpustí 0,0002 g vodíka, ktorý neinteraguje s vodou, a 875 g amoniaku, ktorý reaguje s vodou za vzniku hydroxidu amónneho.

Závislosť rozpustnosti plynov od povahy rozpúšťadla je možné ukázať na nasledujúcich príkladoch. V 1000 g vody sa za rovnakých podmienok rozpustí 87,5 g NH 3 a v 100 g etylalkoholu len 25 g. Rozpustnosť plynov do značnej miery závisí od teploty. So zvyšovaním teploty sa ich rozpustnosť znižuje a so znižovaním teploty sa zvyšuje. Takže pri 0 0 C sa 171 cm 3 CO 2 rozpustí v 100 ml vody, pri 20 0 C - iba 87,8 cm 3. Preto môže predĺžený var takmer úplne odstrániť rozpustené plyny z kvapaliny a je vhodné nasýtiť kvapaliny plynom pri nízkych teplotách.

Rozpustnosť plynu závisí aj od tlaku. Zisťuje sa závislosť rozpustnosti plynu od tlaku ge zákonnRI.

C = kp, (4,2)

kde C je koncentrácia plynu v roztoku,

k - koeficient úmernosti v závislosti od povahy kvapaliny a plynu,

p je tlak plynu nad roztokom.

Hmotnosť rozpusteného plynu pri konštantnej teplote je priamo proje úmerná tlaku plynu nad roztokomorum.

Henryho zákon platí len pre zriedené roztoky pri nízkych tlakoch. Plyny, ktoré interagujú s rozpúšťadlom NH 3 , SO 2 , HC1 s vodou, sa neriadia Henryho zákonom. Ich rozpustnosť sa tiež zvyšuje so zvyšujúcim sa tlakom, ale podľa zložitejšieho zákona.

Prejav Henryho zákona je ilustrovaný tvorbou hojnej peny pri odzátkovaní fľaše sódovej vody alebo fľaše šampanského; tu dochádza k prudkému poklesu rozpustnosti plynu s poklesom jeho parciálneho tlaku. Ten istý zákon vysvetľuje výskyt dekompresnej choroby. V hĺbke 40 m pod hladinou mora je celkový tlak 600 kPa a rozpustnosť dusíka v krvnej plazme je 9-krát väčšia ako na hladine mora. Keď potápač rýchlo stúpa z hĺbky, rozpustený dusík sa uvoľňuje do krvi v bublinách, ktoré upchávajú cievy, čo môže viesť k vážnym následkom.

Rozpustnosť plynu klesá, keď je v roztoku prítomná tretia zložka. Plyny sa teda v roztokoch elektrolytov rozpúšťajú oveľa horšie ako v čistej vode. Napríklad 3 × 10 3 m 3 chlóru sa rozpustí v 1 g vody pri 0 0 C a 10-krát menej sa rozpustí v 1 g nasýteného roztoku NaCl, preto pri skladovaní chlóru nad kvapalinou sa voda nahradí roztoku chloridu sodného.

1.4. 3 Vzájomná rozpustnosť kvapalín

Na rozdiel od rozpustnosti plynov v kvapalinách je rozpúšťanie kvapaliny zložitejším procesom. Keď sa zmiešajú dve kvapaliny, môžu:

Rozpustite sa navzájom v akomkoľvek pomere;

Prakticky nerozpustný;

Rozpustite obmedzené.

Vzájomná rozpustnosť kvapalín závisí predovšetkým od ich chemická štruktúra. Aj alchymisti si všimli, že „podobné sa rozpúšťa v podobnom“, t.j. polárny je zvyčajne rozpustný v polárnom a nepolárny v nepolárnom. Z tohto dôvodu je voda (polárna kvapalina) dobrým rozpúšťadlom pre polárne kvapaliny (etylalkohol, kyselina octová atď.) a vôbec nerozpúšťa nepolárne kvapaliny (benzén, petrolej atď.). Ak sa kvapaliny navzájom líšia polaritou, potom sú v sebe obmedzene rozpustné. Pri obmedzenej rozpustnosti prechádza každá z kvapalín do určitej hranice do druhej, výsledkom čoho je dvojvrstvový systém. Napríklad s nárastom teploty sa zvyčajne zvyšuje ich vzájomná rozpustnosť a pri určitej teplote sa obe kvapaliny zmiešajú v akomkoľvek pomere a hranica medzi nimi zmizne. Táto teplota sa nazýva kritický.

Kritická teplota dosiahnutá zahrievaním sa nazýva horná kritická teplota.

Známe zmesi kvapalín, kde rozpustnosť klesá so zvyšujúcou sa teplotou. Preto sa kritická teplota dosiahne pri poklese teploty a je tzv nižšia kritická teplotapriRoy.

Pomocou kritickej teploty rozpúšťania sa niekedy uskutočňujú niektoré analytické stanovenia.

Zvlášť zaujímavá je rozpustnosť rôznych látok v dvojvrstvových systémoch pozostávajúcich z dvoch nerozpustných kvapalín.

Ak sa tretia látka schopná rozpustnosti v každej z nich zavedie do systému pozostávajúceho z dvoch nemiešateľných kvapalín, potom sa rozpustená látka rozdelí medzi obe kvapaliny v pomere k jej rozpustnosti v každej z nich.

Pomer koncentrácií látky distribuovanej medzi dve nemiešateľné kvapaliny pri konštantnej teplote zostáva konštantný bez ohľadu na celkové množstvo rozpustenej látky.

С 1 /С 2 = k, (4.3)

kde C1 a C2 sú koncentrácie rozpustenej látky v 1. a 2. rozpúšťadle,

...

Podobné dokumenty

Koloidná chémia ako veda, ktorá študuje fyzikálno-chemické vlastnosti heterogénnych, vysoko disperzných systémov a vysokomolekulárnych zlúčenín. Výroba a spôsoby čistenia koloidných roztokov. Použitie gélov v potravinárskom priemysle, kozmetike a medicíne.

prezentácia, pridané 26.01.2015


Prvé praktické informácie o koloidoch. Vlastnosti heterogénnych zmesí. Pomer medzi povrchom koloidnej častice a objemom koloidnej častice. Zvláštnosti disperzných systémov. Vlastnosti koloidných roztokov. Klasifikácia disperzných systémov.

prezentácia, pridané 17.08.2015


Hlavné znaky disperzných systémov, ich klasifikácia, vlastnosti a spôsoby získavania, dialýza (čistenie) sólov. Stanovenie náboja koloidnej častice, zákonitosti koagulácie elektrolytu, koncept adsorpcie na hranici roztoku a plynu, sú podstatou Langmuirovej teórie.

manuál, pridaný 14.12.2010


Základné pojmy a zákony chémie. Klasifikácia anorganických látok. Periodický zákon a Periodický systém prvky D.I. Mendelejev. Základy termodynamických výpočtov. Katalýza chemických reakcií. Metódy vyjadrenia koncentrácie roztokov.

priebeh prednášok, doplnené 24.06.2015


Klasifikácia disperzných systémov. Hlavné faktory stability koloidných roztokov. Spôsoby ich výroby (disperzia, kondenzácia) a čistenia (dialýza, ultrafiltrácia). Micelárna teória štruktúry koloidných častíc. Koagulácia so zmesami elektrolytov.

prezentácia, pridané 28.11.2013


Podstata a definujúce znaky koloidných systémov. Hlavné vlastnosti a štruktúra riešení tohto typu. Charakteristika Tyndallovho efektu. Rozdiely medzi hydrosólmi a organosólmi. Metódy vzniku koloidných systémov, špecifické vlastnosti, rozsah.

prezentácia, pridané 22.05.2014


Koncept roztokov makromolekulárnych zlúčenín (VMC). Proces opuchu IUD: jeho štádiá, príčiny, tlak a stupeň. Viskozita disperzných systémov a roztokov HMS, metódy jej merania. Štrukturálna a relatívna viskozita. koagulačné štruktúry.

abstrakt, pridaný 22.01.2009


Konštanty a parametre, ktoré určujú kvalitatívny (fázový) stav, kvantitatívne charakteristiky riešení. Druhy roztokov a ich špecifické vlastnosti. Spôsoby získavania tuhých roztokov. Vlastnosti roztokov s eutektikou. Roztoky plynov v kvapalinách.

abstrakt, pridaný 09.06.2013


Získavanie lyofóbnych koloidných systémov, ich optické vlastnosti. Stanovenie povrchového napätia roztokov povrchovo aktívnych látok a medzipovrchového napätia na hranici dvoch nemiešateľných kvapalín stalagometrickou metódou. Koloidná ochrana sólov s HMS roztokmi.

abstrakt, pridaný 15.02.2016


Chemická termodynamika. Základné pojmy termodynamiky. Prvý zákon termodynamiky. Aplikácia prvého zákona termodynamiky na chemické procesy. Závislosť tepelného účinku reakcie od teploty. Kirchhoffov zákon. Druhý zákon termodynamiky.

3. vydanie, rev. - M.: Vyššia škola, 2001 - 512 s., 319 s.

Učebnica je zostavená v súlade s programom z fyzikálnej chémie.

Prvá kniha podrobne popisuje nasledujúce časti kurzu: kvantové mechanické základy teórie chemická väzba, štruktúra atómov a molekúl, spektrálne metódy štúdia molekulovej štruktúry, fenomenologická a štatistická termodynamika, termodynamika roztokov a fázových rovnováh.

V druhej časti časti kurzu fyzikálnej chémie sú prezentované elektrochémia, chemická kinetika a katalýza na základe pojmov rozvinutých v prvej časti knihy - štruktúra hmoty a štatistická termodynamika. Časť „Katalýza“ odráža kinetiku heterogénnych a difúznych procesov, adsorpčnú termodynamiku a otázky reaktivity.

Pre študentov vysokých škôl zapísaných v odboroch chemického inžinierstva.

Kniha 1.

Formát: djvu

Veľkosť: 11,2 MB

Stiahnuť ▼: drive.google

Kniha 2.

Formát: djvu

Veľkosť: 7 MB

Stiahnuť ▼: drive.google

OBSAH Kniha 1.
Predslov. 3
Úvod 6
Prvý oddiel. Kvantovo-mechanické zdôvodnenie teórie molekulovej štruktúry a chemickej väzby
Kapitola 1. Štruktúra atómu 9
§ 1.1. Kvantovo mechanické vlastnosti mikročastíc 9
§ 1.2. Atóm vodíka 11
§ 1.3. Atómové orbitály atómu podobného vodíku 14
§ 1.4. Elektrónový spin 21
§ 1.5. Viacelektrónové atómy 23
§ 1.6. Pauliho princíp 26
§ 1.7. Elektrónové konfigurácie atómov 28
Kapitola 2. Molekuly. Teoretické metódy používané pri štúdiu štruktúry molekúl a chemickej väzby 34
§ 2.1. Molekula. potenciálny povrch. Rovnovážna konfigurácia 34
§ 2.2. Teória chemickej väzby a jej problémy. Schrödingerova rovnica pre molekuly 39
§ 2.3. Variačná metóda riešenia Schrödingerovej rovnice 42
§ 2.4. Dve hlavné metódy teórie štruktúry molekúl. Metóda valenčnej väzby a molekulárna orbitálna metóda 44
§ 2.5. Základné myšlienky molekulárnej orbitálnej metódy 49
§ 2.6. Približný popis molekulového orbitálu v metóde MO LCAO 50
§ 2.7. Molekula II v metóde MO LCAO. Výpočet energie a vlnovej funkcie variačnou metódou 53
§ 2.8. Molekula H v metóde MO LCAO. Kovalentná väzba 58
Kapitola 3. Diatomické molekuly v metóde MO LCAO 62
§ 3.1. Molekulové orbitály homonukleárnych dvojatómových molekúl 62
§ 3.2. Elektrónové konfigurácie a vlastnosti homonukleárnych molekúl tvorených atómami prvkov prvej a druhej periódy 65
§ 3.3. Heteronukleárne dvojatómové molekuly 73
§ 3.4. polárne spojenie. Elektrický dipólový moment molekuly 78
§ 3.5. Sýtosť kovalentná väzba 81
§ 3.6. Väzba donor-akceptor 82
§ 3.7. Iónová väzba. Stupeň polarity chemickej väzby 84
Kapitola 4. Polyatomické molekuly v metóde MO 88
§ 4.1. Molekulové orbitály v polyatomických molekulách. Orbitálna symetria. Delokalizované a lokalizované orbitály. molekula HgO 88
§ 4.2. Popis molekuly metánu. Delokalizované a lokalizované MO. Hybridizácia orbitálov 95
§ 4.3. O predpovedi rovnovážnych konfigurácií molekúl 99
§ 4.4. Nepevné molekuly 101
§ 4.5. Molekuly s viacnásobnými väzbami v metóde MO LCAO 104
§ 4.6. Hückelova metóda 108
§ 4.7. Popis aromatických systémov v metóde MOX 110
§ 4.8. Chemická väzba v koordinačných zlúčeninách. Teória ligandového poľa 117
§ 4.9. Iónová väzba v kryštáli 126
Kapitola 5. Intermolekulárna interakcia 129
§ 5.1. Van der Waalsove sily. Iné typy nešpecifických interakcií 129
§ 5.2. Vodíková väzba 136
Časť dva. Spektrálne metódy na štúdium štruktúry a energetických stavov molekúl
Kapitola 6. Všeobecné informácie o molekulových spektrách. Prvky teórie molekulových spektier 141
§ 6.1. Intramolekulárny pohyb a elektromagnetické spektrum. 141
§ 6.2. Molekulové spektrá emisie, absorpcie a Ramanovho rozptylu. EPR a NMR spektrá 145
§ 6.3. Rotačné spektrum dvojatómovej molekuly (aproximácia tuhého rotátora) 150
§ 6.4. Vibračno-rotačné spektrum dvojatómovej molekuly. Aproximácia harmonického oscilátora 156
§ 6.5. Molekula je anharmonický oscilátor. Štruktúra vibračného spektra 162
§ 6.6. Elektronické spektrá. Stanovenie disociačnej energie dvojatómových molekúl 169
§ 6.7. Rotačné spektrá a prísne polyatomické molekuly.... 171
§ 6.8. Vibrácie, spektrum a štruktúra polyatomických molekúl 175
§ 6.9. Použitie vibračných spektier na určenie štruktúry molekúl 180
§ 6.10. Vplyv medzimolekulovej interakcie média a stavu agregácie na vibračné spektrum 183
Časť tri. Chemická termodynamika
Kapitola 7. Všeobecné pojmy. Prvý zákon termodynamiky a jeho aplikácia 186
§ 7.1. Predmet a úlohy chemickej termodynamiky 186
§ 7.2. Základné pojmy a definície chemickej termodynamiky 188
§ 7.3. Prvý zákon termodynamiky. Nekruhové procesy 199
§ 7.4. Tepelná kapacita 202
§ 7.5. Vplyv teploty na tepelnú kapacitu. Teplotný rad.. 208
§ 7.6. Kvantová teória tepelná kapacita kryštalickej látky 211
§ 7.7. Kvantová štatistická teória tepelnej kapacity plynná látka 215
§ 7.8. tepelné účinky. Hessov zákon 217
§ 7.9. Aplikácia Hessovho zákona na výpočet tepelných účinkov 220
§ 7.10. Závislosť tepelného účinku na teplote. Kirchhoffova rovnica 227
Kapitola 8. Druhý termodynamický zákon a jeho aplikácia 235
§ 8.1. Spontánne a nespontánne procesy. Druhý termodynamický zákon 235
§ 8.2. Entropia 236
§ 8.3. Zmena entropie v nestatických procesoch 239
§ 8.4. Zmena entropie ako kritérium smerovosti a rovnováhy v izolovanom „systéme 240
§ 8.5. Charakteristické funkcie. Termodynamické potenciály 241
§ 8.6. Kritériá pre možnosť spontánneho procesu a rovnováhy v uzavretých systémoch 249
§ 8.7. Zmena entropie v niektorých procesoch 251
§ 8.8. Gibbsova energia zmesi ideálnych plynov. Chemický potenciál 261
§ 8.9. Všeobecné podmienky chemickej rovnováhy 265
§ 8.10. Zákon aktívnych más. Rovnovážna konštanta pre reakcie v plynnej fáze 266
§ 8.11. Rovnica reakčnej izotermy 271
§ 8.12. Použitie zákona o pôsobení hmoty na výpočet zloženia rovnovážnej zmesi 273
§ 8.13. Vplyv teploty na chemickú rovnováhu. Rovnica reakčnej izobary 282
§ 8.14. Integrálna forma závislosti Gibbsovej energie a rovnovážnej konštanty od teploty 284
§ 8.15. Chemická rovnováha v heterogénnych systémoch 286
Kapitola 9. Tretí termodynamický zákon a výpočet chemickej rovnováhy 289
§ 9.1. Termálna Nernstova veta. Tretí termodynamický zákon 289
§ 9.2. Výpočet zmeny štandardnej Gibbsovej energie a rovnovážnej konštanty metódou Temkin - Schwartzman 294
§ 9.3. Výpočet zmeny štandardnej Gibbsovej energie a rovnovážnej konštanty pomocou funkcií redukovanej Gibbsovej energie 297
§ 9.4. Adiabatické reakcie 299
Kapitola 10. Chemická rovnováha v reálnych systémoch 303
§ 10.1. Fugacita a koeficient fugacity plynov 303
§ 10.2. Výpočet chemickej rovnováhy v reálnom plynovom systéme pri vysokých tlakoch 312
§ 10.3. Výpočet chemickej rovnováhy v systémoch, v ktorých prebieha niekoľko reakcií súčasne 314
Kapitola 11. Úvod do štatistickej termodynamiky 320
§ 11.1. Štatistická fyzika a štatistická termodynamika. Makroskopický a mikroskopický popis stavu systému 320
§ 11.2. Mikroskopický opis stavu metódou klasickej mechaniky 323
§ 11.3. Mikroskopický popis stavu metódou kvantovej mechaniky. Kvantová štatistika 324
§ 11.4. Dva typy priemerov (mikrokanonický a kanonický priemer) 325
§ 11.5. Vzťah medzi entropiou a štatistickou váhou. Štatistická povaha druhého termodynamického zákona 326
§ 11.6. Systém termostatu. Kanonická Gibbsova distribúcia. 330
§ 11.7. Súčet nad stavmi systému a jeho prepojenie s energiou. Helmholtz 335
§ 11.8. Súčet stavov častíc 337
§ 11.9. Vyjadrenie termodynamických funkcií súčtom nad stavmi systému 340
§ 11.10. Súčet nad stavmi systému jednorozmerných harmonických oscilátorov. Termodynamické vlastnosti monatomických pevné telo podľa Einsteinovej teórie 343
§ 11.11. Boltzmannova kvantová štatistika. Maxwellov zákon distribúcie rýchlosti molekúl 346
§ 11.12. Fermi - Dirac a Bose - Einstein štatistiky 352
§ 11.13 Všeobecné vzorce na výpočet termodynamických funkcií z molekulových údajov 353
§ 11.14 Výpočet termodynamických funkcií ideálneho plynu za predpokladu tuhej rotácie a harmonických vibrácií molekúl 357
Časť štyri. Riešenia
Kapitola 12. Všeobecné charakteristiky riešení 365
§ 12.1. Klasifikácia mínometov 365
§ 12.2. Koncentrácia roztokov 367
5 12.3. Špecifickosť riešení. Úloha medzimolekulových a chemických interakcií, koncept solvatácie 368
§ 12.4. Hlavné smery vo vývoji teórie riešení 372
§ 12.5. Termodynamické podmienky tvorby roztokov 374
§ 12.6. Čiastočné molárne hodnoty 375
§ 12.7. Základné metódy určovania parciálnych molárnych hodnôt 379
§ 12.8. Parciálne a relatívne parciálne molárne entalpie 381
§ 12.9. Teplo rozpúšťania a riedenia 382
§ 12.10 Termodynamické vlastnosti ideálnych kvapalných roztokov 386
§ 12.11.3 Raoultov zákon 390
§ 12.12. Bod varu ideálneho roztoku 392
§ 12.13. Bod tuhnutia ideálneho riešenia 395
§ 12.14.0 smotický tlak ideálneho riešenia 397
§ 12.15 Neideálne riešenia 400
§ 12.16. Extrémne zriedené, bežné a atermické roztoky 402
§ 12.17. Aktivita. Koeficient aktivity. Štandardný stav 404
§ 12,18,0smotický koeficient 407
§ 12.19. Metódy určovania činností 409
§ 12.20 Vzťah aktivity a koeficientu aktivity s termodynamickými vlastnosťami roztoku a prebytočných termodynamických funkcií 412
Piaty oddiel Fázová rovnováha
Kapitola 13. Termodynamická teória fázových rovnováh 415
§ 13.1. Základné pojmy 415
§ 13.2. Podmienky fázovej rovnováhy 418
§ 13.3. Gibbsovo pravidlo fázy 419
Kapitola 14 Jednozložkové systémy 421
§ 14.1. Aplikácia Gibbsovho fázového pravidla na jednozložkové systémy 421
§ 14.2. Fázové prechody prvého a druhého druhu 422
§ 14.3. Rovnica Clapeyron - Clausius 425
§ 14.4. Tlak nasýtenej pary 423
§ 14.5. Stavové diagramy jednozložkových systémov 429
§ 14.6. Stavový diagram oxidu uhličitého 431
§ 14.7. Diagram stavu vody 432
§ 14.8. Diagram stavu síry 433
§ 14.9. Enantiotropné a monotropné fázové prechody 435
Kapitola 15. Dvojzložkové systémy 436
§ 15.1. Metóda fyzikálnej a chemickej analýzy 436
§ 15.2. Aplikácia Gibbsovho fázového pravidla na dvojzložkové systémy 437
§ 15.3. Rovnovážny plyn - kvapalný roztok v dvojzložkových sústavách 438
§ 15.4. Rovnovážna kvapalina - kvapalina v dvojzložkových sústavách 442
§ 15.5. Rovnovážny roztok para-kvapalina v dvojzložkových sústavách 444
§ 15.6. Fyzikálne a chemické základy roztokovej destilácie 453
§ 15.7. Rovnovážne kryštály - kvapalný roztok v dvojzložkových sústavách 457
§ 15.8. Rovnovážna kvapalina - plyn a kryštály - plyn (para) v dvojzložkových sústavách 476
§ 15-9. Výpočty stavového diagramu 476
Kapitola 16. Trojzložkové systémy 482
§ 16.1. Aplikácia Gibbsovho fázového pravidla na trojzložkové systémy 482
§ 16.2. Grafické znázornenie zloženia trojzložkového systému 482
§ 16.3. Rovnovážne kryštály - kvapalný roztok v trojzložkových sústavách 484
§ 16.4. Rovnovážna kvapalina - kvapalina v trojzložkových sústavách 489
§ 16.5. Distribúcia rozpustenej látky medzi dve kvapalné fázy. Extrakcia 491
Dodatok 495
Index 497

OBSAH Kniha 2.
Predslov 3
Šiesty oddiel. Elektrochémia
Kapitola 17. Roztoky, elektrolyty 4
§ 17.1. Predmet elektrochémia 4
§ 17.2. Špecifickosť roztokov elektrolytov 5
§ 17.3. Elektrolytická disociácia v roztoku 6
§ 17.4. Priemerná iónová aktivita a faktor aktivity 10
§ 17.5. Základné pojmy elektrostatickej teórie silných elektrolytov Debye a Hückel 13
§ 17.6. Základné pojmy teórie asociácie iónov 22
§ 17.7. Termodynamické vlastnosti iónov 24
§ 17.8. Termodynamika iónovej solvatácie 28
Kapitola 18. Nerovnovážne javy v elektrolytoch. Elektrická vodivosť elektrolytov 30
§ 18.1. Základné pojmy. Faradayove zákony 30
§ 18.2. Pohyb iónov v elektrickom poli. Čísla transportu iónov. 32
§ 18.3. Elektrická vodivosť elektrolytov. Elektrická vodivosť 37
§ 18.4. Elektrická vodivosť elektrolytov. Molárna elektrická vodivosť 39
§ 18.5. Molárna elektrická vodivosť hydróniových a hydroxidových iónov 43
§ 18.6. Elektrická vodivosť nevodných roztokov 44
§ 18.7. Elektrická vodivosť pevných a roztavených elektrolytov 46
§ 18.8. Konduktometria 47
Kapitola 19. Rovnovážne elektródové procesy 49
§ 19.1. Základné pojmy 49
§ 19.2. EMP elektrochemického systému. Elektródový potenciál 51
§ 19.3. Výskyt potenciálneho skoku na rozhraní roztok-kov 53
§ 19.4. Difúzny potenciál 55
§ 19.5. Štruktúra elektrickej dvojvrstvy na rozhraní roztok-kov 56
§ 19.6. Termodynamika reverzibilných elektrochemických systémov 60
§ 19.7. Klasifikácia reverzibilných elektród 64
§ 19.8. Elektródové potenciály v nevodných roztokoch 74
§ 19.9. Elektrochemické obvody 75
§ 19.10. Aplikácia teórie elektrochemických systémov na štúdium rovnováhy v roztokoch 82
§ 19.11. Potenciometria 85
Sekcia siedma. Kinetika chemických reakcií
Kapitola 20. Zákony chemickej kinetiky 93
§ 20.1. Všeobecné pojmy a definície 93
§ 20.2. Rýchlosť chemickej reakcie 95
§ 20.3. Zákon hromadnej akcie a princíp nezávislosti reakcií 101
Kapitola 21. Kinetika chemických reakcií v uzavretých systémoch. 105
§ 21.1. Jednostranné reakcie prvého rádu 105
§ 21.2. Jednostranné reakcie druhého rádu 109
§ 21.3. Jednosmerné reakcie n-tého rádu 111
§ 21.4. Metódy na určenie poradia reakcie 112
§ 21.5. Bilaterálne reakcie prvého rádu 113
§ 21.6. Bilaterálne reakcie druhého rádu 116
§ 21.T. Paralelné jednosmerné reakcie 117
§ 21.8. Jednostranné sekvenčné reakcie 119
§ 21.9. Metóda kvázistacionárnych koncentrácií 125
Kapitola 22. Kinetika reakcií v otvorených systémoch 127
§ 22.1. Reakčná kinetika v dokonale premiešanom reaktore 127
§ 22.2. Reakčná kinetika v reaktore s piestovým tokom 129
Kapitola 23. Teória elementárneho aktu chemickej interakcie 133
§ 23.1. Elementárny chemický akt 133
§ 23.2. Teória aktívnych zrážok 137
§ 23.3. Teória aktivovaného komplexu 141
§ 23.4. Preexponenciálny faktor v Arrheniovej rovnici podľa teórie prechodových stavov 154
§ 23.5. MO symetria a aktivačná energia chemických reakcií 159
Kapitola 24. Kinetika reakcií v roztokoch, reťazové a fotochemické reakcie 166
§ 24.1. Vlastnosti kinetiky reakcií v roztokoch 166
§ 24.2. Vplyv média na rýchlostnú konštantu reakcie 170
§ 24.3. Kinetika iónových reakcií v roztokoch 178
§ 24.4. Reťazové reakcie 181
§ 24.5. Fotochemické reakcie 189
Kapitola 25. Kinetika elektródových procesov 196
§ 25.1. Rýchlosť elektrochemickej reakcie. výmenný prúd 196
§ 25.2. Polarizácia elektród 197
§ 25.3. Difúzne prepätie 199
§ 25.4. Elektrochemické prepätie 205
§ 25.5. Iné typy prepätia 210
5 25.6. Teplotno-kinetická metóda na určenie charakteru polarizácie pri elektrochemických procesoch 211
§ 25.7. Prepätie počas elektrolytického vývoja vodíka 213
§ 25.8. Elektrolýza. Rozkladné napätie 217
§ 25.9. Polarizačné javy v chemické zdroje elektrický prúd 220
§ 25.10. Elektrochemická korózia kovov. pasivita kovov. Metódy ochrany proti korózii 222
Časť osem. Katalýza
Kapitola 26. Princípy katalytického pôsobenia 228
§ 26.1. Základné pojmy a definície 228
§ 26.2. Vlastnosti kinetiky katalytických reakcií 232
§ 26.3. Aktivačná energia katalytických reakcií 237
§ 26.4. Interakcia činidiel s katalyzátorom a princípy katalytického pôsobenia 241
Kapitola 27. Homogénna katalýza 245
§ 27.1. Acidobázická katalýza 246
§ 27.2. Redoxná katalýza 255
§ 27.3. Enzymatická katalýza 260
§ 27.4. Autokatalýza, inhibícia a periodické katalytické reakcie 266
§ 27.5. Aplikácia v priemysle a perspektívy rozvoja homogénnej katalýzy 271
Kapitola 28. Heterogénna katalýza. 273
§ 28.1. Povrchová štruktúra heterogénnych katalyzátorov 273
§ 28.2. Adsorpcia ako štádium heterogénnych katalytických reakcií 277
§ 28.3. Mechanizmus heterogénnych katalytických reakcií 282
§ 28.4. Kinetika heterogénnych katalytických reakcií na rovnako dostupnom povrchu 285
§ 28.5. Makrokinetika heterogénnych katalytických procesov 292
§ 28.6. Aplikácia heterogénnej katalýzy v priemysle 300
Literatúra 303
Dodatok 305
Index 312
Obsah 316

Ministerstvo školstva Ruskej federácie Tomská polytechnická univerzita NA Kolpakova, VA Kolpakov, SV Romanenko FYZIKÁLNA CHÉMIA Učebnica I. časť Tomsk 2004 MDT 541.1 Fyzikálna chémia. Učebnica / N.A. Kolpakova, V.A. Kolpakov, S.V. Romanenko. - Tomsk: Ed. TPU, 2004. - Časť 1. - 168 s. Učebnica pokrýva tieto časti "Fyzikálnej chémie": základné zákony termodynamiky, chemická a fázová rovnováha, termodynamika neelektrolytových roztokov. Príručka bola vypracovaná na Katedre fyzikálnej a analytickej chémie TPU a je určená pre študentov korešpondenčných kurzov chemických odborov. Vydané na objednávku Redakčnej a vydavateľskej rady Tomskej polytechnickej univerzity Recenzenti: Kurina L.N. – prof. Katedra fyzikálnej chémie, TSU, doktor chem. vedy; Buinovský A.S. - Hlava. kaviareň Chémia TPU STU, doktor chem. vedy. © Tomsk Polytechnic University, 2004 © Autori, 2004 KAPITOLA 1 . ÚVOD DO FYZIKÁLNEJ CHÉMIE 1.1. STRUČNÝ HISTORICKÝ PREHĽAD VÝVOJA FYZIKÁLNEJ CHÉMIE Názov a definíciu obsahu fyzikálnej chémie ako prvý uviedol M. V. Lomonosov (1752): „Fyzikálna chémia je veda, ktorá musí na základe ustanovení a pokusov fyzikálnych vedcov, vysvetliť dôvod toho, čo sa deje chemickými operáciami v zložitých telách“ . Vyučovanie fyzikálnej chémie v Rusku ako samostatnú vedu zaviedol prof. N. N. Beketov v roku 1860 na Charkovskej univerzite. Najdôležitejšie teoretické a experimentálne štúdie Lomonosova ho priviedli k objavom, ktoré ani teraz nestratili svoj význam. Lomonosov sa priblížil k správnej definícii princípu zachovania hmoty a pohybu, kinetickej povahe tepla a upozornil aj na nemožnosť samovoľného prenosu tepla z chladnejšieho telesa na teplejšie, čo je v súčasnosti jedna z formulácií druhého termodynamického zákona. V priebehu nasledujúceho storočia sa uskutočnil výskum, na základe ktorého prišlo k mnohým dôležitým objavom a zovšeobecneniam. K. V. Scheele vo Švédsku (1773) a Fontana vo Francúzsku (1777) objavili adsorpciu plynov; T. E. Lovits v Rusku (1785) objavil adsorpciu z roztokov. A. L. Lavoisier a P. S. Laplace vo Francúzsku (1779 – 1784) skúmali tepelné kapacity látok a tepelné účinky reakcií. Na začiatku XIX storočia. G. Davy v Anglicku a L. J. Tenard vo Francúzsku objavili katalytické reakcie a J. J. Berzelius vo Švédsku (1835) ďalej rozvinul myšlienku katalýzy. Základy elektrochémie položil výskum galvanických článkov, elektrolýza a prenos prúdu v elektrolytoch. Galvani a A. Volta v Taliansku vytvorili v roku 1799 galvanický článok. VV Petrov v Rusku (1802) objavil fenomén elektrického oblúka. T. Grotgus v Rusku v roku 1805 položil základy teórie elektrolýzy. V roku 1800 G. Davy pokročil v elektrochemickej teórii interakcie látok: vo veľkej miere využíval elektrolýzu na chemický výskum. M. Faraday, študent Davy, v rokoch 1833-1834 formuloval kvantitatívne zákony elektrolýzy. B. S. Jacobi v Rusku pri riešení problémov praktického využitia procesu elektrolýzy objavil v roku 1836 galvanoplastiku. V prvej polovici XIX storočia. vďaka prácam D. Daltona v Anglicku (1801–1803), J. L. Gay-Lussaca vo Francúzsku (1802) a A. Avogadra v Taliansku (1811), ktorí objavili najdôležitejšie zákony plynného skupenstva, boli atomistické myšlienky široko vyvinuté. Do rovnakého obdobia patria práce G. I. Hessa (1802–1856) o termochémii. C. Guldberg a P. Waage v Nórsku (1864 – 1867), J. W. Gibbs v USA (1873 – 1878) vypracovali termodynamickú doktrínu chemickej rovnováhy a A. L. Le Chatelier vo Francúzsku (1884) objavil všeobecný princíp vytesňovacej rovnováhy pod r. meniace sa vonkajšie podmienky. V prácach holandského chemika J. H. van't Hoffa bola vyvinutá termodynamická teória chemickej rovnováhy. Rozvinul aj kvantitatívnu teóriu zriedených roztokov (1885–1889). Prenos elektriny v roztokoch skúmali v Nemecku I. V. Gittorf a F. V. G. Kohlrausch. Švédsky vedec S. A. Arrhenius vyvinul v rokoch 1883–1887. teória elektrolytickej disociácie. A. M. Butlerov, ktorý vytvoril teóriu štruktúry organických zlúčenín, zanechal hlbokú stopu vo vývoji fyzikálnej chémie. Veľký ruský chemik D. I. Mendelejev (1834 – 1907) objavil existenciu kritickej teploty (1860), odvodil všeobecnú stavovú rovnicu pre plyny (1874) a rozvinul chemickú teóriu roztokov (1887). D. P. Konovalov (1889), študent Mendelejeva, je jedným zo zakladateľov teórie riešení. AT koniec XIX v. v oblasti náuky o štruktúre hmoty sa uskutočnilo množstvo veľkých objavov, ktoré dokázali zložitosť štruktúry atómu a zohrali obrovskú úlohu vo vývoji fyzikálnej chémie. Patria sem objavy elektrónu J. B. Perrina (1895) a J. Thomsona (1897), kvantová podstata svetla R. Plancka (1900), existencia svetelného tlaku P. N. Lebedeva (1899), štúdia (od r. 1898 zo dňa ) javy rádioaktivity P. Curie a M. Sklodowska-Curie. Na začiatku XX storočia. fyzikálna chémia bola definovaná ako veda, ktorá študuje štruktúru hmoty, chemickú termodynamiku vrátane termochémie a teórie rovnováhy, roztokov, chemickú kinetiku a elektrochémiu. Aplikovali sa nové teoretické metódy a do popredia sa dostali štúdie štruktúry atómov, molekúl a kryštálov. Náuka o štruktúre hmoty, najmä o štruktúre atómov a molekúl, sa najrýchlejšie rozvíjala v 20. storočí. Veľkým úspechom v tejto oblasti bola jadrová teória atómu, ktorú navrhol E. Rutherford (1911) a rozvinul ju v prvej kvantitatívnej teórii atómu vodíka, ktorú vypracoval dánsky fyzik N. Bohr (1913). Štúdium povahy chemickej väzby a štruktúry molekúl sa rozvíjalo súbežne so štúdiom štruktúry atómu. Začiatkom 20. rokov 20. storočia W. Kossel a G. N. Lewis vyvinuli základy elektrónovej teórie chemickej väzby. VG Geitler a F. London (1927) vyvinuli kvantovo-mechanickú teóriu chemickej väzby. Na základe najväčších objavov fyziky v oblasti atómovej štruktúry a s využitím teoretických metód kvantovej mechaniky a štatistickej fyziky, ako aj nových experimentálnych metód, akými sú röntgenová analýza, spektroskopia, hmotnostná spektroskopia, magnetické metódy, metóda značené atómy a iné, fyzici a fyzikálni chemici urobili veľký pokrok v štúdiu štruktúry molekúl a kryštálov a v pochopení podstaty chemickej väzby. Teória rýchlosti chemických reakcií, t. j. chemická kinetika, bola značne rozvinutá a v súčasnosti sa spája špecificky so štúdiom štruktúry molekúl a sily väzieb medzi atómami v molekule. Vznikli a úspešne sa rozvíjajú nové odbory fyzikálnej chémie: magnetochémia, radiačná chémia, fyzikálna chémia vysokých polymérov, fyzikálna chémia silikátov, plynová elektrochémia atď. Tak ako iné vedy, tak aj fyzikálna chémia a jej jednotlivé odvetvia vznikali alebo sa začali obzvlášť úspešne rozvíjať. v obdobiach, keď si tá či oná praktická potreba vyžadovala rýchly rozvoj niektorého priemyselného odvetvia a tento rozvoj si vyžadoval silnú teoretické pozadie. Tu je potrebné poznamenať hlavné štúdie N. S. Kurnakova o fyzikálna a chemická analýza, práca v oblasti elektrochémie od A. N. Frumkina, vytvorenie teórie reťazových reakcií od N. N. Semenova, vývoj teórie heterogénnej katalýzy od A. A. Balandina. Fyzikálna chémia zohráva vedúcu úlohu pri riešení mnohých problémov, ktorým čelí chemická veda a prax. V súčasnosti je fyzikálna chémia samostatnou disciplínou s vlastnými metódami výskumu a je teoretickým základom pre aplikované chemicko-inžinierske disciplíny. 1.2. PREDMET A CIELE FYZIKÁLNEJ CHÉMIE Fyzikálna chémia je náuka o zákonitostiach chemických procesov a fyzikálnych javov. Hlavnou úlohou fyzikálnej chémie je štúdium a vysvetlenie hlavných zákonitostí, ktoré určujú smer chemických procesov, ich rýchlosť, vplyv prostredia, nečistôt, žiarenia a podmienky na získanie maximálneho výťažku užitočného produktu. Štúdium fyzikálnej chémie umožňuje pochopiť zákony chémie, ako aj predpovedať a kontrolovať chemické javy. Moderná fyzikálna chémia umožňuje riešiť problémy efektívnej kontroly výroby, intenzifikácie a automatizácie výrobných procesov. Slúži ako teoretický základ chemická technológia . Také dôležité výrobné procesy v chemickej technológii, ako je syntéza a oxidácia amoniaku, kontaktná výroba kyseliny sírovej, výroba etanolu zo zemného plynu, krakovanie ropy a mnohé ďalšie, sú založené na výsledkoch fyzikálno-chemických štúdií reakcií, ktoré sú základom týchto procesov. 5 procesov. Bez fyzikálnej chémie nie je možné vyriešiť problém vytvárania látok s požadovanými vlastnosťami, vývoj nových prúdových zdrojov a mnohé ďalšie otázky efektívnej výroby. Preto znalosti fyzikálnej chémie pre budúcich procesných inžinierov otvárajú veľké možnosti riešenia rôznych problémov, s ktorými sa stretáva pri praktickej činnosti inžiniera v továrňach a výskumných ústavoch. Názov vedy – „fyzikálna chémia“ – odráža jednak históriu jej vzniku na styku dvoch vied – fyziky a chémie, ako aj skutočnosť, že vo veľkej miere využíva teoretické zákony a experimentálne metódy fyziky pri štúdiu chemické javy. 1.3. KLASIFIKÁCIA METÓD FYZIKÁLNEJ chémie Vo fyzikálnej chémii sa používa viacero teoretických metód.  Kvantová chemická metóda využíva vlastnosti elementárnych častíc na opis chemických premien. Pomocou zákonov kvantovej mechaniky sú opísané vlastnosti a reaktivita molekúl, ako aj charakter chemickej väzby na základe vlastností elementárnych častíc, z ktorých sa molekuly skladajú.  Termodynamická (fenomenologická) metóda je založená na niekoľkých zákonoch (postulátoch), ktoré sú zovšeobecnením experimentálnych údajov. Umožňuje na ich základe zistiť energetické vlastnosti systému, predpovedať priebeh chemického procesu a jeho výsledok do momentu rovnováhy.  Kvantovo-štatistická metóda vysvetľuje vlastnosti látok na základe vlastností molekúl, ktoré tieto látky tvoria.  Kinetická metóda vám umožňuje stanoviť mechanizmus a vytvoriť teóriu chemických procesov štúdiom zmeny rýchlosti chemických reakcií z rôznych faktorov. Fyzikálna chémia sa vyznačuje rozšíreným používaním matematiky, ktorá nielenže umožňuje čo najpresnejšie vyjadrovať teoretické zákony, ale je aj nevyhnutným nástrojom na ich stanovenie. 6 KAPITOLA 2 . ZÁKLADNÉ ZÁKONY TERMODYNAMIE Slovo "termodynamika" pochádza z gréckeho therme - teplo a dynamis - sila. Termodynamika je veda o premene rôznych druhov energie z jednej na druhú. Chemická termodynamika študuje premenu rôznych druhov energie vyskytujúcej sa v priebehu chemických reakcií. 2.1. ZÁKLADNÉ KONCEPTY CHEMICKEJ TERMODYNAMIKY Systém je samostatné teleso alebo skupina telies vzájomne sa ovplyvňujúcich a oddelených od prostredia reálnou alebo imaginárnou škrupinou (hranicou). Otvorený systém je systém, ktorý vymieňa látky (hmotnosť) a energiu (napríklad teplo) s vonkajším prostredím. Izolovaný systém (alebo uzavretý systém) je systém, ktorý si nevymieňa teplo a nepracuje s okolím. Energia a objem izolovaného systému sú v čase konštantné. Príkladom takéhoto systému je napríklad termoska. Ak hranica neprechádza teplom, potom sa proces vyskytujúci sa v systéme nazýva adiabatický. Keď si systém vymieňa teplo a pracuje s prostredím, dochádza k zmenám v systéme aj v prostredí. Termodynamické systémy môžu byť homogénne alebo heterogénne. Ak vo vnútri systému nie sú žiadne rozhrania oddeľujúce časti systému s rôznym zložením alebo štruktúrou, potom sa tento systém nazýva homogénny. V súlade s tým je heterogénny systém systém pozostávajúci z rôznych častí, ktoré sa líšia štruktúrou resp chemické zloženie . Tieto časti sa nazývajú fázy. Fáza je teda súčasťou heterogénneho systému ohraničeného rozhraním a vyznačuje sa rovnakými fyzikálnymi a chemickými vlastnosťami vo všetkých bodoch. Každý systém pozostáva z jednej alebo viacerých látok. Jednotlivé chemikálie, ktoré možno izolovať zo systému a existujú mimo neho samostatne ako samostatná fáza, sa nazývajú základné látky systému. Napríklad v pohári je voda, v ktorej je spustená platinová platňa. Nad sklom je zmes plynov: kyslík, vodík a dusík. Tento systém je trojfázový, obsahuje päť základných látok. 7 Termodynamický stav systému je súbor hodnôt nezávislých premenných (parametrov systému), ktoré určujú jeho vlastnosti. Akákoľvek vlastnosť systému sa môže nazývať parametrom termodynamického stavu, ak sa považuje za jednu z nezávislých premenných, ktoré určujú stav systému. Termodynamika považuje hmotu za spojité médium a využíva na výskum také termodynamické parametre, ktoré sú výsledkom pôsobenia veľkého množstva častíc (makroparametrov). Napríklad makroparametre chemickej reakcie, ktorá prebieha aj za „normálnych podmienok“ sú teplota, tlak, objem, koncentrácia, sila gravitačného, ​​magnetického, elektrického a elektromagnetického poľa atď. „Normálne podmienky“ sú teplota 20–25 °C, atmosférický tlak, t.j. asi 101 kPa, gravitačné zrýchlenie - v priemere asi 9,8 m/s2, sila magnetického poľa - v priemere asi 40 A/m, intenzita elektrického poľa - v priemere asi 130 V/m, osvetlenie viditeľného svetla - v priemere asi 500 luxov. Na charakterizáciu termodynamického stavu sústavy je potrebné poznať nie všetky vlastnosti, ale len ich najmenší počet, takzvané nezávislé parametre sústavy. Pri popise chemického procesu prebiehajúceho na Zemi spravidla neuvádzame charakteristiky poľa, pretože sú konštantné, a preto neovplyvňujú zloženie a výťažok reakčných produktov. Ak sa chemický proces uskutočňuje v podmienkach silného magnetického alebo elektrického poľa alebo pri intenzívnom ožiarení ultrafialovým, röntgenovým alebo dokonca viditeľným svetlom, potom parametre poľa budú mať významný vplyv na zloženie a výťažok reakčných produktov. . V tomto prípade musia byť špecifikované parametre poľa. Termodynamické parametre sa delia na extenzívne a intenzívne. Veličiny úmerné hmotnosti (resp. látkovému množstvu) uvažovanej pracovnej tekutiny alebo termodynamického systému sa nazývajú extenzívne, sú to objem, vnútorná energia, entalpia atď. Intenzívne veličiny nezávisia od hmotnosti termodynamického systému. Sú to napríklad teplota a tlak. Tlak je fyzikálna veličina rovnajúca sa pomeru sily rovnomerne rozloženej po povrchu tela k ploche umiestnenej kolmo na silu: p \u003d S Jednotka tlaku v SI - pascal (Pa) je tlak spôsobený sila 1 N, rovnomerne rozložená na ploche 1 m2 umiestnenej kolmo na smer sily: 1 N/m2 = 1 Pa. V praxi násobky a čiastkové jednotky tlak: kilopascal 8 (103 Pa = 1 kPa); megapascal (106 Pa = 1 MPa); hektapascal (102 Pa = 1 hPa), ako aj mimosystémovú jednotku - bar (1 bar = 105 Pa). Podľa záverov molekulárno-kinetickej teórie je tlak plynu výsledkom dopadov náhodne kontinuálne sa pohybujúcich molekúl na stenu nádoby. Najjednoduchšie vzťahy medzi parametrami a správaním molekúl boli získané pre ideálny plyn. Ideálnym plynom sa rozumie plyn pozostávajúci z elastických molekúl, medzi ktorými nepôsobia interakčné sily, ktoré majú zanedbateľne malý vnútorný objem v porovnaní s objemom, ktorý zaberá plyn. Akýkoľvek skutočný plyn pri relatívne nízkom tlaku (blízko atmosférickému) sa správa prakticky ako ideálny plyn (presne pri p → 0). Stavová rovnica ideálneho plynu - Mendelejevova - Clapeyronova rovnica má tvar: pV = nRT, kde p je tlak plynu, Pa; V - objem, m3; n je množstvo plynu, mol; R je univerzálna plynová konštanta rovná 8,314 J/(mol K); T je absolútna teplota, K. Teplota charakterizuje tepelný stav systému. Experimentálne je možné stanoviť koncept teplejšieho a chladnejšieho telesa, ale teplotu nemožno merať priamo. Určuje sa z číselných hodnôt iných fyzikálnych parametrov, ktoré závisia od teploty, čo je základom pre zostavenie empirických teplotných stupníc. Ako také parametre (termometrické parametre) môžu slúžiť rôzne fyzikálne veličiny. Patrí medzi ne objem telesa pri konštantnom tlaku, tlak pri konštantnom objeme, elektrická vodivosť, termoelektromotorická sila, geometrické parametre telies, jas žiary atď. Zariadenie na meranie teploty sa nazýva teplomer. Na zostavenie akejkoľvek empirickej teplotnej stupnice sa používajú tri predpoklady: 1) veľkosť stupňa sa nastaví výberom číselnej hodnoty ∆T medzi dvoma referenčnými teplotnými bodmi - teplotnými štandardmi; 2) poloha teplotnej nuly v empirických mierkach je ľubovoľná; 3) predpokladá sa, že termometrická funkcia je v danom teplotnom rozsahu lineárna. Ako referenčné body sa používajú fázové prechody čistých látok. Napríklad pre empirickú stupnicu Celzia sa ako referenčné body berú body topenia a teploty varu vody pri atmosférickom tlaku (0 a 100 stupňov). Interval medzi týmito teplotami je rozdelený na sto rovnakých častí (stupňov Celzia - °C). Hoci objektívna teplotná stupnica môže byť skonštruovaná pomocou akejkoľvek teoreticky definovanej termometrickej funkcie, termodynamika používa stavovú rovnicu ideálneho plynu ako takú funkciu. Plynový teplomer umožňuje vykonávať najpresnejšie (blízko absolútnej teplotnej stupnice - Kelvinova stupnica) merania teploty. Stanovenie teploty na stupnici plynového teplomera je však pomerne náročná úloha, ktorá sa vykonáva iba na stanovenie absolútnych teplôt niekoľkých referenčných bodov fázových prechodov, ktoré sa považujú za referenčné. Medziteploty sa zvyčajne stanovujú empirickými termometrickými metódami. Medzinárodná škála praktickej teploty (IPTS), prijatá v roku 1954, je najpresnejšou aproximáciou k absolútnej teplotnej škále v súčasnej fáze. Na rozdiel od empirických škál, MPSH používa jeden experimentálny referenčný teplotný bod. Ako taký bod bola použitá teplota trojného bodu vody (keď sú ľad, voda a vodná para v rovnováhe súčasne). Teplota trojitého bodu vody je v IPTS meraná ako 273,16 K (presne). Pri atmosférickom tlaku sa ľad topí o 0,01° nižšie. Referenčný bod na Celziovej stupnici - 0 °C - zodpovedá 273,15 K. Číselná hodnota teplôt pre všetky ostatné referenčné body (okrem trojitého bodu vody) sa priebežne spresňuje so zvyšujúcou sa presnosťou práce s plynovým teplomerom. V roku 1968 bolo odporúčaných dvanásť referenčných bodov ako referenčných teplotných bodov pokrývajúcich interval od trojitého bodu vodíka po bod topenia zlata. V súčasnosti sa Celziova teplota (t) vyjadruje ako vzťah s absolútnou teplotou (T), čo je: T = 273,15 + t. Vlastnosti systému, ktoré možno jednoznačne vyjadriť ako funkcie teploty, tlaku a koncentrácie látok, ktoré systém tvoria, sa nazývajú termodynamické funkcie. Napríklad tepelná kapacita, vnútorná energia, entropia atď. Ak zmena termodynamickej funkcie závisí len od počiatočného a konečného stavu systému a nezávisí od dráhy procesu, potom sa takáto funkcia nazýva stav funkcie systému. Termodynamický proces je akákoľvek zmena v systéme spojená so zmenou aspoň jedného z termodynamických parametrov. Kruhový proces alebo cyklus je proces, v ktorom termodynamický systém, ktorý opustil určitý počiatočný stav a prešiel sériou zmien, sa vráti do rovnakého stavu; v tomto procese sa zmena ktoréhokoľvek parametra stavu rovná nule. desať