Фіз хімія основні формули та поняття. Фізична та колоїдна хімія. Відмінність між фізичною хімією та хімічною фізикою

ФІЗИЧНА ХІМІЯ

§ 1. Предмет фізичної хімії. Її значення

Взаємозв'язок хімічних та фізичних явищ вивчає фізична хімія.Ця галузь хімії є прикордонною між хімією та фізикою. Користуючись теоретичними та експериментальними методами обох наук, а також своїми власними методами, фізична хімія займається багатостороннім дослідженням хімічних реакцій та супутніх фізичних процесів. Оскільки навіть багатостороннє дослідження ніколи не є повним і не охоплює явище вичерпним чином, остільки закони та закономірності фізичної хімії, як і інших природничих наук, завжди спрощують явище і не відображають його повністю.

Швидкий розвиток та зростаюче значення фізичної хімії пов'язані з її прикордонним становищем між фізикою та хімією. Основне загальне завдання фізичної хімії – передбачення тимчасового ходу процесу та кінцевого результату (стану рівноваги) у різних умовах на підставі даних про будову та властивості речовин, що складають систему, що вивчається.

§ 2. Короткий нарис історії розвитку фізичної хімії

Термін «фізична хімія» та визначення цієї науки вперше були дані М.В.Ломоносовим, який у 1752-1754 рр. читав студентам Академії наук курс фізичної хімії та залишив рукопис цього курсу «Вступ до справжньої фізичної хімії» (1752). Ломоносов виконав багато досліджень, теми яких відповідають складеному їм «Плану до курсу фізичної хімії» (1752) та програмі експериментальних робіт «Досвід фізичної хімії» (1754). Під його керівництвом проводився також студентський практикум із фізичної хімії.

Ломоносов дав таке визначення фізичної хімії: "Фізична хімія є наука, яка пояснює на підставі положень та дослідів фізики те, що відбувається у змішаних тілах при хімічних операціях". Це визначення близьке до сучасного.

Для розвитку фізичної хімії велике значення мало відкриття двох законів термодинаміки у середині ХІХ століття (С.Карно, Ю.Р.Майер, Г.Гельмгольц, Д.П.Джоуль, Р.Клаузіус, У. Томсон).

Кількість та різноманітність досліджень, що лежать в області, прикордонній між фізикою та хімією, постійно зростала у XIX столітті. Було розвинене термодинамічні вчення про хімічну рівновагу (К.М.Гульдберг, П.Вааге, Д.У.Гіббс). Дослідження Л.Ф.Вільгельмі започаткували вивчення швидкостей хімічних реакцій (хімічна кінетика). Досліджувалося перенесення електрики в розчинах (І.В.Гітторф, Ф.В.Г.Кольрауш), вивчалися закони рівноваги розчинів з парою (Д.П.Коновалов) та розвивалася теорія розчинів (Д. І. Менделєєв).

Визнання фізичної хімії як самостійної науки та навчальної дисципліни виразилося в установі в Лейпцизькому університеті (Німеччина) у 1887 році першої кафедри фізичної хімії на чолі з В.Оствальдом та в основі там же першого наукового журналу з фізичної хімії. Наприкінці XIX століття Лейпцизький університет був центром розвитку фізичної хімії, а провідними фізико-хіміками були В.Оствальд, Я.Х.Вант-Гофф, С.Арреніус та В.Нернст. На цей час визначилися три основних розділи фізичної хімії – хімічна термодинаміка, хімічна кінетика та електрохімія.

До найважливіших напрямів науки, розвиток яких є необхідною умовою технічного прогресу, належать дослідження хімічних процесів; фізичної хімії належить провідна роль розвитку цієї проблеми.

§ 3. Розділи фізичної хімії. Методи дослідження

Хімічна термодинаміка. У цьому розділі на основі законів загальної термодинаміки викладаються закони хімічної рівноваги та вчення про фазові рівноваги.

Вчення про розчини ставить собі за мету пояснення та передбачення властивостей розчинів (гомогенних сумішей декількох речовин) на підставі властивостей речовин, що становлять розчин.

Вчення про поверхневі явища. Вивчаються різноманітні властивості поверхневих шарів твердих тіл та рідин (межі розділу між фазами); одне з основних досліджуваних явищ у поверхневих шарах – це адсорбція(Накопичення речовини в поверхневому шарі).

У системах, де поверхні розділу між рідкими, твердими і газоподібними фазами сильно розвинені (емульсії, тумани, дими і т. д.), властивості поверхневих шарів набувають основного значення і визначають багато своєрідних властивостей всієї системи в цілому. Такі дисперсні (мікрогетерогенні)системи вивчаються колоїдною хімією,яка є великим самостійним поділом фізичної хімії.

Наведений перелік основних розділів фізичної хімії не охоплює деяких галузей і дрібніших розділів цієї науки, які можна як частини більших розділів чи як самостійні розділи фізичної хімії. Слід ще раз наголосити на тісному взаємозв'язку різних розділів фізичної хімії. При дослідженні будь-якого явища доводиться використовувати арсенал уявлень, теорій та методів дослідження багатьох розділів хімії (а нерідко та інших наук). Лише при початковому знайомстві з фізичною хімією можна з метою розподілити матеріал за вказаними розділами.

Методи фізико-хімічного дослідження. Основні методи фізичної хімії, природно, є методами фізики та хімії. Це – насамперед експериментальний метод – дослідження залежності властивостей речовин від зовнішніх умов, експериментальне вивчення законів перебігу різних процесів та законів хімічної рівноваги.

Теоретичне осмислення експериментальних даних та створення стрункої системи знань ґрунтується на методах теоретичної фізики.

Термодинамічний метод, що є одним із них, дозволяє кількісно пов'язувати різні властивості речовини («макроскопічні» властивості) і розраховувати одні з цих властивостей на підставі дослідних величин інших властивостей.

РОЗДІЛ I.
ПЕРШИЙ ЗАКОН ТЕРМОДИНАМІКИ

§ 1. Енергія. Закон збереження та перетворення енергії

Невід'ємною властивістю (атрибутом) матерії є рух; воно незнищенне, як і сама матерія. Рух матерії проявляється у різних формах, які можуть переходити одна в одну. Мірою руху матерії є Енергія.Кількісно енергія виражається певним чином через параметри, характерні кожної конкретної форми руху, й у специфічних цієї форми одиницях.

В системі одиниць СІ одиницею енергії (теплоти та роботи) є джоуль ( Дж),рівний роботі сили в 1 Нна шляху до 1 м. 1 Дж = 1 Н · м.

Широко поширена одиниця енергії (теплоти) калорія в даний час є позасистемною одиницею, що допускається для застосування. Калорія, що використовується в даний час, за визначенням прирівнюється певному числу джоулів: 1 калдорівнює 4,1868 джоулів. Ця одиниця використовується у теплотехніці і може бути названа теплотехнічною калорією.У хімічній термодинаміці використовується дещо відмінна одиниця, прирівняна до 4,1840 джоуля та звана термохімічна калорія.Доцільність її застосування пов'язана із зручністю використання зібраного у довідкових виданнях великого експериментального термохімічного матеріалу, вираженого у цих одиницях.

При перетворенні однієї форми руху на іншу енергії зниклого і з'явився руху, виражені в різних одиницях, еквівалентні між собою, тобто енергія зниклого руху знаходиться в постійному кількісному відношенні до енергії руху, що виник (закон еквівалентних перетворень енергії).Це відношення не залежить від величин енергій двох форм рухів та від конкретних умов, за яких відбувся перехід однієї форми руху до іншої. Так, при перетворенні енергії електричного струму в енергію хаотичного молекулярного руху завжди один джоуль електричної енергії перетворюється на 0,239 каленергії молекулярного руху

Таким чином, енергія як міра руху матерії завжди проявляється в якісно своєрідному вигляді, що відповідає даній формі руху, і виражається у відповідних одиницях виміру. З іншого боку, вона кількісно відбиває єдність всіх форм руху, їх взаємну перетворюваність і незнищеність руху.

Викладений вище закон еквівалентних перетворень енергії є досвідом фізичним законом. Закон еквівалентних перетворень енергіїможе бути висловлений інакше, а саме у вигляді закону збереження та перетворення енергії:енергія не створюється та не руйнується; при всіх процесах і явищах сумарна енергія всіх частин ізольованої матеріальної системи, що у цьому процесі, не збільшується і зменшується, залишаючись постійної.

Закон збереження і перетворення енергії є універсальним у тому сенсі, що він застосовний до явищ, що протікають у скільки завгодно великих тілах, що представляють сукупність величезної кількості молекул, і явищ, що відбуваються за участю однієї або небагатьох молекул.

Для різних форм механічного руху закон збереження енергії вже давно висловлювався у якісній формі (Декарт – 1640) та кількісній формі (Лейбніц – 1697).

Для взаємних перетворень теплоти і роботи (див. нижче) закон збереження енергії був доведений як природничо закон дослідженнями Ю. Р. Майєра, Г. Гельмгольца і Д. П. Джоуля, проведеними в сорокових роках XIX століття.

Користуючись законом еквівалентних перетворень, можна енергії різних форм руху виражати в одиницях, характерних для одного виду енергії (однієї форми руху), і потім проводити операції додавання, віднімання і т.д.

§ 2. Предмет, метод та межі термодинаміки

Термодинаміка одна із основних розділів теоретичної фізики. Термодинаміка вивчає закони взаємних перетворень різних видів енергії, пов'язаних із переходами енергії між тілами у формі теплоти та роботи.Зосереджуючи свою увагу на теплоті і роботі, як формах переходу енергії при різних процесах, термодинаміка залучає до кола свого розгляду численні енергетичні зв'язки та залежності між різними властивостями речовини і дає дуже широко застосовні узагальнення, що носять назву законів термодинаміки

При встановленні основних термодинамічних закономірностей зазвичай не деталізуються енергетичні перетворення (часто складні), що відбуваються всередині тіла. Не диференціюються також види енергії, властиві тілу у цьому стані; сукупність усіх цих видів енергії сприймається як єдина внутрішня енергія системи .

Предмет термодинаміки, окреслений вище, визначає метод та межі цієї науки. Відмінність між теплотою і роботою, прийняте термодинамікою як вихідне положення, і протиставлення теплоти роботі має сенс тільки для тіл, що складаються з безлічі молекул, так як для однієї молекули або для сукупності невеликого числа молекул поняття теплоти та роботи втрачають сенс. Тому термодинаміка розглядає лише тіла, які з великої кількості молекул, звані макроскопічні системи,причому термодинаміка в її класичному вигляді не бере до уваги поведінку та властивості окремих молекул.

Термодинамічний метод характеризується також тим, що об'єктом дослідження є тіло або група тіл, що виділяються з матеріального світу термодинамічну систему (надалі звану просто системою).

Система має певні межі, що відокремлюють її від зовнішнього світу (довкілля).

Система є гомогенної , якщо кожен її параметр має у всіх частинах системи одне й те саме значення або постійно змінюється від точки до точки.

Система є гетерогенної , якщо вона складається з декількох макроскопічних (що складаються у свою чергу з множини молекул) частин, відокремлених одна від одної видимими поверхнями розділу. На цих поверхнях деякі параметри змінюються стрибкоподібно. Така, наприклад, система «тверда сіль – насичений водний розчин солі – насичена водяна пара». Тут на межах сіль - розчин і розчин - пара стрибкоподібно змінюються склад і щільність.

Гомогенні частини системи, відокремлені від інших частин видимими поверхнями розділу, називаються фазами . При цьому сукупність окремих гомогенних частин системи, що мають однакові фізичні і термодинамічні властивості, вважається однією фазою (наприклад, сукупність кристалів однієї речовини або сукупність крапель рідини, зважених в газі і туман). Кожна фаза системи характеризується власним рівнянням стану.

Система, яка не може обмінюватися з навколишнім середовищем речовиною та енергією (у формі теплоти чи роботи), називається ізольовані .

Система, яка може обмінюватися з навколишнім середовищем речовиною та енергією (у формі теплоти чи роботи), називається відкритий.

Система, яка може обмінюватися з довкіллям речовиною, але може обмінюватися енергією (у вигляді теплоти чи роботи), називається закритою .

Термодинаміка вивчає взаємну зв'язок таких вимірних властивостей матеріальної системи загалом та її макроскопічних частин (фаз), як температура, тиск, маса, щільність і хімічний склад фаз, які входять у систему, та інших властивості, і навіть зв'язок між змінами цих властивостей.

Сукупність властивостей, що вивчаються термодинамікою (так званих термодинамічних параметрів системи) визначає термодинамічний стан системиЗміна будь-яких термодинамічних властивостей (хоч би лише одного) призводить до зміни термодинамічного стану системи.

Усі процеси, які у природі, можна розділити на мимовільні (природні) і мимовільні.

Мимовільні процеси– це такі процеси, які вимагають витрат енергії ззовні. Наприклад, перехід теплоти від тіла з вищою температурою до тіла з нижчою температурою, розчинення солі у воді тощо протікають самі собою.

Мимовільні процесивимагають для свого протікання витрат енергії ззовні, наприклад, поділ повітря на азот та кисень.

У термодинаміці розглядаються переважно такі стану системи, у яких її параметри (температура, тиск, електростатичний потенціал та інших.) не змінюються мимовільно у часі мають однакове значення переважають у всіх точках обсягу окремих фаз. Такі стани називаються рівноважними.

Одним із основних постулатів термодинаміки є твердження, що протікання будь-якого мимовільного процесу в кінцевому рахунку призводить ізольовану систему в рівноважний стан, коли її властивості більше не змінюватимуться, тобто в системі встановиться рівновага.

Стани, що характеризуються нерівномірним і розподілом температури, тиску і складу всередині фаз, що змінюється в часі, є нерівноважними. Вони розглядаються термодинамікою нерівноважних (незворотних) процесів, у якій крім основних термодинамічних законів використовуються додаткові припущення.

Термодинаміка, побудована виходячи з основних законів термодинаміки, що розглядаються як узагальнення досвіду, називається часто класичноюабо феноменологічної термодинаміки.Термодинаміка дає теоретичні основи для вчення про теплові машини; цей її розділ називається технічною термодинамікою.Вивченням хімічних процесів з термодинамічної точки зору хімічна термодинаміка,є одним із основних розділів фізичної хімії.

§ 3. Теплота та робота

Зміни форм руху під час переходу його від тіла до іншого і відповідні перетворення енергії дуже різноманітні. Форми самого переходу руху і пов'язаних з ним переходів енергії можуть бути розбиті на дві групи.

У першу групу входить лише одна форма переходу руху шляхом хаотичних зіткнень молекул двох дотичних тіл, тобто. шляхом теплопровідності (і водночас шляхом випромінювання). Мірою передається таким способом руху є теплота .

До другої групи включаються різні форми переходу руху, загальною рисою яких є переміщення макроскопічних мас під дією будь-яких зовнішніх сил, що мають спрямований характер. Такими є підняття тіл у полі тяжіння, перехід деякої кількості електрики від більшого електростатичного потенціалу до меншого, розширення газу, що знаходиться під тиском і т.д. Загальною мірою руху, що передається такими способами, є робота .

Теплота та робота характеризують якісно та кількісно дві різні форми передачі руху від однієї частини матеріального світу до іншої.

Передача руху є своєрідним складним рухом матерії, дві основні форми якого ми розрізняємо. Теплота і робота є заходами цих двох складних форм руху матерії, їх слід розглядати як види енергії.

Загальною властивістю теплоти та роботи є те, що вони мають значення лише протягом відрізків часу, у які протікають ці процеси. У ході таких процесів в одних тілах зменшується рух у тих чи інших формах і зменшується відповідна енергія, одночасно в інших тілах збільшується рух у тих самих або інших формах і зростають відповідні види енергії.

Ми не говоримо про запас теплоти чи роботи в якомусь тілі, а лише про теплоту та роботу відомого процесу. Після закінчення про наявність у тілах теплоти чи роботи говорити годі й говорити.

§ 4. Еквівалентність теплоти та роботи

Постійне еквівалентне відношення між теплотою та роботою при їх взаємних переходах встановлено у класичних дослідах Д.П.Джоуля (1842-1867). Типовий експеримент Джоуля ось у чому.

Прилад Джоуля визначення механічного еквівалента теплоти.

Падаючі з відомої висоти вантажі обертають мішалку, занурену у воду, що знаходиться в калориметрі (вантаж і калориметр з водою становлять термодинамічну систему). відповідне підвищення температури кількісно фіксується.

Після того, як зазначений процес закінчено, система має бути приведена у вихідний стан. Це можна зробити шляхом уявного досвіду. Вантажі піднімаються на вихідну висоту, причому витрачається робота ззовні, яка збільшує енергію системи. Крім того, від калориметра віднімається (передається в навколишнє середовище) теплота шляхом охолодження до початкової температури. Ці операції повертають систему до вихідного стану, т. е. все вимірні властивості системи набувають самі значення, що вони мали у вихідному стані. Процес, протягом якого властивості системи змінювалися, і наприкінці якого вона повернулася до вихідного стану, називається круговим (циклічним) процесом або циклом .

Єдиним результатом описаного циклу є відібрання роботи від середовища, що оточує систему, і перехід у цю середу теплоти, взятої у калориметра.

Порівняння цих двох величин, виміряних у відповідних одиницях, показує постійне відношення між ними, що не залежить від величини вантажу, розмірів калориметра та конкретних кількостей теплоти та роботи у різних дослідах.

Теплоту та роботу в циклічному процесі доцільно записати як суму (інтеграл) нескінченно малих (елементарних) теплот  Qта нескінченно малих (елементарних) робіт W, причому початковий та кінцевий межі інтегрування збігаються (цикл).

Тоді еквівалентність теплоти та роботи в циклічному процесі можна записати так:

(I, 1)

У рівнянні (I, 1) знак позначає інтегрування циклу. Постійність коефіцієнта k відображає еквівалентність теплоти та роботи ( k- Механічний еквівалент теплоти). Рівняння (I, 1) виражає закон збереження енергії для часткового, дуже важливого випадку перетворення роботи на теплоту.

У дослідженнях Джоуля, Роуланда (1880), Мікулеску (1892) та ін. використовувалися методи тертя в металах, удару, прямого перетворення роботи електричного струму на теплоту, розтягування твердих тіл та ін. Коефіцієнт k завжди постійний у межах помилки досвіду.

У подальшому викладі завжди передбачається, що робота та теплота за допомогою коефіцієнта kвиражені в одних одиницях (байдуже яких) та коефіцієнт kопускається.

§ 5. Внутрішня енергія

Для некругового процесу рівність (I, 1) не дотримується, оскільки система не повертається у вихідний стан. Замість цієї рівності для некругового процесу можна записати (опускаючи коефіцієнт k):

≠

Оскільки межі інтегрування у випадку довільні, то й елементарних величин W і Q:

Q   W,

отже:

Q – W  0

Позначимо різницю Q – Wдля будь-якого елементарного термодинамічного процесу через dU:

dU   Q – W (I, 2)

або для кінцевого процесу:


–
(I, 2а)

Повертаючись до кругового процесу, отримуємо (з рівняння I, 1):

=
–
= 0 (I, 3)

Таким чином, величина dU є повним диференціалом певної функції стану системи. При поверненні системи до вихідного стану (після циклічної зміни) величина цієї функції набуває первісного значення.

Функція стану системиU , визначається рівностями (I, 2) або (I, 2а), називаєтьсявнутрішньою енергією системи .

Очевидно, вираз (I, 2а) може бути записаний таким чином:

= U 2 – U 1 = ∆ U = – (I, 2б)

U 2 – U 1 = ∆U = Q - W

Дане міркування обгрунтовує досвідченим шляхом наявність певної функції стану системи, що має сенс сумарної міри всіх рухів, якими система має.

Інакше висловлюючись, внутрішня енергія включає поступальну і обертальну енергію молекул, коливальну енергію атомів і груп атомів у молекулі, енергію руху електронів, внутрішньоядерну та інші види енергії, т. е. сукупність всіх видів енергії частинок у системі крім потенційної і кінетичної енергії самої системи .

Припустимо, що циклічний процес вдалося провести так, що після того, як система повернулася до вихідного стану, внутрішня енергія системи не набула початкового значення, а збільшилася. І тут повторення кругових процесів викликало б накопичення енергії у системі. Створилася б можливість перетворення цієї енергії на роботу та отримання таким шляхом роботи не за рахунок теплоти, а «з нічого», тому що в круговому процесі робота та теплота еквівалентні один одному, що показано прямими дослідами.

Неможливість здійснення зазначеного циклу побудови вічного двигуна (перпетуум мобіле) першого роду,дає роботу без витрати еквівалентної кількості іншого виду енергії, доведена негативним результатом тисячолітнього досвіду людства. Цей результат приводить до того ж висновку, який у приватній, але суворішій формі ми отримали, аналізуючи досліди Джоуля.

Сформулюємо знову отриманий результат. Повний запас енергії системи (її внутрішня енергія) в результаті циклічного процесу повертається до вихідного значення, тобто внутрішня енергія системи, що знаходиться в даному станімає одне певне значення і не залежить від того, яким змінам система піддавалася перед тим, як дійти даного стану.

Іншими словами, внутрішня енергія системи є однозначна, безперервна та кінцева функція стану системи.

Зміна внутрішньої енергії системи визначається виразом (I, 2б); для кругового процесу справедливий вираз (I, 3). При нескінченно малій зміні деяких властивостей (параметрів) системи внутрішня енергія системи змінюється також нескінченно мало. Це властивість безперервної функції.

У межах термодинаміки немає необхідності використовувати загальне визначенняконцепція внутрішньої енергії. Формальне кількісне визначення через вирази (I, 2) або (I, 2а) достатньо для всіх подальших термодинамічних міркувань та висновків.

Оскільки внутрішня енергія системи є функція її стану, то, як було зазначено, приріст внутрішньої енергії при нескінченно малих змін параметрів станів системи є повний диференціал функції стану. Розбиваючи інтеграл у рівнянні (I, 3) на два інтеграли дільницями шляху від стану 1 до стану 2 (шлях «а») (див. рис. I) і назад – від стану 2

Поглиблений курс фізичної хімії 6 іспит До освоєння дисципліни «Поглиблений курс фізичної хімії» повинні бути... по фізичної хімії. / За редакцією В.В. Буданова, Н.К. Воробйова. - Л.: Хімія, 1986. - 352 с. Практичні роботипо фізичної хімії ...

  • Робоча програма з дисципліни: «Органічна та фізична хімія» для спеціальності 060601 Медична біохімія, код кваліфікації випускника (65 спеціаліст)

    Робоча програма

    На кафедрі У бібліотеці 1 Органічна та фізична хімія(органічна хімія, Частина I). В.А.Старцева, Л.Є.Нікітіна, Н.П. ... На кафедрі У бібліотеці 1 Органічна та фізична хімія(органічна хімія, Частина I). В.А.Старцева, Л.Є.Нікітіна, Н.П. ...

  • Контрольна робота №2 з фізичної хімії

    Документ

    Контрольна робота № 2 з фізичної хіміїВаріант 2 Чому дорівнює температурний... . Контрольна робота № 2 з фізичної хіміїВаріант 3 Перерахуйте фізико-хімічні величини... Контрольна робота № 2 з фізичної хіміїВаріант 12. Електроди визначення. ...

  • Методичний посібник для лабораторної роботи №4 з курсу фізичної хімії для студентів денної форми навчання хіміко-технологічного факультету та факультету будівельного матеріалознавства

    Методичний посібник

    ВЕЛИЧИНИ КОНСТАНТИ РІВНОВАГИ У практикумах по фізичної хіміїчасто зустрічається лабораторна робота щодо... с. 3. Петров Н.А., Черепанов В.А. Єрмішина Ю.А. Практикум з фізичної хімії. Методичний посібник. Єкатеринбург: вид-во...

  • Програма вступного іспиту зі спеціальності 02.00.04 "фізична хімія"

    Програма

    Рівноваги // М.: Металургія.-1988.-560с. Курс фізичної хімії/ Я І. Герасимов, В.П. Древінг, Є.І. Єрмін та інших.: під... .- 1980.- 180с. Горшков Б.І., ковалів І.А. / Основи фізичної хімії. 2-ге вид. // М.: Вид-во Московського університету...

    • Надіслати свою гарну роботу до бази знань просто. Використовуйте форму нижче

    Студенти, аспіранти, молоді вчені, які використовують базу знань у своєму навчанні та роботі, будуть вам дуже вдячні.

    Розміщено на http://www.allbest.ru/

    Бюджетна установа середньої професійної освіти

    Ханти-Мансійського автономного округу-Югри

    "Радянський професійний коледж"

    Опорний конспект лекцій

    по навчальної дисципліни: "ЄН.03 Хімія"

    за фахом: "260502 Технологія продукції громадського харчування"

    "Фізична та колоїдна хімія"

    Анотація

    Упорядник:Іванова Л.В.

    Рецензенти:

    Полянська Т.В., викладач природничих дисциплін ФГОУ СПО "ОКТЕС";

    Чудновська В.Г., викладач, голова ПУК хімічних дисциплін.

    Опорний конспект лекцій складено відповідно до вимог Федерального державного освітнього стандарту (ФГОС) середньої професійної освіти до мінімуму змісту з дисципліни "ЕН.03 Хімія" з підготовки фахівців середньої ланки: "260807 Технологія продукції громадського харчування".

    Робота з опорним конспектом лекцій сприяє переходу від звичайного описового сприйняття фізико-хімічних даних до кількісних уявлень, тобто. призводить до глибокого і правильного їх розуміння і, як наслідок, до передбачуваності процесів, що протікають в колоїдних та інших системах. Це допомагає професійно розробляти, використовуючи наукові основи фізичної та колоїдної хімії, підходи до технології отримання, зберігання та переробки продуктів харчування.

    Посібник призначений для організації аудиторної та позааудиторної роботи студентів з дисципліни "ЕН.03 Хімія" (розділ 1 "Фізична хімія", розділ 3 "Колоїдна хімія").

    Вступ

    Розділ 1. Фізична хімія

    1.1 Основні поняття та закони термодинаміки. Термохімія

    1.1.1 Основні поняття термодинаміки

    1.1.2 Перший закон термодинаміки

    1.1.3 Термохімія

    1.1.4 Другий закон термодинаміки

    1.2 Агрегатні стани речовин, їх характеристика

    1.2.1 Характеристика газоподібного стану речовини

    1.2.2 Характеристика рідкого стану речовини

    1.2.3 Характеристика твердого стану речовини

    1.3 Хімічна кінетика та каталіз. Хімічна рівновага

    1.3.1 Швидкість хімічної реакції

    1.3.2 Каталіз та каталізатори

    1.3.3 Хімічна рівновага

    1.4 Властивості розчинів

    1.4.1 Загальна характеристикарозчинів

    1.4.2 Розчини газів у рідинах

    1.4.3 Взаємна розчинність рідин

    1.4.4 Розчини твердих речовин у рідинах

    1.4.5 Дифузія та осмос у розчинах

    1.4.6 Тиск насиченої пари над розчином

    1.4.7 Замерзання та кипіння розчинів

    1.4.8 Властивості розчинів електролітів

    1.5 Поверхневі явища. Адсорбція

    1.5.1 Адсорбція, її види

    1.5.2 Адсорбція на межі розділу "розчин-газ"

    1.5.3 Іонообмінна адсорбція

    Розділ 2. Колоїдна хімія

    2.1 Предмет колоїдної хімії. Дисперсні системи

    2.1.1 Загальна характеристика дисперсних систем

    2.1.2 Класифікація дисперсних систем

    2.2 Колоїдні розчини

    2.2.1 Методи одержання

    2.2.2 Будова колоїдної частки

    2.2.3 Властивості колоїдних розчинів

    2.3 Грубодисперсні системи

    2.3.2 Суспензії

    2.3.3 Емульсії

    2.3.4 Аерозолі

    2.4 Фізико-хімічні зміни органічних речовинхарчових продуктів

    2.4.1 Білки, їх хімічна будова та амінокислотний склад

    2.4.2 Вуглеводи – високомолекулярні полісахариди

    2.4.4 Студні

    бібліографічний список

    Вступ

    Фізична хімія- це наука, що вивчає зв'язок хімічних та фізичних властивостей речовин, хімічних та фізичних явищ та процесів.

    Тільки на основі законів фізичної хімії можуть бути зрозумілі, і здійснені такі поширені у різних галузях харчової промисловостіпроцеси, як випарювання, кристалізація, сушіння, сублімація, сепарація, дистиляція, екстрагування та розчинення. Без знань методів фізичної хімії неможливий технологічний контроль харчових виробництв: визначення вологості, кислотності, вмісту цукрів, білків, жирів, вітамінів тощо.

    Основоположником фізичної хімії М.В. Ломоносів. Він у 1752-1754 pp. першим із вчених прочитав студентам курс фізичної хімії. Читання курсу супроводжувалося демонстрацією дослідів та проведенням лабораторних робіт. Ломоносов перший запропонував термін "фізична хімія" і дав цій наукову дисциплінунаступне визначення: "Фізична хімія є наука, яка пояснює на основі положень та дослідів фізики те, що відбувається у змішаних тілах при хімічних операціях". Отже, М.В. Ломоносов розглядав фізичну хімію як науку, покликану надати фізичне пояснення сутності хімічних процесів.

    М.В. Ломоносовим був написаний перший у світі підручник із фізичної хімії. Відкриття великим вченим закону збереження матерії та енергії, вчення про існування абсолютного нуля, кінетична теорія газів, ряд робіт з дослідження розчинів стали основою фізичної хімії, що зароджується, сприяли оформленню її в самостійну науку. Період виділення в окрему науку тривав понад сто років. Курс фізичної хімії за цей час ніким із вчених не читався.

    Одним із розділів фізичної хімії, який перетворився на самостійну науку, є колоїдна хімія.

    Колоїдна хімія- це наука, що вивчає властивості гетерогенних високодисперсних систем та розчинів полімерів.

    Кулінарні процеси: коагуляція білків (при тепловій обробці м'яса, риби, яєць і т.п.); желе і т.п.), адсорбція (освітлення бульйонів) - відносяться до колоїдних процесів. Вони є основою всіх харчових виробництв.

    Закони фізичної та колоїдної хімії лежать в основі заходів щодо охорони навколишнього середовища. Як правило, стічні води, дим заводських труб - також колоїдні системи. Методи руйнування цих колоїдних систем ґрунтуються на законах фізколоїдної хімії.

    Розділ 1. Фізична хімія

    1. 1 Основніпоняття та закони термодинаміки. Термохімія

    1.1.1 Основні поняття термодинаміки

    Термодинаміка- наука, що вивчає загальні закони взаємного перетворення енергії з однієї форми на іншу.

    Хімічна термодинаміка кількісно визначає теплові ефекти різних процесів, з'ясовує важливу можливість мимовільного перебігу хімічних реакцій і умови, у яких хімічні реакції можуть у стані рівноваги.

    Об'єктом вивчення у термодинаміці є система- тіло чи група тіл, фактично чи подумки відокремлених від довкілля. Системою можна назвати кристал мінералу, розчин будь-якої речовини у будь-якій ємності, газ у балоні тощо.

    Систему називають термодинамічнійЯкщо між тілами, її складовими, може відбуватися обмін теплотою, речовиною і якщо система описується повністю термодинамічних параметрів.

    Види систем (залежно від характеру взаємодії з довкіллям)

    Відкрита

    Закрита

    Ізольована

    Обмінюється енергією та речовиною з навколишнім середовищем.

    Не може обмінюватися з навколишнім середовищем речовиною, але може обмінюватися з нею енергією та роботою.

    Не має обміну речовиною та енергією із зовнішнім середовищем. Усередині системи може відбуватися передача теплоти, взаємні перетворення енергії, вирівнювання концентрацій, але внутрішня енергія системи залишається постійною.

    Відкрита колба з розчином, з якої може випаровуватися розчинник, і яка може нагріватися та охолоджуватися.

    Щільно закрита колба з речовиною.

    Реакція у термостаті.

    Система може бути гомогенної- складається з однієї фази (повітря, кристал, солі) і гетерогенної- складається з кількох фаз (лід-вода, вода-бензол).

    Фаза-Частина гетерогенної системи, відокремлена поверхнями розділу і характеризується однаковими фізичними властивостями у всіх своїх точках.

    Довкілля- це все, що знаходиться у прямому чи непрямому контакті із системою. Вважають, що довкілля має такий великий розмір, що віддача чи придбання нею теплоти не змінює її температуру.

    Стан термодинамічної системи визначається масою, об'ємом, тиском, складом, теплоємністю та ін. характеристикам, які називаються параметрами зістояня.

    Якщо параметри стану системи з часом не змінюються, такий стан вважається рівноважним. У рівноважній термодинамічній системі параметри стану пов'язані між собою певними математичними рівняннями – рівняннями стану (наприклад, рівняння Клайперона-Менделєєва для стану ідеального газу).

    Параметри, що піддаються безпосередньому виміру, називають основними параметрами стану. Параметри стану, які не піддаються безпосередньому виміру (внутрішня енергія, ентальпія, ентропія, термодинамічні потенціали), розглядають як функції основних парамітрів стану.

    Термодинамічноепроцесы-зміни параметрів стану системи:

    · Ізотермічний (Т = const);

    · Ізобарний (Р = const);

    · Ізохорний (V = const).

    Всі тіла в природі незалежно від агрегатного стану мають певний запас внутрішньої енергії.

    Енергія складається з кінетичної енергії молекул, що включає енергію поступального та обертального руху, енергії руху атомів у молекули, електронів в атомах, внутрішньоядерної енергії, енергії взаємодії частинок один з одним тощо. Кінетична та потенційна енергія самого тіла у внутрішню енергію не входить. Внутрішня енергія є функцією стану. Абсолютне значення внутрішньої енергії визначити не можна, можна лише виміряти зміну внутрішньої енергії (U). Зміна внутрішньої енергії залежить від шляху переходу, залежить тільки від початкового і кінцевого стану системи.

    Теплота (Q)(Або тепловий ефект процесу) - це кількісна характеристика енергії, яку система в ході даного процесу отримує (віддає) від навколишнього середовища. Теплота є формою передачі енергії, яка реалізується шляхом зміни кінетичної енергії теплового (хаотичного) руху частинок (атомів, молекул). Якщо процес супроводжується переходом енергії від довкілля до системи, він називається ендотермічним, в іншому випадку - екзотермічним.Будь-яка екзотермічна реакція у прямому напрямку стає ендотермічною, якщо вона йде у зворотному напрямку, і навпаки.

    Робота (А), здійснювана системою, обумовлена ​​взаємодією системи із зовнішнім середовищем, у результаті долаються зовнішні сили, тобто. робота є однією з форм обміну енергією з навколишнім середовищем і є кількісною характеристикою переданої енергії, причому передача енергії реалізується шляхом упорядкованого (організованого) руху молекул під дією певної сили.

    1.1. 2 Перший закон термодинаміки

    Це загальний закон природи, закон збереження та перетворення енергії, що відповідає основному становищу діалектичного матеріалізму про вічність та незнищенність руху. Вперше цей закон у 1842 р. сформулював видатний німецький фізик Ю. Мейєр.

    Енергія не зникає і не виникає з нічого, а тільки перетворюється з одного виду на інший у строго еквівалентних співвідношеннях.

    Залежно від виду системи, перший закон термодинаміки має різні формулювання.

    Для закритої системи цей закон термодинаміки встановлює зв'язок між теплотою, отриманою або виділеною системою в деякому процесі, зміною внутрішньої енергії системи та виконаною при цьому роботою.

    В ізольованій системі внутрішня енергія постійна, тобто. U=0.

    Якщо до закритої системи підвести теплоту Q, то ця енергіяодується на збільшення внутрішньої енергії системи U і на вчинення сізтемою роботи А проти позашних сил довкілля:

    В ізобарно-ізотермічних умовах, у яких функціонують живі організми:

    де: р - Зовнішній тиск,

    V – зміна обсягу системи.

    Підставимо (1.2) до (1.1).

    Qр = U+рV = (U кон - U поч) + (рV кон - рV поч) = (U кон + рV кон) - (U кон + рV поч) (1.3)

    Сума внутрішньої енергії системи та добутку обсягу на тиск (U+рV) називається ентальпією (Н) -термодинамічна функція, що характеризує енергетичний стан системи за ізобарно-ізотермічних умов. Таким чином:

    Ентальпія- це сума всіх видів енергії, зосередженої у цій системі, включаючи й механічну енергію частинок, що може проявитися як роботи під час розширення. Хімічні реакції та фізико-хімічні процеси можуть протікати з виділенням та поглинанням енергії. Їх ділять на екзотермічні та ендотермічні.

    Процеси, у яких теплота виділяється, називаються екзотермічнимі,процеси, що протікають з поглинанням теплоти, - ендотермічеськими.

    В екзотермічних процесах ентальпія зменшується (Н кін Н поч), отже:

    ДH = (H кін - H поч);

    В ендотермічних процесах ентальпія збільшується (Н кін Н поч), отже:

    ДH = (H кін - H поч) 0,

    Ентальпія системи залежить від тиску, температури, кількості речовини.

    В ізобарно-ізотермічних умовах кількість теплоти, що виділяється або поглинається в ході хімічної реакції, характеризується зміною ентальпії та називається ентальпією реакції Н. Зміна ентальпії реакції, визначена при стандартних умов, називається стандартною ентальпією реакції та позначається Н 0.

    Ентальпія реакції, тобто. тепловий ефект реакції, залежить тільки від природи та стану вихідних речовин і кінцевих продуктів іісит від шляху, дооторому протікає реакція.

    Стандартні умови:

    · Кількість речовини 1 моль;

    · Тиск 760 мм. рт. ст. або 101,325 кПа;

    · Температура 298 0 До або 25 0 С.

    1.1. 3 Термохімія

    Хімічне рівняння, в якому зазначено значення ентальпії (або тепловий ефект) реакції, називається термохімічним.

    Термохімічні рівняння користуються в термохімії. Термохімія визначає теплові ефекти хімічної реакції та переходів з одного стану до іншого. Термохімічне рівняння відрізняється від хімічного тим, що у термохімічних рівняннях вказують абсолютну величину та знак теплового ефекту реакції, який відносять до одного молю вихідної або отриманої речовини, тому стехіометричні коефіцієнти термохімічних рівняннях можуть бути дробовими. У термохімічних рівняннях відзначають також агрегатний стан та кристалічну форму.

    Ентальпію реакції можна визначити як експериментально, так і методом розрахунку з використанням ентальпій утворення речовин, що беруть участь у хімічній реакції на основі закону Гесса(1840 р.):

    У термохімічних розрахунках велике значеннямають наслідки із закону Гесса:

    1 слідство.Ентальпія реакції дорівнює різниці алгебраїчної суми ентальпій утворення продуктів та вихідних речовин з урахуванням стехіометричних коефіцієнтів у рівнянні реакції.

    2 слідство.Ентальпія прямої реалізації чисельно дорівнює ентальпії зворотної реакції, але з протилежним знаком.

    1.1. 4 Другий закон термодинаміки

    Це має наступні формулювання:

    Перенесення теплоти від холодного тіла до гарячого пов'язані з компенсацією, тобто. з необхідністю додаткової витрати роботи, яка переходить в кінцевому рахунку в теплоту, що поглинається гарячим тілом (так, у домашньому холодильнику відбувається перенесення теплоти від предметів до деталей приладу, а потім до повітря. Це перенесення вимагає витрати електроенергії). Процеси, реалізація яких пов'язані з компенсацією, називають необоротнийімими.

    Неможливий мимовільний (природний, спонтанний) перехід енергії (у формі теплоти) від менш нагрітого тіла до більш нагр.етому.

    Тепло океану, наприклад, може бути в принципі перетворено на роботу (згідно з першим законом термодинаміки), проте тільки за наявності відповідного холодильника (згідно з другим законом термодинаміки).

    Неможливо створити вічний двигун 2-го роду.

    Стосовно хімічних реакцій (при Р, Т=const) це положення виражається наступним математичним рівнянням:

    H = G + TS або G = H - TS, (1.5)

    де Н - тепловий ефект реакції, що спостерігається при її незворотній течії;

    G - зміна вільної енергії Гіббса(вільної енергії при постійному тиску) або зміна ізобарно-ізотермічного потенціалу, тобто це та максимальна частина енергії системи, яка в цих умовах може перетворитися на корисну роботу. При G0 реакція протікає мимовільно.

    Навіть при оборотному перебігу реакції на роботу може перейти лише частина теплоти процесу. Інша частина, не перетворена на работу, передається при цьому від більш нагрітих до холодніших частин системи.

    Введена в рівняння (1.5) функція S отримала назву ентропії.

    Ентропія є функцією кожного конкретного, стаціонарного стану та не залежить від шляху до досягнення нового стану (наприклад, від того, які проміжні стадії проходить система при переході зі стану 1 до стану 2).

    Твір TS - тепло, що переноситься (Q), яке не може бути перетворено в роботу навіть при оборотному ході реакції (величина "пов'язаної енергії"). Цей твір показує кількість внутрішньої енергії, що втрачається у формі теплоти:

    TS = Q, або S = Q/T, (1.6)

    Зміна ентропії системи при реакції, що дорівнює повідомлену систему тепла, поділеного на абсолютну температуру, при якій система цю теплоту отримує (віддає).

    Крім термодинамічного потенціалу - вільної енергій Гіббса G, в термодинаміці як допоміжна функція для опису процесів велике значення має також і інший введений термодинамічний потенціал - вільна енергія Гельмгольця F(вільна енергія при постійному обсязі), або ізохорно-ізотермічний потенціал:

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

    Мимовільні процеси можуть виконувати роботу. Рівновага настає тоді, коли ця можливість вичерпується. Оскільки мимовільним процесам відповідають негативні зміни F і G, знак зміни функції G (при Р, Т=const) або функції F (при V, T=const) і буде показувати можливість або неможливість мимовільного перебігу реакції. Якщо зміни цих функцій стану системи 1 і 2 рівні нулю, то система перебуває у рівновазі.

    Ентропія відрізняється від інших параметрів стану системи (P, T, V) тим, що її чисельне значення та значення її зміни не піддаються безпосередньому виміру та можуть бути отримані лише непрямим, розрахунковим шляхом. Для розрахунку S ентропії реакції аА+bB=cC=dD треба від суми ентропій речовин правої частини рівняння відняти суму ентропій речовин лівої частини рівняння (з урахуванням стехіометричних коефіцієнтів). Так, для стандартних умов:

    S0298K = S0298K (продуктів) - S0298K (реагентів), (1.8)

    Мимоволі в ізольованій системі можуть протікати ті процеси, пов'язані зі збільшенням ентропії, тобто. система з менш імовірного стану перетворюється на більш імовірний і досягає такого макроскопічного стану, якому відповідає невелика кількість мікроскопічних станів. Іншими словами, процеси бувають мимовільними, коли кінцевий стан може бути реалізований більшим числоммікростанів та ентропія є мірою прагнення системи до рівноваги. Такі процеси мають супроводжуватись збільшенням ентропії.

    Запитання для самоконтролю:

    1. Які важливі питання вирішує хімічна термодинаміка?

    2. Що називають системою, термодинамічною системою?

    3. Що називається параметрами стану? Які параметри стану бувають?

    4. Що називають термодинамічний процес?

    5. Як формулюється перший початок термодинаміки?

    6. У якому співвідношенні є ентальпія внутрішня енергія системи?

    7. Що таке стандартна ентальпія освіти?

    8. Чим відрізняються хімічні рівняннявід термохімічних?

    9. Що визначає друге початок термодинаміки?

    10. Що потрібно знати, щоб визначити принципову можливість тієї чи іншої реакції у цих умовах?

    11. Які термодинамічні чинники визначає напрямок хімічних реакцій?

    12. Як змінюються ізобарно-ізотермічний і ізохорно-ізотермічний потенціали в мимовільному процесі?

    1. 2 Агрегатні стани речовин, їх характеристика

    Залежно від зовнішніх умов(температури та тиску) кожна речовина може перебувати в одному з трьох агрегатних станів: твердому, жидкомуабо газоподібному.Ці стани називаються агрегатними станами.Для деяких речовин характерно лише два або навіть один агрегатний стан. Наприклад, нафталін, йод при нагріванні у звичайних умовах із твердого стану переходять у газоподібний, минаючи рідке. Такі речовини, як білки, крохмаль, каучуки, що мають величезні макромолекули, не можуть існувати в газоподібному стані.

    Гази не мають постійної форми та постійного обсягу. Рідина має постійний об'єм, але не має постійної форми. Тверді характеризуються сталістю форми та обсягу.

    1.2. 1 Характеристика газоподібного стану речовини

    Для газів характери такі властивості:

    рівномірне заповнення всього наданого обсягу;

    Мала щільність у порівнянні з рідкими та твердими речовинамита велика швидкість дифузії;

    Порівняно легка стисливість.

    Ці властивості визначаються силами міжмолекулярного тяжіння та відстанню між молекулами.

    У газі молекули знаходяться на дуже великій відстані одна від одної, сили тяжіння між ними мізерно малі. При низьких тисках відстані між молекулами газу настільки великі, що порівняно з ними розміром молекул, а отже, об'ємом молекул у загальному обсязі газу можна знехтувати. При великих відстанях між молекулами немає сили тяжіння з-поміж них. Газ у такому стані називається ідеальним.При нормальних умовах Т = 273 0 К (0 0 С) і p = 101,325 кПа реальні гази незалежно від природи можна вважати ідеальними і застосовувати до них рівняння зістояня ідеального газа (рівняння Клайперона-Менделєєва):

    де Р- тиск газу,

    V - обсяг газу,

    Кількість речовини,

    R - універсальна постійна газова (в одиницях СІ R =8,314 Дж/мольК),

    Т – абсолютна температура.

    Реальні гази при високих тисках і низьких температурах не підпорядковуються рівнянню стану ідеального газу, оскільки у умовах починають виявлятися сили взаємодії між молекулами і не можна нехтувати власним обсягом молекул проти обсягом тіла. Для математичного опису поведінки реальних газів використовують рівняння Ван-дер-Ваальса:

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

    де а і b - постійні,

    a/V 2 - поправка на взаємне тяжіння,

    b - виправлення на власний обсяг молекул,

    n-число молей газу.

    Зі збільшенням тиску та зниженням температури відстані між молекулами зменшуються, а сили взаємодії збільшуються так, що речовина з газоподібного стану може перейти в рідкий. Для кожного газу існує гранична критична температура, вище якої газ не може бути перетворений на рідину ні при якому тиску. Тиск, необхідний для зрідження газу за критичної температури, називається критичним тискома обсяг одного моля газу за цих умов критичним об'ємомемом.

    Рис. 1. Ізотерми реального газу

    Стан газу при критичних параметрах називають критичним зостоянням.У критичному стані зникає різницю між рідиною і газом, вони мають однакові фізичні властивості.

    Перехід газу рідина можна показати графічно. На малюнку 1 наведено графічну залежність між обсягом і тиском при постійних температурах. Такі криві називаються зотермами.В ізотерм можна виділити три ділянки: АВ, НД, CD при низьких температурах. АВ – відповідає газоподібному стану, ВС – відповідає переходу газу в рідину, CD – характеризує рідкий стан. З підвищенням температури ділянка ВС зменшується і перетворюється на точку перегину К, звану критичною точкою.

    Зріджені гази знаходять велике промислове застосування. Рідкий СО 2 використовується для газування фруктових та мінеральних вод, приготування шипучих вин. Рідкий SO 2 використовують як дезінфікуючий засіб для знищення цвілевих грибків у підвалах, льохах, винних бочках, бродильних чанах. Рідкий азот широко застосовують у медицині та біології для отримання низьких температур при консервуванні, заморожуванні крові та біологічних тканин. Рідкі гази зручніше транспортувати.

    1.2. 2 Характеристика рідкого стану речовини

    На відміну від газів між молекулами рідини, діють досить великі сили взаємного тяжіння, що визначає своєрідний характер молекулярного руху. Тепловий рух молекули рідини включає коливальний та поступальний рух. Кожна молекула протягом певного часу коливається біля певної точки рівноваги, потім переміщається і знову займає нове рівноважне становище. Це визначає її плинність. Сили міжмолекулярного тяжіння не дають молекулам за її русі далеко відходити друг від друга. Сумарний ефект тяжіння молекул можна уявити, як внутрішній тиск рідин, що досягає дуже великих значень. Цим і пояснюються сталість об'єму та практична стисливість рідин, хоча вони легко набувають будь-якої форми.

    Властивості рідин залежать також від обсягу молекул, форми та їх полярності. Якщо молекули рідини полярні, відбувається об'єднання (асоціація) двох і більше молекул у складний комплекс. Такі рідини називають асоціірованнимирідинами. Асоційовані рідини (вода, ацетон, спирти) мають більш високі температури кипіння, мають меншу леткість, вищу діелектричну проникність. Наприклад, етиловий спирт і диметиловий ефір мають однакову молекулярну формулу (С2Н6О). Спирт є асоційованою рідиною і кипить за більш високої температури, ніж диметиловий ефір, який відноситься до неасоційованих рідин.

    Рідкий стан характеризують такі фізичні властивості, як плотність, в'язкість, поверхневий натяг.

    Поверхневий натяг.

    Стан молекул, що у поверхневому шарі, істотно відрізняється стану молекул у глибині рідини. Розглянемо простий випадок – рідина – пара (рис. 2).

    Рис. 2. Дія міжмолекулярних сил на поверхні розділу та всередині рідини

    На рис. 2 молекула (а) знаходиться всередині рідини, молекула (б) – у поверхневому шарі. Сфери навколо них - відстані, куди поширюються сили міжмолекулярного тяжіння навколишніх молекул.

    На молекулу (а) рівномірно діють міжмолекулярні сили з боку навколишніх молекул, тому сили міжмолекулярної взаємодії компенсуються, що рівнодіє цих сил дорівнює нулю (f=0).

    Щільність пари значно менша за щільність рідини, оскільки молекули віддалені одна від одної на великі відстані. Тому молекули, що у поверхневому шарі, майже відчувають сили тяжіння з боку цих молекул. Рівнодія всіх цих сил буде спрямована всередину рідини перпендикулярно її поверхні. Таким чином, поверхневі молекули рідини завжди знаходяться під дією сили, що прагне втягнути їх усередину і тим самим скоротити поверхню рідини.

    Щоб збільшити поверхню розділу рідини, потрібно витратити роботу А (Дж). Робота, необхідна збільшення поверхні розділу S на 1 м 2 , є мірою поверхневої енергії або поверхневим натягом.

    Таким чином, поверхневий натяг д (Дж/м 2 = Нм/м 2 = Н/м) – результат некомпенсованості міжмолекулярних сил у поверхневому шарі:

    д = F/S (F - поверхнева енергія) (2.3)

    Існує велика кількість методів визначення поверхневого натягу. Найбільш поширені сталагмометричний метод (метод рахунку крапель) та метод найбільшого тиску газових бульбашок.

    За допомогою методів рентгеноструктурного аналізу було встановлено, що в рідинах є деяка впорядкованість просторового розташування молекул в окремих мікрооб'ємах. Поблизу кожної молекули спостерігається ближній порядок. При віддаленні від неї певну відстань ця закономірність порушується. І у всьому обсязі рідини порядку у розташуванні частинок немає.

    Рис. 3. Сталагмометр Мал. 4. Віскозиметр

    В'язкістьз (Па·с) - властивість чинити опір переміщенню однієї частини рідини щодо іншої. У практичного життялюдина стикається з безліччю рідких систем, в'язкість яких різна, - вода, молоко, рослинні олії, сметана, мед, соки, патока тощо.

    В'язкість рідин обумовлена ​​міжмолекулярною дією, що обмежує рухливість молекул. Вона залежить від природи рідини, температури, тиску.

    Для вимірювання в'язкості служать прилади, які називаються віскозиметрами. Вибір віскозиметра та методу визначення в'язкості залежить від стану досліджуваної системи та її концентрації.

    Для рідин з малою величиною в'язкості або невеликою концентрацією широко використовують віскозиметр капілярного типу.

    1.2. 3 Характеристика твердого стану речовини

    Тверді тіла на відміну рідин і газів зберігають свою форму. Сили тяжіння між частинками, складовими тверде тіло, настільки великі, що вони можуть рухатися вільно щодо одне одного, лише коливаються біля якогось середнього становища.

    Усі тверді тіла ділять на кристалічніі аморфні.У кристалічних тілах частинки розташовані у певному характерному для кожної речовини порядку і цей порядок поширюється на весь об'єм. У всьому обсязі аморфного тіла порядку розташування частинок немає. У цьому плані аморфні тіла можна як рідини з аномально великий в'язкістю.

    Дуже часто аморфна та кристалічна форми є різними станами однієї й тієї ж речовини. Так, діоксид кремнію зустрічається в природі та у формі кристалів кварцу (гірський кришталь), і в аморфному вигляді – мінерал кремінь. Відомий кристалічний та аморфний вуглець.

    Кристалічна форма - найбільш стійка, речовини поступово переходять з аморфного стану кристалічний. У звичайних умовах цей процес йде дуже повільно, підвищення температури може прискорити. Наприклад, цукор може бути в кристалічному (цукор-пісок, шматковий цукор) та в аморфному (карамелізований) станах. Згодом карамель може кристалізуватися, що є небажаним у кондитерському виробництві. кінетика адсорбція дисперсна колоїдний

    Порядок у просторовому розташуванні частинок та кристалічних тіл - кристалічна решітка- Визначає зовнішні ознаки кристалічного стану. До них відносяться: 1) певна та різко виражена температура плавлення; 2) певна геометрична форма одиночних кристалів; 3) анізотропія.

    Запитання для самоконтролю:

    За яких умов властивості реального газу наближаються до властивостей ідеального?

    Чи можна безмежно стискати реальний газ?

    Який фізичний сенспостійних у рівнянні стану реального газу?

    Чи можна, знаючи температуру та тиск, визначити число молекул в одиниці об'єму?

    Чим обумовлена ​​мала стисливість рідин?

    Як впливає властивості рідини утворення водневого зв'язку між молекулами?

    Чим пояснити, що з підвищенням температури зменшуються поверхневий натяг та в'язкість?

    За якими ознаками можна відрізнити кристалічне тіло від аморфного?

    У чому полягає основна відмінність у будові кристалічних і аморфних тіл?

    1. 3 Хімічна кінетика та каталіз.Хімічна рівновага

    1.3.1 Швидкість хімічної реакції

    Кінетика-вчення про швидкість та механізм хімічних реакцій.

    Питання швидкості хімічної реакції має велике практичне і теоретичне значення. Від швидкості реакції залежить протягом біохімічних процесів в організмі, фізико-хімічні зміни харчових продуктів при тепловій обробці, продуктивність заводської апаратури.

    Швидкість хімічних процесів можна регулювати, змінюючи умови протікання. У деяких випадках бажано інтенсифікувати процес, щоб отримати більше продукту за одиницю часу. Іноді потрібно зменшити швидкість хімічної реакції, наприклад, уповільнити окислення жирів у харчових продуктах. Усі ці завдання можна вирішити, застосовуючи закони хімічної кінетики.

    Швидкість реакції-Зміна концентрації реагуючих речовин в одиницю часу.

    де з - зміна концентрації реагуючих речовин,

    t – проміжок часу.

    Залежність швидкісних хімічних реакцій від концентрації визначається законом чинних мас,відкритим досвідченим шляхом К.М. Гульдберг і П. Вааге в 1867 році.

    Для реакції аА + bB = С

    де: А та B - концентрації реагуючих речовин,

    а та b - коефіцієнти в рівнянні,

    k - коефіцієнт пропорційності, званий константою швидкості, що залежить від природи реагуючих речовин та температури.

    Швидкість хімічної реакції пропорційна добутку кінцінтрацій реагуючих речовин, взятих у ступенях, рівних дооефективним у рівнянні реадоції.

    Константа швидкості реакціїчисельно дорівнює швидкості реакції при концентраціях речовин, що реагують, рівних одиниці.

    Чинники, що впливають на швидкість хімічної реакції:

    · Природа реагуючих речовин;

    · Концентрація реагуючих речовин;

    · Температура;

    · Тиск (для газів);

    · Площа зіткнення реагуючих речовин;

    · Присутність каталізатора.

    У разі підвищення температури збільшується швидкість руху молекул, отже, і кількість зіткнень з-поміж них у одиницю часу.

    Вплив температури швидкість хімічної реакції підпорядковується правилу Вант-Гоффа.

    При підвищенні температури на кожні 10 градусів швидкість большинства реакцій збільшується у 2-4 рази.

    Число, що показує, у скільки разів збільшується швидкість цієї реакції при підвищенні температури на 10 градусів, називається температурним дооефектом реакції. Математично ця залежність виражається співвідношенням:

    де - температурний коефіцієнтреакції,

    і 0 - швидкості реакції при початковій (t 1) та кінцевій (t 2) температурах;

    t - Зміна температури t 2 - t 1 .

    Правило Вант-Гоффа наближене і може застосовуватися до реакцій, що протікають при температурах від 0 до 300 градусів та невеликому температурному інтервалі. З підвищенням температури температурний коефіцієнт швидкості реакції зменшується, наближаючись до одиниці.

    Точніша залежність швидкості хімічної реакції від температури експериментально встановлена ​​Арреніусом:

    де k - константа швидкості реакції,

    В і А - постійні для цієї реакції.

    1.3. 2 Каталіз та каталізатори

    Каталізатор-Речовина, що змінює швидкість хімічної реакції, але при цьому не витрачається. Каталізатори бувають такими, що прискорюються і сповільнюються.

    Каталіз-Явлення зміни швидкості реакції у присутності каталізаторів.

    Каталітичні реакції-Реакції, що протікають за участю каталізаторів.

    Якщо каталізатором є один із продуктів реакції, то реакцію називають автокаталітичної, А саме явище - автокаталіз.

    Інгібітор-Каталізатор, що уповільнює реакцію.

    Прикладом позитивних каталізаторів може бути вода при взаємодії порошку алюмінію з йодом.

    Ферменти-біологічні каталізатори білкової природи

    Ферменти є у всіх живих клітинах. Прийнято розділяти ферменти на прості та складні, або однокомпонентні чи двокомпонентні. Прості ферменти складаються тільки з білка, складні з білка та небілкової частини, яку називають коферментом.

    Ферменти відрізняються високою каталітичною активністю та вибірковістю. По каталітичної активності вони значно перевершують неорганічні каталізатори. Наприклад, 1 моль каталази при 0 градусів розкладає за секунду 200 000 молей Н 2 Про 2 , а 1 моль платини при 20 градусах розкладає протягом однієї секунду від 10 до 80 молей перекису водню.

    Такі прискорення реакції пов'язані з тим, що ферменти різко знижують енергетичні бар'єри реакційному шляху. Наприклад, енергія активації для реакції розпаду Н 2 Про 2 під дією іона заліза (II) та молекул каталази відповідно дорівнює 42 та 7,1 кДж/моль; для гідролізу сечовини кислотою та уреазою - відповідно 103 та 28 кДж/моль.

    Ферменти проти неорганічними каталізаторами дуже специфічні. Наприклад, амілаза, що міститься в слині, легко та швидко розщеплює крохмаль, але не каталізує процес розпаду цукру. Уреаза виключно ефективно каталізує гідроліз сечовини, але не впливає на її похідні. Така особливість ферментів дозволяє живим організмам, маючи відповідний набір ферментів, активно відгукуватися впливу ззовні. Наприклад, помічено, що в стресових ситуаціяхнаш організм виявляє дивовижні можливості. Описано факт, коли слабка жінкапідняла за бампер легковий автомобіль і утримувала його, поки люди, що приспіли, звільняли дитину, що потрапила під нього; людина, переслідуваний розлюченим тваринам, легко долає перешкоди, нездоланні йому у звичному стані; на відповідальних змаганнях спортсмени втрачають у вазі кілька кілограмів за період виступу.

    Усе сказане про чудові властивості ферментів пояснюється тим, що вибірковість дії (селективність) та активність взаємопов'язані: чим вища селективність, тим вища її активність. Ферменти мають унікальну селективність, тому й активність їх найвища.

    1.3. 3 Хімічна рівновага

    Оборотні реакціїможуть йти у двох взаємопротилежних напрямках. Вони не доходять до кінця, а закінчуються встановленням хімічної рівноваги.

    Хімічна рівновага-Стан системи, коли швидкості прямої та зворотної реакції стають рівними.

    Стан хімічної рівноваги зберігається до того часу, доки зміниться умови. При зміні зовнішніх умов рівновага порушується і через деякий час система прийде в новий стан рівноваги.

    Зсув рівноваги-перехід системи з одного стану рівноваги до іншого.

    Напрямок зміщення рівноваги визначається принципом Ле Шательє.

    Якщо на рівноважну систему надано вплив, то дорівнюєеце зміщуєтся у бік, що послаблює цей вплив.

    Наприклад, збільшення температури зміщує рівновагу у бік ендотермічної реакції, збільшення концентрації вихідних речовин зміщує рівновагу з боку продуктів реакції. Тиск змінює рівновагу лише реакцій, у яких беруть участь гази. Збільшення тиску зміщує рівновагу у бік реакції, що йде зі зміною обсягу.

    Питання для самоконтролю:

    1. Що вивчає кінетика?

    2. Що називається швидкістю хімічних реакцій?

    3. Чому в математичному рівнянні швидкості хімічної реакції стоїть знак мінус?

    4. Перерахуйте чинники, що впливають швидкість хімічної реакції.

    5. Опишіть вплив концентрації, температури, природи речовин на швидкість хімічної реакції.

    6. Що називається каталізом та каталізатором?

    7. Як класифікують каталітичні реакції?

    8. Що таке інгібітори?

    9. Що називається хімічною рівновагою?

    10. Що називається зрушенням хімічної рівноваги?

    11. Сформулюйте принцип Ле Шательє.

    12. У який бік зміститься рівновага рівноважної реакції зі збільшенням температури? Тиск (якщо у реакціях беруть участь гази)? Концентрації однієї з реагуючих речовин?

    1. 4 Властивості розчинів

    1.4. 1 Загальна характеристика розчинів

    Розчини мають велике значення в житті та практичній діяльності людини. Так, процеси засвоєння їжі людиною та тваринами пов'язані з переведенням поживних речовин у розчин. Розчинами є всі найважливіші фізіологічні рідини (кров, лімфа тощо). Виробництва, основу яких лежать хімічні процеси, зазвичай пов'язані з використанням розчинів.

    Розчини- багатокомпонентні гомогенні системи, в яких одна або декілька речовин розподілені у вигляді молекул, атомів або іонів у середовищі іншої речовини - розчинника.

    Розчин може мати будь-який агрегатний стан - твердий, рідкий або газоподібний. Кожен розчин складається з розчинених речовин та розчинника. Зазвичай розчинником вважають той компонент, який у чистому вигляді існує в такому агрегатному стані, що і отриманий розчин (наприклад, розчин солі у воді: сіль - розчинена речовина, вода - розчинник). Якщо обидва компоненти до розчинення перебували в однаковому агрегатному стані (наприклад, спирт і вода), то розчинником вважається компонент, що знаходиться у більшій кількості.

    За структурою розчини займають проміжне положення між механічними сумішами та хімічними сполуками. З механічними сумішами їх споріднює змінність складу, а з хімічними сполуками - однорідність складу по всій фазі та наявність теплового ефекту при утворенні. Відповідно до цього спочатку існували дві протиборчі теорії: "фізична" і "хімічна", кожна з яких відстоювала свої погляди на будову розчинів.

    Сучасні уявлення про будову розчинів ґрунтуються на сольватній теорії, висунутій Менделєєвим та розвиненою його послідовниками. Відповідно до цієї теорії, в системі при розчиненні одночасно відбувається два процеси: дифузія речовини, що розчиняється в об'ємі розчинника (фізичний процес) і утворення з молекул розчинника і розчиняється речовини нестійких сполук змінного складу - сольватів ( хімічний процес). Якщо розчинником є ​​вода, то ці сполуки називають гідратами.

    Утворення розчинів є процесом мимовільним, що йде зі збільшенням безладдя системи, тобто. із підвищенням ентропії. Наприклад, при розчиненні кристала система повністю упорядкованого стану переходить у менш упорядковане. При цьому зі збільшенням ентропії (AS>0) зменшується вільна енергія системи (AG<0).

    Якщо розчин утворюється з 2 рідин, то рушійна сила процесу розчинення обумовлена ​​прагненням компонентів розчину до вирівнювання концентрацій, що призводить до збільшення ентропії, тобто. AS > 0, a AQ< 0. Растворение вещества - процесс обратимый. И как всякий обратный процесс, растворение заканчивается установлением динамического равновесия: нерастворенное вещество - вещество в растворе. Раствор, находящийся в равновесии с растворяющимся веществом, называют насыщенным раствором, а достигнутую предельную концентрацию насыщенного раствора - растворимостью.

    Найважливішою характеристикою розчину є його склад чи концентрація компонентів.

    Концентрація розчинів- кількість розчиненої речовини, що міститься у певній кількості розчину або розчинника.

    Концентрацію розчинів можна висловлювати по-різному. У хімічній практиці найбільш уживані такі способи вираження концентрацій:

    1. Масова частка розчиненої речовини (відсоткова концентрація)- Показує, скільки грамів речовини розчинено в 100 г розчину. Вона визначається за такою формулою:

    де W - масова частка розчиненої речовини,

    m в-ва - маса розчиненої речовини,

    m р-ну - маса розчину.

    2. Молярна концентрація- Показує, скільки молей розчиненої речовини міститься в 1 л розчину.

    3. Моляльна концентрація- Показує, скільки молей речовини міститься в 1 кг розчинника.

    1.4. 2 Розчини газів у рідинах

    Розчинність газів у рідинах залежить від їхньої природи, природи розчинника, температури та тиску. Як правило, розчинність газу більша, якщо розчинення супроводжується хімічною взаємодією його з розчинником, і менше, якщо при цьому хімічної взаємодії не відбувається. Наприклад, в 1 л води за н.у. розчиняється 0,0002 г водню, що не взаємодіє з водою, і 875 г аміаку, який реагує з водою з утворенням гідроксиду амонію.

    Залежність розчинності газів від природи розчинника можна на наступних прикладах. При однакових умовах 1000 р води розчиняється 87,5 р NH 3 , а 100 р етилового спирту - лише 25 р. Розчинність газів значною мірою залежить від температури. У разі підвищення температури розчинність їх зменшується, а зниженні збільшується. Так при 0 0 С 100 мл води розчиняється 171 см 3 2 , при 20 0 С - лише 87,8 см 3 . Тому тривалим кип'ятінням можна майже повністю видалити розчинені гази з рідини, а насичення рідин газом доцільно проводити за низьких температур.

    Розчинність газу також залежить від тиску. Залежність розчинності газу від тиску визначається законом Генрі.

    С = к · р, (4.2)

    де С - концентрація газу в розчині,

    до - коефіцієнт пропорційності, що залежить від природи рідини та газу,

    р – тиск газу над розчином.

    Маса розчиненого газу при постійній температурі прямо пропорційна тиску газу над розчиномором.

    Закон Генрі справедливий лише для розбавлених розчинів за умов низьких тисків. Гази, що вступають у взаємодію з розчинником NH 3 , SO 2 , HC1 з водою, закону Генрі не підпорядковуються. Їх розчинність також збільшується з підвищенням тиску, але за складнішим законом.

    Прояв закону Генрі ілюструється утворенням рясної піни при відкорковуванні пляшки з газованою водою або пляшки з шампанським; тут відбувається різке зменшення розчинності газу при зниженні його парціального тиску. Цей закон пояснює виникнення кесонної хвороби. На глибині 40 м нижче за рівень моря загальний тиск становить 600 кПа і розчинність азоту в плазмі крові в 9 разів більша, ніж на поверхні моря. При швидкому підйомі водолазу з глибини розчинений азот виділяється в кров пухирцями, які закупорюють кровоносні судини, що може призвести до тяжких наслідків.

    Розчинність газу зменшується за наявності у розчині третього компонента. Так, у розчинах електролітів гази розчиняються значно гірше, ніж у чистій воді. Наприклад, в 1 г води при 0 0 С розчиняється 3 · 10 3 м 3 хлору, а в 1 г насиченого розчину NaCl розчиняється в 10 разів менше, тому при зберіганні над рідиною хлору воду замінюють на розчин хлориду натрію.

    1.4. 3 Взаємна розчинність рідин

    На відміну від розчинності газів у рідинах розчинення рідини є складнішим процесом. При змішуванні двох рідин вони можуть:

    Розчинятись один в одному в будь-яких співвідношеннях;

    Практично не розчинятися;

    Розчинятись обмежено.

    Взаємна розчинність рідин залежить, перш за все, від їх хімічної будови. Ще алхіміками було відмічено, що " подібне розчиняється у подібному " , тобто. полярне зазвичай розчиняється в полярному, а неполярне - у неполярному. З цієї причини вода (полярна рідина) - добрий розчинник для полярних рідин (етилового спирту, оцтової кислоти і т. д.) і зовсім не розчиняє неполярні рідини (бензол, гас і т.п.). Якщо рідини відрізняються один від одного за полярністю, то вони обмежено розчиняються один в одному. При обмеженій розчинності кожна з рідин перетворюється на іншу до певної межі, у результаті утворюється двошарова система. Наприклад, з підвищенням температури зазвичай їх взаємна розчинність збільшується, і за деякої температури обидві рідини змішуються в будь-яких співвідношеннях, і межа між ними зникає. Така температура називається критичної.

    Критична температура, що досягається нагріванням, називається верхньої критичної температури.

    Відомі суміші рідин, де розчинність зменшується із підвищенням температури. Тому критична температура досягається при зниженні температури і називається нижньої критичної температурій.

    Користуючись критичною температурою розчинення іноді проводять деякі аналітичні визначення.

    Особливий інтерес представляє розчинність різних речовин у двошарових системах, які з двох нерозчинних рідин.

    Якщо в систему, що складається з двох рідин, що не змішуються, ввести третю речовину, здатну розчинятися в кожній з них, то розчинена речовина буде розподілятися між обома рідинами пропорційно своєї розчинності в кожній з них.

    Відношення концентрацій речовини, що розподіляється між двома рідинами, що не змішуються при постійній температурі, залишається постійним, незалежно від загальної кількості розчиненої речовини.

    З 1 /З 2 = до, (4.3)

    де 1 і 2 - концентрація розчиненої речовини в 1-му і 2-му розчинниках,

    ...

    Подібні документи

      Колоїдна хімія як наука, що вивчає фізико-хімічні властивості гетерогенних, високодисперсних систем та високомолекулярних сполук. Виробництво та методи очищення колоїдних розчинів. Застосування гелів у харчовій промисловості, косметиці та медицині.

      презентація , доданий 26.01.2015

      Перші практичні відомості про колоїди. Властивості гетерогенних сумішей. Співвідношення між поверхнею колоїдної частинки та обсягом колоїдної частинки. Своєрідність дисперсних систем. Особливості колоїдних розчинів. Класифікація дисперсних систем

      презентація , доданий 17.08.2015

      Основні ознаки дисперсних систем, їх класифікація, властивості та методи одержання, діаліз (очищення) золів. Визначення заряду колоїдної частки, закономірності електролітної коагуляції, поняття адсорбції на межі розчин-газ, суть теорії Ленгмюра.

      методичка, доданий 14.12.2010

      Основні поняття та закони хімії. Класифікація неорганічних речовин. Періодичний закон та Періодична системаелементів Д.І. Менделєєва. Основи термодинамічних розрахунків. Каталіз хімічних реакцій. Способи вираження концентрації розчинів.

      курс лекцій, доданий 24.06.2015

      Класифікація дисперсних систем Основні фактори стійкості колоїдних розчинів. Методи їх отримання (диспергування, конденсація) та очищення (діаліз, ультрафільтрація). Міцелярна теорія будови колоїдних частинок. Коагуляція сумішами електролітів.

      презентація , доданий 28.11.2013

      Сутність та визначальні ознаки колоїдних систем. Основні властивості та будова розчинів такого типу. Характеристика ефекту Тіндаля. Відмінності гідрозолів та органозолів. Способи утворення колоїдних систем, специфічні властивості, сфера застосування.

      презентація , доданий 22.05.2014

      Поняття високомолекулярних розчинів сполук (ВМС). Процес набухання ВМС: його стадії, причини, тиск та ступінь. В'язкість дисперсних систем та розчинів ВМС, методи її вимірювання. Структурна та відносна в'язкість. Коагуляційні структури.

      реферат, доданий 22.01.2009

      Константи та параметри, що визначають якісний (фазовий) стан, кількісні характеристики розчинів. Види розчинів та його специфічні властивості. Способи одержання твердих розчинів. Особливості розчинів із евтектикою. Розчини газів у рідинах.

      реферат, доданий 06.09.2013

      Одержання ліофобних колоїдних систем, її оптичні властивості. Визначення поверхневого натягу розчинів ПАР і міжфазного натягу на межі двох рідин, що не змішуються, сталагмометричним методом. Колоїдний захист золів розчинами ВМС.

      реферат, доданий 15.02.2016

      Хімічна термодинаміка. Основні поняття термодинаміки. Перший початок термодинаміки. Програми першого початку термодинаміки до хімічних процесів. Залежність теплового ефекту реакції температури. Закон Кірхгофа. Другий початок термодинаміки.

    3-тє вид., Випр. - М: Вища школа, 2001 - 512 с., 319 с.

    Підручник складено відповідно до програми з фізичної хімії.

    У першій книзі докладно викладено такі розділи курсу: квантовомеханічні основи теорії хімічного зв'язку, будова атомів і молекул, спектральні методи дослідження молекулярної структури, феноменологічна та статистична термодинаміка, термодинаміка розчинів та фазових рівноваг.

    У другій частині розділу курсу фізичної хімії електрохімія, хімічна кінетика та каталіз викладаються на основі уявлень, розвинених у першій частині книги, – будова речовини та статистична термодинаміка. У розділі `Каталіз` відображені кінетика гетерогенних та дифузійних процесів, термодинаміка адсорбції та питання реакційної здатності.

    Для студентів вузів, які навчаються за хіміко-технологічними спеціальностями.

    Книжка 1

    Формат: djvu

    Розмір: 11,2 Мб

    Завантажити: drive.google

    Книжка 2.

    Формат: djvu

    Розмір: 7 Мб

    Завантажити: drive.google

    ЗМІСТ Книга 1.
    Передмова. 3
    Вступ 6
    Розділ перший. Квантовомеханічне обґрунтування теорії будови молекул та хімічного зв'язку
    Розділ 1. Будова атома 9
    § 1.1. Квантовомеханічні особливості мікрочастинок 9
    § 1.2. Водоподібний атом 11
    § 1.3. Атомні орбіталі водневого атома 14
    § 1.4. Спін електрона 21
    § 1.5. Багатоелектронні атоми 23
    § 1.6. Принцип Паулі 26
    § 1.7. Електронні конфігурації атомів 28
    Глава 2. Молекули. Теоретичні методи, що застосовуються при вивченні будови молекул та хімічного зв'язку 34
    § 2.1. Молекули. Потенційна поверхня. Рівноважна конфігурація 34
    § 2.2. Теорія хімічного зв'язку та її завдання. Шредінгера для молекул 39
    § 2.3. Варіаційний метод розв'язання рівняння Шредінгера 42
    § 2.4. Два основні методи теорії будови молекул. Метод валентних зв'язків та метод молекулярних орбіталей 44
    § 2.5. Основні ідеї методу молекулярних орбіталей 49
    § 2.6. Наближений опис молекулярної орбіталі в методі МО ЛКАО 50
    § 2.7. Молекула Щ у методі МО ЛКАО. Розрахунок енергії та хвильової функції за варіаційним методом 53
    § 2.8. Молекула Н у методі МО ЛКАО. Ковалентний зв'язок 58
    Розділ 3. Двохатомні молекули в методі МО ЛКАО 62
    § 3.1. Молекулярні орбіталі гомонуклеарних двоатомних молекул 62
    § 3.2. Електронні конфігурації та властивості гомонуклеарних молекул, утворених атомами елементів першого та другого періодів 65
    § 3.3. Гетеронуклеарні двоатомні молекули 73
    § 3.4. Полярний зв'язок. Електричний дипольний момент молекули 78
    § 3.5. Насичуваність ковалентного зв'язку 81
    § 3.6. Донорно-акцепторний зв'язок 82
    § 3.7. Іонний зв'язок. Ступінь полярності хімічного зв'язку 84
    Розділ 4. Багатоатомні молекули в методі МО 88
    § 4.1. Молекулярні орбіталі у багатоатомних молекулах. Симетрія орбіталей. Делокалізовані та локалізовані орбіталі. Молекула НГО 88
    § 4.2. Опис молекули метану. Делокалізовані та локалізовані МО. Гібридизація орбіталей 95
    § 4.3. Про передбачення рівноважних конфігурацій молекул 99
    § 4.4. Нежорсткі молекули 101
    § 4.5. Молекули з кратними зв'язками в методі МО ЛКАО 104
    § 4.6. Метод Хюккеля 108
    § 4.7. Опис ароматичних систем у методі МОХ 110
    § 4.8. Хімічний зв'язок у координаційних з'єднаннях. Теорія поля лігандів 117
    § 4.9. Іонний зв'язок у кристалі 126
    Розділ 5. Міжмолекулярна взаємодія 129
    § 5.1. Сили Ван-дер-Ваальса. Інші види неспецифічної взаємодії 129
    § 5.2. Водневий зв'язок 136
    Розділ другий. Спектральні методи дослідження будови та енергетичних станів молекул
    Розділ 6. Загальні відомості про молекулярні спектри. Елементи теорії молекулярних спектрів 141
    § 6.1. Внутрішньомолекулярний рух та електромагнітний спектр. 141
    § 6.2. Молекулярні спектри випромінювання, поглинання та комбінаційного розсіювання. Спектри ЕПР та ЯМР 145
    § 6.3. Обертальний спектр двоатомної молекули (наближення жорсткого ротатора) 150
    § 6.4. Коливально-обертальний спектр двоатомної молекули. Наближення гармонійного осцилятора 156
    § 6.5. Молекула – ангармонічний осцилятор. Структура коливального спектру 162
    § 6.6. Електронні діапазони. Визначення енергії дисоціації двоатомних молекул 169
    § 6.7. Обертальні спектри та суворі багатоатомних молекул.... 171
    § 6.8. Коливання, спектр та будова багатоатомних молекул 175
    § 6.9. Використання коливальних спектрів для визначення будови молекул 180
    § 6.10. Вплив міжмолекулярної взаємодії середовища та агрегатного стану на коливальний спектр 183
    Розділ третій. Хімічна термодинаміка
    Розділ 7. Загальні поняття. Перший закон термодинаміки та його додаток 186
    § 7.1. Предмет та завдання хімічної термодинаміки 186
    § 7.2. Основні поняття та визначення хімічної термодинаміки 188
    § 7.3. Перший закон термодинаміки. Некругові процеси 199
    § 7.4. Теплоємність 202
    § 7.5. Вплив температури на теплоємність. Температурні ряди.. 208
    § 7.6. Квантова теоріятеплоємності кристалічної речовини 211
    § 7.7. Квантовостатистична теорія теплоємності газоподібної речовини 215
    § 7.8. Теплові ефекти Закон Геса 217
    § 7.9. Застосування закону Гесса до розрахунку теплових ефектів 220
    § 7.10. Залежність теплового ефекту від температури. Рівняння Кірхгофа 227
    Розділ 8. Другий закон термодинаміки та нею додаток 235
    § 8.1. Мимовільні та мимовільні процеси. Другий закон термодинаміки 235
    § 8.2. Ентропія 236
    § 8.3. Зміна ентропії у нестатичних процесах 239
    § 8.4. Зміна ентропії як критерій спрямованості та рівноваги в ізольованій «істемі 240
    § 8.5. Характеристичні функції. Термодинамічні потенціали 241
    § 8.6. Критерії можливості мимовільного процесу та рівноваги в закритих системах 249
    § 8.7. Зміна ентропії в деяких процесах 251
    § 8.8. Енергія Гіббса суміші ідеальних газів. Хімічний потенціал 261
    § 8.9. Загальні умови хімічної рівноваги 265
    § 8.10. Закон чинних мас. Константа рівноваги для газофазних реакцій 266
    § 8.11. Рівняння ізотерми реакції 271
    § 8.12. Використання закону мас для розрахунку складу рівноважної суміші 273
    § 8.13. Вплив температури на хімічну рівновагу. Рівняння ізобари реакції 282
    § 8.14. Інтегральна форма залежності зміни енергії Гіббса та константи рівноваги від температури 284
    § 8.15. Хімічне рівновагу в гетерогенних системах 286
    Розділ 9. Третій закон термодинаміки та розрахунок хімічної рівноваги 289
    § 9.1. Теплова теорема Нернста Третій закон термодинаміки 289
    § 9.2. Розрахунок зміни стандартної енергії Гіббса та константи рівноваги за методом Темкіна - Шварцмана 294
    § 9.3. Розрахунок зміни стандартної енергії Гіббса та константи рівноваги за допомогою функцій наведеної енергії Гіббса 297
    § 9.4. Адіабатичні реакції 299
    Розділ 10. Хімічна рівновага в реальних системах 303
    § 10.1. Фугітивність та коефіцієнт фугітивності газів 303
    § 10.2. Розрахунок хімічної рівноваги у реальній газовій системі при високих тисках 312
    § 10.3. Розрахунок хімічної рівноваги в системах, в яких одночасно протікає кілька реакцій 314
    Розділ 11. Введення в статистичну термодинаміку 320
    § 11.1. Статистична фізика та статистична термодинаміка. Макроскопічний та мікроскопічний опис стану системи 320
    § 11.2. Мікроскопічний опис стану методом класичної механіки 323
    § 11.3. Мікроскопічний опис стану методом квантової механіки. Квантові статистики 324
    § 11.4. Два види середніх величин (мікрокано-нічні та канонічні середні) 325
    § 11.5. Зв'язок ентропії та статистичної ваги. Статистичний характер другого закону термодинаміки 326
    § 11.6. Система у термостаті. Канонічне розподілення Гіббса. 330
    § 11.7. Сума за станами системи та її зв'язок з енергією. Гельмгольця 335
    § 11.8. Сума за станами частки 337
    § 11.9. Вираз термодинамічних функцій через суму за станами системи 340
    § 11.10. Сума за станами системи одновимірних гармонійних осциляторів. Термодинамічні властивості одноатомного твердого тілаз теорії Ейнштейна 343
    § 11.11. Квантова статистика Больцмана. Закон Максвелла розподілу молекул за швидкостями 346
    § 11.12. Статистики Фермі - Дірака та Бозе - Ейнштейна 352
    § 11.13.Загальні формули для обчислення термодинамічних функцій за молекулярними даними 353
    § 11.14.Обчислення термодинамічних функцій ідеального газу в припущенні жорсткого обертання та гармонійних коливань молекул 357
    Розділ четвертий. Розчини
    Розділ 12. Загальна характеристика розчинів 365
    § 12.1. Класифікація розчинів 365
    § 12.2. Концентрація розчинів 367
    5 12.3. Специфіка розчинів. Роль міжмолекулярної та хімічної взаємодій, поняття про сольватацію 368
    § 12.4. Основні напрямки у розвитку теорії розчинів 372
    § 12.5. Термодинамічні умови утворення розчинів 374
    § 12.6. Парціальні молярні величини 375
    § 12.7. Основні методи визначення парціальних молярних величин 379
    § 12.8. Парціальні та відносні парціальні молярні ентальпії 381
    § 12.9. Теплоти розчинення та розведення 382
    § 12.10. Термодинамічні властивості ідеальних рідких розчинів 386
    § 12.11.3акон Рауля 390
    § 12.12. Температура кипіння ідеального розчину 392
    § 12.13.Температура замерзання ідеального розчину 395
    § 12.14.0смотічний тиск ідеального розчину 397
    § 12.15.Неідеальні розчини 400
    § 12.16. Гранично розведені, регулярні та атермальні розчини 402
    § 12.17. активність. Коефіцієнт активності. Стандартний стан 404
    § 12.18.0 смотичний коефіцієнт 407
    § 12.19.Методи визначення активностей 409
    § 12.20. Зв'язок коефіцієнта активності та активності з термодинамічними властивостями розчину та надмірні термодинамічні функції 412
    Розділ п'ятий. Фазові рівноваги
    Розділ 13. Термодинамічна теорія фазових рівноваг 415
    § 13.1. Основні поняття 415
    § 13.2. Умови фазової рівноваги 418
    § 13.3. Правило фаз Гіббса 419
    Розділ 14. Однокомпонентні системи 421
    § 14.1. Застосування правила фаз Гіббса до однокомпонентних систем 421
    § 14.2. Фазові переходи першого та другого роду 422
    § 14.3. Рівняння Клапейрона – Клаузіуса 425
    § 14.4. Тиск насиченої пари 423
    § 14.5. Діаграми стану однокомпонентних систем 429
    § 14.6. Діаграма стану діоксиду вуглецю 431
    § 14.7. Діаграма стану води 432
    § 14.8. Діаграма стану сірки 433
    § 14.9. Енантіотропні та монотропні фазові переходи 435
    Розділ 15. Двокомпонентні системи 436
    § 15.1. Метод фізико-хімічного аналізу 436
    § 15.2. Застосування правила фаз Гіббса до двокомпонентних систем 437
    § 15.3. Рівнавага газ - рідкий розчин у двокомпонентних системах 438
    § 15.4. Рівновага рідина - рідина у двокомпонентних системах 442
    § 15.5. Рівнавага пар - рідкий розчин у двокомпокентих системах 444
    § 15.6. Фізико-хімічні основи перегонки розчинів 453
    § 15.7. Рівнавага кристали - рідкий розчин у двокомпонентних системах 457
    § 15.8. Рівновага рідина - газ та кристали - газ (пар) у двокомпонентних системах 476
    § 15-9. Розрахунки за діаграмами стану 476
    Розділ 16. Трикомпонентні системи 482
    § 16.1. Застосування правила фаз Гіббса до трьохкомпонентних систем 482
    § 16.2. Графічне зображення складу трикомпонентної системи 482
    § 16.3. Рівнавага кристали - рідкий розчин у трикомпонентних системах 484
    § 16.4. Рівновага рідина - рідина у трикомпонентних системах 489
    § 16.5. Розподіл розчиняється між двома рідкими фазами. Екстракція 491
    Додаток 495
    Предметний покажчик 497

    ЗМІСТ Книга 2.
    Передмова 3
    Розділ шостий. Електрохімія
    Розділ 17. Розчини, електролітів 4
    § 17.1. Предмет електрохімії 4
    § 17.2. Специфіка розчинів електролітів 5
    § 17.3. Електролітична дисоціація у розчині 6
    § 17.4. Середня іонна активність та коефіцієнт активності 10
    § 17.5. Основні поняття електростатичної теорії сильних електролітів Дебая та Хюккеля 13
    § 17.6. Основні поняття теорії асоціації іонів 22
    § 17.7. Термодинамічні властивості іонів 24
    § 17.8. Термодинаміка іонної сольватації 28
    Розділ 18. Нерівноважні явища в електролітах. Електрична провідність електролітів 30
    § 18.1. Основні поняття. Закони Фарадея 30
    § 18.2. Рух іонів в електричному полі. Числа перенесення іонів. 32
    § 18.3. Електрична провідність електролітів. Питома електрична провідність 37
    § 18.4. Електрична провідність електролітів. Молярна електрична провідність 39
    § 18.5. Молярна електрична провідність іонів гідроксонію та гідроксиду 43
    § 18.6. Електрична провідність неводних розчинів 44
    § 18.7. Електрична провідність твердих та розплавлених електролітів 46
    § 18.8. Кондуктометрія 47
    Розділ 19. Рівноважні електродні процеси 49
    § 19.1. Основні поняття 49
    § 19.2. ЕРС електрохімічної системи. Електродний потенціал 51
    § 19.3. Виникнення стрибка потенціалу на межі розчин-метал 53
    § 19.4. Дифузійний потенціал 55
    § 19.5. Будова подвійного електричного шару на межі розчин-метал 56
    § 19.6. Термодинаміка оборотних електрохімічних систем 60
    § 19.7. Класифікація оборотних електродів 64
    § 19.8. Електродні потенціали у неводних розчинах 74
    § 19.9. Електрохімічні ланцюги 75
    § 19.10. Застосування теорії електрохімічних систем до вивчення рівноваги у розчинах 82
    § 19.11. Потенціометрія 85
    Розділ сьомий. Кінетика хімічних реакцій
    Розділ 20. Закони хімічної кінетики 93
    § 20.1. Загальні поняття та визначення 93
    § 20.2. Швидкість хімічної реакції 95
    § 20.3. Закон чинних мас та принцип незалежності протікання реакцій 101
    Розділ 21. Кінетика хімічних реакцій у закритих системах. 105
    § 21.1. Односторонні реакції першого порядку 105
    § 21.2. Односторонні реакції другого порядку 109
    § 21.3. Односторонні реакції n-го порядку 111
    § 21.4. Методи визначення порядку реакції 112
    § 21.5. Двосторонні реакції першого порядку 113
    § 21.6. Двосторонні реакції другого порядку 116
    § 21.Т. Паралельні односторонні реакції 117
    § 21.8. Односторонні послідовні реакції 119
    § 21.9. Метод квазістаціонарних концентрацій 125
    Розділ 22. Кінетика реакцій у відкритих системах 127
    § 22.1. Кінетика реакцій у реакторі ідеального змішування 127
    § 22.2. Кінетика реакцій у реакторі ідеального витіснення 129
    Розділ 23. Теорія елементарного акта хімічної взаємодії 133
    § 23.1. Елементарний хімічний акт 133
    § 23.2. Теорія активних зіткнень 137
    § 23.3. Теорія активованого комплексу 141
    § 23.4. Передекспоненційний множник у рівнянні Арреніуса з теорії перехідного стану 154
    § 23.5. Симетрія МО та енергія активації хімічних реакцій 159
    Розділ 24. Кінетика реакцій у розчинах, ланцюгові та фотохімічні реакції 166
    § 24.1. Особливості кінетики реакцій у розчинах 166
    § 24.2. Вплив середовища на константу швидкості реакції 170
    § 24.3. Кінетика іонних реакцій у розчинах 178
    § 24.4. Ланцюгові реакції 181
    § 24.5. Фотохімічні реакції 189
    Розділ 25. Кінетика електродних процесів 196
    § 25.1. Швидкість електрохімічної реакції. Струм обміну 196
    § 25.2. Електродна поляризація 197
    § 25.3. Дифузійна перенапруга 199
    § 25.4. Електрохімічна перенапруга 205
    § 25.5. Інші види перенапруги 210
    5 25.6. Температурно-кінетичний метод визначення природи поляризації при електрохімічних процесах 211
    § 25.7. Перенапруга при електролітичному виділенні водню 213
    § 25.8. Електроліз. Напруга розкладання 217
    § 25.9. Поляризаційні явища в хімічних джерелахелектричного струму 220
    § 25.10. Електрохімічна корозія металів. Пасивність металів. Методи захисту від корозії 222
    Розділ восьмий. Каталіз
    Розділ 26. Принципи каталітичної дії 228
    § 26.1. Основні поняття та визначення 228
    § 26.2. Особливості кінетики каталітичних реакцій 232
    § 26.3. Енергія активації каталітичних реакцій 237
    § 26.4. Взаємодія реагентів з каталізатором та принципи каталітичної дії 241
    Глава 27. Гомогенний каталіз 245
    § 27.1. Кислотно-основний каталіз 246
    § 27.2. Окисно-відновний каталіз 255
    § 27.3. Ферментативний каталіз 260
    § 27.4. Автокаталіз, інгібування та періодичні каталітичні реакції 266
    § 27.5. Застосування в промисловості та перспективи розвитку гомогенного каталізу 271
    Глава 28. Гетерогенний каталіз. 273
    § 28.1. Структура поверхні гетерогенних каталізаторів 273
    § 28.2. Адсорбція як стадія гетерогенно-каталітичних реакцій 277
    § 28.3. Механізм гетерогенно-каталітичних реакцій 282
    § 28.4. Кінетика гетерогенно-каталітичних реакцій на рівнодоступній поверхні 285
    § 28.5. Макрокінетика гетерогенно-каталітичних процесів 292
    § 28.6. Застосування гетерогенного каталізу у промисловості 300
    Література 303
    Додаток 305
    Предметний покажчик 312
    Зміст 316

    Міністерство освіти Російської Федерації Томський політехнічний університет __________________________________________________________________________ Н. А. Колпакова, В. А. Колпаков, С. В. Романенко Фізична хімія Навчальний посібник Частина I Томськ 2004 УДК 541.1 Фізична хімія. Навчальний посібник/Н. А. Колпакова, В. А. Колпаков, С.В. Романенко. - Томськ: Вид. ТПУ, 2004. – Ч. 1. – 168 с. У навчальному посібнику розглянуто такі розділи «Фізичної хімії»: основні закони термодинаміки, хімічна та фазова рівновага, термодинаміка розчинів неелектролітів. Посібник підготовлений на кафедрі фізичної та аналітичної хімії ТПУ та призначений для студентів заочного навчання хімічних спеціальностей. Друкується за ухвалою Редакційно-видавничої Ради Томського політехнічного університету Рецензенти: Куріна Л.М. - Проф. каф.ФХ ТГУ, професор хім. наук; Буйновський А.С. – Зав. кав. Хімії ТПУ СТУ, професор хім. наук. © Томський політехнічний університет, 2004 © Автори, 2004 Глава 1 . ВСТУП У ФІЗИЧНУ ХІМІЮ 1.1. КОРОТКИЙ ІСТОРИЧНИЙ НАЧИР РОЗВИТКУ ФІЗИЧНОЇ ХІМІЇ Назва та визначення змісту фізичної хімії вперше дано М. В. Ломоносовим (1752): «Фізична хімія це наука, яка повинна на підставі положень і дослідів фізичних пояснити причину того, що відбувається» . Викладання у Росії фізичної хімії як самостійної науки запровадив проф. Н. Н. Бекетов у 1860 р. у Харківському університеті. Найважливіші теоретичні та експериментальні дослідження Ломоносова привели його до відкриттів, які й досі не втратили свого значення. Ломоносов близько підійшов до правильного визначення принципу збереження матерії та руху, кінетичної природи теплоти, а також наголосив на неможливості мимовільного переходу теплоти від холоднішого тіла до більш теплого, що є в даний час однією з формулювань другого початку термодинаміки. Протягом наступного сторіччя проводилися дослідження, на основі яких було зроблено багато важливих відкриттів та узагальнень. К. В. Шееле у Швеції (1773) та Фонтану у Франції (1777) відкрили адсорбцію газів; Т. Е. Ловіц в Росії (1785) відкрив адсорбцію з розчинів. А. Л. Лавуазьє та П. С. Лаплас у Франції (1779–1784) вивчали теплоємності речовин та теплові ефекти реакцій. На початку ХІХ ст. Г. Деві в Англії та Л. Ж. Тенаром у Франції були відкриті каталітичні реакції, а Й. Я. Берцеліус у Швеції (1835) розвинув далі уявлення про каталіз. Основи електрохімії були закладені дослідженнями з гальванічних елементів, електролізу та перенесення струму в електролітах. Гальвані та А. Вольта в Італії створили у 1799 р. гальванічний елемент. В. В. Петров у Росії (1802) відкрив явище електричної дуги. Т. Гротгус у Росії (1805) заклав основи теорії електролізу. У 1800 р. Г. Деві висунув електрон-небагатомічну теорію взаємодії речовин: він широко застосував електроліз для хімічних досліджень. М. Фарадей, учень Деві, в 1833-1834 рр.. сформулював кількісні закони електролізу. Б. С. Якобі в Росії, вирішуючи питання практичного використання процесу електролізу, відкрив у 1836 гальванопластику. У першій половині ХІХ ст. завдяки працям Д. Дальтона в Англії (1801-1803), Ж. Л. Гей-Люссака у Франції (1802) і А. Авогадро в Італії (1811), що відкрили найважливіші закони газоподібного стану, отримали 3 широкий розвиток атомістичні уявлення. До цього ж періоду належать роботи Г. І. Гесса (1802–1856) з термохімії. К. Гульдберг і П. Вааге в Норвегії (1864-1867), Дж. У. Гіббс в США (1873-1878) розвинули термодинамічні вчення про хімічну рівновагу, а А. Л. Ле Шательє у Франції (1884) відкрив загальний принцип зміщення рівноваги при зміні зовнішніх умов. У роботах голландського хіміка Я. Х. Вант-Гоффа набула розвитку термодинамічна теорія хімічної рівноваги. Він же розробив кількісну теорію розбавлених розчинів (1885–1889). Перенесення електрики в розчинах досліджували в Німеччині І. В. Гітторф та Ф. В. Г. Кольрауш. Шведський вчений С. А. Арреніус розвинув у 1883-1887 рр. теорію електролітичної дисоціації. Глибокий слід у розвитку фізичної хімії залишив А. М. Бутлеров, який створив теорію будови органічних сполук. Великий російський хімік Д. І. Менделєєв (1834–1907) відкрив існування критичної температури (1860), вивів загальне рівняння стану газів (1874) та розробив хімічну теорію розчинів (1887). Д. П. Коновалов (1889), учень Менделєєва, є одним із основоположників теорії розчинів. У наприкінці XIX в. було зроблено низку великих відкриттів у сфері вчення про будову речовини, які довели складність будови атома і зіграли величезну роль розвитку фізичної хімії. До них відносяться відкриття електрона Ж. Б. Перреном (1895) та Дж. Томсоном (1897), квантової природи світла Р. Планком (1900), існування світлового тиску П. Н. Лебедєвим (1899), вивчення (починаючи з 1898). ) явищ радіоактивності П. Кюрі та М. Склодовської-Кюрі. На початку XX ст. фізична хімія визначалася як наука, що вивчає будову речовини, хімічну термодинаміку, включаючи термохімію та вчення про рівновагу, розчини, хімічну кінетику та електрохімію. Були застосовані нові теоретичні методи і на перший план виступили дослідження будови атомів, молекул та кристалів. Найбільш бурхливо у XX столітті розвивалося вчення про будову речовини, особливо про будову атомів та молекул. Великим досягненням у цій галузі була ядерна теорія атома, запропонована Е. Резерфордом (1911) і що отримала розвиток у першій кількісній теорії атома водню, розробленої датським фізиком Н. Бором (1913). Дослідження природи хімічного зв'язку та будови молекул розвивалося паралельно з вивченням будови атома. На початку 20-х років поточного століття В. Коссель та Г. Н. Льюїс розробили основи електронної теорії хімічного зв'язку. В. Г. Гайтлером і Ф. Лондоном (1927) була розвинена квантово-механічна теорія хімічного зв'язку. Грунтуючись на найбільших відкриттях фізики в галузі будови атома та використовуючи теоретичні методи квантової механіки та статистичної фізики, а також нові експериментальні методи, такі як рентгенівський аналіз, спектроскопія, мас-спектроскопія, магнітні методи, метод мічених атомів та інші , фізики та фізико-хіміки досягли великих успіхів у вивченні будови молекул і кристалів та у пізнанні природи хімічного зв'язку. Великий розвиток набуло вчення про швидкості хімічних реакцій, т. е. хімічна кінетика, що зв'язується тепер безпосередньо з дослідженнями будови молекул і міцності зв'язків між атомами в молекулі. Виникли та успішно розвиваються нові розділи фізичної хімії: магнетохімія, радіоційна хімія, фізична хімія високополімерів, фізична хімія силікатів, газова електрохімія та ін. Як і інші науки, фізична хімія та окремі її розділи виникали або починали розвиватися особливо успішно періоди, коли та чи інша практична потреба викликала необхідність швидкого розвитку будь-якої галузі промисловості, а для цього розвитку була потрібна міцна теоретична основа. Тут необхідно відзначити великі дослідження Н. С. Курнакова з фізико-хімічний аналіз, роботи в галузі електрохімії А. Н. Фрумкіна, створення теорії ланцюгових реакцій Н. Н. Семеновим, розробку теорії гетерогенного каталізу А. А. Баландіним. Фізичної хімії належить провідна роль при вирішенні численних проблем, що стоять перед хімічною наукою та практикою. В даний час фізична хімія - самостійна дисципліна зі своїми методами дослідження та є теоретичною базою прикладних хіміко-технологічних дисциплін. 1.2. ПРЕДМЕТ І ЗАВДАННЯ ФІЗИЧНОЇ ХІМІЇ Фізична хімія - наука про закономірності хімічних процесів та фізичних явищ. Головним завданням фізичної хімії є вивчення та пояснення основних закономірностей, що визначають спрямованість хімічних процесів, швидкість їх протікання, вплив середовища, домішок, випромінювання, умови отримання максимального виходу корисного продукту. Вивчення фізичної хімії дає можливість зрозуміти закони хімії, а також передбачати хімічні явища та керувати ними. Сучасна фізична хімія дозволяє вирішити завдання ефективного управління виробництвом, інтенсифікації та автоматизації виробничих процесів. Вона служить теоретичною основою хімічної технології . Такі важливі виробничі процеси в хімічній технології, як синтез та окислення аміаку, контактне одержання сірчаної кислоти, одержання етанолу з природного газу, крекінг нафти та багато інших, засновані на результатах фізико-хімічного дослідження реакцій, що лежать в основі цих 5 процесів. Без фізичної хімії не можна вирішити проблему створення речовин із заданими властивостями, розробити нові джерела струму та багато інших питань ефективного виробництва. Тому знання фізичної хімії для майбутніх інженерів-технологів відкриває великі можливості для вирішення різноманітних завдань, що зустрічаються у практичній діяльності інженера на заводах та в науково-дослідних інститутах. Назва науки – «фізична хімія» – відображає як історію виникнення її на стику двох наук – фізики та хімії, а також те, що вона широко використовує теоретичні закони та експериментальні методи фізики при дослідженні хімічних явищ. 1.3. КЛАСИФІКАЦІЯ МЕТОДІВ ФІЗИЧНОЇ ХІМІЇ У фізичній хімії застосовується кілька теоретичних методів.  Квантово-хімічний метод для опису хімічних перетворень використовує властивості елементарних частинок. За допомогою законів квантової механіки описують властивості та реакційну здатність молекул, а також природу хімічного зв'язку на основі властивостей елементарних частинок, що входять до складу молекул.  Термодинамічний (феноменологічний) метод базується на кількох законах (постулатах), які є узагальненням досвідчених даних. Він дозволяє з їхньої основі з'ясувати енергетичні властивості системи, передбачити хід хімічного процесу та її результат на момент рівноваги.  Квантово-статистичний метод пояснює властивості речовин на основі властивостей складових цих речовин молекул.  Кінетичний метод дозволяє встановити механізм і створити теорію хімічних процесів шляхом вивчення зміни швидкості протікання хімічних реакцій від різних факторів. Для фізичної хімії характерне широке використання математики, яка дає можливість якнайточніше висловити теоретичні закономірності, а й є необхідним інструментом їх встановлення. 6 РОЗДІЛ 2 . ОСНОВНІ ЗАКОНИ ТЕРМОДИНАМІКИ Слово «термодинаміка» походить від грецького therme – тепло та dynamis – сила. Термодинаміка - наука про перетворення різних видів енергії з одного в інший. Хімічна термодинаміка вивчає перетворення різних видів енергії, що відбуваються при перебігу хімічних реакцій. 2.1. ОСНОВНІ ПОНЯТТЯ ХІМІЧНОЇ ТЕРМОДИНАМІКИ Системою називається окреме тіло або група тіл, що знаходяться у взаємодії та відокремлені від навколишнього середовища реальною або уявною оболонкою (кордоном). Відкритою називається система, яка обмінюється із зовнішнім середовищем речовинами (масою) та енергією (наприклад, теплом). Ізольованою системою (або закритою системою) називають таку систему, яка не обмінюється теплотою та роботою з навколишнім середовищем. Енергія та обсяг ізолюваної системи постійні в часі. Прикладом такої системи є, наприклад, термос. Якщо кордон не пропускає теплоту, то процес, що відбувається у системі, називають адіабатичним. Коли система обмінюється теплотою та роботою з навколишнім середовищем, відбуваються зміни як у системі, так і у навколишньому середовищі. Термодинамічні системи можуть бути гомогенними або гетерогенними. Якщо всередині системи немає поверхонь розділу, що відокремлюють різні за складом або будовою частини системи, то ця система називається гомогенной. Відповідно, гетерогенною називається система, що складається з різних частин, що відрізняються за будовою або хімічного складу . Ці частини називаються фазами. Таким чином, фазою називається частина гетерогенної системи, обмежена поверхнею розділу і яка характеризується однаковими у всіх точках фізичними та хімічними властивостями. Кожна система складається з однієї чи кількох речовин. Індивідуальні хімічні речовини, які можуть бути виділені із системи та існувати поза нею самостійно у вигляді окремої фази, називаються складовими речовинами системи. Наприклад, у склянці знаходиться вода, в яку опущена платинова платівка. Над склянкою є суміш газів: кисень, водень та азот. Ця система трифазна, в ній знаходяться п'ять складових речовин. 7 Термодинамічний стан системи – це набір значень незалежних змінних (параметрів системи), які визначають її властивості. Будь-яка властивість системи може бути названа термодинамічний параметр стану, якщо вона розглядається як одна з незалежних змінних, що визначають стан системи. Термодинаміка розглядає речовину як суцільне середовище та використовує для дослідження такі термодинамічні параметри, які є результатом дії великої кількості частинок (макропараметри). Наприклад, макропараметрами хімічної реакції, що протікає навіть за «звичайних умов», є температура, тиск, об'єм, концентрація, напруженість гравітаційного, магнітного, електричного та електромагнітного полів та ін. «Звичайні умови» - це температура 20– 25 ° С, тиск атмосферний, тобто. близько 101 кПа, прискорення сили тяжіння - в середньому близько 9,8 м/с2, напруженість магнітного поля - в середньому близько 40 А/м, напруженість електричного поля - в середньому близько 130 В/м, освітленість видимим світлом - у середньому близько 500 лк. Щоб охарактеризувати термодинамічний стан системи, необхідно знати не всі властивості, а лише найменшу кількість, так звані незалежні параметри системи. Як правило, описуючи хімічний процес, що протікає на Землі, ми не вказуємо характеристики поля, оскільки вони постійні і тому не впливають на склад та вихід продуктів реакції. Якщо ж хімічний процес проводиться в умовах сильних магнітних або електричних полів, або при інтенсивному опроміненні ультрафіолетом, рентгенівськими променями або навіть видимим світлом, то параметри поля істотно вплинуть на склад і вихід продуктів реакції. У цьому випадку параметри поля потрібно вказувати. Термодинамічні параметри ділять на екстенсивні та інтенсивні. Величини, пропорційні масі (або кількості речовини) робочого тіла, що розглядається, або термодинамічної системи, називаються екстенсивними, це - обсяг, внутрішня енергія, ентальпія і т. п. Інтенсивні величини не залежать від маси термодинамічної системи. Це, наприклад, температура та тиск. Тиск - фізична величина, що дорівнює відношенню сили, рівномірно розподіленої по поверхні тіла, до площі поверхні, розташованої F ної перпендикулярно силі: p = S Одиниця тиску в СІ - паскаль (Па) - це тиск, що викликається силою в 1 Н, рівномірно розподіленою по поверхні площею 1 м2, розташованої перпендикулярно до напрямку сили: 1 Н/м2 = 1 Па. На практиці використовуються кратні та дольні одиниці тиску: кілопаскаль 8 (103 Па = 1 кПа); мегапаскаль (106 Па = 1 МПа); гектапаскаль (102 Па = 1 гПа), і навіть позасистемна одиниця - бар (1 бар = 105 Па). Згідно з висновками молекулярно-кінетичної теорії, тиск газу є результатом ударів об стінку судини молекул, що хаотично безперервно рухаються. Найбільш прості співвідношення між параметрами та поведінкою молекул отримані для ідеального газу. Під ідеальним газом розуміють газ, що складається з пружних молекул, між якими немає сил взаємодії, які мають зневажливо малий власний об'єм у порівнянні з об'ємом, який займає газ. Будь-який реальний газ за відносно низького тиску (близький до атмосферного) поводиться практично як ідеальний (суворо при p → 0). Рівняння стану ідеального газу - рівняння Менделєєва - Клапейрона має вигляд: pV = nRT, де р - тиск газу, Па; V – об'єм, м3; n – кількість газу, моль; R - універсальна постійна газова рівна 8,314 Дж/(моль К); T - абсолютна температура, К. Температура характеризує тепловий стан системи. На досвіді можна встановити поняття теплішого і холоднішого тіла, але температуру не можна виміряти безпосередньо. Її визначають за чисельними значеннями інших фізичних параметрів, що залежать від температури, що й покладено в основу побудови емпіричних температурних шкал. Як такі параметри (термометричні параметри) можуть виступати різні фізичні величини. У тому числі об'єм тіла при постійному тиску, тиск при постійному обсязі, електрична провідність, термоелектрорушійна сила, геометричні параметри тіл, яскравість свічення та ін. Пристрій для вимірювання температури називається термометром. Для побудови будь-якої емпіричної шкали температур використовують три припущення: 1) розмір градуса визначається вибором чисельного значення величини ∆T між двома реперними температурними точками - еталонами температури; 2) становище температурного нуля в емпіричних шкалах є довільним; 3) приймається, що термометрична функція лінійна в даному інтервалі температур. Як реперні точки використовують фазові переходи чистих речовин. Наприклад, для емпіричної шкали Цельсія як реперні точки прийнято температури плавлення і кипіння води при атмосферному тиску (0 і 100 градусів, відповідно). Інтервал між цими температурами поділено на сто рівних частин (градусів Цельсія - °С). Хоча об'єктивну температурну шкалу можна побудувати при використанні будь-якої теоретично визначеної термометричної функції, у термодинаміці як таку функцію застосовують рівняння стану ідеального газу. Газовий термометр дозволяє проводити найточніші (близькі до абсолютної шкали температур – шкали Кельвіна) вимірювання температури. Однак визначення температури за шкалою газового термометра є досить важкою роботою, яку проводять тільки для встановлення абсолютних температур небагатьох реперних точок фазових переходів, що приймаються за еталонні. Проміжні температури зазвичай визначають емпіричними термометричними методами. Міжнародна практична шкала температур (МПШТ), прийнята 1954 р., - це найточніше на етапі наближення до абсолютної температурної шкалою. На відміну від емпіричних шкал МПШТ використана одна експериментальна реперна температурна точка. Як така точка використана температура потрійної точки води (коли в рівновазі одночасно знаходяться лід, вода і водяна пара). Температуру потрійної точки води прийнято в МПТШ за 273,16 К (точно). При атмосферному тиску лід плавиться на 0,01° нижче. Реперна точка за шкалою Цельсія - 0 °С - відповідає 273,15 К. Чисельне значення температур для всіх інших реперних точок (крім потрійної точки води) безперервно уточнюють у міру підвищення точності роботи з газовим термометром. У 1968 р. як еталонні температурні точки було рекомендовано використовувати дванадцять реперних точок, що охоплюють інтервал від потрійної точки водню до температури плавлення золота. В даний час температура за шкалою Цельсія (t) виражається у вигляді зв'язку з абсолютною температурою (T), яка має вигляд: T = 273,15 + t. Властивості системи, які однозначно можуть бути виражені як функції температури, тиску та концентрації речовин, що становлять систему, називаються термодинамічними функціями. Наприклад, теплоємність, внутрішня енергія, ентропія та ін. Якщо зміна термодинамічної функції залежить тільки від початкового та кінцевого стану системи та не залежить від шляху процесу, то така функція називається функцією стану системи. Термодинамічний процес називається будь-яка зміна в системі, пов'язана зі зміною хоча б одного з термодинамічних параметрів. Круговим процесом або циклом називається процес, при якому термодинамічна система, вийшовши з деякого початкового стану і зазнавши ряд змін, повертається в той самий стан; у цьому процесі зміна будь-якого параметра стану дорівнює нулю. 10

    Читайте також