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.

Uverejnené na http://www.allbest.ru/

Rozpočtová inštitúcia stredného odborného školstva

Chanty-Mansi autonómny okruh-Ugra

"Sovietska odborná škola"

Základné poznámky z prednášok

v akademickej disciplíne: "EN.03 Chémia"

špecialita: "260502 Technológia výrobkov verejného stravovania"

"Fyzikálna a koloidná chémia"

anotácia

Skomplikovaný: Ivanova L.V.

Recenzenti:

Polyanskaya T.V., učiteľka prírodných disciplín Federálnej štátnej vzdelávacej inštitúcie stredného odborného vzdelávania „OKTES“;

Chudnovskaya V.G., učiteľ, predseda učiteľskej komisie chemických disciplín.

Základné poznámky z prednášok boli zostavené v súlade s požiadavkami Federálneho štátneho vzdelávacieho štandardu (FSES) pre stredné odborné vzdelávanie na minimálny obsah v disciplíne „EN.03 Chémia“ pre prípravu špecialistov na strednej úrovni: „260807 Technika výrobkov verejného stravovania“.

Práca s referenčnými poznámkami uľahčuje prechod od bežného deskriptívneho vnímania fyzikálno-chemických údajov ku kvantitatívnym zobrazeniam, t.j. vedie k ich hlbokému a správnemu pochopeniu a v dôsledku toho k predvídateľnosti prebiehajúcich procesov v koloidných a iných systémoch. To pomáha profesionálne rozvíjať s využitím vedeckých základov fyzikálnej a koloidnej chémie prístupy k technológii výroby, skladovania a spracovania potravinárskych produktov.

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 látky

1.2.2 Charakteristiky kvapalného stavu látky

1.2.3 Charakteristika 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 Všeobecná charakteristika riešení

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 nad roztokom

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. Dispergované systémy

2.1.1 Všeobecné charakteristiky disperzných systémov

2.1.2 Klasifikácia rozptýlených systémov

2.2 Koloidné roztoky

2.2.1 Spôsoby získavania

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 Fyzikálnochemické zmeny organických látok potravinárskych výrobkov

2.4.1 Bielkoviny, ich chemická štruktúra a zloženie aminokyselín

2.4.2 Sacharidy – polysacharidy s vysokou molekulovou hmotnosťou

2.4.4 Želé

Bibliografia

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 chápať a uskutočňovať procesy ako je odparovanie, kryštalizácia, sušenie, sublimácia, separácia, destilácia, extrakcia a rozpúšťanie, bežné v rôznych odvetviach potravinárskeho priemyslu. 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 učil študentov kurz fyzikálnej chémie. Kurz bol sprevádzaný ukážkami experimentov a laboratórnych prác. Lomonosov ako prvý navrhol termín „fyzikálna chémia“ a dal tejto vedeckej disciplíne nasledujúcu definíciu: „Fyzikálna chémia je veda, ktorá na základe princípov a experimentov fyziky vysvetľuje, čo sa deje v zmiešaných telesách počas chemických operácií. “ Preto M.V. Lomonosov považoval fyzikálnu chémiu za vedu, ktorá má poskytnúť 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 a množstvo prác o štúdiu riešení tvorili základ vznikajúcej fyzikálnej chémie a prispel k jej formovaniu do samostatnej vedy. Obdobie oddelenia do samostatnej vedy trvalo viac ako 100 rokov. Počas tejto doby žiadny z vedcov neučil kurz fyzikálnej chémie.

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 od želé, želé a pod.), adsorpcia (čírenie bujónov) – patria ku koloidným procesom. Tvoria základ celej výroby potravín.

Zákony fyzikálnej a koloidnej chémie sú základom opatrení na ochranu životného prostredia. Odpadová voda a dym z továrenských komínov sú spravidla tiež koloidnými systémami. Metódy ničenia týchto koloidných systémov sú založené na zákonoch fyzikálnej koloidnej chémie.

Sekcia 1. Fyzikálna chémia

1. 1 Základnépojmy 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 zásadnú možnosť samovoľného toku chemických reakcií a podmienky, za ktorých môžu byť chemické reakcie v rovnovážnom stave.

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

Systém je tzv termodynamické, ak sa teplo a hmota môžu vymieňať medzi telesami, ktoré ju tvoria, 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 hmotu a energiu s vonkajším prostredím. V rámci systému môže dochádzať k prenosu tepla, vzájomným premenám energie a vyrovnávaniu koncentrácií, 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 obsahujúca látku.	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 charakterizovaná rovnakými fyzikálnymi vlastnosťami vo všetkých bodoch.

Životné prostredie- to je všetko, čo je v priamom alebo nepriamom kontakte so systémom. Všeobecne sa uznáva, že prostredie je také veľké, že uvoľňovanie alebo získavanie tepla ním nemení jeho teplotu.

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

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

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

Termodynamickyeprocess-zmeny v parametroch stavu systému:

izotermický (T=konšt.);

· izobarický (P=konšt.);

· izochorický (V=konšt.).

Všetky telesá v prírode, bez ohľadu na ich 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 funkciou stavu. 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 prijíma (dáva) z prostredia počas daného procesu. 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), realizované systémom, je spôsobené interakciou 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 pod vplyvom určitej sily.

1.1. 2 Prvý zákon termodynamiky

Ide o univerzálny zákon prírody, 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 premieňa z jedného typu na druhý v striktne ekvivalentných pomeroch.

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

Pre uzavretý systém tento termodynamický zákon vytvára spojenie medzi teplom prijatým alebo uvoľneným systémom v určitom procese, zmenou vnútornej energie systému a vykonanou prácou.

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

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

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

kde: p - vonkajší tlak,

V je zmena objemu systému.

Dosaďte (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 systému a súčinu objemu a tlaku (U+рV) sa nazýva entalpia (N) -termodynamická funkcia charakterizujúca energetický stav sústavy za izobaricko-izotermických podmienok. Takto:

Enthalpia- ide o súčet všetkých druhov energie sústredených v danom systéme, vrátane mechanickej energie častíc, ktorá sa môže prejaviť vo forme práce pri expanzii. S uvoľňovaním a absorpciou energie môžu prebiehať chemické reakcie a fyzikálne a chemické procesy. 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 (začiatok H con H), preto:

DH = (H koniec - H začiatok);

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

DH = (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. entalpia reakcie N. Zmena entalpie reakcie stanovená za štandardných podmienok 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 nie je závislýAsedieť z cesty, pozdĺž kOkomu reakcia prebieha.

Štandardné podmienky:

· látkové množstvo 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, ktorá špecifikuje entalpiu (alebo teplo) 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 od chemickej líši tým, že v termochemických rovniciach sa uvádza absolútna hodnota a znamienko tepelného účinku reakcie, ktoré sa vzťahuje na jeden mól pôvodnej alebo výslednej látky, preto je možné stechiometrické koeficienty v termochemických rovniciach zlomkové. V termochemických rovniciach je tiež zaznamenaný stav agregácie a kryštalická forma.

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

V termochemických výpočtoch sú dôsledky Hessovho zákona veľmi dôležité:

1 dôsledok. Entalpia reakcie sa rovná rozdielu algebraického súčtu entalpií tvorby produktov a východiskových látok, berúc do úvahy stechiometrické koeficienty v reakčnej rovnici.

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

1.1. 4 Druhý zákon termodynamiky

To vedie k nasledujúcim formuláciám:

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 prístroja, a potom do vzduchu. Tento prenos si vyžaduje vynaloženie elektrina). Procesy, ktorých realizácia súvisí s kompenzáciou, sú tzv nereverznýAnami.

Spontánny (prirodzený, spontánny) prechod energie (vo forme tepla) z menej zahriateho telesa na viac zahriate je nemožnýeže.

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.

Vo vzťahu k chemickým reakciám (pri P, T=konšt.) je táto situácia vyjadrená nasledujúcou matematickou rovnicou:

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

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

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

Dokonca aj pri reverzibilnej reakcii sa len časť tepla procesu môže premeniť na prácu. Druhá časť nepremenená na pAbot, sa prenáša z teplejších do chladnejších častí systémuemy.

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

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 vratnej reakcii (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 sa rovná teplu odovzdanému systému vydelenému 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 (pri V, T=konšt.) (1,7)

Spontánne procesy môžu produkovať prácu. Rovnováha nastáva, keď je táto možnosť vyčerpaná. Keďže spontánne procesy zodpovedajú negatívnym zmenám F a G, znamienko zmeny funkcie G (pri P, T=konšt.) alebo funkcie F (pri V, T=konšt.) bude indikovať možnosť alebo nemožnosť spontánnej reakcie. Ak sa zmeny v týchto funkciách pre stavy systému 1 a 2 rovnajú nule, potom je systém v rovnováhe.

Entropia sa od ostatných parametrov stavu systému (P, T, V) líši tým, že jej číselnú hodnotu a hodnotu jej zmeny nemožno priamo merať a možno ju získať len nepriamo, výpočtom. Na výpočet S entropie reakcie аА+bB=cC=dD je potrebné odpočítať súčet entropií látok na ľavej strane rovnice od súčtu entropií látok na pravej strane 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 makroskopický stav, ktorý zodpovedá malému počtu mikroskopických stavov. Inými slovami, procesy sú spontánne, keď konečný stav môže byť realizovaný veľkým počtom mikrostavov a entropia je mierou tendencie systému k rovnováhe. 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 parametre stavu?

4. Čo sa nazýva termodynamický proces?

5. Ako je formulovaný prvý termodynamický zákon?

6. Aký je vzťah medzi entalpiou a vnútornou energiou systému?

7. Aká je štandardná entalpia tvorby?

8. Ako sa chemické rovnice líšia od termochemických rovníc?

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 pri samovoľnom procese?

1. 2 Agregátne stavy látok, ich charakteristika

V závislosti od vonkajších podmienok (teplota a tlak) môže byť každá látka v jednom z troch stavov agregácie: pevné, živédcom alebo plynný.Tieto stavy sa nazývajú stavov agregácie.Niektoré látky sa vyznačujú iba dvoma alebo dokonca jedným stavom agregácie. Napríklad naftalén a jód pri zahrievaní za normálnych podmienok prechádzajú z pevného skupenstva do plynného skupenstva, pričom obchádzajú kvapalné skupenstvo. Látky ako bielkoviny, škrob a 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 Charakteristika plynného skupenstva látky

Plyny majú nasledujúce vlastnosti:

Rovnomerné plnenie celého poskytnutého objemu;

Nízka hustota v porovnaní s kvapalnými a pevnými látkami a vysoká rýchlosť difúzie;

Relatívne ľahko komprimovateľné.

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

V plyne sú molekuly umiestnené vo veľmi veľkej vzdialenosti od seba, 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 tým aj objem molekúl v celkovom objeme plynu. Pri veľkých vzdialenostiach medzi molekulami medzi nimi prakticky neexistujú žiadne príťažlivé sily. Plyn v tomto stave je tzv perfektné.Za normálnych podmienok T = 273 0 K (0 0 C) a p = 101,325 kPa možno reálne plyny bez ohľadu na povahu považovať za ideálne a aplikovať na ne. rovnica jejaideálne gApre (Claiperonova rovnica-Mendelejev):

kde P je tlak plynu,

V je objem plynu,

Množstvo hmoty

R je univerzálna plynová konštanta (v jednotkách SI R = 8,314 J/molK),

T - absolútna teplota.

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

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

kde a a b sú konštanty,

a/V 2 - korekcia na vzájomnú príťažlivosť,

b - korekcia na vnútorný objem molekúl,

n je počet mólov plynu.

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

Ryža. 1. Izotermy reálneho plynu

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

Prechod z 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. S rastúcou teplotou sa úsek BC zmenšuje a mení sa na inflexný bod K, tzv kritický bod.

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

1.2. 2 Charakteristika kvapalného stavu látky

Na rozdiel od plynov medzi molekulami kvapaliny pôsobia pomerne veľké sily vzájomnej príťažlivosti, čo určuje jedinečnú povahu molekulárneho pohybu. Tepelný pohyb molekuly kvapaliny zahŕňa vibračný a translačný pohyb. 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 bránia molekulám, aby sa pri 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 akýkoľvek tvar.

Vlastnosti kvapalín závisia aj od objemu molekúl, ich tvaru a polarity. Ak sú molekuly kvapaliny polárne, potom dôjde k spojeniu (asociácii) dvoch alebo viacerých molekúl do komplexného komplexu. Takéto kvapaliny sa nazývajú spoločníkOkúpeľne kvapaliny. Pridružené kvapaliny (voda, acetón, alkoholy) majú vyššie teploty varu, sú menej prchavé a majú 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 zlýTviskozita, povrchové napätie.

Povrchové napätie.

Stav molekúl nachádzajúcich sa v povrchovej vrstve sa výrazne líši od stavu molekúl hlboko v kvapaline. 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, preto sú sily medzimolekulovej interakcie kompenzované, výslednica týchto síl je nulová (f = 0).

Hustota pary je oveľa menšia ako hustota kvapaliny, pretože molekuly sú umiestnené vo veľkých vzdialenostiach od seba. Preto molekuly nachádzajúce sa v povrchovej vrstve nemajú takmer žiadnu príťažlivú silu z týchto molekúl. Výslednica všetkých týchto síl bude smerovať do kvapaliny kolmo na jej povrch. Povrchové molekuly kvapaliny sú teda vždy pod vplyvom sily, ktorá ich vťahuje dovnútra a tým zmenšuje 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 = Nm/m 2 = N/m) je teda výsledkom nekompenzovaných medzimolekulových síl v povrchovej vrstve:

d = F/S (F - povrchová energia) (2,3)

Existuje veľké množstvo metód na určenie povrchového napätia. Najbežnejšie sú stalagometrická metóda (metóda počítania kvapiek) a metóda maximálneho tlaku plynových bublín.

Pomocou metód röntgenovej difrakčnej analýzy sa zistilo, že v kvapalinách existuje určitý poriadok v priestorovom usporiadaní molekúl v jednotlivých mikroobjemoch. V blízkosti každej molekuly je pozorovaný takzvaný krátky dosah. Keď sa od neho vzďaľujete na určitú vzdialenosť, tento vzor je porušený. A v celom objeme kvapaliny nie je poriadok v usporiadaní častíc.

Ryža. 3. Stalagmometer Obr. 4. Viskozimeter

Viskozita z (Pa s) - vlastnosť odolávať pohybu jednej časti kvapaliny vzhľadom na druhú. V praktickom živote človek čelí veľkému množstvu kvapalných systémov, ktorých viskozita je odlišná - voda, mlieko, rastlinné oleje, kyslá smotana, med, šťavy, melasa atď.

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

Na meranie viskozity sa používajú prístroje nazývané 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 priemernej polohy.

Všetky pevné telesá 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 usporiadané usporiadanie častíc. V tomto ohľade 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 vyskytuje ako vo forme kryštálov kremeňa (horský krištáľ), tak aj v amorfnej forme – minerál pazúrik. Je známy kryštalický a amorfný uhlík.

Najstabilnejšia je kryštalická forma, 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 amorfnom (karamelizovaný) stav. Časom môže karamel kryštalizovať, čo je pri výrobe cukroviniek nežiaduce. kinetika adsorpcia dispergovaný koloidný

Poriadok v priestorovom usporiadaní častíc a kryštalických telies - krištáľová bunka- určuje vonkajšie znaky kryštalického stavu. Tieto zahŕňajú: 1) určitú a výraznú teplotu 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?

Aký je fyzikálny význam konštánt 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 vodíkových väzieb medzi molekulami ovplyvňuje vlastnosti kvapaliny?

Ako môžeme vysvetliť, že povrchové napätie a viskozita klesajú so zvyšujúcou sa teplotou?

Akými znakmi rozoznáte kryštalické teleso od amorfného?

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. Rýchlosť reakcie určuje priebeh biochemických procesov v tele, fyzikálne a chemické zmeny v potravinárskych výrobkoch počas tepelného spracovania a výkon továrenských zariadení.

Rýchlosť chemických procesov je možné upraviť zmenou podmienok, za ktorých prebiehajú. 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 reaktantov za jednotku času.

kde c je zmena koncentrácie reaktantov,

t - časové obdobie.

Určuje sa závislosť rýchlosti chemických reakcií od koncentrácie zákon masovej akcie, otvorená experimentálna 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 je koeficient úmernosti nazývaný rýchlostná konštanta, ktorý závisí od povahy reaktantov a teploty.

Rýchlosť chemickej reakcie je úmerná výslednému produktunreakcie reagujúcich látok v stupňoch rovnýchOkoeficienty v rovniciKomucie.

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

Faktory ovplyvňujúce rýchlosť chemickej reakcie:

· povaha reagujúcich látok;

· koncentrácia reagujúcich látok;

· teplota;

· tlak (pre plyny);

· oblasť kontaktu reagujúcich látok;

prítomnosť katalyzátora.

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

Vplyv teploty na rýchlosť chemickej reakcie podlieha Van't Hoffovmu pravidlu.

S každým zvýšením teploty o 10 stupňov sa rýchlosť zvyšujebVäčšina reakcií sa zvyšuje 2-4 krát.

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

kde je 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 zvyšujúcou sa 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 danú reakciu.

1.3. 2 Katalýza a katalyzátory

Katalyzátor- látka, ktorá mení rýchlosť chemickej reakcie, ale nespotrebováva sa. Existujú zrýchľovacie a spomaľovacie katalyzátory.

Katalýza-fenomén zmien rýchlosti reakcie v prítomnosti katalyzátorov.

Katalytické reakcie-reakcie prebiehajúce za účasti katalyzátorov.

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

Inhibítor- katalyzátor, ktorý spomaľuje reakciu.

Príkladom pozitívnych katalyzátorov je voda, keď hliníkový prášok reaguje 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 zrýchlenie reakcie je spôsobené tým, že enzýmy prudko znižujú energetické bariéry v ceste reakcie. Napríklad aktivačná energia pre rozkladnú reakciu H202 pôsobením iónu železa (II) je 42 a molekuly katalázy 7,1 kJ/mol; pre hydrolýzu močoviny kyselinou a ureázou - 103 a 28 kJ/mol, v tomto poradí.

Enzýmy sú v porovnaní s anorganickými katalyzátormi veľmi špecifické. Napríklad amyláza obsiahnutá v slinách ľahko a rýchlo rozkladá škrob, ale nekatalyzuje rozklad cukru. Ureáza je výnimočne 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 sa zistilo, že v stresových situáciách naše telo vykazuje úžasné schopnosti. Opisuje sa fakt, keď slabá žena zdvihla auto za nárazník a držala ho, kým ľudia prišli včas, aby vyslobodili dieťa, ktoré pod ním spadlo; človek prenasledovaný nahnevaným zvieraťom ľahko prekonáva prekážky, ktoré sú pre neho v normálnom stave neprekonateľné; Na dôležitých pretekoch 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 vzájomne opačnými smermi. Nedosiahnu koniec, ale končia nastolením chemickej rovnováhy.

Chemická rovnováha- stav systému, keď sa rýchlosť priamych a spätných reakcií vyrovná.

Stav chemickej rovnováhy sa udržiava, kým sa nezmenia podmienky. Pri zmene vonkajších podmienok sa rovnováha naruší a po určitom čase systém dosiahne nový rovnovážny stav.

Rovnovážny posun-prechod systému z jedného rovnovážneho stavu do druhého.

Určí sa smer rovnovážneho posunu Princíp Le Chateligy

Ak je ovplyvnený rovnovážny systém, potometoto sa posúvaTv smere, ktorý tento efekt oslabuje.

Napríklad zvýšenie teploty posúva rovnováhu smerom k endotermickej reakcii, zvýšenie koncentrácie východiskových látok posúva rovnováhu smerom k reakčným produktom. Tlak mení iba rovnováhu reakcií zahŕňajúcich plyny. Zvýšenie tlaku posúva rovnováhu smerom k reakcii, ku ktorej dochádza pri zmene 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 ovplyvňujúce rýchlosť chemickej reakcie.

5. Opíšte vplyv koncentrácie, teploty a povahy reagujúcich látok 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 pri zvyšovaní teploty posúvať rovnováha rovnovážnej reakcie? Tlak (ak sa plyny zúčastňujú reakcií)? Koncentrácia jedného z reaktantov?

1. 4 Vlastnosti roztokov

1.4. 1 Všeobecná charakteristika riešení

Riešenia majú veľký význam v živote človeka a praktickej činnosti. Procesy asimilácie potravy 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 zvyčajne zahŕňajú použitie 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. Každý roztok pozostáva z rozpustených látok a rozpúšťadla. Typicky sa za rozpúšťadlo považuje zložka, ktorá vo svojej čistej forme existuje 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.

V štruktúre zaujímajú roztoky medziľahlú polohu medzi mechanickými zmesami a chemickými zlúčeninami. S mechanickými zmesami majú spoločnú variabilitu zloženia a s chemickými zlúčeninami homogenitu zloženia počas celej fázy a prítomnosť tepelného efektu pri tvorbe. V súlade s tým najprv 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 z molekúl rozpúšťadla a rozpustenej látky - solvátov (chem. proces). Ak je rozpúšťadlom voda, potom sa tieto zlúčeniny nazývajú hydráty.

Tvorba roztokov je samovoľný proces, vyskytujúci sa pri narastajúcej poruche systému, t.j. so zvyšujúcou sa entropiou. Napríklad, keď sa kryštál rozpustí, systém prejde z úplne usporiadaného stavu do menej usporiadaného. V tomto prípade so zvýšením entropie (AS > 0) klesá voľná energia systému (AG).<0).

Ak vznikne roztok z 2 kvapalín, potom je hnacou silou procesu rozpúšťania tendencia zložiek roztoku vyrovnávať koncentrácie, čo vedie aj k zvýšeniu entropie, t.j. AS > 0, 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 roztokov- množstvo rozpustenej látky obsiahnuté v určitom množstve roztoku alebo rozpúšťadla.

Koncentráciu roztokov možno vyjadriť rôznymi spôsobmi. V chemickej praxi sú najbežnejšie spôsoby 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 je hmotnosť roztoku.

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

3. Molálna 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 okolitých podmienkach. rozpustí 0,0002 g vodíka, ktorý nereaguje s vodou a 875 g amoniaku, ktorý reaguje s vodou za vzniku hydroxidu amónneho.

Závislosť rozpustnosti plynu 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 Geov zákonnRI.

C = k · p, (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 priamočiaraOúmerné tlaku plynu nad roztokomOrum

Henryho zákon platí len pre zriedené roztoky za podmienok nízkeho tlaku. 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 bohatej peny pri odzátkovaní fľaše perlivej 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 sa potápač rýchlo zdvihne z hĺbky, rozpustený dusík sa uvoľní do krvi v bublinách, ktoré upchajú cievy, čo môže viesť k vážnym následkom.

Rozpustnosť plynu klesá v prítomnosti tretej zložky v roztoku. Plyny sa teda rozpúšťajú v roztokoch elektrolytov 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 roztokom 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 sa nerozpúšťajú;

Obmedzené rozpúšťanie.

Vzájomná rozpustnosť kvapalín závisí predovšetkým od ich chemickej štruktúry. Už alchymisti si všimli, že „podobné sa rozpúšťa v podobnom“, t.j. Polárny je zvyčajne rozpustný v polárnom a nepolárny je zvyčajne rozpustný 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 majú obmedzenú vzájomnú rozpustnosť. S obmedzenou rozpustnosťou prechádza každá kvapalina do druhej až po určitú hranicu, výsledkom čoho je dvojvrstvový systém. Napríklad s rastúcou teplotou sa zvyčajne zvyšuje ich vzájomná rozpustnosť a pri určitej teplote sa obe kvapaliny zmiešajú v akomkoľvek pomere a hranica medzi nimi zaniká. Táto teplota sa nazýva kritický.

Kritická teplota dosiahnutá zahrievaním sa nazýva horná kritická teplota.

Sú známe zmesi kvapalín, kde rozpustnosť klesá so zvyšujúcou sa teplotou. Preto je kritická teplota dosiahnutá, keď teplota klesá a je tzv nižšia kritická teplotapriRoy.

Pomocou kritickej teploty rozpúšťania sa niekedy robia niektoré analytické stanovenia.

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

Ak sa tretia látka schopná rozpúšťať sa 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.

C1/C2 = 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. Aplikácia gélov v potravinárskom priemysle, kozmetike a medicíne.

prezentácia, pridané 26.01.2015


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

prezentácia, pridané 17.08.2015


Hlavné charakteristiky disperzných systémov, ich klasifikácia, vlastnosti a spôsoby prípravy, dialýza (čistenie) sólov. Stanovenie náboja koloidnej častice, zákony koagulácie elektrolytov, koncept adsorpcie na rozhraní roztok-plyn sú podstatou Langmuirovej teórie.

tréningový manuál, pridaný 14.12.2010


Základné pojmy a zákony chémie. Klasifikácia anorganických látok. Periodický zákon a periodická sústava prvkov 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 prípravy (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. Základné vlastnosti a štruktúra riešení tohto typu. Charakteristika Tyndallovho efektu. Rozdiely medzi hydrosólmi a organosólmi. Metódy tvorby koloidných systémov, špecifické vlastnosti, rozsah použitia.

prezentácia, pridané 22.05.2014


Koncept roztokov zlúčenín s vysokou molekulovou hmotnosťou (HMC). Proces opuchu IUD: jeho štádiá, príčiny, tlak a stupeň. Viskozita disperzných systémov a roztokov IUD, metódy jej merania. Štrukturálna a relatívna viskozita. Koagulačné štruktúry.

abstrakt, pridaný 22.01.2009


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

abstrakt, pridaný 09.06.2013


Príprava lyofóbnych koloidných systémov, ich optické vlastnosti. Stanovenie povrchového napätia roztokov povrchovo aktívnych látok a medzipovrchového napätia na hranici dvoch nemiešateľných kvapalín pomocou stalagometrickej metódy. Koloidná ochrana sólov s roztokmi IUD.

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.

Ministerstvo školstva Ruskej federácie Tomsk Polytechnic University ________________________________________________________________________________________________________________________ Učebná kniha UDC 541.1 Kolpakov, S. V. Romanenko Physical Chemistry Časť I Tomsk 2004 UDC 541.1 Fyzikálna chémia. Učebnica / N. A. Kolpakova, V. A. Kolpakov, S. V. Romanenko. – Tomsk: Vydavateľstvo. 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 diaľkového štúdia chemických odborov. Publikované podľa uznesenia Redakčnej a vydavateľskej rady Tomskej polytechnickej univerzity Recenzenti: Kurina L.N. – prof. Katedra fyzikálnej chémie TSU, doktor chémie. vedy; Buinovský A.S. - manažér oddelenie Chémia TPU STU, doktor chémie. Sci. © Tomská polytechnická univerzita, 2004 © Autori, 2004 KAPITOLA 1. ÚVOD DO FYZIKÁLNEJ CHÉMIE 1.1. STRUČNÝ HISTORICKÝ NÁČRT VÝVOJA FYZIKÁLNEJ CHÉMIE Názov a definíciu obsahu fyzikálnej chémie ako prvý uviedol M. V. Lomonosov (1752): „Fyzikálna chémia je veda, ktorá na základe fyzikálnych princípov a pokusov musí vysvetliť tzv. 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 výskumy Lomonosova 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 tzv. druhý termodynamický zákon. 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. Lovitz v Rusku (1785) objavil adsorpciu z roztokov. A.L. Lavoisier a P.S. Laplace vo Francúzsku (1779–1784) študovali tepelné kapacity látok a tepelné účinky reakcií. Začiatkom 19. stor. G. Davy v Anglicku a L. J. Tenard vo Francúzsku objavili katalytické reakcie a J. Ya. Berzelius vo Švédsku (1835) ďalej rozvíjal myšlienky o katalýze. Základy elektrochémie položil výskum galvanických článkov, elektrolýza a prenos prúdu v elektrolytoch. Galvani a A. Volta v Taliansku vytvorili v roku 1799 galvanický článok. V.V. Petrov v Rusku (1802) objavil fenomén elektrického oblúka. T. Grothus v Rusku v roku (1805) položil základy teórie elektrolýzy. V roku 1800 G. Davy predložil elektrochemickú teóriu interakcie látok: široko používal elektrolýzu na chemický výskum. M. Faraday, Davyho študent, v rokoch 1833–1834. formuloval kvantitatívne zákony elektrolýzy. B. S. Jacobi v Rusku, ktorý riešil problémy praktického využitia procesu elektrolýzy, objavil v roku 1836 galvanoplastiku. V prvej polovici 19. stor. 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 3 atomistické myšlienky široko rozvinuté. Do rovnakého obdobia patria práce G. I. Hessa (1802–1856) o termochémii. K. Guldberg a P. Waage v Nórsku (1864 – 1867), J. W. Gibbs v USA (1873 – 1878) vypracovali termodynamickú teóriu chemickej rovnováhy a A. L. Le Chatelier vo Francúzsku (1884) objavil všeobecný princíp vytesňovacej rovnováhy, keď vonkajšie podmienky sa menia. Termodynamická teória chemickej rovnováhy bola vyvinutá v prácach holandského chemika J. H. van't Hoffa. Rozvinul aj kvantitatívnu teóriu zriedených roztokov (1885–1889). Prenos elektriny v roztokoch skúmali v Nemecku I. V. Hittorf a F. W. G. Kohlrausch. Švédsky vedec S. A. Arrhenius ho 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 plynov (1874) a rozvinul chemickú teóriu roztokov (1887). D. P. Konovalov (1889), študent Mendelejeva, je jedným zo zakladateľov teórie riešení. Koncom 19. stor. V oblasti štúdia štruktúry hmoty sa uskutočnilo množstvo významných objavov, ktoré dokázali zložitosť štruktúry atómu a zohrali obrovskú úlohu vo vývoji fyzikálnej chémie. Patrí k nim objav elektrónu J. B. Perrinom (1895) a J. Thomsonom (1897), kvantová podstata svetla R. Planckom (1900), existencia svetelného tlaku P. N. Lebedevom (1899), štúdia (od r. 1898) ) fenomény rádioaktivity od P. Curieho a M. Sklodowska-Curie. Do začiatku 20. storočia. fyzikálna chémia bola definovaná ako veda, ktorá študuje štruktúru hmoty, chemickú termodynamiku vrátane termochémie a štúdium 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 chemických väzieb a štruktúry molekúl sa rozvíjalo súbežne so štúdiom štruktúry atómu. Začiatkom 20. rokov súčasného storočia V. Kossel a G. N. Lewis rozvinuli základy elektrónovej teórie chemickej väzby. W. G. Heitler a F. London (1927) vypracovali kvantovo mechanickú teóriu chemickej väzby. Na základe najväčších objavov fyziky v oblasti štruktúry atómov 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 označených atómov a iní, fyzici a fyzikálni chemici urobili veľké pokroky v štúdiu štruktúry molekúl a kryštálov a v pochopení podstaty chemických väzieb. Štúdium rýchlostí chemických reakcií, t. j. chemická kinetika, ktoré sa teraz spája špecificky so štúdiom štruktúry molekúl a sily väzieb medzi atómami v molekule, zaznamenalo veľký rozvoj. Vznikli a úspešne sa rozvíjajú nové odbory fyzikálnej chémie: magnetochémia, radiačná chémia, fyzikálna chémia vysokých polymérov, fyzikálna chémia silikátov, plynová elektrochémia a i. Tak ako iné vedy, aj fyzikálna chémia a jej jednotlivé odvetvia vznikali alebo sa začali obzvlášť úspešne rozvíjať. v tých obdobiach, keď si tá či oná praktická potreba vyžadovala rýchly rozvoj ktoréhokoľvek odvetvia priemyslu a tento rozvoj si vyžadoval solídny teoretický základ. Tu je potrebné poznamenať veľký výskum N. S. Kurnakova o fyzikálno-chemickom rozbore, prácu v oblasti elektrochémie od A. N. Frumkina, vytvorenie teórie reťazových reakcií od N. N. Semenova a 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 aplikovaných chemicko-technologických disciplín. 1.2. PREDMET A ÚLOHY FYZIKÁLNEJ CHÉMIY Fyzikálna chémia je náuka o zákonitostiach chemických procesov a fyzikálnych javov. Hlavnou úlohou fyzikálnej chémie je štúdium a vysvetlenie základných zákonov, ktoré určujú smer chemických procesov, rýchlosť ich priebehu, vplyv prostredia, nečistoty, žiarenie a podmienky na získanie maximálneho výťažku úžitkovej látky. produktu. Štúdium fyzikálnej chémie poskytuje príležitosť pochopiť zákony chémie a predpovedať a kontrolovať chemické javy. Moderná fyzikálna chémia umožňuje riešiť problémy efektívneho riadenia výroby, intenzifikácie a automatizácie výrobných procesov. Slúži ako teoretický základ chemickej technológie. 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 5 procesov. Bez fyzikálnej chémie nie je možné vyriešiť problém tvorby látok s danými vlastnosťami, vývoj nových súčasných zdrojov a mnohé ďalšie otázky efektívnej výroby. Znalosti fyzikálnej chémie preto pre budúcich priemyselných inžinierov otvárajú veľké možnosti riešenia rôznorodých problémov, s ktorými sa stretáva pri praktickej činnosti inžiniera v továrňach a výskumných ústavoch. Názov vedy - „fyzikálna chémia“ - odráža históriu jej vzniku na križovatke 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 opisujú vlastnosti a reaktivitu molekúl, ako aj povahu chemických väzieb 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 v momente rovnováhy.  Kvantová 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 zmien v rýchlosti chemických reakcií v dôsledku 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 premeny rôznych druhov energie vyskytujúce sa počas chemických reakcií. 2.1. ZÁKLADNÉ POJMY CHEMICKEJ TERMODYNAMIKY Systém je samostatné teleso alebo skupina telies, ktoré sa vzájomne ovplyvňujú a sú oddelené od prostredia reálnou alebo imaginárnou schránkou (hranica). Otvorený systém je taký, 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 neumožňuje prechod tepla, 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, ktoré sa líšia zložením alebo štruktúrou, potom sa tento systém nazýva homogénny. V súlade s tým sa systém pozostávajúci z rôznych častí, ktoré sa líšia štruktúrou alebo chemickým zložením, nazýva heterogénny. Tieto časti sa nazývajú fázy. Fáza je teda súčasťou heterogénneho systému ohraničeného rozhraním a vyznačuje sa identickými fyzikálnymi a chemickými vlastnosťami vo všetkých bodoch. Každý systém pozostáva z jednej alebo viacerých látok. Jednotlivé chemické látky, ktoré možno izolovať zo systému a existujú mimo neho nezávisle vo forme samostatnej fázy, sa nazývajú základné látky systému. Napríklad v pohári je voda, do ktorej sa spustí platinová platňa. Nad sklom sa nachádza 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. °C, atmosférický tlak, t.j. asi 101 kPa, tiažové 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 viditeľným svetlom - 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 vyskytujúceho sa na Zemi spravidla neuvádzame charakteristiky poľa, pretože sú konštantné, a preto neovplyvňujú zloženie a výťažok reakčných produktov. Ak sa chemický proces uskutočňuje v podmienkach silných magnetických alebo elektrických polí, 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 (alebo 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 telesa k ploche umiestnenej kolmo na silu: p = S Jednotkou SI tlaku je pascal (Pa) - to je spôsobený tlak silou 1 N, rovnomerne rozloženou na ploche 1 m2 umiestnenej kolmo na smer sily: 1 N/m2 = 1 Pa. V praxi sa používajú viacnásobné a viacnásobné jednotky tlaku: kilopascal 8 (103 Pa = 1 kPa); megapascal (106 Pa = 1 MPa); hektapascal (102 Pa = 1 hPa), ako aj nesystémová jednotka - bar (1 bar = 105 Pa). Podľa záverov molekulárnej kinetickej teórie je tlak plynu výsledkom dopadov chaoticky 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 nie sú žiadne interakčné sily, a ktorý má zanedbateľne malý vlastný objem v porovnaní s objemom, ktorý zaberá plyn. Akýkoľvek skutočný plyn pri relatívne nízkom tlaku (blízko atmosférickému) sa správa takmer 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. Pojmy teplejšieho a chladnejšieho telesa je možné stanoviť experimentálne, ale teplotu nemožno merať priamo. Určuje sa z číselných hodnôt iných fyzikálnych parametrov, ktoré závisia od teploty, čo je základom pre konštrukciu empirických teplotných stupníc. Ako také parametre (termometrické parametre) môžu pôsobiť rôzne fyzikálne veličiny. Patria sem objem telesa pri konštantnom tlaku, tlak pri konštantnom objeme, elektrická vodivosť, termoelektrická sila, geometrické parametre telies, jas svetla atď. Zariadenie na meranie teploty sa nazýva teplomer. Na zostavenie akejkoľvek empirickej teplotnej stupnice sa používajú tri predpoklady: 1) veľkosť stupňa je špecifikovaná výberom číselnej hodnoty 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 teploty topenia a varu vody pri atmosférickom tlaku (0 a 100 stupňov). Interval medzi týmito teplotami je rozdelený na sto rovnakých častí (stupňov Celzia - °C). Hoci objektívnu teplotnú stupnicu možno zostrojiť pomocou akejkoľvek teoreticky definovanej termometrickej funkcie, v termodynamike sa ako taká funkcia používa stavová rovnica ideálneho plynu. Plynový teplomer umožňuje najpresnejšie (blízko absolútnej teplotnej stupnice - Kelvinova stupnica) meranie teploty. Stanovenie teploty na stupnici plynového teplomera je však dosť náročná práca, 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 (IPS), prijatá v roku 1954, je najpresnejšou aproximáciou k absolútnej teplotnej škále v súčasnej fáze. Na rozdiel od empirických stupníc, MSHT používa jeden experimentálny referenčný teplotný bod. Ako taký bod sa použila teplota trojitého bodu vody (keď sú ľad, voda a vodná para súčasne v rovnováhe). Teplota trojitého bodu vody sa v MPTS meria 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 sa odporúčalo použiť dvanásť referenčných bodov ako referenčných teplotných bodov pokrývajúcich interval od trojitého bodu vodíka po bod topenia zlata. V súčasnosti sa teplota na Celziovej stupnici (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 a pod.. 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 je zmena ktoréhokoľvek parametra stavu nulová. 10

Termodynamický systém- teleso alebo skupina tiel interagujúcich, duševne alebo skutočne izolovaných od okolia.

Homogénny systém– systém, v ktorom nie sú žiadne povrchy oddeľujúce časti systému (fázy), ktoré sa líšia vlastnosťami.

Heterogénny systém- systém, v rámci ktorého sú plochy oddeľujúce časti systému, ktoré sa líšia vlastnosťami.

Fáza– súbor homogénnych častí heterogénneho systému, identických vo fyzikálnych a chemických vlastnostiach, oddelených od ostatných častí systému viditeľnými rozhraniami.

Izolovaný systém- systém, ktorý si s okolím nevymieňa ani hmotu, ani energiu.

Uzavretý systém- systém, ktorý si vymieňa energiu s okolím, ale nevymieňa hmotu.

Otvorený systém- systém, ktorý si s okolím vymieňa hmotu aj energiu.

Možnosti stavu– veličiny charakterizujúce akúkoľvek makroskopickú vlastnosť posudzovaného systému.

Termodynamický proces– akákoľvek zmena termodynamického stavu systému (zmena aspoň jedného parametra stavu).

Reverzibilný proces- proces, ktorý umožňuje systému vrátiť sa do pôvodného stavu bez toho, aby v prostredí zostali akékoľvek zmeny.

Rovnovážny proces- proces, pri ktorom sústava prechádza súvislým radom stavov nekonečne blízkych rovnovážnemu stavu. Charakteristické znaky rovnovážneho procesu:

1) nekonečne malý rozdiel medzi pôsobiacimi a protichodnými silami: F ex – F in > 0;

2) systém vykonáva maximálnu prácu v priamom procese | W| = max;

3) nekonečne pomalý proces spojený s nekonečne malým rozdielom pôsobiacich síl a nekonečne veľkým počtom medzistavov t > ?.

Spontánny proces- proces, ktorý môže nastať bez vynaloženia práce zvonku a v dôsledku toho možno získať prácu v množstve úmernom zmene stavu systému, ku ktorej došlo. Môže dôjsť k spontánnemu procesu reverzibilné alebo nezvratné.

Nespontánny proces– proces, ktorý si vyžaduje vynaloženie práce zvonku v množstve úmernom zmene stavu systému.

Energia– miera schopnosti systému vykonávať prácu; všeobecná kvalitatívna miera pohybu a interakcie hmoty. Energia je integrálnou vlastnosťou hmoty. Rozlišovať potenciálna energia, podmienené polohou telesa v poli určitých síl, a Kinetická energia, spôsobené zmenou polohy tela v priestore.

Vnútorná energia systému U – súčet kinetickej a potenciálnej energie všetkých častíc, ktoré tvoria systém. Môžete tiež definovať vnútornú energiu systému ako jeho celkovú energiu mínus kinetickú a potenciálnu energiu systému ako celku. [ U]= J.

Teplo Q - forma prenosu energie neusporiadaným pohybom molekúl, chaotickými zrážkami molekúl dvoch kontaktujúcich telies, t.j. tepelnou vodivosťou (a zároveň žiarením). Q> 0, ak systém prijíma teplo z okolia. [ Q]= J.

Job W – forma prenosu energie prostredníctvom usporiadaného pohybu častíc (makroskopických hmôt) pod vplyvom akýchkoľvek síl. W> 0, ak prostredie v systéme funguje. [W] = J.

Celá práca je rozdelená na mechanická práca expanzie (alebo kompresie) a iné druhy práce (užitočná práca): ? W = -pdV + ?W?.

Štandardný stav pevných látok a kvapalín– stabilný stav čistej látky pri danej teplote pod tlakom p = 1 atm.

Štandardný stav čistého plynu– stav plynu, ktorý vyhovuje stavovej rovnici ideálneho plynu pri tlaku 1 atm.

Štandardné hodnoty– hodnoty určené pre látky v štandardnom stave (označené horným indexom 0).

1.1. Prvý zákon termodynamiky

Energia je nezničiteľná a nevytvorená; môže prechádzať z jednej formy do druhej len v rovnakých pomeroch.

Prvý zákon termodynamiky je postulát – nemožno ho logicky dokázať ani odvodiť zo žiadnych všeobecnejších ustanovení.

Prvý zákon termodynamiky stanovuje vzťah medzi teplom Q, práca W a zmena vnútornej energie systému? U.

Izolovaný systém

Vnútorná energia izolovaného systému zostáva konštantná.

U = const or dU = 0

Uzavretý systém

K zmene vnútornej energie uzavretého systému dochádza v dôsledku tepla odovzdaného systému a/alebo práce vykonanej na systéme.

AU = Q + W alebo dU = ? Q + ? W

Otvorený systém

K zmene vnútornej energie otvoreného systému dochádza v dôsledku tepla odovzdaného systému a/alebo práce vykonanej na systéme, ako aj v dôsledku zmeny hmotnosti systému.

?U = Q + W + A m alebo dU = ? Q + ? W+ i?U i dn i

Vnútorná energia je funkciou stavu; znamená to, že zmena vnútornej energie? U nezávisí od dráhy prechodu systému zo stavu 1 do stavu 2 a rovná sa rozdielu hodnôt vnútornej energie U 2 A U 1 v týchto štátoch:

?U =U 2 – U 1

Pre nejaký proces:

?U = ?(v i U i) npod – ?(v i U i) ref

1.2. Aplikácia prvého zákona termodynamiky na homogénne jednozložkové uzavreté systémy

Izochorický proces (V = const; ?V = 0)

V najjednoduchšom prípade sa nevykonáva žiadna užitočná práca.

dU = ? Q + ? W = ? Q – pdV dU = AQv = CV dT = nC V dT

Celé množstvo tepla prijatého systémom ide na zmenu vnútornej energie.

– tepelná kapacita pri konštantnom objeme, t.j. množstvo tepla potrebného na zvýšenie teploty systému o jeden stupeň pri konštantnom objeme. [ ŽIVOTOPIS] = J/deg.

ŽIVOTOPIS– molárna tepelná kapacita pri konštantnom objeme, J/(mol? stupňov). Pre ideálne plyny:

CV = 2/3 R– monatomický plyn;

CV = 5/2 R- dvojatómový plyn.

Izobarický proces (R = const) dU = ? Q + ? W = ?Q – pdV aQp = dU + pdV = d(U + pV) = dH

H = U + pV – entalpia– funkcia stavu systému.

?Н = ?(? i U i) prod – ?(? ja U i) ref

?Q p = dU + pdV = dH = C p dT – tepelný účinok izobarického procesu sa rovná zmene entalpie systému.

– tepelná kapacita pri konštantnom tlaku. [S] = J/deg.

C r– molárna tepelná kapacita pri konštantnom tlaku, J/(mol? stupňov).

Pre ideálne plyny: Cr = CV + R; Cp, CV=[J/(mol K)].

Tepelný účinok (teplo) chemickej reakcie– množstvo tepla uvoľneného alebo absorbovaného počas reakcie pri konštantnej teplote.

Qv = ?UV Qp = ?Nahor Závislosť tepelného účinku reakcie od teploty. Kirchhoffov zákon

Teplotný koeficient tepelného účinku chemickej reakcie sa rovná zmene tepelnej kapacity systému počas reakcie.

Kirchhoffov zákon:

Pre chemický proces je zmena tepelnej kapacity špecifikovaná zmenou zloženia systému:

?S p= ?(? i C p,i) pokračovanie – ?(? i C p,i) von alebo? CV =?(? i C V,i) pokračovanie – ?(? i C V,i) von

Integrálna forma Kirchhoffovho zákona:

?Н Т2 = ?Н Т1 + ?С р (Т 2 – T 1) alebo? U T2 = ?U Ti + ?C V (T2 – T1)

1.3. Druhý zákon termodynamiky. Entropia

1) Teplo nemôže samovoľne prechádzať z menej zohriateho telesa na viac zohriate.

2) Nie je možný proces, ktorého jediným výsledkom je premena tepla na prácu.

3) Existuje nejaká tzv. funkcia stavu systému entropia, ktorých zmena súvisí s absorbovaným teplom a teplotou systému takto:

v nerovnovážnom procese

v rovnovážnom procese

S - entropia, J/deg,

- znížené teplo.

Štatistická interpretácia entropie

Každý stav systému je priradený termodynamická pravdepodobnosť(definovaný ako počet mikrostavov, ktoré tvoria daný makrostav systému), čím je väčší, tým je stav neusporiadanejší alebo neistejší. Entropia je stavová funkcia, ktorá popisuje stupeň neusporiadanosti systému.

S = k ln W– Boltzmannov vzorec.

Systém má tendenciu spontánne prejsť do stavu s maximálnou termodynamickou pravdepodobnosťou.

Výpočet absolútnej entropie

Zmena entropie počas chemického procesu je určená iba typom a stavom východiskových látok a reakčných produktov a nezávisí od cesty reakcie:

?S = ?(? i S i) prod – ?(? ja S i) ref

Hodnoty absolútnej entropie za štandardných podmienok sú uvedené v referenčnej literatúre.

1.4. Termodynamické potenciály

Potenciál– množstvo, ktorého strata určuje prácu produkovanú systémom.

Len tie procesy, ktoré vedú k zníženiu voľnej energie systému, sa môžu vyskytnúť spontánne; systém sa dostane do rovnovážneho stavu, keď voľná energia dosiahne minimálnu hodnotu.

F = U – TS – Helmholtzova voľná energia – izochoricko-izotermický potenciál(J) - určuje smer a hranicu samovoľného výskytu procesu v uzavretom systéme umiestnenom v izochoricko-izotermických podmienkach.

dF = dU – TdS alebo? F = ?U – T?S

G = H – TS = U + pV – TS – Gibbsova voľná energia – izobaricko-izotermický potenciál(J) - určuje smer a hranicu samovoľného výskytu procesu v uzavretom systéme umiestnenom v izobaricko-izotermických podmienkach.

dG = dH – TdS alebo? G = ?Н – T?S ?G = ?(? i G i) prod – ?(? i G i) ref ?G 0 = ?(? i ?G arr 0) prod – ?(? i ?G arr 0) ref Podmienky pre samovoľný výskyt procesov v uzavretých systémoch

Izobaricko-izotermický (P = konšt., T = const):

?G< 0, dG < 0

Izochoricko-izotermický (V = konšt., T = const):

?F< 0, dF< 0

Termodynamická rovnováha sa nazýva taký termodynamický stav systému s minimálnou voľnou energiou, ktorý sa pri konštantných vonkajších podmienkach v čase nemení a táto nemennosť nie je spôsobená žiadnym vonkajším procesom.

Podmienky termodynamickej rovnováhyv uzavretom systéme

Izobaricko-izotermický (P = konšt., T = const):

?G = 0, dG = 0, d2G > 0

Izochoricko-izotermický (V = konšt., T = const):

?F =0, dF = 0, d2F >0 Rovnice izoterm chemickej reakcie:

Na reakciu v 1 A 1 + v 2 A 2+ … = v? 1 B 1 + v? 2 B 2 + …

Tu C i, p i– koncentrácie, tlaky reagujúcich látok v akomkoľvek inom čase ako v rovnovážnom stave.

Vplyv vonkajších podmienok na chemickú rovnováhu

Le Chatelier-Brownov princíp posúvania rovnováhy

Ak na systém, ktorý je v stave skutočnej rovnováhy, pôsobí vonkajší vplyv, potom v systéme vzniká spontánny proces, ktorý tento vplyv kompenzuje.

Vplyv teploty na rovnovážnu polohu

Exotermické reakcie: °C< 0 (?U° < 0). Повышение температуры уменьшает величину константы равновесия, т. е. смещает равновесие влево.

Endotermické reakcie: °° > 0 (?U°> 0). Nárast teploty zvyšuje hodnotu rovnovážnej konštanty (posúva rovnováhu doprava).

2. Fázové rovnováhy

Komponent- chemicky homogénna zložka systému, ktorá môže byť izolovaná zo systému a existuje mimo neho. Počet nezávislých komponentov systému sa rovná počtu komponentov mínus počet možných chemických reakcií medzi nimi.

Počet stupňov voľnosti– počet parametrov stavu systému, ktoré je možné súčasne ľubovoľne meniť v rámci určitých limitov bez zmeny počtu a charakteru fáz v systéme.

Pravidlo fázy J. Gibbs:

Počet stupňov voľnosti rovnovážneho termodynamického systému C sa rovná počtu nezávislých komponentov systému K mínus počet fáz Ф plus počet vonkajších faktorov ovplyvňujúcich rovnováhu: C = K – F + n.

Pre systém, ktorý je ovplyvnený iba vonkajšími faktormi teplota a tlak, dá sa napísať: C = K – F+ 2.

Princíp kontinuity– pri kontinuálnej zmene stavových parametrov sa plynule menia aj všetky vlastnosti jednotlivých fáz; vlastnosti systému ako celku sa neustále menia, až kým sa nezmení počet alebo charakter fáz v systéme, čo vedie k náhlej zmene vlastností systému.

Podľa princíp zhody, na stavovom diagrame sústavy každá fáza zodpovedá časti roviny - fázovému poľu. Priesečníky rovín zodpovedajú rovnováhe medzi dvoma fázami. Každý bod na stavovom diagrame (tzv obrazná bodka) zodpovedá určitému stavu systému s určitými hodnotami stavových parametrov.

2.1. Vodný diagram

K = 1. V systéme sú možné trojfázové rovnováhy: medzi kvapalinou a plynom (čiara OA), pevnou látkou a plynom (čiara OB), pevnou látkou a kvapalinou (čiara OC). Tri krivky majú priesečník O, tzv trojitý bod vody,– zodpovedajú rovnováhe medzi tromi fázami a C = 0; tri fázy môžu byť v rovnováhe len pri presne definovaných hodnotách teploty a tlaku (pri vode trojitý bod zodpovedá stavu s P = 6,1 kPa a T = 273,16 K).

V rámci každej z oblastí diagramu (AOB, BOC, AOC) je systém jednofázový; C = 2 (systém je bivariantný).

Na každom riadku je počet fáz v systéme dve a podľa pravidla fázy je systém monovariantný: C = 1 – 2 + 2 = 1, t. j. pre každú hodnotu teploty existuje iba jedna hodnota tlaku.

Vplyv tlaku na teplotu fázového prechodu popisuje Clausiusova-Clapeyronova rovnica:

V 2, V 1– zmena molárneho objemu látky pri fázovom prechode.

Rovnovážna krivka „tuhá látka-kvapalina“ na stavovom diagrame vody je naklonená doľava a na stavových diagramoch iných látok - doprava, pretože hustota vody je väčšia ako hustota ľadu, t.j. topenie je sprevádzané znížením objemu (AV< 0). V tomto prípade zvýšenie tlaku zníži teplotu fázového prechodu tuhá látka-kvapalina (voda - anomálna látka). Pre všetky ostatné látky (tzv normálne látky) ?V pl> 0 a podľa Clausiusovej-Clapeyronovej rovnice zvýšenie tlaku vedie k zvýšeniu teploty topenia.

3. Vlastnosti roztokov

3.1. Termodynamika roztokov

Riešenie- homogénna sústava pozostávajúca z dvoch alebo viacerých zložiek, ktorej zloženie sa môže v určitých medziach plynule meniť bez prudkých zmien svojich vlastností.

Difúzia v roztokoch

Difúzia– spontánny proces vyrovnávania koncentrácie látky v roztoku v dôsledku tepelného pohybu jej molekúl alebo atómov.

Fickov zákon: množstvo látky, ktoré difunduje za jednotku času cez jednotku povrchu, je úmerné jej koncentračnému gradientu:

Kde j– difúzny tok; D– koeficient difúzie.

Einstein-Smoluchowski rovnica:

Kde? - viskozita média; R– polomer difúznych častíc.

Rozpustnosť plynov v plynoch

Daltonov zákon: celkový tlak zmesi plynov sa rovná súčtu parciálnych tlakov všetkých plynov, ktoré sú v nej obsiahnuté:

Ptot = ? p i A pi = xi P celkom

Henry-Daltonov zákon: Rozpustnosť plynu v kvapaline je priamo úmerná jeho tlaku nad kvapalinou: C i = kp i, Kde C i– koncentrácia roztoku plynu v kvapaline; k– koeficient proporcionality v závislosti od povahy plynu.

Spravidla, keď sa plyn rozpúšťa v kvapaline, uvoľňuje sa teplo (Komu< 0), takže So zvyšujúcou sa teplotou sa rozpustnosť znižuje.

Sechenovov vzorec:

X = X 0 e -kС el

Kde X A X 0– rozpustnosť plynov v čistom rozpúšťadle a roztoku elektrolytu s koncentráciou S.

3.2. Koligatívne vlastnosti neelektrolytových roztokov

Koligatívne (kolektívne) sú vlastnosti roztokov vo vzťahu k vlastnostiam rozpúšťadla, v závislosti najmä od počtu rozpustených častíc.

Tlak nasýtených pár zriedených roztokov

Pary, ktoré sú v rovnováhe s kvapalinou, sa nazývajú nasýtený. Tlak takejto pary p 0 volal tlak alebo tlak nasýtenej paryčisté rozpúšťadlo.

Raoultov prvý zákon. Parciálny tlak nasýtenej pary zložky roztoku je priamo úmerný jej molárnemu podielu v roztoku a koeficient úmernosti sa rovná tlaku nasýtenej pary nad čistou zložkou:

p i = p i 0 x i

Pre binárny roztok pozostávajúci zo zložiek A a B: relatívny pokles tlaku pár rozpúšťadla nad roztokom sa rovná molárnemu zlomku rozpustenej látky a nezávisí od povahy rozpustenej látky:

Riešenia, pre ktoré je splnený Raoultov zákon, sa nazývajú ideálne riešenia.

Tlak pár ideálnych a reálnych riešení

Ak sú zložky binárneho (pozostávajúce z dvoch zložiek) roztoku prchavé, potom para nad roztokom bude obsahovať obe zložky. Všeobecné zloženie, mol. zlomky v (x in) tlaku pary:

p = p A0 X A + p B0 X B = pAo (1 - X B) + p B0 X B = pA0 - X B (p A 0 – p B 0)

Ak molekuly danej zložky interagujú medzi sebou silnejšie ako s molekulami inej zložky, potom skutočné parciálne tlaky pár nad zmesou budú väčšie ako tie vypočítané podľa prvého Raoultovho zákona. (kladné odchýlky, ?Н TV > 0). Ak homogénne častice interagujú medzi sebou menej ako nepodobné častice, parciálny tlak pár komponentov bude menší ako vypočítaný (záporné odchýlky, ?H rozpustiť< 0).

Teplota kryštalizácie zriedených roztokov

Druhý Raoultov zákon. Pokles teploty tuhnutia roztoku A T je priamo úmerný molárnej koncentrácii roztoku: A T je = T 0 – T = KS m, Kde T 0 – bod tuhnutia čistého rozpúšťadla; T– teplota tuhnutia roztoku; TO– kryoskopická konštanta rozpúšťadla, deg/kg mol,

T 0 2– bod tuhnutia rozpúšťadla; M– molekulová hmotnosť rozpúšťadla, ?Н pl – molárne teplo topenia rozpúšťadla.

Teplota varu zriedených roztokov

Teplota varu– teplota, pri ktorej sa tlak nasýtených pár rovná vonkajšiemu tlaku.

Zvyšovanie teploty varu roztokov neprchavých látok? T K = T k – T k 0úmerné poklesu tlaku nasýtených pár a priamo úmerné molárnej koncentrácii roztoku: ?T kip = EÚ m, Kde E – ebulioskopická konštanta rozpúšťadlo, deg/kg mol,

Osmotický tlak zriedených roztokov

Osmóza– prevažne jednosmerný prechod molekúl rozpúšťadla cez polopriepustnú membránu do roztoku alebo molekúl rozpúšťadla z roztoku s nižšou koncentráciou do roztoku s vyššou koncentráciou.

Tlak, ktorý musí byť aplikovaný na roztok, aby sa zabránilo pohybu rozpúšťadla do roztoku cez membránu oddeľujúcu roztok a čisté rozpúšťadlo, je číselne rovný osmotický tlak?(Pa).

Van't Hoffov princíp: Osmotický tlak ideálneho roztoku sa rovná tlaku, ktorý by vyvinula rozpustená látka, ak by v plynnom stave pri rovnakej teplote zaberala rovnaký objem, aký zaberá roztok: ? = CRT.

Izotonické roztoky– dva roztoky s rovnakým osmotickým tlakom (? 1 = ? 2).

Hypertonický roztok– roztok, ktorého osmotický tlak je väčší ako u iného roztoku (? 1 > ? 2).

Hypotonický roztok– roztok, ktorého osmotický tlak je nižší ako osmotický tlak iného roztoku (? 1< ? 2).

3.3. Roztoky elektrolytov

Stupeň disociácie?– pomer počtu molekúl n, rozpadli na ióny, na celkový počet molekúl N:

Van Hoffov izotonický koeficient i– pomer skutočného počtu častíc v roztoku elektrolytu k počtu častíc tohto roztoku bez zohľadnenia disociácie.

Ak od N molekuly disociované n, a každá molekula sa rozpadla na? potom ióny

Pre neelektrolyty i = 1.

Pre elektrolyty 1< i? ?.

3.4. Koligatívne vlastnosti roztokov elektrolytov:

Arrheniova teória elektrolytickej disociácie

1. Elektrolyty v roztokoch sa rozpadajú na ióny – disociujú.

2. Disociácia je vratný rovnovážny proces.

3. Sily interakcie iónov s molekulami rozpúšťadla a navzájom sú malé (t.j. roztoky sú ideálne).

K disociácii elektrolytov v roztoku dochádza pod vplyvom molekúl polárneho rozpúšťadla; prítomnosť iónov v roztoku určuje jeho elektrickú vodivosť.

Podľa stupňa disociácie sú elektrolyty rozdelené do troch skupín: silný(? ? 0,7), stredná pevnosť(0,3 < ? < 0,7) и slabý(? ? 0,3).

Slabé elektrolyty. Disociačná konštanta

Pre určitý elektrolyt, ktorý sa v roztoku rozpadá na ióny v súlade s rovnicou:

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

Pre binárny elektrolyt:

– Ostwaldov zákon riedenia: stupeň disociácie slabého elektrolytu sa zvyšuje so zriedením roztoku.

Aktivita rozpustených látok– empirická hodnota, ktorá nahrádza koncentráciu, – aktivita (efektívna koncentrácia) A, súvisí s koncentráciou prostredníctvom koeficientu aktivity f, čo je miera odchýlky vlastností reálneho riešenia od ideálu:

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

Pre binárny elektrolyt:

– priemerná aktivita elektrolytov;

– priemerný koeficient aktivity.

Debye-Hückel limitný zákon pre binárny elektrolyt: lg f = -0,51z 2 I?, Kde z– náboj iónu, pre ktorý sa vypočítava koeficient aktivity;

I – iónová sila roztoku I = 0,5° (C i r i 2).

4. Elektrická vodivosť roztokov elektrolytov

Vodiči prvého druhu– kovy a ich taveniny, v ktorých sa elektrón prenáša elektrónom.

Vodiče typu II– roztoky a taveniny elektrolytov s iónovou vodivosťou.

Elektrina je usporiadaný pohyb nabitých častíc.

Každý vodič, ktorým preteká prúd, predstavuje určitú odpor R, ktorá je podľa Ohmovho zákona priamo úmerná dĺžke vodiča l a nepriamo úmerné ploche prierezu S; faktor proporcionality je rezistivita materiál? – odpor vodiča s dĺžkou 1 cm a prierezom 1 cm2:

Rozsah W, inverzná hodnota odporu sa nazýva elektrická vodivosť– kvantitatívna miera schopnosti roztoku elektrolytu viesť elektrický prúd.

Elektrická vodivosť?(k) je elektrická vodivosť vodiča typu I dĺžky 1 m s plochou prierezu 1 m2 alebo elektrická vodivosť 1 m3 (1 cm3) roztoku elektrolytu (vodič typu II) so vzdialenosťou medzi elektródami 1 m (1 cm) a plochou elektródy 1 m 2 (1 cm 2).

Molárna elektrická vodivosť roztoku) ?– elektrická vodivosť roztoku obsahujúceho 1 mól rozpustenej látky a umiestneného medzi elektródami umiestnenými vo vzdialenosti 1 cm od seba.

Molárna elektrická vodivosť silných aj slabých elektrolytov sa zvyšuje s klesajúcou koncentráciou (t.j. riedenie roztoku V = 1/C), dosiahnutie určitej limitnej hodnoty? 0 (??), tzv molárna elektrická vodivosť pri nekonečnom zriedení.

Pre binárny elektrolyt s jednotlivo nabitými iónmi pri konštantnej teplote a intenzite poľa 1 V m -1:

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

Kde F– Faradayovo číslo; a + , a? – absolútna pohyblivosť (m 2 V -1 s -1) katión a anión - rýchlosť pohybu týchto iónov za štandardných podmienok, s rozdielom potenciálov 1 V na 1 m dĺžky roztoku.

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

Kde? + , ?? – mobilita katión a anión, Ohm m 2 mol -1 (Ohm cm 2 mol -1).

? = ?(? + + ??)

Pre silné elektrolyty? 1 a ? = ? + + ??

S nekonečným riedením roztoku (V > ?, ? + > ? ? + , ?? > ? ? ?, ? > 1) pre silné aj slabé elektrolyty? ? = ? ? + – ? ? ? - Kohlrauschov zákon: Rovná sa molárna vodivosť pri nekonečnom zriedení súčtu elektrolytických pohyblivostí? ? + , ? ? ? katión a anión daného elektrolytu.

H+ a OH ióny? majú abnormálne vysokú pohyblivosť, ktorá je spojená so špeciálnym mechanizmom prenosu náboja týmito iónmi - reléový mechanizmus. Medzi hydroniovými iónmi H 3 O + a molekulami vody, ako aj medzi molekulami vody a OH iónmi? Výmena protónov prebieha nepretržite podľa rovníc:

H30+ + H20 > H20 + H30+

H20 + OH? >OH? + H20

5. Elektrochemické procesy

5.1. Elektródové potenciály. Galvanické prvky. EMF

Keď prídu do kontaktu dva chemicky alebo fyzikálne rozdielne materiály (kov 1 (vodič prvého druhu) - kov 2 (vodič prvého druhu), kov (vodič prvého druhu) - roztok soli kovu (vodič druhého druhu) , medzi nimi vzniká roztok elektrolytu 1 (vodič druhého druhu) - roztok elektrolytu 2 (vodič typu II) atď. elektrická dvojvrstva (EDL). EDL je výsledkom usporiadanej distribúcie opačne nabitých častíc na rozhraní.

Vznik EDL vedie k skoku v potenciáli?, ktorý sa za podmienok rovnováhy medzi kovom (vodič prvého druhu) a roztokom soli kovu (vodič druhého druhu) nazýva tzv. galvaniho potenciálu.

Systém: kov (Me) – vodný roztok soli tohto Me – sa nazýva elektróda alebo polovičný prvok a je schematicky znázornená takto:

Elektróda (p/e) je napísaná tak, že všetky látky v roztoku sú umiestnené vľavo a materiál elektródy je umiestnený vpravo od zvislej čiary.

? > 0, ak na elektróde nastáva redukčná reakcia Me n+ + nie? - ja 0,

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

Elektródový potenciál E Me n+/Me je rozdiel rovnovážneho potenciálu, ktorý sa vyskytuje na fázovom rozhraní vodiča prvého typu/vodiča druhého typu a je meraný vzhľadom na štandardnú vodíkovú elektródu.

Nernstova rovnica, Kde n– počet elektrónov zúčastňujúcich sa elektródovej reakcie; SМе n+ – koncentrácia katiónov; E Ja n+ /Me – štandardný elektródový potenciál.

Kontaktný potenciál? ?– rovnovážny potenciálny skok, ktorý nastáva na rozhraní dvoch vodičov prvého druhu.

Difúzny potenciál? diff je rovnovážny potenciálny rozdiel, ktorý sa vyskytuje na fázovom rozhraní vodiča druhého typu/vodiča druhého typu.

Galvanický článok (napr.– elektrický obvod pozostávajúci z dvoch alebo viacerých p.e. a výrobu elektrickej energie v dôsledku chemickej reakcie, ktorá v ňom prebieha, a stupne oxidácie a redukcie chemickej reakcie sú priestorovo oddelené.

Elektróda, na ktorej prebieha oxidačný proces počas prevádzky galvanického článku, sa nazýva anóda, elektróda, na ktorej prebieha proces redukcie, je katóda.

Pravidlá IUPAC pre záznam galvanických článkov a reakcií v nich prebiehajúcich

1. V napr. práca sa vykonáva, preto sa emf prvku považuje za kladnú hodnotu.

2. Veľkosť EMF galvanického obvodu E je určená algebraickým súčtom potenciálových skokov na rozhraniach všetkých fáz, ale keďže na anóde dochádza k oxidácii, emf sa vypočíta tak, že od číselnej hodnoty katódového potenciálu (pravá elektróda) ​​sa odčíta hodnota anódového potenciálu (vľavo elektróda) ​​- pravidlo pravého pólu. Preto je schéma zapojenia prvku napísaná tak, že ľavá elektróda je negatívna (dochádza k oxidácii) a pravá elektróda je kladná (dochádza k procesu redukcie).

3. Rozhranie medzi vodičom prvého druhu a vodičom druhého druhu je označené jednou čiarou.

4. Hranica medzi dvoma vodičmi druhého typu je znázornená bodkovanou čiarou.

5. Elektrolytový mostík na rozhraní dvoch vodičov typu II je označený dvoma bodkovanými čiarami.

6. Zložky jednej fázy sa píšu oddelené čiarkami.

7. Rovnica elektródovej reakcie je napísaná tak, že látky v oxidovanej forme (Ox) sú umiestnené vľavo a v redukovanej forme (Red) vpravo.

Galvanický článok Daniel-Jacobi pozostáva zo zinkových a medených platní ponorených do zodpovedajúcich roztokov ZnSO 4 a CuSO 4, ktoré sú oddelené soľným mostíkom s roztokom KCl: elektrolytický mostík zabezpečuje elektrickú vodivosť medzi roztokmi, ale zabraňuje ich vzájomnej difúzii.

(-) Zn | Zn 2+ :: Cu 2+ | Cu(+)

Reakcie na elektródy:

Zn 0 > Zn 2+ + 2e? Cu 2+ + 2e? > Cu 0

Celkový redoxný proces:

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

Práca, ktorú vykoná prúd galvanického článku (a následne aj potenciálny rozdiel), bude maximálna pri jeho reverzibilnej prevádzke, keď procesy na elektródach prebiehajú nekonečne pomaly a sila prúdu v obvode je nekonečne malá.

Maximálny potenciálny rozdiel vznikajúci pri reverzibilnej prevádzke galvanického článku je elektromotorická sila (EMF) galvanického článku E.

EMF prvku E Zn/Cu = ? Cu 2+ /Cu + ? Zn2+/Zn + ? k + ? dif.

Nepočítajúc? rozdiel a? Komu: E Zn/Cu = ? Cu 2+ /Cu + ? Zn2+/Zn = E Cu 2+ /Cu + E Zn 2+ /Zn sú galvanické články pozostávajúce z dvoch rovnakých kovových elektród ponorených do roztokov soli tohto kovu s rôznymi koncentráciami C 1 > C 2. Katódou v tomto prípade bude elektróda s vyššou koncentráciou, pretože štandardné elektródové potenciály oboch elektród sú rovnaké.

Koncentračné reťazce

Jediným výsledkom koncentračného prvku je prenos kovových iónov z koncentrovanejšieho roztoku do menej koncentrovaného.

Práca elektrického prúdu v koncentračnom galvanickom článku je prácou difúzneho procesu, ktorý sa uskutočňuje reverzibilne v dôsledku jeho priestorového rozdelenia na dva opačné smery reverzibilné elektródové procesy.

5.2. Klasifikácia elektród

Elektródy prvého druhu. Kovová platňa ponorená do roztoku soli toho istého kovu. Pri reverzibilnej prevádzke prvku, v ktorom je elektróda zahrnutá, dochádza na kovovej platni k procesu prechodu katiónov z kovu do roztoku alebo z roztoku na kov.

Elektródy druhého druhu. Kov je potiahnutý mierne rozpustnou soľou tohto kovu a je v roztoku obsahujúcom inú rozpustnú soľ s rovnakým aniónom. Elektródy tohto typu sú reverzibilné vzhľadom na anión.

Referenčné elektródy– elektródy s presne známymi a reprodukovateľnými hodnotami potenciálu.

Vodíková elektróda je platinová platňa kúpaná v plynnom vodíku a ponorená do roztoku obsahujúceho vodíkové ióny. Vodík adsorbovaný platinou je v rovnováhe s plynným vodíkom.

Pt, H2/H+

Elektrochemická rovnováha na elektróde:

2H++ 2e? - N 2.

Potenciál štandardnej vodíkovej elektródy (s aktivitou iónov H + 1 mol/l a tlakom vodíka 101,3 kPa) sa považuje za nulový.

Elektródový potenciál neštandardnej vodíkovej elektródy:

Kalomelová elektróda pozostáva z ortuťovej elektródy umiestnenej v roztoku KCl určitej koncentrácie a nasýtenej kalomelom Hg 2 Cl 2:

Hg/Hg2Cl2, KCl

Kalomelová elektróda je reverzibilná vzhľadom na anióny chlóru

Elektróda chloridu strieborného– reverzibilné vzhľadom na anióny chlóru:

Ag/AgCl, KCl

Ak je roztok KCl nasýtený, potom E AgC l = 0,2224 – 0,00065 (t – 25), V.

Indikátorové elektródy. Na stanovenie aktivity týchto iónov v roztoku sa v praxi používajú vodíkové iónové reverzibilné elektródy.

Quinhydronová elektróda je platinový drôt spustený do nádoby s testovacím roztokom, do ktorej sa vopred umiestni nadbytočné množstvo chinhydronu C 6 H 4 O 2 C 6 H 4 (OH) 2 - zlúčenina chinónu C 6 H 4 O 2 a hydrochinónu C 6 H 4 (OH ) 2 schopné vzájomnej premeny v rovnovážnom redoxnom procese, na ktorom sa zúčastňujú vodíkové ióny:

C6H402 + 2H++ 2e? > C6H4(OH)2

Najčastejšie používané sklenená elektróda vo forme rúrky zakončenej tenkostennou sklenenou guľou. Guľa sa naplní tlmivým roztokom s určitou hodnotou pH, do ktorého je ponorená pomocná elektróda (najčastejšie chlorid strieborný). Na meranie pH sa sklenená elektróda ponorí do testovacieho roztoku v pároch s referenčnou elektródou. Sklenená guľa elektródy je dlho predbežne ošetrená roztokom kyseliny. V tomto prípade sa do stien gule zavádzajú vodíkové ióny, ktoré nahrádzajú katióny alkalických kovov. Elektródový proces spočíva v výmene vodíkových iónov medzi dvoma fázami - skúmaným roztokom a sklom: H roztok - H st +.

Štandardný potenciál E st 0 pre každú elektródu má svoju vlastnú hodnotu, ktorá sa časom mení; Preto sa pred každým meraním pH sklenená elektróda kalibruje proti štandardným tlmivým roztokom s presne známym pH.

Redoxné elektródy

Elektróda pozostávajúca z inertného vodiča 1. druhu umiestneného v roztoku elektrolytu obsahujúceho jeden prvok v rôznych oxidačných stavoch sa nazýva tzv. redox alebo redoxná elektróda.

Reakcia elektród: Ох n+ + nie? -Červená.

V tomto prípade inertný Ja sa nepriamo zúčastňuje elektródovej reakcie, pričom sprostredkúva prenos elektrónov z redukovanej formy Me (Red) do oxidovanej formy (Ox) alebo naopak.

6. Povrchové javy a adsorpcia

6.1. Povrchové napätie a Gibbsova adsorpcia

Povrchové javy sú procesy, ktoré sa vyskytujú na fázovom rozhraní a sú spôsobené charakteristikami zloženia a štruktúry povrchovej (hraničnej) vrstvy.

Gs = ?s,

Kde G s– povrchová Gibbsova energia systému, J; ? – koeficient úmernosti, nazývaný povrchové napätie, J/m 2 ; s – plocha rozhrania, m2.

Povrchové napätieO je množstvo merané Gibbsovou energiou na jednotku plochy povrchovej vrstvy. Číselne sa rovná práci, ktorú je potrebné vykonať proti silám medzimolekulovej interakcie, aby sa vytvorila jednotka fázového rozhrania pri konštantnej teplote.

Z modelu Dupre, povrchové napätie rovná sile, ktorá má tendenciu zmenšovať rozhranie a na jednotku dĺžky obrysu obmedzujúceho povrch

Schopnosť rozpustených látok meniť povrchové napätie rozpúšťadla je tzv povrchová aktivita g:

Klasifikácia látok podľa ich vplyvu na povrchové napätie rozpúšťadla

1. Povrchovo aktívne látky (povrchovo aktívne látky)– znížiť povrchové napätie rozpúšťadla (? roztok< ? 0) g >0 (vo vzťahu k vode – organické zlúčeniny difilnej štruktúry).

2. Povrchovo aktívne látky– mierne zvýšiť povrchové napätie rozpúšťadla (? roztok > ? 0) g< 0 (неорганические кислоты, основания, соли, глицерин, ?-аминокислоты и др).

3. Netenzidy (NSS)– prakticky nemenia povrchové napätie rozpúšťadla (? roztok = ? 0) g = 0 (vo vzťahu k vode sú to látky sacharóza a rad ďalších).

Duclos-Traubeho pravidlo: v akejkoľvek homologickej sérii pri nízkych koncentráciách predĺženie uhlíkového reťazca o jednu skupinu CH2 zvyšuje povrchovú aktivitu 3–3,5 krát:

Pre vodné roztoky mastných kyselín (Shishkovského rovnica):

Kde b A TO- empirické konštanty, b to isté pre celú homologickú sériu, K sa zvyšuje pre každého nasledujúceho člena série 3–3,5 krát.

Proces samovoľnej zmeny koncentrácie akejkoľvek látky na rozhraní medzi dvoma fázami sa nazýva adsorpcia. Adsorbent je látka, na ktorej povrchu dochádza k zmene koncentrácie inej látky - adsorbát.

Gibbsova adsorpčná izoterma:

Charakteristický je prebytok adsorbátu v povrchovej vrstve v porovnaní s jeho počiatočnými množstvami v tejto vrstve nadmerný, alebo tzv Gibbs, adsorpcia(G).

6.2. Adsorpcia na rozhraní pevná látka-plyn

Fyzikálna adsorpcia vzniká v dôsledku van der Waalsových interakcií adsorbovanej molekuly s povrchom, vyznačuje sa reverzibilitou a poklesom adsorpcie so zvyšujúcou sa teplotou, t.j. exotermickosťou (tepelný efekt fyzikálnej adsorpcie je zvyčajne blízky skvapalňovaciemu teplu adsorbátu 10– 80 kJ/mol).

Chemická adsorpcia (chemisorpcia) uskutočňované prostredníctvom chemickej interakcie adsorbentov a molekúl adsorbátu, zvyčajne ireverzibilné; je lokalizované t.j. molekuly adsorbátu sa nemôžu pohybovať po povrchu adsorbentu. Keďže chemisorpcia je chemický proces, ktorý vyžaduje aktivačnú energiu rádovo 40-120 kJ/mol, zvýšenie teploty podporuje jej vznik.

Henryho rovnica(monomolekulárna adsorpcia na homogénnom povrchu pri nízkych tlakoch alebo nízkych koncentráciách):

G = Ks alebo G = Kr,

TO– adsorpčná rovnovážna konštanta v závislosti od povahy adsorbentu a adsorbátu; S, s– koncentrácia rozpustenej látky alebo tlak plynu.

Langmuirova teória monomolekulovej adsorpcie

1. Adsorpcia je lokalizovaná a je spôsobená silami blízkymi chemickým.

2. Adsorpcia prebieha na homogénnom povrchu adsorbentu.

3. Na povrchu môže vzniknúť len jedna vrstva adsorbovaných molekúl.

4. Proces adsorpcie je reverzibilný a rovnovážny.

Langmuirova adsorpčná izoterma:

Kde Г 0 – kapacita monovrstvy– konštanta rovnajúca sa limitnej adsorpcii pozorovanej pri relatívne vysokých rovnovážnych koncentráciách, mol/m2; b– konštanta rovná pomeru konštanty rýchlosti adsorpcie a konštanty rýchlosti desorpcie.

Freundlichova rovnica(adsorpcia na nerovnomernom povrchu): Г = K F s n, Kde. K F je konštanta číselne rovná adsorpcii pri rovnovážnej koncentrácii rovnajúcej sa jednotke; n– konštanta, ktorá určuje zakrivenie adsorpčnej izotermy (n= 0,1–0,6).

Molekulárna adsorpcia z roztokov:

kde Co je počiatočná koncentrácia adsorbátu; S– rovnovážna koncentrácia adsorbátu; V– objem roztoku adsorbátu; m- hmotnosť adsorbenta.

Námestie S0, na jednu molekulu v nasýtenej adsorpčnej vrstve, – miesto pristátia:

m2/molekula.

Hrúbka adsorpčnej vrstvy:

Kde M– molekulová hmotnosť povrchovo aktívnej látky; ? - hustota povrchovo aktívnej látky.

Rehbinderovo pravidlo: Polárne adsorbáty z nízkopolárnych rozpúšťadiel sa lepšie adsorbujú na polárnych adsorbentoch; na polárnych adsorbentoch – nepolárne adsorbáty z polárnych rozpúšťadiel.

Orientácia molekúl povrchovo aktívnej látky na povrchu adsorbentu je schematicky znázornená na obrázku:

6.3. Adsorpcia z roztokov elektrolytov

Výmenná adsorpcia- proces výmeny iónov medzi roztokom a tuhou fázou, pri ktorom tuhá fáza absorbuje ióny určitého znaku (katióny alebo anióny) z roztoku a namiesto toho môže do roztoku uvoľniť ekvivalentný počet iných iónov rovnakého znaku . navždy konkrétne, t.j. pre daný adsorbent sú schopné výmeny len určité ióny; výmenná adsorpcia je zvyčajne nezvratná.

Paket-Peskov-Faience pravidlo: Na povrchu kryštalickej pevnej látky je ión špecificky adsorbovaný z roztoku elektrolytu, ktorý je schopný dokončiť svoju kryštálovú mriežku alebo môže tvoriť slabo rozpustnú zlúčeninu s jedným z iónov, ktoré tvoria kryštál.

7. Koloidné (dispergované) systémy

Koloidný (disperzný) systém je heterogénny systém, v ktorom jednu z fáz predstavujú malé častice rovnomerne rozdelené v objeme inej homogénnej fázy. Ide o ultramikroheterogénne systémy pozostávajúce z častíc dispergovaná fáza– súbor drvených častíc, ktorých veľkosť je v rozmedzí 10 -9 -10 -5 m, a sú súvislé disperzné médium, v ktorej sú tieto častice distribuované.

Známky koloidný stav látky – disperzita a heterogenita.

Stupeň rozptylu?– prevrátená hodnota stredného priemeru alebo v prípade neguľových častíc prevrátená hodnota priemerného ekvivalentného priemeru d(m -1):

Špecifická plocha povrchu- pomer celkového povrchu dispergovanej fázy S DF k jej celkovému objemu alebo k jej hmotnosti:

7.1. Klasifikácia a metódy výroby disperzných systémov

Klasifikácia podľa stavu agregácie fáz

Disperzný systém, v ktorom dispergovaná fáza aj disperzné médium sú plyny, neexistuje, pretože plyny sú navzájom neobmedzene rozpustné.

Klasifikácia systémov podľa veľkosti častíc dispergovanej fázy:

1) vysoko disperzné, 10-9_ 10-7 m (rubínové sklo);

2) stredne disperzná, 10 -7_ 10 -5 m (instantná káva);

3) hrubé, > 10 -5 m (dažďové kvapky).

Spôsoby získavania koloidných systémov Dispergovanie

Fyzikálna disperzia: mechanické mletie pomocou koloidných mlynov; elektrické striekanie látok; ultrazvuková disperzia a iné metódy. Aby sa zabránilo zlepeniu výsledných častíc, disperzia sa uskutočňuje v prítomnosti stabilizátor– elektrolyt alebo látka adsorbovaná na rozhraní (tenzidy).

Chemická disperzia (peptizácia): prenesenie čerstvo pripraveného sedimentu do koloidného stavu pomocou peptizéra.

Kondenzácia

Fyzická kondenzácia: 1) metóda nahradenia rozpúšťadla, ktorá pozostáva z pridania kvapaliny miešateľnej s rozpúšťadlom, v ktorej je samotná látka mierne rozpustná, do skutočného roztoku látky; v dôsledku zníženia rozpustnosti látky v novom rozpúšťadle sa roztok presýti a časť látky kondenzuje a vytvára častice dispergovanej fázy; 2) spôsob kondenzácie z pár; východisková látka je v pare; pri znižovaní teploty sa para presýti a čiastočne kondenzuje, čím sa vytvorí dispergovaná fáza.

Chemická kondenzácia: akákoľvek chemická reakcia, ktorá vedie k tvorbe zle rozpustnej zlúčeniny; Aby sa získal koloidný roztok, musí sa reakcia uskutočniť v zriedenom roztoku pri nízkej rýchlosti rastu častíc, jedna z východiskových látok sa odoberie v nadbytku a slúži ako stabilizátor.

7.2. Optické vlastnosti disperzných systémov

Keď svetlo dopadá na rozptýlený systém, možno pozorovať nasledujúce javy:

prechod svetlačastice dispergovanej fázy (pozorované pre priehľadné systémy, v ktorých sú častice oveľa menšie ako vlnová dĺžka dopadajúceho svetla (r<< ?);

lom svetlačastice dispergovanej fázy (ak sú tieto častice priehľadné);

odraz svetlačastice dispergovanej fázy (ak sú častice nepriehľadné);

lom a odraz svetlo sa pozoruje pre systémy, v ktorých sú častice oveľa dlhšie ako vlnová dĺžka dopadajúceho svetla (r >> ?). Vizuálne je tento jav vyjadrený zákalom týchto systémov;

Rozptyl svetla pozorované pre systémy, v ktorých sú častice dispergovanej fázy menšie, ale porovnateľné s vlnovou dĺžkou dopadajúceho svetla (r < 0,1 ?);

adsorpcia(absorpcia) svetla rozptýlenou fázou s premenou svetelnej energie na tepelnú energiu.

Rayleighova rovnica:

kde I, I 0 – intenzita rozptýleného a dopadajúceho svetla; V– objem jednej častice; ? – čiastočná koncentrácia (počet častíc na jednotku objemu); ? - vlnová dĺžka; n 1, n 0 sú indexy lomu častíc a média.

Jav rôznych farieb koloidného roztoku v prechádzajúcom a rozptýlenom (odrazenom) svetle je tzv opalescencia. V prípade farebných roztokov dochádza k superpozícii ich vlastnej farby a farby spôsobenej opalescenciou (fenomén dichroizmus svetla).

7.3. Molekulárne kinetické vlastnosti

Je typický pre koloidné systémy Brownov pohyb– nepretržitý náhodný pohyb častíc mikroskopických a koloidných veľkostí. Tento pohyb je tým intenzívnejší, čím vyššia je teplota a čím nižšia je hmotnosť častice a viskozita disperzného média.

Difúzia– spontánny proces vyrovnávania koncentrácie častíc.

Fickov zákon:

Kvôli veľkej veľkosti koloidných častíc je difúzia v koloidných systémoch pomalá v porovnaní so skutočnými roztokmi.

Osmotický tlak:

kde mtot je hmotnosť rozpustenej látky; m– hmotnosť jednej častice; V– objem systému; N A- Avogadroovo číslo; T- absolútna teplota; ? – čiastočná koncentrácia; k– Boltzmannova konštanta.

Pre sférické častice:

Kde? m je hmotnosť dispergovanej fázy na jednotku objemu roztoku; ? – hustota disperzného prostredia; r je polomer častice.

7.4. Micelová štruktúra

Lyofóbna micela Systém sa nazýva heterogénny mikrosystém, ktorý pozostáva z dispergovanej fázy mikrokryštálu obklopeného solvatovanými iónmi stabilizátora.

Potenciál určujúce sa nazývajú ióny, ktoré sú adsorbované na povrchu častice tuhej fázy (jednotka) a dať tomu poplatok. Agregát spolu s iónmi určujúcimi potenciál tvorí micelové jadro.

Protiióny– ióny zoskupené v blízkosti jadra micely.

Umiestnenie protiiónov v disperznom prostredí je určené dvoma protichodnými faktormi: tepelný pohyb (difúzia) a elektrostatická príťažlivosť.

Counteriony zahrnuté v hustote adsorpčná vrstva, sa nazývajú „spojené“ a spolu s jadrom tvoria koloidná častica alebo granula. Koloidná častica (granula) má náboj, ktorého znamienko je určené znamienkom náboja potenciál determinujúcich iónov.

Vytváranie protiiónov difúzna vrstva,– „pohyblivý“ alebo „voľný“.

Tvorí sa koloidná častica s obklopujúcou difúznou vrstvou solvatovaných protiiónov micely. Na rozdiel od koloidnej častice je micela elektricky neutrálna a nemá presne definované rozmery.

V micele s iónovým stabilizátorom je na fázovom rozhraní EDL, medzi disperznou fázou a disperzným prostredím vzniká potenciálny rozdiel – termodynamický potenciál f (rozhranie), ktorý je určený vlastnosťami daného disperzného systému, ako aj nábojom a koncentráciou potenciál určujúcich iónov adsorbovaných na pevnej fáze.

Pohyb nabitých koloidných častíc v stacionárnej kvapaline k jednej z elektród vplyvom vonkajšieho elektrického poľa je tzv. elektroforéza.

Povrch, nad ktorým dochádza k pohybu, sa nazýva klznú plochu. Veľkosť potenciálneho skoku na rozhraní fáz, ktoré sú vo vzájomnom pohybe pri elektroforéze a pri Brownovom pohybe, teda na klznej ploche, sa nazýva elektrokinetický alebo?-potenciál (zeta potenciál).

7.5. Stabilita a koagulácia

Stabilita rozptýlených systémov charakterizuje schopnosť dispergovanej fázy udržiavať stav rovnomernej distribúcie častíc v celom objeme disperzného prostredia.

Existujú dva typy relatívnej stability rozptýlených systémov: sedimentácia a agregácia.

Sedimentačná stabilita– schopnosť systému odolávať účinkom gravitácie. Sedimentácia je usadzovanie častíc v roztoku pod vplyvom gravitácie.

Podmienka sedimentačná rovnováha:častica sa pohybuje konštantnou rýchlosťou, t.j. rovnomerne, sila trenia vyrovnáva gravitačnú silu:

6° rU = 4/3 r 3 (? – ? 0)g,

Kde? – hustota dispergovanej fázy, ? 0 – hustota disperzného prostredia, g – gravitačné zrýchlenie, ? - viskozita média.

Agregačná stabilita Charakterizuje schopnosť častíc dispergovanej fázy odolávať ich vzájomnej adhézii a tým si zachovať svoju veľkosť.

Keď je narušená agregačná stabilita, koagulácia je proces zlepovania častíc za vzniku veľkých agregátov. V dôsledku koagulácie systém stráca svoju sedimentačnú stabilitu, pretože častice sú príliš veľké a nemôžu sa podieľať na Brownovom pohybe.

Príčiny koagulácie:

> zmena teploty;

> vplyv elektrických a elektromagnetických polí;

> pôsobenie viditeľného svetla;

> ožarovanie elementárnymi časticami;

> mechanický náraz;

> pridanie elektrolytu a pod.

Najväčší praktický záujem má koagulácia s elektrolytmi.

Typy koagulácie s elektrolytmi

Koncentrácia koagulácia sa vyskytuje pod vplyvom ľahostajný elektrolytov. Ľahostajný nazývaný elektrolyt, pri zavedení ktorého medzifázový potenciál<р не изменяется. Данный электролит не содержит таких ионов, которые были бы способны к специфической адсорбции на частицах по правилу Па-нета-Фаянса, т. е. не способны достраивать кристаллическую решетку агрегата:

Stav, v ktorom difúzna vrstva zmizne a koloidná častica sa stane elektricky neutrálnou, sa nazýva izoelektrický– elektrokinetický potenciál (?) je nulový, dochádza ku koagulácii. Vzorec micely v tomto stave má tvar: (mnAg + nNO 3 ?) 0.

Neutralizácia po pridaní do sólu dochádza ku koagulácii neľahostajný elektrolyt. Ľahostajný nazývaný elektrolyt, ktorý môže meniť medzifázové (?) a lineárne súvisiace elektrokinetické (?) potenciály, t. j. tento elektrolyt obsahuje ióny, ktoré sa môžu špecificky adsorbovať na povrchu agregátu, doplniť jeho kryštálovú mriežku alebo chemicky interagovať s iónmi určujúcimi potenciál .

Reverzibilný proces, pri ktorom sa koagulum vracia do koloidného stavu, sa nazýva peptizácia alebo dezagregácia.

Pravidlá koagulácie

1. Všetky silné elektrolyty pridané do sólu v dostatočnom množstve spôsobujú jeho koaguláciu. Minimálna koncentrácia elektrolytu, ktorá spôsobí koaguláciu sólu v určitom krátkom časovom období, sa nazýva koagulačný prah:

kde Cel je koncentrácia elektrolytového koagulátora; V el – objem pridaného elektrolytu; V sol (zvyčajne 10 ml) – objem solu.

2. Koagulačný účinok má ión, ktorého náboj sa zhoduje v znamienku s nábojom protiiónov micely lyofóbneho sólu (náboj koagulačného iónu je opačný ako náboj koloidnej častice). Tento ión sa nazýva koagulačný ión.

3. Čím väčší je náboj iónu, tým väčšia je koagulačná schopnosť koagulačného iónu:

Pravidlo významnosti:

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

Koagulačná schopnosť iónu s rovnakým nábojom je tým väčšia, čím väčší je jeho kryštalický polomer. Ag + > Cs + > Rb + > NH 4 + > K + > Na + > Li+ – lyotropná séria.

Koloidná ochrana sa nazýva zvýšenie agregačnej stability sólu zavedením HMC (zlúčenina s vysokou molekulovou hmotnosťou) alebo povrchovo aktívnej látky (povrchovo aktívnej látky).

Ochranné číslo je minimálny počet miligramov sušiny, ktorý je potrebný na ochranu 10 ml sólu, keď sa k nemu pridá elektrolyt v množstve rovnajúcom sa prahu zrážania.

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

Učebnica je zostavená v súlade s programom pre fyzikálnu chémiu.

V prvej knihe sú podrobne uvedené nasledujúce časti kurzu: kvantovomechanické základy teórie chemických väzieb, 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 predstavené 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, termodynamiku adsorpcie a otázky reaktivity.

Pre študentov vysokých škôl študujúcich chemické a technologické odbory.

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. Atómová štruktúra 9
§ 1.1. Kvantovo mechanické vlastnosti mikročastíc 9
§ 1.2. Atóm podobný vodíku 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 chemických väzieb 34
§ 2.1. Molekula. Potenciálny povrch. Rovnovážna konfigurácia 34
§ 2.2. Teória chemickej väzby a jej úlohy. Schrödingerova rovnica pre molekuly 39
§ 2.3. Variačná metóda riešenia Schrödingerovej rovnice 42
§ 2.4. Dve hlavné metódy teórie molekulovej štruktúry. 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 Shch v metóde MO LCAO. Výpočet energie a vlnovej funkcie pomocou variačnej metódy 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. Nasýtenie kovalentnou väzbou 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. Symetria orbitálov. Delokalizované a lokalizované orbitály. Molekula HgO 88
§ 4.2. Popis molekuly metánu. Delokalizované a lokalizované MO. Orbitálna hybridizácia 95
§ 4.3. O predpovedaní rovnovážnych konfigurácií molekúl 99
§ 4.4. Nerigidné 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. Intermolekulová 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 emisné, absorpčné a Ramanove spektrá. EPR a NMR spektrá 145
§ 6.3. Rotačné spektrum dvojatómovej molekuly (aproximácia tvrdého rotátora) 150
§ 6.4. Rotačno-vibračné 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 prostredia 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 tepelnej kapacity kryštalickej hmoty 211
§ 7.7. Kvantovo-štatistická teória tepelnej kapacity plynnej látky 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 smeru 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 masovej akcie. 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. Integrálny tvar závislosti zmeny 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. Nernstova tepelná veta. Tretí termodynamický zákon 289
§ 9.2. Výpočet zmien štandardnej Gibbsovej energie a rovnovážnej konštanty pomocou Temkin-Shvartsmanovej metódy 294
§ 9.3. Výpočet zmeny štandardnej Gibbsovej energie a rovnovážnej konštanty pomocou redukovaných Gibbsových energetických funkcií 297
§ 9.4. Adiabatické reakcie 299
Kapitola 10. Chemická rovnováha v reálnych systémoch 303
§ 10.1. Fugacita a fugacitný koeficient 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 popis 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 je v termostate. Kanonická Gibbsova distribúcia. 330
§ 11.7. Súčet stavov systému a jeho spojenie s energiou. Helmholtz 335
§ 11.8. Súčet stavov častíc 337
§ 11.9. Vyjadrenie termodynamických funkcií súčtom nad stavmi systému 340
§ 11.10. Suma nad stavmi systému jednorozmerných harmonických oscilátorov. Termodynamické vlastnosti monoatomickej pevnej látky podľa Einsteinovej teórie 343
§ 11.11. Kvantová Boltzmannova štatistika. Maxwellov zákon distribúcie rýchlosti molekúl 346
§ 11.12. Štatistiky Fermi - Dirac a Bose - Einstein 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 riešení 365
§ 12.2. Koncentrácia roztokov 367
5 12.3. Špecifiká riešení. Úloha medzimolekulových a chemických interakcií, koncept solvatácie 368
§ 12.4. Hlavné smery vo vývoji teórie riešenia 372
§ 12.5. Termodynamické podmienky tvorby roztokov 374
§ 12.6. Parciálne molárne množstvá 375
§ 12.7. Základné metódy určovania parciálnych molárnych veličín 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 je 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
§ 12,18,0 smotický koeficient 407
§ 12.19. Metódy určovania činností 409
§ 12.20 Vzťah medzi aktivitným koeficientom a aktivitou s termodynamickými vlastnosťami roztoku a nadbytočnými termodynamickými funkciami 412
Časť 5. Fázové rovnováhy
Kapitola 13. Termodynamická teória fázových rovnováh 415
§ 13.1. Základné pojmy 415
§ 13.2. Podmienky pre fázovú rovnováhu 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 rádu 422
§ 14.3. Clapeyron-Clausiusova rovnica 425
§ 14.4. Tlak nasýtenej pary 423
§ 14.5. Stavové diagramy jednozložkových systémov 429
§ 14.6. Fázový diagram oxidu uhličitého 431
§ 14.7. Diagram vodnej fázy 432
§ 14.8. Diagram sírovej fázy 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. Rovnováha kvapalina-kvapalina v dvojzložkových systémoch 442
§ 15.5. Parná rovnováha - kvapalný roztok v dvojzložkových systémoch 444
§ 15.6. Fyzikálno-chemické princípy destilácie roztokov 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 pomocou stavových diagramov 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. Rovnováha kvapalina-kvapalina v trojzložkových systémoch 489
§ 16.5. Distribúcia rozpustenej látky medzi dve kvapalné fázy. Extrakcia 491
Dodatok 495
Predmetový register 497

OBSAH Kniha 2.
Predslov 3
Šiesty oddiel. Elektrochémia
Kapitola 17. Roztoky, elektrolyty 4
§ 17.1. Predmet elektrochémia 4
§ 17.2. Špecifiká roztokov elektrolytov 5
§ 17.3. Elektrolytická disociácia v roztoku 6
§ 17.4. Priemerná iónová aktivita a faktor aktivity 10
§ 17.5. Základné koncepty elektrostatickej teórie silných elektrolytov od Debyeho a Hückela 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. Špecifická 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. Jednostranné reakcie n-tého rádu 111
§ 21.4. Metódy na určenie poradia reakcií 112
§ 21.5. Obojsmerné reakcie prvého rádu 113
§ 21.6. Obojsmerné reakcie druhého rádu 116
§ 21.T. Paralelné jednostranné reakcie 117
§ 21.8. Jednostranné sekvenčné reakcie 119
§ 21.9. Metóda kvázistacionárnych koncentrácií 125
Kapitola 22. Kinetika reakcií v otvorených systémoch 127
§ 22.1. Kinetika reakcií v ideálnom zmiešavacom reaktore 127
§ 22.2. Kinetika reakcií 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. Predexponenciálny faktor v Arrheniovej rovnici podľa teórie prechodového stavu 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. Výmena prúdu 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 počas elektrochemických procesov 211
§ 25.7. Prepätie počas elektrolytického vývoja vodíka 213
§ 25.8. Elektrolýza. Rozkladné napätie 217
§ 25.9. Polarizačné javy v chemických zdrojoch elektrického prúdu 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
Aplikácia 305
Predmetový register 312
Obsah 316

7. Závislosť tepelných účinkov chemických reakcií od teploty. Kirgoffova rovnica. Stanovenie reakcie pri neštandardnej teplote.

9. Práca expanzie ideálnych plynov v adiabatickom procese. Odvoďte adiabatické rovnice.

11. II. termodynamický zákon pre vratné a nevratné procesy. Vlastnosti entropie.

12.Výpočet zmien entropie pre rôzne fyzikálne a chemické procesy: ohrev, fázové prechody, miešanie ideálnych plynov, izobarické, izotermické, izochorické procesy.

13. Výpočet zmien entropie reakcie pri štandardných a neštandardných teplotách (na príklade reakcií s anorganickými látkami)

14.Izochoricko-izotermický potenciál, jeho vlastnosti, využitie ako kritérium pre smerovanie procesu.

15. Izobaricko-izentropický potenciál, jeho vlastnosti, uplatnenie ako kritérium pre smerovanie procesu.

16) Izobaricko-izotermický potenciál, jeho vlastnosti, využitie ako kritérium pre smerovanie procesu

17. Izochoricko-izentropický potenciál, jeho vlastnosti, uplatnenie ako kritérium pre smerovanie procesu.

17. Izochoricko-izentropický potenciál, jeho vlastnosti, uplatnenie ako kritérium pre smerovanie procesu.

18) Gibbsova – Helmholtzova rovnica. Stanovenie zmeny Gibbsovej energie reakcie pri neštandardnej teplote.

19) Chemický potenciál, definícia, stav rovnováhy v otvorených systémoch. Chemický potenciál ideálnych a reálnych systémov (plyny, roztoky).

20) Chemická rovnováha, odvodenie izotermickej rovnice chemickej reakcie. Stanovenie štandardnej hodnoty rovnovážnej konštanty reakcií.

23) Vplyv teploty na rovnovážnu konštantu, odvodenie van’t Hoffovej izobarovej rovnice. Le Chatelierov princíp.

25) Výpočet tepla Ef. Na základe Van't Hoffovej izobary (metódy výpočtu a grafu).

26) Výpočet tepla Eph. Na základe Van't Hoffovej izochóry (metódy výpočtu a grafov).

27) Základné definície fázových rovnováh:

28) Rovnováha počtu látok v 2 fázach jednopriestorového systému.

29) Stanovenie párového tepla výpočtovými a grafickými metódami na základe Clausiusovej – Clapeyronovej rovnice.

30) Heterogénna rovnováha. Binárne systémy. Raoultove zákony. Konovalovove zákony.

31) Základné pojmy chemickej kinetiky: rýchlosť, reakčný mechanizmus.

32) Hlavný postulát chemickej kinetiky. Homogénne, heterogénne reakcie. Poradie a molekulová hmotnosť reakcie, rozlíšenie medzi nimi.

33) Vplyv koncentrácie na rýchlosť chemickej reakcie. Fyzikálny význam, rozmer rýchlostnej konštanty.

34) Kinetická analýza ireverzibilných reakcií prvého rádu v uzavretých systémoch.

35) Kinetická analýza ireverzibilných reakcií druhého rádu v uzavretých systémoch.

36) Kinetická analýza ireverzibilných reakcií nultého rádu v uzavretých systémoch.

37) Reakcie 3. rádu

41. Vplyv teploty na rýchlosť chemickej reakcie, Van't Hoffovo pravidlo, Arrheniov zákon.

42. Aktivačná energia, jej fyzikálny význam. Metódy stanovenia aktivačnej energie.

43. Katalýza, základné vlastnosti katalyzátora

44. Biogénne katalytické reakcie. Kinetická analýza homogénnej katalytickej reakcie.

45. Elektrochémia, vlastnosti elektrochemických reakcií.

48. Aproximácie Debye-Hückelovej teórie, ich koncentračné limity použiteľnosti.

49) Základy teórie elektrolytickej disociácie

50) Hlavné výhody a nevýhody Teda Arrheniusa. Energia kryštálovej mriežky, solvatačná energia.

51) Vlastnosti tlmivých roztokov, stanovenie ich pH, ​​tlmivá kapacita, diagram.

52) Stanovenie pH tvorby hydrátov a súčinu rozpustnosti hydroxidov kovov.

53. Merná elektrická vodivosť roztokov elektrolytov, závislosť od teploty a koncentrácie.

54. Molárna elektrická vodivosť. Kohlrauschov zákon. Stanovenie molárnej elektrickej vodivosti s nekonečným riedením roztokov silných a elektrolytov.

55. Molárna elektrická vodivosť. Vplyv teploty a koncentrácie na molárnu elektrickú vodivosť roztokov silných a slabých elektrolytov.

56. Elektrolýza, zákony elektrolýzy. Elektrolýza vodných roztokov solí s inertnou anódou (uveďte príklad).

57. Stanovenie štandardnej hodnoty elektródových potenciálov. Nernstova rovnica na určenie emf obvodov.

58. Klasifikácia elektród, pravidlá pre záznam elektród a obvodov.

59. Chemické reťazce (galvanický článok), ich klasifikácia.

60.Galvanický článok. Termodynamika galvanického článku.

1. Fyzikálna chémia: účel, ciele, metódy výskumu. Základné pojmy fyzikálnej chémie.

Phys. chémia - náuka o zákonitostiach chemických procesov a chémie. javov.

Predmet fyzikálnej chémie vysvetlenie chémie. javy založené na všeobecnejších fyzikálnych zákonoch. Fyzikálna chémia zvažuje dve hlavné skupiny otázok:

1. Štúdium štruktúry a vlastností hmoty a jej častíc;

2. Štúdium procesov interakcie látok.

Fyzikálna chémia sa zameriava na štúdium súvislostí medzi chemickými a fyzikálnymi javmi. Znalosť takýchto súvislostí je nevyhnutná na hlboké štúdium chemických reakcií, ktoré sa vyskytujú v prírode a využívajú sa v technike. procesy, riadiť hĺbku a smer reakcie. Hlavným cieľom disciplíny Fyzikálna chémia je štúdium všeobecných súvislostí a zákonov chémie. procesy založené na základných princípoch fyziky. Fyzikálna chémia využíva fyzikálne. teórie a metódy pre chemické javy.

Vysvetľuje PREČO a AKO dochádza k premenám látok: chémia. reakcie a fázové prechody. PREČO – chemická termodynamika. AKO - chemická kinetika.

Základné pojmy fyzikálnej chémie

Hlavný predmet chémie. termodynamika je termodynamický systém. Termodynamické systému – akékoľvek teleso alebo súbor telies schopných vymieňať si energiu a hmotu so sebou samým a s inými telesami. Systémy sa delia na otvorené, uzavreté a izolované. OTVORENÉ a ja - Termodynamický systém vymieňa látky aj energiu s vonkajším prostredím. ZATVORENÉ a ja - systém, v ktorom nedochádza k výmene hmoty s okolím, ale môže si s ním vymieňať energiu. Izolovaný a ja -objem systému zostáva konštantný a je zbavený možnosti vymieňať si energiu a hmotu s okolím.

Systém môže byť homogénne (homogénne) alebo heterogénne (heterogénne) ). Fáza - je to súčasť systému, ktorý má pri absencii vonkajšieho poľa síl vo všetkých bodoch rovnaké zloženie a rovnakú termodynamiku. St. you a je oddelená od ostatných častí systému rozhraním. Fáza je vždy jednotná, t.j. homogénny, preto sa jednofázový systém nazýva homogénny. Systém pozostávajúci z niekoľkých fáz sa nazýva heterogénny.

Vlastnosti systému sú rozdelené do dvoch skupín: rozsiahle a intenzívne.

Termodynamika využíva koncepty rovnovážnych a reverzibilných procesov. Rovnováha je proces prechádzajúci súvislým radom rovnovážnych stavov. Reverzibilný termodynamický proces je proces, ktorý možno vykonávať opačne bez toho, aby došlo k zmenám v systéme alebo prostredí.

2. Prvý zákon termodynamiky. Vnútorná energia, teplo, práca.

Prvý zákon termodynamiky priamo súvisí so zákonom zachovania energie. Na základe tohto zákona vyplýva, že v každom izolovanom systéme zostáva dodávka energie konštantná. Zo zákona zachovania energie vyplýva ďalšia formulácia prvého termodynamického zákona – nemožnosť vytvorenia stroja na večný pohyb (perpetuum mobile) prvého druhu, ktorý by produkoval prácu bez vynaloženia energie naň. Obzvlášť dôležitá formulácia pre chemickú termodynamiku

Prvým princípom je vyjadrenie prostredníctvom pojmu vnútornej energie: vnútorná energia je funkciou stavu, t.j. jeho zmena nezávisí od dráhy procesu, ale závisí len od počiatočného a konečného stavu systému. Zmena vnútornej energie systému  U môže dôjsť v dôsledku výmeny tepla Q a práca W s prostredím. Potom zo zákona zachovania energie vyplýva, že teplo Q prijaté systémom zvonku sa vynakladá na zvýšenie vnútornej energie ΔU a práce W vykonanej systémom, t.j. Q =Δ U+W. Dané pri zarovnanie je

matematické vyjadrenie prvého zákona termodynamiky.

jazačiatok termodynamiky jeho znenie:

v akomkoľvek izolovanom systéme zostáva dodávka energie konštantná;

rôzne formy energie sa navzájom premieňajú v presne ekvivalentných množstvách;

stroj na večný pohyb (perpetuum mobilné) prvého druhu je nemožné;

vnútorná energia je funkciou stavu, t.j. jeho zmena nezávisí od dráhy procesu, ale závisí len od počiatočného a konečného stavu systému.

analytický výraz: Q = D U + W ; pre nekonečnú zmenu množstva d Q = dU + d W .

Prvý zákon termodynamiky stanovuje vzťah. m / y teplo Q, práca A a zmena vo vnútornej. energie sústavy ΔU. Zmeniť interne energia systému sa rovná množstvu tepla odovzdaného systému mínus množstvo práce vykonanej systémom proti vonkajším silám.

Rovnica (I.1) je matematickým vyjadrením 1. zákona termodynamiky, rovnica (I.2) je pre nekonečne malú zmenu stavu. systémov.

Int. energia je funkciou stavu; to znamená, že zmena je interná. energia ΔU nezávisí od dráhy prechodu systému zo stavu 1 do stavu 2 a rovná sa rozdielu vnútorných hodnôt. energie U2 a U1 v týchto stavoch: (I.3)

Int. Energia systému je súčtom potenciálnej energie interakcie. všetky častice tela vo vzájomnom vzťahu a kinetická energia ich pohybu (bez zohľadnenia kinetických a potenciálnych energií systému ako celku). Int. energia sústavy závisí od povahy látky, jej hmotnosti a parametrov stavu sústavy. Má svoj vek. s nárastom hmotnosti systému, keďže ide o rozsiahlu vlastnosť systému. Int. energia sa označuje písmenom U a vyjadruje sa v jouloch (J). Vo všeobecnosti pre systém s množstvom 1 mol. Int. energie, ako každá termodynamická. Posvätnosť systému je funkciou štátu. Priamo v experimente sa prejavia iba vnútorné zmeny. energie. Preto vo výpočtoch vždy pracujú s jeho zmenou U2 –U1 = U.

Všetky vnútorné zmeny energie sa delia na dve skupiny. Do 1. skupiny patrí len 1. forma prechodu pohybu cez chaotické zrážky molekúl dvoch kontaktujúcich telies, t.j. vedením tepla (a zároveň sálaním). Mierou pohybu prenášaného týmto spôsobom je teplo. koncepcia teplo je spojená so správaním obrovského množstva častíc – atómov, molekúl, iónov. Sú v neustálom chaotickom (tepelnom) pohybe. Teplo je forma prenosu energie. Druhý spôsob výmeny energie je Job. Táto výmena energie je spôsobená činnosťou systému alebo činnosťou, ktorá sa na ňom vykonáva. Zvyčajne je dielo označené symbolom W. Práca, podobne ako teplo, nie je funkciou stavu systému, preto množstvo zodpovedajúce nekonečne malej práci označujeme symbolom parciálnej derivácie - W.