Definiţia physical chem. Chimie fizică
1. Chimie fizică: scop, sarcini, metode de cercetare. Concepte de bază ale chimiei fizice.
Fiz. chimie - știința legilor proceselor chimice și chimice. fenomene.
Subiect al explicației de chimie fizică a chimiei. fenomene bazate pe legi mai generale ale fizicii. Chimia fizică ia în considerare două grupuri principale de probleme:
1. Studiul structurii și proprietăților unei substanțe și a particulelor sale constitutive;
2. Studiul proceselor de interacţiune a substanţelor.
Chimia fizică își propune să studieze relația dintre m/y fenomene chimice și fizice. Cunoașterea unor astfel de relații este necesară pentru a studia mai profund reacțiile chimice care apar în natură și sunt folosite în tehnologie. proceselor, controlează adâncimea și direcția reacției. Scopul principal al disciplinei Chimie fizică este studiul relațiilor și modelelor generale ale chimiei. procese bazate pe principiile fundamentale ale fizicii. Chimia fizică se aplică fizică. teorii și metode pentru fenomene chimice.
Se explică DE CE și CUM au loc transformările substanțelor: chimic. reacții și tranziții de fază. DE CE - termodinamică chimică. AS - cinetică chimică.
Concepte de bază ale chimiei fizice
Obiectul principal al chimiei. termodinamica este un sistem termodinamic. Termodinamic sistem - orice corp sau ansamblu de corpuri capabile să schimbe energie și materie cu sine și cu alte corpuri. Sistemele sunt împărțite în deschise, închise și izolate. deschis și eu - sistemul termodinamic schimbă cu mediul extern atât in-ţie cât şi energie. Închis și eu - un sistem în care nu există schimb de materie cu mediul, dar poate face schimb de energie cu acesta. izolat și eu -volumul sistemului rămâne constant și este lipsit de posibilitatea de a face schimb cu mediul și energie și in-țiune.
Sistemul poate fi omogen (omogen) sau eterogen (eterogen ). Fază - aceasta este o parte a sistemului, care în absența unui câmp de forță extern are aceeași compoziție în toate punctele sale și aceeași termodinamică. St. tu și separat de alte părți ale sistemului prin interfață. Faza este întotdeauna omogenă, adică. omogen, deci un sistem monofazat se numește omogen. Un sistem format din mai multe faze se numește eterogen.
Proprietățile sistemului sunt împărțite în două grupuri: extins și intensiv.
În termodinamică se folosesc conceptele de echilibru și procese reversibile. echilibru este un proces care trece printr-o serie continuă de stări de echilibru. Proces termodinamic reversibil este un proces care poate fi efectuat invers, fără a lăsa modificări în sistem și mediu.
2. I-a lege a termodinamicii. Energie internă, căldură, muncă.
Prima lege a termodinamicii legate direct de legea conservării energiei. Pe baza acestei legi, rezultă că în orice sistem izolat, alimentarea cu energie rămâne constantă. O altă formulare a primei legi a termodinamicii rezultă din legea conservării energiei - imposibilitatea creării unei mașini cu mișcare perpetuă (perpetuum mobile) de primul fel, care să producă muncă fără a cheltui energie pe ea. Formularea, deosebit de importantă pentru termodinamica chimică,
primul principiu este exprimarea lui prin concept energie interna: energia internă este o funcție de stare, i.e. schimbarea sa nu depinde de calea procesului, ci depinde doar de starea inițială și finală a sistemului. Modificarea energiei interne a sistemului U poate apărea prin schimbul de căldură Q si munca W cu mediul. Apoi, din legea conservării energiei rezultă că căldura Q primită de sistem din exterior este cheltuită pentru creșterea energiei interne ΔU și munca W efectuată de sistem, i.e. Q=Δ U+V. Dat la alinierea este
expresia matematică a primei legi a termodinamicii.
euînceputul termodinamicii formularea sa:
în orice sistem izolat, alimentarea cu energie rămâne constantă;
diferite forme de energie trec una în alta în cantități strict echivalente;
mașină cu mișcare perpetuă (perpetuum mobil) de primul fel este imposibil;
energia internă este o funcție de stare, adică schimbarea sa nu depinde de calea procesului, ci depinde doar de starea inițială și finală a sistemului.
expresie analitică: Q = D U + W ; pentru o modificare infinitezimală a cantităților d Q = dU + d W .
Prima lege a termodinamicii stabilește raportul. m / y încălziți Q, lucrați A și schimbați int. energia sistemului ΔU. Modificați int. Energia sistemului este egală cu cantitatea de căldură comunicată sistemului minus cantitatea de muncă efectuată de sistem împotriva forțelor externe.
Ecuația (I.1) - notație matematică a legii I a termodinamicii, ecuația (I.2) - pentru o modificare infinitezimală a comp. sisteme.
Int. funcția de stare de energie; aceasta înseamnă că schimbarea-e ext. energia ΔU nu depinde de calea de tranziție a sistemului de la starea 1 la starea 2 și este egală cu diferența dintre valorile ext. energiile U2 și U1 în aceste stări: (I.3)
Int. Energia unui sistem este suma energiei potențiale a interacțiunii. toate particulele corpului m / y și energia cinetică a mișcării lor (fără a lua în considerare energiile cinetice și potențiale ale sistemului în ansamblu). Int. energia sistemului depinde de natura insulei, masa acesteia și de parametrii stării sistemului. Are vârsta. cu o creștere a masei sistemului, deoarece este o proprietate extinsă a sistemului. Int. energia se notează cu litera U și se exprimă în jouli (J). În cazul general, pentru un sistem cu o cantitate de 1 mol. Int. energie, ca orice termodinamică. St. în sistem, funcția yavl-Xia comp. Direct în experiment, doar schimbări în interior energie. De aceea în calcule se operează întotdeauna cu modificarea sa U2 –U1 = U.
Toate modificările la interior energiile sunt împărțite în două grupe. Prima grupă include doar prima formă de tranziție a mișcării prin ciocniri haotice ale moleculelor a două corpuri alăturate, adică. prin conducție (și în același timp prin radiație). Măsura mișcării transmise în acest mod este căldura. concept căldură asociat cu comportamentul unui număr mare de particule - atomi, molecule, ioni. Sunt într-o mișcare haotică (termică) constantă. Căldura este o formă de transfer de energie. A doua modalitate de a face schimb de energie este Loc de munca. Acest schimb de energie se datorează acțiunii efectuate de sistem, sau acțiunii efectuate asupra acestuia. De obicei, munca este desemnată prin simbol W. Munca, ca și căldura, nu este o funcție a stării sistemului, astfel încât valoarea corespunzătoare muncii infinitezimale este notă cu simbolul derivatei parțiale - W.
Trimiteți-vă munca bună în baza de cunoștințe este simplu. Utilizați formularul de mai jos
Studenții, studenții absolvenți, tinerii oameni de știință care folosesc baza de cunoștințe în studiile și munca lor vă vor fi foarte recunoscători.
Găzduit la http://www.allbest.ru/
Instituția bugetară de învățământ secundar profesional
Okrug autonom Khanty-Mansi- Yugra
„Colegiul Profesional Sovietic”
Note de bază ale cursului
la disciplina academică: „EN.03 Chimie”
specialitatea: "260502 Tehnologia produselor de catering"
„Chimie fizică și coloidală”
adnotare
Compilat de: Ivanova L.V.
Recenzători:
Polyanskaya T.V., profesor de discipline naturale, FGOU SPO „OKTES”;
Chudnovskaya VG, lector, președinte al PUK al disciplinelor chimice.
Rezumatul de referință al prelegerilor a fost întocmit în conformitate cu cerințele Standardului Educațional de Stat Federal (FSES) al învățământului profesional secundar la un conținut minim la disciplina „EN.03 Chimie” pentru formarea specialiștilor de nivel mediu: „260807 Tehnologia produselor de alimentație publică.”
Lucrul cu notele de curs de bază contribuie la trecerea de la percepția descriptivă obișnuită a datelor fizice și chimice la reprezentări cantitative, de ex. conduce la o înțelegere profundă și corectă a acestora și, ca urmare, la predictibilitatea proceselor care au loc în sistemele coloidale și alte sisteme. Acest lucru ajută la dezvoltarea profesională, folosind bazele științifice ale chimiei fizice și coloidale, abordări ale tehnologiei de obținere, depozitare și prelucrare a alimentelor.
Manualul este destinat organizării muncii la clasă și extrașcolare a elevilor la disciplina „EN.03 Chimie” (secțiunea 1 „Chimie fizică”, secțiunea 3 „Chimie coloidă”).
Introducere
Secțiunea 1. Chimie fizică
1.1 Concepte de bază și legile termodinamicii. Termochimie
1.1.1 Concepte de bază ale termodinamicii
1.1.2 Prima lege a termodinamicii
1.1.3 Termochimie
1.1.4 A doua lege a termodinamicii
1.2 Stări agregate ale substanțelor, caracteristicile acestora
1.2.1 Caracteristicile stării gazoase a materiei
1.2.2 Caracteristicile stării lichide a materiei
1.2.3 Caracterizarea stării solide a materiei
1.3 Cinetică chimică și cataliză. Echilibru chimic
1.3.1 Viteza unei reacții chimice
1.3.2 Cataliza și catalizatori
1.3.3 Echilibrul chimic
1.4 Proprietăţile soluţiilor
1.4.1 caracteristici generale solutii
1.4.2 Soluții ale gazelor în lichide
1.4.3 Solubilitatea reciprocă a lichidelor
1.4.4 Soluții de solide în lichide
1.4.5 Difuzia și osmoza în soluții
1.4.6 Presiunea vaporilor saturați a soluției
1.4.7 Soluții de congelare și fierbere
1.4.8 Proprietăţile soluţiilor electrolitice
1.5 Fenomene de suprafață. Adsorbţie
1.5.1 Adsorbția, tipurile sale
1.5.2 Adsorbția la interfața soluție-gaz
1.5.3 Adsorbția schimbătoare de ioni
Secțiunea 2. Chimia coloidului
2.1 Subiect de chimie coloidală. Sisteme disperse
2.1.1 Caracteristicile generale ale sistemelor dispersate
2.1.2 Clasificarea sistemelor dispersate
2.2 Soluții coloidale
2.2.1 Metode de achiziție
2.2.2 Structura unei particule coloidale
2.2.3 Proprietăţile soluţiilor coloidale
2.3 Sisteme grosiere
2.3.2 Suspensii
2.3.3 Emulsii
2.3.4 Aerosoli
2.4 Modificări fizice și chimice materie organică Produse alimentare
2.4.1 Proteinele, structura lor chimică și compoziția aminoacizilor
2.4.2 Glucide - polizaharide cu greutate moleculară mare
2.4.4 Jeleu
Lista bibliografică
Introducere
Chimie Fizica este o știință care studiază relația dintre proprietățile chimice și fizice ale substanțelor, fenomenele și procesele chimice și fizice.
Numai pe baza legilor chimiei fizice pot fi înțelese și implementate astfel de procese comune în diferite ramuri ale industriei alimentare, cum ar fi evaporarea, cristalizarea, uscarea, sublimarea, separarea, distilarea, extracția și dizolvarea. Fără cunoașterea metodelor de chimie fizică, controlul tehnologic al producției de alimente este imposibil: determinarea umidității, acidității, conținutului de zaharuri, proteine, grăsimi, vitamine etc.
Fondatorul chimiei fizice este M.V. Lomonosov. El în 1752-1754. A fost primul om de știință care a oferit studenților un curs de chimie fizică. Lectura cursului a fost însoțită de o demonstrație de experimente și lucrări de laborator. Lomonosov a fost primul care a propus termenul de „chimie fizică” și a dat acestei discipline științifice următoarea definiție: „Chimia fizică este o știință care explică, pe baza prevederilor și experimentelor fizicii, ceea ce se întâmplă în corpurile mixte în timpul operațiilor chimice. " Astfel, M.V. Lomonosov a considerat chimia fizică ca o știință concepută pentru a oferi o explicație fizică a esenței proceselor chimice.
M.V. Lomonosov a scris primul manual din lume de chimie fizică. Descoperirea de către marele om de știință a legii conservării materiei și energiei, doctrina existenței zeroului absolut, teoria cinetică a gazelor, o serie de lucrări privind studiul soluțiilor au stat la baza chimiei fizice emergente, au contribuit la formarea sa într-o știință independentă. Perioada de separare într-o știință separată a durat mai mult de 100 de ani. Cursul de chimie fizică în acest timp nu a fost citit de niciunul dintre oamenii de știință.
Una dintre ramurile chimiei fizice, care a devenit o știință independentă, este chimia coloidală.
chimia coloidală este o știință care studiază proprietățile sistemelor eterogene foarte dispersate și ale soluțiilor polimerice.
Procese culinare: coagularea proteinelor (în timpul tratamentului termic al cărnii, peștelui, ouălor etc.), obținerea de emulsii stabile (multe sosuri), spume (frișcă pentru frișcă, proteine, mousse), învechirea jeleurilor (întărirea pâinii, separarea lichidului). din jeleu, jeleu etc.), adsorbție (clarificarea bulionului) - se referă la procese coloidale. Ele sunt în centrul oricărei producții alimentare.
Legile chimiei fizice și coloidale stau la baza măsurilor de protecție a mediului. De regulă, canalizarea, fumul de coș de fabrică sunt, de asemenea, sisteme coloidale. Metodele de distrugere a acestor sisteme coloidale se bazează pe legile chimiei fizice coloidale.
Secțiunea 1. Chimie fizică
1. 1 Principalconcepte și legile termodinamicii. TermenOchimie
1.1.1 Concepte de bază ale termodinamicii
Termodinamica- o știință care studiază legile generale ale transformării reciproce a energiei de la o formă la alta.
Termodinamica chimica cuantifică efectele termice ale diferitelor procese, clarifică posibilitatea fundamentală a unui flux spontan de reacții chimice și condițiile în care reacțiile chimice pot fi în stare de echilibru.
Obiectul de studiu în termodinamică este sistem- un corp sau un grup de corpuri, separat efectiv sau mental de mediu. Un sistem poate fi numit un cristal mineral, o soluție a oricărei substanțe într-un recipient, un gaz într-un cilindru etc.
Sistemul este numit termodinamic, dacă între corpurile care îl alcătuiesc, poate exista un schimb de căldură, materie, iar dacă sistemul este descris complet prin parametrii termodinamici.
Tipuri de sisteme (în funcție de natura interacțiunii cu mediul)
|
deschis |
Închis |
Izolat |
|
|
Schimbă energie și materie cu mediul. |
Nu poate face schimb de materie cu mediul înconjurător, dar poate face schimb de energie și poate lucra cu el. |
Nu face schimb de materie și energie cu mediul. Transferul de căldură, transformările reciproce ale energiei și egalizarea concentrației pot avea loc în interiorul sistemului, dar energia internă a sistemului rămâne constantă. |
|
|
Un balon deschis care conține o soluție din care se poate evapora solventul și care poate fi încălzită și răcită. |
Un balon bine închis cu o substanță. |
Reacția are loc în termostat. |
Sistemul poate fi omogen- constă dintr-o fază (aer, cristal, sare) și eterogen- constă din mai multe faze (gheață-apă, apă-benzen).
Fază- o parte a unui sistem eterogen separată prin interfețe și caracterizată prin aceleași proprietăți fizice în toate punctele sale.
Mediu inconjurator este tot ceea ce este în contact direct sau indirect cu sistemul. Este în general acceptat că mediul are o dimensiune atât de mare încât transferul sau dobândirea de căldură de către acesta nu îi modifică temperatura.
Starea unui sistem termodinamic este determinată de masă, volum, presiune, compoziție, capacitate termică și alte caracteristici, care se numesc parametrii de stareeunia.
Dacă parametrii stării sistemului nu se modifică în timp, atunci se ia în considerare o astfel de stare echilibru. Într-un sistem termodinamic de echilibru, parametrii de stare sunt interconectați prin anumite ecuații matematice - ecuațiile de stare (de exemplu, ecuația Claiperon-Mendeleev pentru starea unui gaz ideal).
Se numesc parametrii care pot fi măsurați direct principalii parametri ai statului. Parametrii de stare care nu pot fi măsurați direct (energie internă, entalpie, entropie, potențiale termodinamice) sunt considerați ca funcţiile parametrilor principaliTstare de șanț.
termodinamiceprocess-modificări ale parametrilor de stare a sistemului:
izotermic (T=const);
· izobar (Р=const);
izocoric (V=const).
Toate corpurile din natură, indiferent de starea de agregare, au o anumită rezervă energie interna.
Energia constă din energia cinetică a moleculelor, inclusiv energia mișcării de translație și rotație, energia mișcării atomilor în molecule, electronii în atomi, energia intranucleară, energia de interacțiune a particulelor între ele etc. Energia cinetică și potențială a corpului în sine nu este inclusă în energia internă. Energia internă este o funcție de stare. Valoare absolută energia internă nu poate fi determinată, se poate măsura doar modificarea energiei interne (U). Modificarea energiei interne nu depinde de calea de tranziție, ci depinde doar de stările inițiale și finale ale sistemului.
Căldură (Q)(sau efectul termic al procesului) este o caracteristică cantitativă a energiei pe care sistemul o primește (o emană) din mediu în timpul acestui proces. Căldura este o formă de transfer de energie realizată prin modificarea energiei cinetice a mișcării termice (haotice) a particulelor (atomi, molecule). Dacă procesul este însoțit de transferul de energie din mediu în sistem, se numește endotermic, in caz contrar - exotermic. Orice reacție exotermă în direcția înainte devine endotermă dacă merge în direcția opusă și invers.
Lucru (A), realizată de sistem, se datorează interacțiunii sistemului cu mediul extern, în urma căreia forțele externe sunt depășite, adică. munca este una dintre formele de schimb de energie cu mediul și servește ca o caracteristică cantitativă a energiei transferate, iar transferul de energie se realizează prin mișcarea ordonată (organizată) a moleculelor sub acțiunea unei anumite forțe.
1.1. 2 Prima lege a termodinamicii
Aceasta este o lege universală a naturii, legea conservării și transformării energiei, corespunzătoare poziției de bază a materialismului dialectic despre eternitatea și indestructibilitatea mișcării. Această lege a fost formulată pentru prima dată în 1842 de remarcabilul fizician german J. Meyer.
Energia nu dispare și nu ia naștere din nimic, ci doar se transformă dintr-o formă în alta în rapoarte strict echivalente.
În funcție de tipul de sistem, prima lege a termodinamicii are formulări diferite.
Pentru un sistem închis, această lege a termodinamicii stabilește o relație între căldura primită sau eliberată de sistem într-un anumit proces, modificarea energiei interne a sistemului și munca produsă în acest caz.
Într-un sistem izolat, energie internăRgia este constantă, adică. U=0.
Dacă căldura Q este furnizată unui sistem închis, atunci această energie este disipatăOmufă pentru a crește energia internă a sistemului U si la comiterea siCutema muncii A versus exteriorwforțele de mediu:
În condiții izobaric-izoterme în care funcționează organismele vii:
unde: p - presiunea externă,
V - modificarea volumului sistemului.
Inlocuim (1.2) in (1.1).
Qр = U+рV = (U final - U start) + (рV final - рV start) = (U final + рV final) - (U final + рV start) (1.3)
Se numește suma energiei interne a sistemului și produsul volumului și presiunii (U + pV). entalpie (N) - funcţie termodinamică de caracterizare a stării energetice a sistemului în condiţii izobaric-izoterme. Prin urmare:
Entalpie este suma tuturor tipurilor de energie concentrată într-un sistem dat, inclusiv energia mecanică a particulelor, care se poate manifesta sub formă de lucru în timpul expansiunii. Reacțiile chimice și procesele fizico-chimice pot continua cu eliberarea și absorbția de energie. Ele sunt împărțite în exoterme și endoterme.
Procesele în care se eliberează căldură se numesc exotermicȘi, procese care au loc cu absorbția de căldură, - endotermicedegresare.
În procesele exoterme, entalpia scade (începerea H cu H), prin urmare:
ДH = (H end - H start);
În procesele endoterme, entalpia crește (începerea H cu H), prin urmare:
ÄH = (H end - H start) 0,
Entalpia unui sistem depinde de presiune, temperatură și cantitatea de substanță.
În condiții izobaric-izoterme, cantitatea de căldură care este eliberată sau absorbită în timpul unei reacții chimice se caracterizează printr-o modificare a entalpiei și se numește entalpia de reacție H. Modificarea entalpiei de reacție, determinată în condiții standard, se numește entalpie standard de reacție și se notează H 0.
Entalpia de reacție, adică efectul termic al reacției depinde numai de natura și starea substanțelor inițiale și a produselor finite și nu depinde deȘisita din cale, de catreOla care se desfăşoară reacţia.
Conditii standard:
Cantitatea de substanță este de 1 mol;
presiune 760 mm. rt. Artă. sau 101,325 kPa;
temperatura 298 0 K sau 25 0 C.
1.1. 3 Termochimie
Chimic ecuația, care indică valoarea entalpiei (sau efectului termic) al reacției, se numește termochimic.
Ecuațiile termochimice sunt folosite în termochimie. Termochimia determină efectele termice ale unei reacții chimice și tranzițiile de la o stare la alta. Ecuația termochimică diferă de cea chimică prin aceea că ecuațiile termochimice indică valoarea absolută și semnul efectului termic al reacției, care este legat de un mol din substanța inițială sau obținută, prin urmare, coeficienții stoichiometrici din ecuațiile termochimice pot fi fracționat. În ecuațiile termochimice se notează și starea de agregare și forma cristalină.
Entalpia de reacție poate fi determinată atât experimental, cât și prin calcul folosind entalpiile de formare a substanțelor implicate într-o reacție chimică pe baza legea lui Hess(1840):
În calculele termochimice, consecințele legii Hess sunt de mare importanță:
1 consecinta. Entalpia reacției este egală cu diferența dintre suma algebrică a entalpiilor de formare a produselor și a substanțelor inițiale, ținând cont de coeficienții stoichiometrici din ecuația reacției.
2 consecinţă. Entalpia realizării directe este numeric egală cu entalpia reacției inverse, dar cu semnul opus.
1.1. 4 A doua lege a termodinamicii
Acesta are următoarele formulări:
Transferul de căldură de la un corp rece la unul cald este asociat cu compensare, adică. cu nevoia de muncă suplimentară, care în cele din urmă se transformă în căldură absorbită de un corp fierbinte (de exemplu, într-un frigider de acasă, căldura este transferată de la obiecte la părți ale dispozitivului și apoi la aer. Acest transfer necesită consumul de energie electrică) . Procesele, a căror implementare este asociată cu compensarea, sunt numite ireversibilȘiAle mele.
Tranziția spontană (naturală, spontană) a energiei (sub formă de căldură) de la un corp mai puțin încălzit la unul mai încălzit este imposibilă.ela asta.
Căldura oceanului, de exemplu, poate fi transformată în principiu în muncă (conform primei legi a termodinamicii), dar numai dacă există un frigider adecvat (conform celei de-a doua legi a termodinamicii).
Este imposibil să creezi o mașină cu mișcare perpetuă de al 2-lea fel.
În ceea ce privește reacțiile chimice (la P, T=const), această poziție este exprimată prin următoarea ecuație matematică:
H = G + TS sau G = H - TS, (1,5)
unde H este efectul termic al reacției observat în timpul curgerii sale ireversibile;
G - schimbare Energie liberă Gibbs(energie liberă la presiune constantă), sau o modificare a potențialului izobar-izoterm, adică aceasta este partea maximă a energiei sistemului care, în condiții date, se poate transforma în muncă utilă. La G 0 reacţia decurge spontan.
Chiar și cu un flux reversibil al reacției, doar o parte din căldura procesului poate intra în lucru. Cealaltă parte, netransformată în pAbot, este transmis în același timp de la părțile mai încălzite la cele mai reci ale sistemuluieNoi.
Funcția S introdusă în ecuația (1.5) se numește introduceOISD.
Entropia este o funcție a fiecărei stări specifice, staționare și nu depinde de calea către atingerea unei noi stări (de exemplu, de ce etape intermediare trece sistemul când trece de la starea 1 la starea 2).
Produsul TS este căldura transferată (Q), care nu poate fi transformată în lucru chiar și cu un curs reversibil al reacției (valoarea „energiei legate”). Acest produs arată cantitatea de energie internă pierdută sub formă de căldură:
TS = Q sau S = Q/T, (1,6)
Modificarea entropiei sistemului în timpul reacției, egală cu căldura transmisă sistemului, împărțită la temperatura absolută la care sistemul primește (eliberează) această căldură.
Pe lângă potențialul termodinamic - energia liberă Gibbs G, în termodinamică, ca funcție auxiliară pentru descrierea proceselor, un alt potențial termodinamic introdus este, de asemenea, de mare importanță - energie gratis Helmholtz F(energie liberă la volum constant) sau potențial izocor-izoterm:
F = U - TS (pentru V, T=const) (1,7)
Procesele spontane pot produce muncă. Echilibrul apare atunci când această posibilitate este epuizată. Întrucât modificările negative ale F și G corespund proceselor spontane, semnul modificării funcției G (la P, T=const) sau a funcției F (la V, T=const) va arăta posibilitatea sau imposibilitatea unei reacții spontane. Dacă modificările acestor funcții pentru stările de sistem 1 și 2 sunt zero, atunci sistemul este în echilibru.
Entropia diferă de alți parametri de stare a sistemului (P, T, V) prin aceea că valoarea sa numerică și valoarea modificării acesteia nu pot fi măsurate direct și pot fi obținute doar indirect, prin calcul. Pentru a calcula entropia S a reacției aA + bB = cC = dD, este necesar să se scadă suma entropiilor substanțelor din partea stângă a ecuației din suma entropiilor substanțelor din partea dreaptă a ecuația (ținând cont de coeficienții stoichiometrici). Deci, pentru condiții standard:
S 0 298K = S 0 298K (produse) - S 0 298K (reactivi), (1,8)
Doar acele procese care sunt asociate cu o creștere a entropiei pot apărea spontan într-un sistem izolat, de exemplu. sistemul dintr-o stare mai putin probabila trece intr-una mai probabila si ajunge la o astfel de stare macroscopica, care corespunde număr mare conditii microscopice. Cu alte cuvinte, procesele sunt spontane atunci când starea finală poate fi realizată de un număr mare de microstări, iar entropia este o măsură a eforturilor sistemului pentru echilibru. Astfel de procese trebuie să fie însoțite de o creștere a entropiei.
Întrebări pentru autocontrol:
1. Ce întrebări fundamentale rezolvă termodinamica chimică?
2. Ce se numește un sistem, un sistem termodinamic?
3. Ce se numesc parametrii de stare? Care sunt opțiunile de stat?
4. Ce se numește proces termodinamic?
5. Cum se formulează prima lege a termodinamicii?
6. Care este raportul dintre entalpie și energia internă a sistemului?
7. Care este entalpia standard de formare?
8. Cum diferă ecuațiile chimice de cele termochimice?
9. Ce determină a doua lege a termodinamicii?
10. Ce trebuie să știți pentru a determina posibilitatea fundamentală a unei anumite reacții în condiții date?
11. Ce factori termodinamici determină direcția reacțiilor chimice?
12. Cum se schimbă potențialele izobar-izoterme și izocoric-izoterme într-un proces care se desfășoară spontan?
1. 2 Stările agregate ale substanțelor, caracteristicile lor
În funcție de condițiile externe (temperatură și presiune), fiecare substanță poate fi în una dintre cele trei stări de agregare: greu, viudcom sau gazos.Aceste stări se numesc state agregate.Pentru unele substante sunt caracteristice doar doua sau chiar o stare de agregare. De exemplu, naftalina, iod, atunci când sunt încălzite în condiții normale, din stare solidă în stare gazoasă, ocolind starea lichidă. Substanțe precum proteinele, amidonul, cauciucurile, care au macromolecule uriașe, nu pot exista în stare gazoasă.
Gazele nu au o formă constantă și un volum constant. Lichidele au un volum constant, dar nu au o formă constantă. Solidele se caracterizează prin constanța formei și a volumului.
1.2. 1 Caracterul stării gazoase a materiei
Pentru gaze, următoarele proprietăți sunt:
Umplerea uniformă a întregului volum prevăzut;
Densitate scăzută în comparație cu substanțele lichide și solide și viteză mare de difuzie;
Compresibilitate relativ ușoară.
Aceste proprietăți sunt determinate de forțele de atracție intermoleculară și de distanța dintre molecule.
Într-un gaz, moleculele se află la o distanță foarte mare unele de altele, forțele de atracție dintre ele sunt neglijabile. La presiuni joase distanțele dintre moleculele de gaz sunt atât de mari încât, în comparație cu acestea, dimensiunea moleculelor și, în consecință, volumul moleculelor în volumul total al gazului, pot fi neglijate. La distanțe mari dintre molecule, practic nu există forțe de atracție între ele. Un gaz în această stare se numește perfect.În condiții normale T \u003d 273 0 K (0 0 C) și p \u003d 101,325 kPa, gazele reale, indiferent de natură, pot fi considerate ideale și aplicate acestora ecuația esteeuideal gApentru (ecuația Claiperon-Mendeleev):
unde P este presiunea gazului,
V este volumul gazului,
Cantitatea de substanță
R - constanta universală a gazului (în unități SI R \u003d 8,314 J / molK),
T este temperatura absolută.
Gaze reale la presiuni mari și temperaturi scăzute ax nu se supune ecuației de stare a unui gaz ideal, deoarece în aceste condiții încep să apară forțele de interacțiune între molecule și nu mai este posibil să neglijăm volumul intrinsec al moleculelor față de volumul corpului. Pentru a descrie matematic comportamentul gazelor reale, se folosește ecuația van der Waals:
(p + n 2 a/V 2) (V - nb) = vRT, (2.2)
unde a și b sunt constante,
a / V 2 - corecție pentru atracția reciprocă,
b este corecția pentru volumul intrinsec al moleculelor,
n este numărul de moli de gaz.
Odată cu creșterea presiunii și scăderea temperaturii, distanțele dintre molecule scad, iar forțele de interacțiune cresc astfel încât o substanță poate trece de la o stare gazoasă la una lichidă. Pentru fiecare gaz există o limită temperatura critica, deasupra căruia un gaz nu poate fi lichefiat la nicio presiune. Se numește presiunea necesară pentru a lichefia un gaz la o temperatură critică presiune critică, și volumul unui mol de gaz în aceste condiții volum criticemama.
Orez. 1. Izoterme ale gazelor reale
Se numește starea gazului la parametrii critici critic cuOpermanent.În stare critică, diferența dintre lichid și gaz dispare, au aceleași proprietăți fizice.
Tranziția unui gaz într-un lichid poate fi prezentată grafic. Figura 1 prezintă o relație grafică între volum și presiune la temperaturi constante. Astfel de curbe se numesc dinOtermeni. Izotermele pot fi împărțite în trei secțiuni: AB, BC, CD la temperaturi scăzute. AB - corespunde stării gazoase, BC - corespunde trecerii gazului în lichid, CD - caracterizează starea lichidă. Pe măsură ce temperatura crește, secțiunea BC scade și se transformă într-un punct de inflexiune K, numit punct critic.
Gazele lichefiate găsesc o mare aplicație industrială. CO 2 lichid este folosit pentru carbonatarea fructelor și a apelor minerale, obținând vinuri spumante. SO2 lichid este folosit ca dezinfectant pentru a distruge mucegaiurile din pivnițe, pivnițe, butoaie de vin, rezervoare de fermentație. Azotul lichid este utilizat pe scară largă în medicină și biologie pentru a obține temperaturi scăzute în timpul conservelor și înghețarii sângelui și a țesuturilor biologice. Gazele lichide sunt mai convenabile de transportat.
1.2. 2 Caracteristicile stării lichide a materiei
Spre deosebire de gaze, forțe destul de mari de atracție reciprocă acționează între moleculele lichide, ceea ce determină natura particulară a mișcării moleculare. Mișcarea termică a unei molecule lichide include mișcări oscilatorii și de translație. Fiecare moleculă oscilează în jurul unui anumit punct de echilibru pentru o perioadă de timp, apoi se mișcă și ocupă din nou o nouă poziție de echilibru. Aceasta îi determină fluiditatea. Forțele de atracție intermoleculară nu permit moleculelor să se deplaseze departe unele de altele în timpul mișcării lor. Efectul total al atracției moleculelor poate fi reprezentat ca presiunea internă a lichidelor, care atinge valori foarte mari. Aceasta explică constanța volumului și incompresibilitatea practică a lichidelor, deși ele iau cu ușurință orice formă.
Proprietățile lichidelor depind și de volumul moleculelor, forma și polaritatea acestora. Dacă moleculele lichide sunt polare, atunci două sau mai multe molecule se combină (se asociază) într-un complex complex. Astfel de lichide se numesc asociatObăi lichide. Lichidele asociate (apă, acetonă, alcooli) au puncte de fierbere mai mari, volatilitate mai mică și constantă dielectrică mai mare. De exemplu, alcoolul etilic și dimetil eterul au aceeași formulă moleculară (C2H6O). Alcoolul este un lichid asociat și fierbe la o temperatură mai mare decât eterul dimetilic, care este un lichid neasociat.
Starea lichidă este caracterizată de proprietăți fizice precum ploTvâscozitate, tensiune superficială.
Tensiune de suprafata.
Starea moleculelor din stratul de suprafață diferă semnificativ de starea moleculelor din adâncimea lichidului. Luați în considerare un caz simplu - lichid - vapori (Fig. 2).
Orez. 2. Acțiunea forțelor intermoleculare asupra interfeței și în interiorul lichidului
Pe fig. 2, molecula (a) este în interiorul lichidului, molecula (b) este în stratul de suprafață. Sferele din jurul lor sunt distanțele peste care se extind forțele de atracție intermoleculară ale moleculelor din jur.
Molecula (a) este afectată uniform de forțele intermoleculare din moleculele din jur, astfel încât forțele de interacțiune intermoleculară sunt compensate, rezultanta acestor forțe este zero (f=0).
Densitatea unui vapor este mult mai mică decât densitatea unui lichid, deoarece moleculele sunt departe unele de altele. Prin urmare, moleculele din stratul de suprafață aproape că nu experimentează forța de atracție a acestor molecule. Rezultanta tuturor acestor forțe va fi direcționată în interiorul lichidului perpendicular pe suprafața acestuia. Astfel, moleculele de suprafață ale unui lichid sunt întotdeauna sub influența unei forțe care tinde să le atragă și, prin urmare, să reducă suprafața lichidului.
Pentru a crește interfața lichidă, este necesar să cheltuiți munca A (J). Munca necesară pentru a mări interfața S cu 1 m 2 este o măsură a energiei de suprafață sau tensiune de suprafata.
Astfel, tensiunea superficială d (J / m 2 \u003d Nm / m 2 \u003d N / m) este rezultatul forțelor intermoleculare necompensate din stratul de suprafață:
q = F/S (F - energia de suprafață) (2.3)
Există multe metode pentru determinarea tensiunii superficiale. Cele mai frecvente sunt metoda stalagmometrică (metoda numărării picăturilor) și metoda presiunii celei mai mari a bulelor de gaz.
Folosind metodele de analiză prin difracție cu raze X, s-a constatat că în lichide există o oarecare ordine în aranjarea spațială a moleculelor în microvolume individuale. În apropierea fiecărei molecule, se observă așa-numita ordine de rază scurtă. La o oarecare distanță de el, această regularitate este încălcată. Și în întregul volum al lichidului nu există o ordine în aranjarea particulelor.
Orez. 3. Stalagmometru 4. Viscozimetru
Viscozitate h (Pa s) - proprietatea de a rezista la mișcarea unei părți a lichidului față de cealaltă. În viața practică, o persoană se confruntă cu o mare varietate de sisteme lichide, a căror vâscozitate este diferită - apă, lapte, uleiuri vegetale, smântână, miere, sucuri, melasă etc.
Vâscozitatea lichidelor se datorează efectelor intermoleculare care limitează mobilitatea moleculelor. Depinde de natura lichidului, temperatură, presiune.
Vâscozitatea este măsurată cu ajutorul unor dispozitive numite vâscozimetre. Alegerea viscozimetrului și a metodei de determinare a vâscozității depinde de starea sistemului studiat și de concentrația acestuia.
Pentru lichide cu vâscozitate scăzută sau concentrație scăzută, vâscozimetrele de tip capilar sunt utilizate pe scară largă.
1.2. 3 Caracteristicile stării solide a materiei
Solidele, spre deosebire de lichide și gaze, își păstrează forma. Forțele atractive dintre particulele care alcătuiesc un corp solid sunt atât de puternice încât nu se pot mișca liber unele față de altele, ci doar oscilează în jurul unei poziții medii.
Toate solidele sunt împărțite în cristalinȘi amorf.În corpurile cristaline, particulele sunt dispuse într-o anumită ordine caracteristică fiecărei substanțe, iar această ordine se extinde la întregul volum. De-a lungul volumului unui corp amorf, nu există o ordine în aranjarea particulelor. În acest sens, corpurile amorfe pot fi considerate lichide cu o vâscozitate anormal de mare.
Foarte des, formele amorfe și cristaline sunt stări diferite ale aceleiași substanțe. Deci, dioxidul de siliciu se găsește în natură atât sub formă de cristale de cuarț (cristal de rocă), cât și într-o formă amorfă - silexul mineral. Carbon cristalin și amorf cunoscut.
Forma cristalină este cea mai stabilă, substanțele trec treptat din starea amorfă în starea cristalină. În condiții normale, acest proces este foarte lent, o creștere a temperaturii îl poate accelera. De exemplu, zahărul poate fi în stare cristalină (zahăr granulat, zahăr în bucăți) și în stare amorfe (caramelizat). În timp, caramelul se poate cristaliza, ceea ce este nedorit în industria de cofetărie. cinetică adsorbție dispersată coloidal
Ordinea în aranjarea spațială a particulelor și a corpurilor cristaline - celulă de cristal- defineste semne externe stare cristalină. Acestea includ: 1) un punct de topire definit și pronunțat; 2) o anumită formă geometrică a monocristalelor; 3) anizotropie.
Întrebări pentru autocontrol:
În ce condiții se apropie proprietățile unui gaz real de cele ale unui gaz ideal?
Este posibil să comprimați un gaz real la infinit?
Care este semnificația fizică a constantelor din ecuația de stare pentru un gaz real?
Este posibil, cunoscând temperatura și presiunea, să se determine numărul de molecule pe unitatea de volum?
Ce cauzează compresibilitatea scăzută a lichidelor?
Cum afectează formarea unei legături de hidrogen între molecule proprietățile unui lichid?
Cum se poate explica scăderea tensiunii superficiale și a vâscozității odată cu creșterea temperaturii?
Cum se poate distinge un solid cristalin de unul amorf?
Care este principala diferență în structura corpurilor cristaline și amorfe?
1. 3 Cinetică chimică și cataliză.Echilibru chimic
1.3.1 Viteza unei reacții chimice
Cinetica- studiul vitezei și mecanismului reacțiilor chimice.
Problema vitezei unei reacții chimice are o mare importanță practică și teoretică. Cursul proceselor biochimice din organism, modificările fizico-chimice ale produselor alimentare în timpul tratamentului termic și performanța echipamentelor din fabrică depind de viteza de reacție.
Viteza proceselor chimice poate fi controlată prin modificarea condițiilor de apariție a acestora. În unele cazuri, este de dorit să se intensifice procesul pentru a obține mai mult produs pe unitatea de timp. Uneori este necesar să se reducă viteza unei reacții chimice, de exemplu, pentru a încetini oxidarea grăsimilor în Produse alimentare. Toate aceste probleme pot fi rezolvate prin aplicarea legilor cineticii chimice.
Reacția rapidă- modificarea concentraţiei substanţelor care reacţionează pe unitatea de timp.
unde c este modificarea concentrației reactanților,
t - interval de timp.
Se determină dependența reacțiilor chimice de mare viteză de concentrație legea acțiunii în masă, cale empirică deschisă K.M. Guldberg și P. Waage în 1867.
Pentru reacția aA + bB = C
unde: A și B sunt concentrațiile reactanților,
a și b sunt coeficienții din ecuație,
k - coeficient de proporționalitate, numit constantă de viteză, în funcție de natura reactanților și de temperatură.
Viteza unei reacții chimice este proporțională cu produsul finaluluinfracții de reactanți luate în puteri egale cuOcoeficienții din ecuația reaLațiuni.
Constanta vitezei de reactie numeric egală cu viteza de reacție la concentrații de reactanți egale cu unitatea.
Factori care afectează viteza unei reacții chimice:
natura reactanților;
concentrația reactanților;
· temperatura;
presiune (pentru gaze);
zona de contact a reactanților;
prezența unui catalizator.
Odată cu creșterea temperaturii, viteza de mișcare a moleculelor crește și, în consecință, numărul de ciocniri între ele pe unitatea de timp.
Influența temperaturii asupra vitezei unei reacții chimice se supune regulii van't Hoff.
Pentru fiecare creștere de 10 grade a temperaturii,bMajoritatea reacțiilor cresc de 2-4 ori.
Numărul care arată de câte ori crește viteza unei anumite reacții atunci când temperatura crește cu 10 grade se numește temperatura laOfactor de reacție. Din punct de vedere matematic, această dependență este exprimată prin relația:
unde este coeficientul de temperatură al reacției,
şi 0 - viteze de reacţie la temperaturi iniţiale (t 1) şi finale (t 2);
t - modificarea temperaturii t 2 - t 1.
Regula lui Van't Hoff este aproximativă și poate fi aplicată reacțiilor care apar la temperaturi de la 0 la 300 de grade și într-un interval mic de temperatură. Pe măsură ce temperatura crește, coeficientul de temperatură al vitezei de reacție scade, apropiindu-se de unitate.
O dependență mai precisă a vitezei unei reacții chimice de temperatură a fost stabilită experimental de către Arrhenius:
unde k este constanta vitezei de reacție,
B și A sunt constante pentru această reacție.
1.3. 2 Cataliza și catalizatori
Catalizator O substanță care modifică viteza unei reacții chimice, dar nu este consumată. Catalizatorii fie accelerează, fie decelerează.
Cataliză- fenomenul de modificare a vitezei de reacție în prezența catalizatorilor.
reacții catalitice- reacții care au loc cu participarea catalizatorilor.
Dacă catalizatorul este unul dintre produșii reacției, atunci reacția se numește autocatalitic, și fenomenul în sine autocataliză.
Inhibitor un catalizator care încetinește reacția.
Un exemplu de catalizatori pozitivi este apa în interacțiunea pulberii de aluminiu cu iodul.
Enzime-catalizatori biologici de natura proteica.
Enzimele sunt prezente în toate celulele vii. Se obișnuiește să se împartă enzimele în simple și complexe, cu o singură componentă sau cu două componente. Enzimele simple constau numai din proteine, enzimele complexe constau din proteine și o parte non-proteică, care se numește coenzima.
Enzimele se caracterizează prin activitate catalitică ridicată și selectivitate. În ceea ce privește activitatea catalitică, aceștia sunt semnificativ superiori catalizatorilor anorganici. De exemplu, 1 mol de catalază la 0 grade descompune 200.000 moli de H 2 O 2 într-o secundă, iar 1 mol de platină la 20 de grade descompune de la 10 la 80 moli de peroxid de hidrogen într-o secundă.
Asemenea accelerări ale reacției se datorează faptului că enzimele reduc brusc barierele energetice în calea de reacție. De exemplu, energia de activare pentru reacția de descompunere a H 2 O 2 sub acțiunea unui ion de fier (II) și respectiv a moleculelor de catalază este de 42, respectiv 7,1 kJ/mol; pentru hidroliza ureei cu acid și, respectiv, ureaza 103 și respectiv 28 kJ/mol.
Enzimele sunt foarte specifice în comparație cu catalizatorii anorganici. De exemplu, amilaza, conținută în salivă, descompune ușor și rapid amidonul, dar nu catalizează procesul de descompunere a zahărului. Uraza este extrem de eficientă în catalizarea hidroliza ureei, dar nu are niciun efect asupra derivaților săi. Această caracteristică a enzimelor permite organismelor vii, având un set adecvat de enzime, să răspundă activ la influențele externe. De exemplu, s-a observat că în situații stresante corpul nostru se manifestă caracteristici uimitoare. Un fapt este descris când o femeie slabă a ridicat o mașină de bara de protecție și a ținut-o în timp ce oamenii au venit în ajutor pentru a elibera un copil care a căzut sub ea; o persoană urmărită de un animal furios depășește cu ușurință obstacolele care sunt de netrecut pentru el în starea sa obișnuită; in competitiile importante, sportivii pierd cateva kilograme in greutate in perioada de performanta.
Tot ceea ce s-a spus despre proprietățile remarcabile ale enzimelor se explică prin faptul că selectivitatea acțiunii (selectivitatea) și activitatea sunt interdependente: cu cât selectivitatea este mai mare, cu atât activitatea sa mai mare. Enzimele au o selectivitate unică și, prin urmare, activitatea lor este cea mai mare.
1.3. 3 Echilibru chimic
Reacții reversibile poate merge în două direcții opuse. Ele nu ajung la final, ci se termină cu stabilirea echilibrului chimic.
Echilibru chimic Starea unui sistem când ratele reacțiilor directe și inverse devin egale.
Starea de echilibru chimic este menținută până când condițiile se schimbă. Când condițiile externe se schimbă, echilibrul este perturbat, iar după un timp sistemul va ajunge la o nouă stare de echilibru.
Schimbarea echilibrului trecerea unui sistem de la o stare de echilibru la alta.
Se determină direcția deplasării echilibrului Principiul Le Chateligi.
Dacă sistemul de echilibru este afectat, atunci acesta este egal cuetu schimbi astaTîn direcţia care slăbeşte acest efect.
De exemplu, o creștere a temperaturii deplasează echilibrul către o reacție endotermă, o creștere a concentrației substanțelor inițiale deplasează echilibrul către produșii reacției. Presiunea modifică doar echilibrul reacțiilor care implică gaze. O creștere a presiunii schimbă echilibrul în direcția unei reacții care se desfășoară cu o modificare a volumului.
Întrebări pentru Samokonrevenire:
1. Ce studiază cinetica?
2. Cum se numește viteza reacțiilor chimice?
3. De ce există un semn minus în ecuația matematică pentru viteza unei reacții chimice?
4. Enumerați factorii care afectează viteza unei reacții chimice.
5. Descrieți efectul concentrației, temperaturii, naturii reactanților asupra vitezei unei reacții chimice.
6. Ce se numește cataliză și catalizator?
7. Cum sunt clasificate reacțiile catalitice?
8. Ce sunt inhibitorii?
9. Ce se numește echilibru chimic?
10. Ce se numește o schimbare a echilibrului chimic?
11. Formulați principiul lui Le Chatelier.
12. În ce direcție se va deplasa echilibrul reacției de echilibru odată cu creșterea temperaturii? Presiune (dacă gazele sunt implicate în reacții)? Concentrația unuia dintre reactanți?
1. 4 Proprietățile soluției
1.4. 1 Caracteristicile generale ale solutiilor
Soluțiile sunt de mare importanță în viața umană și activitățile practice. Deci, procesele de asimilare a alimentelor de către oameni și animale sunt asociate cu transferul de nutrienți în soluție. Soluțiile sunt toate cele mai importante fluide fiziologice (sânge, limfa etc.). Industriile bazate pe procese chimice sunt de obicei asociate cu utilizarea soluțiilor.
Soluții- sisteme omogene multicomponente in care una sau mai multe substante sunt distribuite sub forma de molecule, atomi sau ioni in mediul unei alte substante - un solvent.
Soluția poate avea orice stare de agregare - solidă, lichidă sau gazoasă. Orice soluție constă din substanțe dizolvate și un solvent. De obicei, un solvent este considerat a fi acea componentă care există în formă pură în aceeași stare de agregare ca soluția rezultată (de exemplu, o soluție de sare în apă: sarea este o substanță dizolvată, apa este un solvent). Dacă ambele componente înainte de dizolvare au fost în aceeași stare de agregare (de exemplu, alcool și apă), atunci componenta într-o cantitate mai mare este considerată solvent.
Din punct de vedere al structurii, soluțiile ocupă o poziție intermediară între amestecurile mecanice și compușii chimici. Cu amestecurile mecanice, au în comun variabilitatea compoziției, iar cu compușii chimici - uniformitatea compoziției pe tot parcursul fazei și prezența unui efect termic în timpul formării. În conformitate cu aceasta, la început au existat două teorii opuse: „fizică” și „chimică”, fiecare dintre acestea și-a apărat propriile opinii asupra structurii soluțiilor.
Ideile moderne despre structura soluțiilor se bazează pe teoria solvației propusă de Mendeleev și dezvoltată de adepții săi. Conform acestei teorii, în sistem au loc simultan două procese în timpul dizolvării: difuzia substanței dizolvate în volumul solventului (proces fizic) și formarea de compuși instabili cu compoziție variabilă - solvați (proces chimic) din moleculele solventul și substanța dizolvată. Dacă solventul este apă, atunci acești compuși se numesc hidrați.
Formarea soluțiilor este un proces spontan care are loc cu o creștere a tulburării sistemului, adică. cu o creștere a entropiei. De exemplu, atunci când un cristal este dizolvat, sistemul trece de la o stare complet ordonată la una mai puțin ordonată. În acest caz, cu o creștere a entropiei (AS > 0), energia liberă a sistemului scade (AG<0).
Dacă soluția este formată din 2 lichide, atunci forța motrice a procesului de dizolvare se datorează tendinței componentelor soluției de a egaliza concentrațiile, ceea ce duce și la o creștere a entropiei, adică. AS > 0 și AQ< 0. Растворение вещества - процесс обратимый. И как всякий обратный процесс, растворение заканчивается установлением динамического равновесия: нерастворенное вещество - вещество в растворе. Раствор, находящийся в равновесии с растворяющимся веществом, называют насыщенным раствором, а достигнутую предельную концентрацию насыщенного раствора - растворимостью.
Cea mai importantă caracteristică a unei soluții este compoziția sau concentrația componentelor.
Concentrația soluției- cantitatea de substanță dizolvată conținută într-o anumită cantitate dintr-o soluție sau solvent.
Concentrația soluțiilor poate fi exprimată în diferite moduri. În practica chimică, sunt utilizate cel mai frecvent următoarele metode de exprimare a concentrațiilor:
1. Fracția de masă a unei substanțe dizolvate (concentrație procentuală)- arată câte grame de substanță sunt dizolvate în 100 g de soluție. Acesta este determinat de formula:
unde W este fracția de masă a substanței dizolvate,
m in-va - masa substanței dizolvate,
m soluție - masa soluției.
2. Concentrația molară- arată câți moli de substanță dizolvată sunt conținute în 1 litru de soluție.
3. Concentrația molară- arată câți moli dintr-o substanță sunt conținute în 1 kg de solvent.
1.4. 2 Soluții de gaze în lichide
Solubilitatea gazelor în lichide depinde de natura lor, natura solventului, temperatură și presiune. De regulă, solubilitatea unui gaz este mai mare dacă dizolvarea este însoțită de interacțiune chimică cu solventul și mai mică dacă nu există interacțiune chimică. De exemplu, în 1 litru de apă la n.o. dizolvă 0,0002 g de hidrogen, care nu interacționează cu apa și 875 g de amoniac, care reacționează cu apa pentru a forma hidroxid de amoniu.
Dependența solubilității gazelor de natura solventului poate fi arătată în următoarele exemple. În aceleași condiții, în 1000 g de apă se dizolvă 87,5 g de NH 3 și doar 25 g se dizolvă în 100 g de alcool etilic.Solubilitatea gazelor depinde în mare măsură de temperatură. Pe măsură ce temperatura crește, solubilitatea lor scade, iar pe măsură ce temperatura scade, aceasta crește. Deci la 0 0 C, 171 cm 3 CO 2 se dizolvă în 100 ml apă, la 20 0 C - doar 87,8 cm 3. Prin urmare, fierberea prelungită poate îndepărta aproape complet gazele dizolvate dintr-un lichid și este recomandabil să saturați lichidele cu gaz la temperaturi scăzute.
Solubilitatea unui gaz depinde și de presiune. Se determină dependența solubilității gazului de presiune ge legeanri.
C = k p, (4,2)
unde C este concentrația gazului în soluție,
k - coeficient de proporționalitate, în funcție de natura lichidului și a gazului,
p este presiunea gazului deasupra soluției.
Masa de gaz dizolvat la temperatura constanta drept înainteOeste proporțională cu presiunea gazului peste soluțieOrom.
Legea lui Henry este valabilă numai pentru soluții diluate la presiuni scăzute. Gazele care interacționează cu solventul NH 3 , SO 2 , HC1 cu apa nu respectă legea lui Henry. Solubilitatea lor crește și ea odată cu creșterea presiunii, dar conform unei legi mai complexe.
Manifestarea legii lui Henry este ilustrată prin formarea de spumă copioasă la desfundarea unei sticle de apă sodă sau a unei sticle de șampanie; aici există o scădere bruscă a solubilității gazului cu o scădere a presiunii sale parțiale. Aceeași lege explică apariția bolii de decompresie. La o adâncime de 40 m sub nivelul mării, presiunea totală este de 600 kPa, iar solubilitatea azotului în plasma sanguină este de 9 ori mai mare decât la suprafața mării. Când un scafandru se ridică rapid de la adâncime, azotul dizolvat este eliberat în sânge în bule care înfundă vasele de sânge, ceea ce poate duce la consecințe grave.
Solubilitatea unui gaz scade atunci când o a treia componentă este prezentă în soluție. Astfel, gazele se dizolvă mult mai rău în soluții de electroliți decât în apă curată. De exemplu, 3 × 10 3 m 3 de clor se dizolvă în 1 g de apă la 0 0 C și de 10 ori mai puțin se dizolvă în 1 g de soluție saturată de NaCl, prin urmare, atunci când clorul este depozitat deasupra unui lichid, apa este înlocuită cu o soluție de clorură de sodiu.
1.4. 3 Solubilitatea reciprocă a lichidelor
Spre deosebire de solubilitatea gazelor în lichide, dizolvarea unui lichid este un proces mai complex. Când două lichide sunt amestecate, ele pot:
Se dizolvă unul în celălalt în orice raport;
Practic insolubil;
Dizolvați limitat.
Solubilitatea reciprocă a lichidelor depinde în primul rând de structura lor chimică. Chiar și alchimiștii au observat că „asemenea se dizolvă în asemănător”, adică. polarul este de obicei solubil în polar, iar nepolar în nepolar. Din acest motiv, apa (lichid polar) este un bun solvent pentru lichidele polare (alcool etilic, acid acetic etc.) si nu dizolva deloc lichidele nepolare (benzen, kerosen etc.). Dacă lichidele diferă între ele în polaritate, atunci ele sunt limitate solubile unele în altele. Cu solubilitate limitată, fiecare dintre lichide trece în celălalt până la o anumită limită, rezultând un sistem cu două straturi. De exemplu, cu o creștere a temperaturii, solubilitatea lor reciprocă crește de obicei, iar la o anumită temperatură ambele lichide se amestecă în orice raport, iar limita dintre ele dispare. Această temperatură se numește critic.
Temperatura critică atinsă prin încălzire se numește temperatura critică superioară.
Amestecuri cunoscute de lichide, în care solubilitatea scade odată cu creșterea temperaturii. Prin urmare, temperatura critică este atinsă pe măsură ce temperatura scade și se numește temperatură critică mai scăzutălaRoy.
Folosind temperatura critică de dizolvare, se efectuează uneori unele determinări analitice.
Un interes deosebit este solubilitatea diferitelor substanțe în sisteme cu două straturi constând din două lichide insolubile.
Dacă o a treia substanță capabilă de solubilitate în fiecare dintre ele este introdusă într-un sistem format din două lichide nemiscibile, atunci solutul va fi distribuit între ambele lichide proporțional cu solubilitatea sa în fiecare dintre ele.
Raportul dintre concentrațiile unei substanțe distribuite între două lichide nemiscibile la o temperatură constantă rămâne constant, indiferent de total solut.
С 1 /С 2 = k, (4.3)
unde C 1 și C 2 sunt concentrația substanței dizolvate în primul și al doilea solvenți,
...Documente similare
Chimia coloidală ca știință care studiază proprietățile fizico-chimice ale sistemelor eterogene, foarte dispersate și ale compușilor cu molecule înalte. Producerea și metodele de purificare a soluțiilor coloidale. Utilizarea gelurilor în industria alimentară, cosmetică și medicină.
prezentare, adaugat 26.01.2015
Primele informații practice despre coloizi. Proprietățile amestecurilor eterogene. Raportul dintre suprafața unei particule coloidale și volumul unei particule coloidale. Particularitățile sistemelor disperse. Caracteristicile soluțiilor coloidale. Clasificarea sistemelor disperse.
prezentare, adaugat 17.08.2015
Principalele caracteristici ale sistemelor dispersate, clasificarea acestora, proprietățile și metodele de obținere, dializa (purificarea) solurilor. Determinarea sarcinii unei particule coloidale, regularitățile coagulării electrolitului, conceptul de adsorbție la granița soluție-gaz, sunt esența teoriei lui Langmuir.
manual, adăugat 14.12.2010
Concepte de bază și legile chimiei. Clasificarea substantelor anorganice. Legea periodică și Sistemul periodic de elemente D.I. Mendeleev. Fundamentele calculelor termodinamice. Cataliza reacțiilor chimice. Metode de exprimare a concentrației soluțiilor.
curs de prelegeri, adăugat 24.06.2015
Clasificarea sistemelor dispersate. Principalii factori de stabilitate a soluțiilor coloidale. Metode de producere a acestora (dispersie, condensare) și purificare (dializă, ultrafiltrare). Teoria micelară a structurii particulelor coloidale. Coagularea cu amestecuri de electroliți.
prezentare, adaugat 28.11.2013
Esența și caracteristicile definitorii ale sistemelor coloidale. Principalele proprietăți și structura soluțiilor de acest tip. Caracteristicile efectului Tyndall. Diferențele dintre hidrosoli și organosoluri. Metode de formare a sistemelor coloidale, proprietăți specifice, domeniu de aplicare.
prezentare, adaugat 22.05.2014
Conceptul de soluții de compuși macromoleculari (VMC). Procesul de umflare a DIU: etapele, cauzele, presiunea și gradul acestuia. Vâscozitatea sistemelor disperse și a soluțiilor de HMS, metode de măsurare a acestuia. Vâscozitatea structurală și relativă. structuri de coagulare.
rezumat, adăugat 22.01.2009
Constante și parametri care determină starea calitativă (de fază), caracteristicile cantitative ale soluțiilor. Tipuri de soluții și proprietăți specifice acestora. Metode de obţinere a soluţiilor solide. Caracteristicile soluțiilor cu eutectice. Soluții de gaze în lichide.
rezumat, adăugat 09.06.2013
Obținerea sistemelor coloidale liofobe, proprietățile sale optice. Determinarea tensiunii superficiale a soluțiilor de surfactant și a tensiunii interfaciale la limita a două lichide nemiscibile prin metoda stalagmometrică. Protecția coloidală a solurilor cu soluții HMS.
rezumat, adăugat 15.02.2016
Termodinamica chimica. Concepte de bază ale termodinamicii. Prima lege a termodinamicii. Aplicații ale primei legi a termodinamicii la procesele chimice. Dependența efectului termic al reacției de temperatură. legea lui Kirchhoff. A doua lege a termodinamicii.
Sistem termodinamic- un corp sau un grup de corpuri care se află în interacțiune, izolat mental sau efectiv de mediu.
sistem omogen- un sistem în cadrul căruia nu există suprafețe care separă părți ale sistemului (faze) care diferă ca proprietăți.
sistem eterogen- un sistem în cadrul căruia există suprafețe care separă părți ale sistemului care diferă ca proprietăți.
Fază- un set de părți omogene ale unui sistem eterogen, identice ca proprietăți fizice și chimice, separate de alte părți ale sistemului prin interfețe vizibile.
sistem izolat Un sistem care nu face schimb de materie sau energie cu mediul său.
sistem închis- un sistem care face schimb de energie cu mediul, dar nu face schimb de materie.
sistem deschis- un sistem care face schimb de materie și energie cu mediul înconjurător.
Opțiuni de stat sunt mărimi care caracterizează o proprietate macroscopică a sistemului în cauză.
Proces termodinamic– orice modificare a stării termodinamice a sistemului (modificări în cel puțin un parametru de stare).
Proces reversibil- un proces care permite sistemului să revină la starea inițială fără a lăsa modificări în mediu.
proces de echilibru- un proces în care sistemul trece printr-o serie continuă de stări care sunt infinit apropiate de starea de echilibru. Trăsături caracteristice ale procesului de echilibru:
1) o diferență infinitezimală între forțele care acționează și cele opuse: Fex-Fin > 0;
2) performanta de catre sistem in procesul direct de munca maxima | W| = max;
3) o curgere infinit lentă a procesului asociat cu o diferență infinit de mică a forțelor care acționează și un număr infinit de stări intermediare t > ?.
Proces spontan- un proces care poate decurge fără cheltuieli de muncă din exterior și, ca urmare, se poate obține muncă într-o sumă proporțională cu schimbarea stării sistemului care a avut loc. Poate avea loc un proces spontan reversibil sau ireversibil.
Proces nespontan- un proces, al cărui flux necesită costul muncii din exterior într-o sumă proporțională cu schimbarea stării sistemului.
Energie este o măsură a capacității sistemului de a lucra; o măsură calitativă generală a mișcării și interacțiunii materiei. Energia este o proprietate inerentă a materiei. Distinge energie potențială datorită poziţiei corpului în câmpul unor forţe, şi energie kinetică cauzate de o schimbare a poziţiei corpului în spaţiu.
Energia internă a sistemului U este suma energiilor cinetice și potențiale ale tuturor particulelor care alcătuiesc sistemul. De asemenea, se poate defini energia internă a unui sistem ca fiind energia sa totală minus energia cinetică și potențială a sistemului ca întreg. [ U]= J.
Căldură Q - o formă de transfer de energie prin mișcarea dezordonată a moleculelor, prin ciocniri haotice ale moleculelor a două corpuri învecinate, adică prin conducerea căldurii (și în același timp prin radiație). Q > 0 dacă sistemul primește căldură din mediu. [ Q]= J.
Loc de munca W - o formă de transfer de energie prin mișcarea ordonată a particulelor (masele macroscopice) sub acțiunea oricăror forțe. W > 0 dacă mediul funcționează pe sistem. [W] = J.
Toată munca este împărțită în lucru mecanic de dilatare (sau contracție)și alte tipuri de muncă (muncă utilă): ? W = -pdV + ?W?.
Starea standard a solidelor și lichidelor este starea stabilă a unei substanțe pure la o anumită temperatură sub presiune p = 1 atm.
Gaz pur în stare standard- starea gazului, respectând ecuația de stare a unui gaz ideal la o presiune de 1 atm.
Valori standard– cantități definite pentru substanțele în stare standard (notate cu indicele 0).
1.1. Prima lege a termodinamicii
Energia este indestructibila si necreata; se poate schimba de la o formă la alta doar în proporţii echivalente.
Prima lege a termodinamicii este un postulat - nu poate fi dovedită logic sau derivată din alte prevederi mai generale.
Prima lege a termodinamicii stabilește relația dintre căldură Q, muncă Wși schimbarea energiei interne a sistemului? U.
sistem izolat
Energia internă a unui sistem izolat rămâne constantă.
U= const sau dU= 0sistem închis
Modificarea energiei interne a unui sistem închis are loc datorită căldurii transmise sistemului și/sau muncii efectuate asupra sistemului.
?U=Q+W sau dU=? Q+? Wsistem deschis
Schimbarea energiei interne sistem deschis se realizează datorită căldurii transmise sistemului și/sau muncii efectuate asupra sistemului, precum și din cauza unei modificări a masei sistemului.
?U = Q + W + ?U m sau dU=? Q+? W+ i?U i dn iEnergia internă este o funcție de stare; asta înseamnă că schimbarea energiei interne? U nu depinde de calea tranziției sistemului de la starea 1 la starea 2 și este egală cu diferența dintre valorile energiei interne U 2Și U 1în aceste stări:
?U \u003d U 2 - U 1Pentru anumite procese:
?U = ?(v i U i) npod - ?(v i U i) ref1.2. Aplicarea primei legi a termodinamicii sistemelor închise omogene monocomponente
Procesul izocor (V = const; ?V = 0)În cel mai simplu caz, nu se face nicio lucrare utilă.
dU=? Q+? W=? Q- pdV dU = ?Q v = C V dT = nC V dTToată cantitatea de căldură primită de sistem merge pentru a schimba energia internă.
– capacitatea termică la volum constant, adică cantitatea de căldură necesară pentru a crește temperatura sistemului cu un grad la un volum constant. [ CV] = J/grad.
CV este capacitatea de căldură molară la volum constant, J/(mol? deg). Pentru gaze ideale:
C V = 2/3 R este un gaz monoatomic;
C V = 5/2 R este un gaz diatomic.
proces izobaric (R = const) dU=? Q+? W = ?Q – pdV ?Q p = dU + pdV = d(U + pV) = dHH \u003d U + pV - entalpie este funcția de stare a sistemului.
?Н = ?(? i U i) prod - ?(? i U i) ref?Q p = dU + pdV =dH = C p dT – efectul termic al unui proces izobar este egal cu modificarea entalpiei sistemului.
– capacitatea termică la presiune constantă. [CU] = J/grad.
C p este capacitatea de căldură molară la presiune constantă, J/(mol? deg).
Pentru gaze ideale: C p = C V + R; C p, C V =[J/(mol K)].
Efectul termic (caldura) al unei reactii chimice- cantitatea de căldură eliberată sau absorbită în timpul reacției la o temperatură constantă.
Qv = ?UV Qp = ?Sus Dependența efectului termic al reacției de temperatură. legea lui KirchhoffCoeficientul de temperatură al efectului termic al unei reacții chimice este egal cu modificarea capacității termice a sistemului în timpul reacției.
Legea lui Kirchhoff:
Pentru un proces chimic, modificarea capacității termice este dată de modificarea compoziției sistemului:
?C p= ?(? i C p,i) prod – ?(? i C p,i) ref sau? C V =?(? i C V,i) prod – ?(? i C V,i) refForma integrală a legii lui Kirchhoff:
?H T2 \u003d ?H T1 + ?C p (T 2 - T 1) sau? U T2 \u003d? U Ti +? C V (T 2 - T 1)1.3. A doua lege a termodinamicii. Entropie
1) Căldura nu se poate transfera spontan de la un corp mai puțin încălzit la unul mai încălzit.
2) Un proces este imposibil, al cărui singur rezultat este conversia căldurii în muncă.
3) Există o funcție de stare a sistemului numită entropie a cărei modificare este legată de căldura absorbită și de temperatura sistemului după cum urmează:
într-un proces de neechilibru
într-un proces de echilibru
S este entropia, J/grad,
este căldura redusă.
Interpretarea statistică a entropieiFiecare stare a sistemului este atribuită probabilitatea termodinamică(definită ca numărul de microstări care alcătuiesc o anumită macrostare a sistemului), cu atât mai mare, cu atât această stare este mai dezordonată sau nedeterminată. Entropia este o funcție de stare care descrie gradul de dezordine într-un sistem.
S=k ln W este formula Boltzmann.
Sistemul tinde să treacă spontan la o stare cu probabilitatea termodinamică maximă.
Calculul Entropiei Absolute
Modificarea entropiei în timpul unui proces chimic este determinată numai de tipul și starea substanțelor inițiale și a produselor de reacție și nu depinde de calea de reacție:
?S = ?(? i S i) prod - ?(?este i) refValorile entropiei absolute în condiții standard sunt date în literatura de referință.
1.4. Potențiale termodinamice
Potenţial este valoarea a cărei scădere determină munca efectuată de sistem.
Doar acele procese care duc la scăderea energiei libere a sistemului pot decurge spontan; sistemul ajunge într-o stare de echilibru când energia liberă atinge valoarea minimă.
F = U – TS – Energia liberă Helmholtz – potenţial izocor-izotermic(J) - determină direcția și limita curgerii spontane a procesului într-un sistem închis în condiții izocorico-izoterme.
dF = dU – TdS sau? F = ?U - T?SG = H – TS = U + pV – TS – energie liberă Gibbs – potențial izobar-izotermic(J) - determină direcția și limita curgerii spontane a procesului într-un sistem închis în condiții izobaric-izoterme.
dG = dH – TdS sau? G = ?H - T?S ?G= ?(? i G i) prod - ?(? i G i) ref ?G0 = ?(? i ?G arr 0) prod - ?(? i ?G arr 0) ref Condiții pentru procesele spontane în sisteme închiseIzobaric-izotermic (P = const, T = const):
?G< 0, dG < 0Izocoric-izotermic (V = const, T = const):
?F< 0, dF< 0Echilibru termodinamic se numește o astfel de stare termodinamică a unui sistem cu o energie liberă minimă, care, în condiții externe constante, nu se schimbă în timp, iar această invariabilitate nu se datorează niciunui proces extern.
Condiții de echilibru termodinamicîntr-un sistem închisIzobaric-izotermic (P = const, T = const):
?G = 0, dG= 0, d 2 G > 0Izocoric-izotermic (V = const, T = const):
?F=0, dF = 0, d 2 F >0 Ecuații izoterme ale reacțiilor chimice:Pentru reacție v 1 A 1 + v 2 A 2+ … = v? 1 B 1 + v? 2 B 2 + …
Aici C i ,p i- concentraţia, presiunea substanţelor care reacţionează în orice moment de timp, diferită de starea de echilibru.
Influența condițiilor externe asupra echilibrului chimicPrincipiul de schimbare a echilibrului Le Chatelier-Brown
Dacă se exercită o influență externă asupra unui sistem care se află într-o stare de echilibru adevărat, atunci în sistem apare un proces spontan care compensează acest impact.
Efectul temperaturii asupra poziției de echilibru
Reacţii exoterme: ?H°< 0 (?U° < 0). Повышение температуры уменьшает величину константы равновесия, т. е. смещает равновесие влево.
Reacţii endoterme: ?H° > 0 (?U°> 0). O creștere a temperaturii crește valoarea constantei de echilibru (deplasează echilibrul la dreapta).
2. Echilibre de fază
Componentă- omogen din punct de vedere chimic componentă un sistem care poate fi izolat de sistem și poate exista în afara acestuia. Numărul de componente independente ale sistemului este egal cu numărul de componente minus numărul de reacții chimice posibile dintre ele.
Numărul de grade de libertate este numărul de parametri de stare a sistemului care pot fi modificați simultan în mod arbitrar în anumite limite fără a modifica numărul și natura fazelor din sistem.
Regula fazei J. Gibbs:
Numărul de grade de libertate ale unui sistem termodinamic de echilibru C este egal cu numărul de componente independente ale sistemului K minus numărul de faze Ф plus numărul de factori externi care afectează echilibrul: C \u003d K - F + n.
Pentru un sistem care este afectat doar de factori externi temperatura si presiunea, se poate scrie: C \u003d K - F+ 2.
Principiul continuității- cu o schimbare continuă a parametrilor stării, toate proprietățile fazelor individuale se modifică și ele continuu; proprietățile sistemului în ansamblu se modifică continuu până când numărul sau natura fazelor din sistem se schimbă, ceea ce duce la o schimbare bruscă a proprietăților sistemului.
Conform principiul conformitatii, pe diagrama stării sistemului, fiecare fază corespunde unei părți a planului - câmpul fazei. Liniile de intersecție ale planelor corespund echilibrului dintre cele două faze. Orice punct din diagrama de stare (așa-numitul. punct figurat) corespunde unei anumite stări a sistemului cu anumite valori ale parametrilor de stare.
2.1. Diagrama stării apei
K = 1. Echilibrele trifazate sunt posibile în sistem: între lichid și gaz (linia OA), solid și gaz (linia OB), solid și lichid (linia OC). Cele trei curbe au un punct de intersecție O numit punct triplu al apei,– corespund echilibrului dintre cele trei faze și С = 0; trei faze pot fi în echilibru numai la valori strict definite de temperatură și presiune (pentru apă, punctul triplu corespunde unei stări cu P = 6,1 kPa și T = 273,16 K).
În fiecare dintre zonele diagramei (AOB, BOC, AOC) sistemul este monofazat; C = 2 (sistemul este bivariant).
Pe fiecare dintre linii, numărul de faze din sistem este de două și, conform regulii fazelor, sistemul este monovariant: C \u003d 1 - 2 + 2 \u003d 1, adică există o singură valoare a presiunii pentru fiecare valoare a temperaturii.
Efectul presiunii asupra temperaturii de tranziție de fază este descris de ecuația Clausius-Clapeyron:
V2, V1 este modificarea volumului molar al unei substanțe în timpul unei tranziții de fază.
Curba de echilibru „materie solidă - lichid” de pe diagrama de stare a apei este înclinată spre stânga, iar pe diagramele de stare ale altor substanțe - spre dreapta, deoarece densitatea apei este mai mare decât densitatea gheții, adică topirea este însoţită de o scădere a volumului (AV< 0). În acest caz, o creștere a presiunii va scădea temperatura tranziției de fază "solid - lichid" (apă - substanță anormală). Pentru toate celelalte substanțe (așa-numitele. substanţe normale) ?V pl> 0 și, conform ecuației Clausius-Clapeyron, o creștere a presiunii duce la creșterea temperaturii de topire.
3. Proprietăţile soluţiilor
3.1. Termodinamica solutiilor
Soluţie- un sistem omogen format din două sau mai multe componente, a cărui compoziție se poate modifica continuu în anumite limite fără o modificare bruscă a proprietăților sale.
Difuzia în soluții
Difuzie- un proces spontan de nivelare a concentrației unei substanțe într-o soluție datorită mișcării termice a moleculelor sau atomilor acesteia.
legea lui Fick: cantitatea de substanță care se difuzează pe unitatea de timp printr-o unitate de suprafață este proporțională cu gradientul său de concentrație:
Unde j este fluxul de difuzie; D este coeficientul de difuzie.
Ecuația Einstein-Smoluchowski:
Unde? este vâscozitatea mediului; R este raza particulelor care difuzează.
Solubilitatea gazelor în gazeLegea lui Dalton: presiunea totală a unui amestec de gaze este egală cu suma presiunilor parțiale ale tuturor gazelor sale constitutive:
R total = ? piȘi pi = xi P totalLegea lui Henry Dalton: Solubilitatea unui gaz într-un lichid este direct proporțională cu presiunea acestuia asupra lichidului: C i = kp i , Unde C i este concentrația soluției de gaz în lichid; k este coeficientul de proporționalitate, în funcție de natura gazului.
De regulă, atunci când un gaz se dizolvă într-un lichid, se eliberează căldură (La< 0), deci odata cu cresterea temperaturii, solubilitatea scade.
Formula lui Sechenov:
X \u003d X 0 e -kC elUnde XȘi X 0 este solubilitatea unui gaz într-un solvent pur și o soluție de electrolit cu concentrație CU.
3.2. Proprietățile coligative ale soluțiilor non-electrolitice
coligativ (colectiv) numite proprietățile soluțiilor în raport cu proprietățile solventului, depinzând în principal de numărul de particule dizolvate.
Presiunea vaporilor saturați a soluțiilor diluateUn vapor aflat în echilibru cu un lichid se numește saturate. Presiunea acestui abur p 0 numit presiunea sau elasticitatea aburului saturat solvent pur.
Prima lege a lui Raoult. Presiunea parțială a vaporilor saturați ai unei componente a soluției este direct proporțională cu fracția sa molară din soluție, iar coeficientul de proporționalitate este egal cu presiunea vaporilor saturați asupra componentului pur:
p i = p i 0 x iPentru o soluție binară formată din componentele A și B: scăderea relativă a presiunii de vapori a solventului față de soluție este egală cu fracția molară a substanței dizolvate și nu depinde de natura soluției:
Soluțiile pentru care legea lui Raoult este valabilă se numesc soluții ideale.
Presiunea de vapori a soluțiilor ideale și reale
Dacă componentele unei soluții binare (formată din două componente) sunt volatile, atunci vaporii de deasupra soluției vor conține ambele componente. Compoziție generală, mol. fracții în (x in) presiunea aburului:
p = pA0 X A + pB0 X B = p A 0 (1 - X B) + p B 0 X B = p A 0 - X B (p A 0 – p B 0)
Dacă moleculele unei anumite componente interacționează între ele mai puternic decât cu moleculele altei componente, atunci adevăratele presiuni parțiale de vapori asupra amestecului vor fi mai mari decât cele calculate folosind prima lege a lui Raoult. (abateri pozitive, ?Н TV > 0). Dacă particulele omogene interacționează unele cu altele mai slabe decât particulele eterogene, presiunile parțiale de vapori ale componentelor vor fi mai mici decât cele calculate. (abateri negative, ?H soluţie< 0).
Temperatura de cristalizare a soluțiilor diluateA doua lege a lui Raoult. Scăderea punctului de îngheț al soluției T adjunct este direct proporțională cu concentrația molară a soluției: T adjunct \u003d T 0 - T \u003d KS m, Unde T 0 - punctul de îngheț al solventului pur; T este punctul de îngheț al soluției; LA este constanta crioscopică a solventului, grade/kg mol,
T 0 2 este temperatura de îngheț a solventului; M este greutatea moleculară a solventului, ?Nm este căldura molară de fuziune a solventului.
Punctul de fierbere al soluțiilor diluateTemperatura de fierbere este temperatura la care presiunea vaporilor saturați devine egală cu presiunea exterioară.
O creștere a punctului de fierbere al soluțiilor de substanțe nevolatile? T K \u003d T k - T k 0 proporțional cu scăderea presiunii vaporilor saturați și direct proporțional cu concentrația molară a soluției: EU m , Unde E - constantă ebulioscopică solvent, grade/kg mol,
Presiunea osmotică a soluțiilor diluate
Osmoză- trecerea predominant unilaterală a moleculelor de solvent printr-o membrană semipermeabilă într-o soluție sau a moleculelor de solvent dintr-o soluție cu o concentrație mai mică într-o soluție cu concentrare mai mare.
Presiunea care trebuie aplicată soluției pentru a preveni mutarea solventului în soluție prin membrana care separă soluția de solventul pur este numeric egală cu presiune osmotica?(Pa).
Principiul Van't Hoff: Presiunea osmotică a unei soluții ideale este egală cu presiunea pe care solutul ar exercita-o dacă acesta, fiind în stare gazoasă la aceeași temperatură, ar ocupa același volum pe care îl ocupă soluția: = CRT.
Soluții izotonice– două soluții cu aceeași presiune osmotică (?1 = ?2).
Soluție salină hipertonică- o soluţie a cărei presiune osmotică este mai mare decât cea a altei (? 1 > ? 2).
Soluție hipotonică- o soluție a cărei presiune osmotică este mai mică decât cea a alteia (? 1< ? 2).
3.3. Soluții de electroliți
Gradul de disociere? este raportul dintre numărul de molecule n, degradat în ioni, la numărul total de molecule N:
Coeficientul izotonic al lui Van Hoff este raportul dintre numărul real de particule din soluția de electrolit și numărul de particule din această soluție fără disociere.
Dacă de la N molecule disociate n, iar fiecare moleculă s-a rupt în ionii, atunci
Pentru non-electroliți i = 1.
Pentru electroliți 1< i? ?.
3.4. Proprietățile coligative ale soluțiilor de electroliți:
Teoria Arrhenius a disocierii electrolitice
1. Electroliții din soluții se descompun în ioni - se disociază.
2. Disocierea este un proces reversibil de echilibru.
3. Forțele de interacțiune ale ionilor cu moleculele de solvent și între ele sunt mici (adică soluțiile sunt ideale).
Disocierea electroliților în soluție are loc sub acțiunea moleculelor de solvent polar; prezența ionilor într-o soluție determină conductivitatea electrică a acesteia.
În funcție de gradul de disociere, electroliții sunt împărțiți în trei grupuri: puternic(? ? 0,7), rezistență medie(0,3 < ? < 0,7) и slab(? ? 0,3).
Electroliți slabi. Constanta de disocierePentru un electrolit care se descompune în ioni în soluție în conformitate cu ecuația:
A a B b - aA x- + bB y+
Pentru electrolitul binar:
- Legea diluției Ostwald: gradul de disociere a unui electrolit slab crește odată cu diluarea soluției.
Activitatea soluției– valoare empirică care înlocuiește concentrația, – activitate (concentrare efectivă) A, legate de concentrare prin coeficientul de activitate f, care este o măsură a abaterii proprietăților unei soluții reale de la una ideală:
a = fC; a + = f+ C + ; a_ = f_C_.Pentru electrolitul binar:
– activitate medie electrolit;
este coeficientul mediu de activitate.
Legea limitei Debye-Hückel pentru electrolit binar: lg f = -0,51z2I?, Unde z este sarcina ionului pentru care se calculează coeficientul de activitate;
I este puterea ionică a soluției I = 0,5? (C i r i 2).
4. Conductivitatea electrică a soluțiilor de electroliți
Dirijori de primul fel- metalele și topiturile lor, în care electricitatea este transportată de electroni.
Dirijori de felul II– soluții și topituri de electroliți cu conductivitate de tip ionic.
Electricitate este mișcarea ordonată a particulelor încărcate.
Orice conductor prin care trece curentul reprezintă un anumit rezistenta R, care, conform legii lui Ohm, este direct proporţională cu lungimea conductorului lși invers proporțional cu aria secțiunii transversale S; factorul de proporționalitate este rezistivitate material? - rezistența unui conductor având lungimea de 1 cm și secțiunea transversală de 1 cm 2:
Valoare W, se numește opusul rezistenței conductivitate electrică- o măsură cantitativă a capacității unei soluții de electrolit de a conduce un curent electric.
Conductivitate electrică? (k) - conductivitatea electrică a unui conductor de primul tip de 1 m lungime cu o suprafață a secțiunii transversale de 1 m 2 sau conductivitate electrică de 1 m 3 (1 cm 3) a unei soluții de electrolit (conductor de al doilea fel) cu o distanță între electrozi de 1 m (1 cm) și o zonă de electrozi de 1 m 2 (1 cm 2).
Conductivitatea electrică molară a soluției) ? este conductivitatea electrică a unei soluții care conține 1 mol de dizolvat și plasați între electrozi aflați la o distanță de 1 cm unul de celălalt.
Conductivitatea electrică molară atât a electroliților puternici, cât și a celor slabi crește odată cu scăderea concentrației (adică odată cu creșterea diluarea soluţiei V = 1/C) atingerea unei valori limită? 0 (? ?), numit conductivitate electrică molară la diluție infinită.
Pentru un electrolit binar cu ioni încărcați individual la o temperatură constantă și o intensitate a câmpului de 1 V m -1:
? = ?F(u + + și?),Unde F este numărul Faraday; și + , și? - mobilități absolute (m 2 V -1 s -1) cation și anion - viteza de mișcare a acestor ioni în condiții standard, cu o diferență de potențial de 1 V la 1 m de lungime a soluției.
? + = Fu + ; ?? = Fu?,Unde? + ,?? – mobilitate cation și anion, Ohm m 2 mol -1 (Ohm cm 2 mol -1).
? = ?(? + + ??)Pentru electroliți puternici? ?1 şi ? = ? + + ??
Cu diluarea infinită a soluției (V > ?, ? + > ? ? + , ?? > ? ? ?, ? > 1) atât pentru puternic cât și electroliți slabi? ? = ? ? + – ? ? ? - Legea lui Kohlrausch: este conductivitatea electrică molară la diluție infinită egală cu suma mobilităților electrolitice? ? + , ? ? ? cation și anion al unui electrolit dat.
Ioni H+ și OH? au o mobilitate anormal de mare, care este asociată cu un mecanism special de transfer de sarcină de către acești ioni - mecanism de releu.Între ionii de hidroniu H 3 O + și moleculele de apă, precum și între moleculele de apă și OH? protonii sunt schimbati continuu conform ecuațiilor:
H3O+ + H2O > H2O + H3O+
H2O + OH? > Oh? + H2O
5. Procese electrochimice
5.1. Potențialele electrodului. Elemente galvanice. EMF
Când două materiale diferite din punct de vedere chimic sau fizic intră în contact (metal 1 (conductor de primul fel) - metal 2 (conductor de primul fel), metal (conductor de primul fel) - soluție de sare metalică (conductor de al doilea fel) , soluție de electrolit 1 (conductor de al doilea fel) - între ele apare soluția de electrolit 2 (conductor de al doilea fel), etc. strat dublu electric (DES). DES este rezultatul unei distribuții ordonate a particulelor încărcate opus la interfață.
Formarea unui DEL duce la un potențial salt?, care, în condiții de echilibru, un metal (conductor de primul fel) - o soluție de sare metalică (conductor de al doilea fel) se numește potenţial galvanic.
Sistem: metal (Me) - o soluție apoasă a unei sări a unui Me dat - se numește electrod sau jumătate elementși este prezentat schematic după cum urmează:
Electrodul (p / e) este scris astfel încât toate substanțele din soluție să fie plasate la stânga, iar materialul electrodului să fie plasat la dreapta liniei verticale.
? > 0, dacă reacția de reducere are loc pe electrodul Me n+ + nu? - Eu 0,
? < 0, если на электроде протекает реакция окисления Ме 0 - Ме n+ + nu?.
Potențialul electrodului E Me n+ / Me este diferența de potențial de echilibru care apare la conductorul limită de fază de primul fel / conductorul de al doilea fel și măsurată în raport cu un electrod standard de hidrogen.
Ecuația Nernst, Unde n este numărul de electroni implicați în reacția electrodului; CU Me n+ este concentrația de cationi; E Eu n+ /Eu este potențialul standard al electrodului.
potential de contact? ?- salt de potenţial de echilibru care se produce la interfaţa dintre doi conductori de primul fel.
Potential de difuzie? dif este diferența de potențial de echilibru care apare la conductorul limită de fază de al doilea fel / conductorul de al doilea fel.
Celulă galvanică (de ex.)- un circuit electric format din două sau mai multe p.e. și producând energie electrica datorită reacției chimice care are loc în acesta, iar etapele de oxidare și de reducere a reacției chimice sunt separate spațial.
Se numește electrodul pe care are loc procesul de oxidare în timpul funcționării unei celule galvanice anod, electrodul pe care are loc procesul de recuperare, - catod.
Regulile IUPAC pentru înregistrarea celulelor galvanice și a reacțiilor care apar în ele1. În g. e. se lucrează, astfel încât EMF-ul elementului este considerat o valoare pozitivă.
2. Valoarea EMF a circuitului galvanic E este determinată de suma algebrică a salturilor de potențial la interfețele tuturor fazelor, dar deoarece oxidarea are loc la anod, EMF se calculează scăzând valoarea potențialului anodului (electrodul stâng) din valoarea numerică a catodului (electrodul din dreapta). ) potențial - regula polului drept. Prin urmare, circuitul elementului este scris astfel încât electrodul stâng să fie negativ (se produce oxidarea), iar electrodul din dreapta este pozitiv (se produce procesul de reducere).
3. Interfața dintre conductorul de primul fel și conductorul de al doilea fel este indicată printr-o linie.
4. Limita dintre doi conductori de al doilea fel este reprezentată printr-o linie punctată.
5. O punte de electrolit la limita a doi conductori de tipul II este indicată prin două linii punctate.
6. Componentele unei faze se scriu separate prin virgule.
7. Ecuația reacției electrodului se scrie astfel încât substanțele în formă oxidată (Ox) să fie situate în stânga, iar în formă redusă (Roșu) în dreapta.
Celulă galvanică Daniel-Jacobi constă din plăci de zinc și cupru scufundate în soluțiile corespunzătoare de ZnSO 4 și CuSO 4 , care sunt separate printr-o punte de sare cu o soluție de KCl: o punte electrolitică asigură conductivitatea electrică între soluții, dar împiedică difuzia lor reciprocă.
(-) Zn | Zn2+ :: Cu2+ | Cu(+)Reacții la electrozi:
Zn0 > Zn2+ + 2e? Cu 2+ + 2е? > Cu 0Proces redox total:
Cu 2+ + Zn 0 > Cu 0 + Zn 2+Lucrarea curentului unei celule galvanice (și, în consecință, diferența de potențial) va fi maximă în timpul funcționării sale reversibile, când procesele de pe electrozi decurg infinit lent și puterea curentului în circuit este infinit de mică.
Diferența maximă de potențial care apare în timpul funcționării reversibile a unei celule galvanice este forța electromotoare (EMF) a unei celule galvanice E.
element emf E Zn/Cu = ? Cu2+ /Cu+? Zn2+ /Zn + ? la +? dif.
Excluzând? difer si? La: E Zn/Cu = ? Cu2+ /Cu+? Zn2+ /Zn = E Cu 2+ /Cu + E Zn 2+ /Zn - celule galvanice formate din doi electrozi metalici identici scufundati in solutii sarate ale acestui metal cu concentratii diferite С 1 > С 2 . În acest caz, catodul va fi un electrod cu o concentrație mai mare, deoarece potențialele standard ale electrodului ambilor electrozi sunt egale.
lanțuri de concentrare
Singurul rezultat al muncii elementului de concentrare este transferul ionilor metalici dintr-o soluție mai concentrată într-una mai puțin concentrată.
Lucrarea unui curent electric într-o celulă galvanică de concentrare este opera unui proces de difuzie, care se desfășoară reversibil ca urmare a împărțirii sale spațiale în două procese reversibile de electrozi opuse în direcție.
5.2. Clasificarea electrozilor
Electrozi de primul fel. O placă de metal scufundată într-o soluție de sare a aceluiași metal. În timpul funcționării reversibile a elementului în care este inclus electrodul, pe o placă metalică are loc procesul de trecere a cationilor de la metal la soluție sau de la soluție la metal.
Electrozi de al doilea fel. Metalul este acoperit cu o sare puțin solubilă a acestui metal și se află în soluție care conține o altă sare solubilă cu același anion. Electrozii de acest tip sunt reversibili în raport cu anionul.
Electrozi de referință– electrozi cu valori de potenţial precis cunoscute şi reproductibile.
Electrod cu hidrogen este o placă de platină spălată cu hidrogen gazos, scufundată într-o soluție care conține ioni de hidrogen. Hidrogenul adsorbit de platină este în echilibru cu hidrogenul gazos.
Pt, N2/N+Echilibru electrochimic pe electrod:
2H++ 2e? - H2.Se presupune că potențialul unui electrod de hidrogen standard (cu o activitate de ioni H + 1 mol/l și o presiune a hidrogenului de 101,3 kPa) este zero.
Potențialul electrodului electrodului de hidrogen nestandard:
Electrod de calomel constă dintr-un electrod de mercur plasat într-o soluție de KCl de o anumită concentrație și saturat cu Hg 2 Cl 2 calomel:
Hg/Hg2CI2, KCIElectrodul de calomel este reversibil în raport cu anionii de clorură
Electrod de clorură de argint– reversibil față de anionii de clor:
Ag/AgCI, KCI
Dacă soluția de KCl este saturată, atunci E AgC l \u003d 0,2224 - 0,00065 (t - 25), V.
electrozi indicatori. Electrozii care sunt reversibile în raport cu ionul de hidrogen sunt utilizați în practică pentru a determina activitatea acestor ioni în soluție.
Electrod cu chinidronă este un fir de platină coborât într-un vas cu soluția de testat, în care este introdusă mai întâi o cantitate în exces de chinidronă C 6 H 4 O 2 C 6 H 4 (OH) 2 - un compus de chinonă C 6 H 4 O 2 și hidrochinonă C6H4(OH)2 capabil de interconversie într-un proces redox de echilibru în care participă ionii de hidrogen:
C6H4O2 + 2H + + 2e? > C6H4(OH)2Cel mai des folosit electrod de sticlă sub forma unui tub care se termina intr-o bila de sticla cu pereti subtiri. Bila este umplută cu o soluție tampon cu o anumită valoare a pH-ului, în care este scufundat un electrod auxiliar (de obicei clorură de argint). Pentru a măsura pH-ul, electrodul de sticlă este scufundat în soluția de testare în tandem cu electrodul de referință. Bila de electrod de sticlă este pretratată pentru o lungă perioadă de timp cu o soluție acidă. În acest caz, ionii de hidrogen sunt introduși în pereții mingii, înlocuind cationii metalelor alcaline. Procesul electrodului se reduce la schimbul de ioni de hidrogen între două faze - soluția de testare și sticlă: soluție H - H st + .
capacitate standard E st 0 pentru fiecare electrod are propria sa valoare, care se modifică în timp; prin urmare, electrodul de sticlă este calibrat înainte de fiecare măsurătoare de pH față de soluții tampon standard cu pH exact cunoscut.
Electrozi redoxUn electrod format dintr-un conductor inert de primul fel, plasat într-o soluție de electrolit care conține un element în diferite stări de oxidare, se numește redox sau electrod redox.
Reacția electrodului: Oh n+ + nu? - roșu.
În acest caz inert Eu are un rol indirect în reacția electrodului, fiind intermediar în transferul de electroni din forma redusă a lui Me (Roșu) în forma oxidată (Ox) sau invers.
6. Fenomene de suprafață și adsorbție
6.1. Tensiunea de suprafață și adsorbția Gibbs
Fenomene de suprafață numite procese care au loc la interfață și datorită particularităților compoziției și structurii stratului de suprafață (limită).
Gs = ?s,Unde Gs este energia Gibbs de suprafață a sistemului, J; ? - coeficient de proporționalitate, numit tensiune superficială, J/m 2; s este suprafața interfață, m2.
Tensiune de suprafataO este o cantitate măsurată prin energia Gibbs pe unitatea de suprafață a stratului de suprafață. Este numeric egal cu munca care trebuie făcută împotriva forțelor interacțiunii intermoleculare pentru a forma o interfață unitară la o temperatură constantă.
Din modelul Dupre, tensiune de suprafata egală cu forța care tinde să reducă interfața și raportată la unitatea de lungime a conturului care delimitează suprafața
Se numește capacitatea substanțelor dizolvate de a modifica tensiunea superficială a unui solvent activitatea de suprafață g:
Clasificarea substanțelor în funcție de efectul asupra tensiunii superficiale a solventului1. Surfactanți (surfactanți)– scade tensiunea superficială a solventului (? soluție< ? 0) g >0 (în raport cu apa – compuși organici cu structură amfifilă).
2. Substanțe inactive de suprafață (SID)– creșteți ușor tensiunea superficială a solventului (? soluție > ? 0) g< 0 (неорганические кислоты, основания, соли, глицерин, ?-аминокислоты и др).
3. Substanțe inactive la suprafață (NSV)- practic nu modificați tensiunea superficială a solventului (? rr = ? 0) g = 0 (în raport cu apă, substanțele sunt zaharoza și o serie de altele).
regula Duclos-Traube:în orice serie omoloagă la concentrații scăzute, alungirea lanțului de carbon cu o grupă CH2 crește activitatea de suprafață de 3-3,5 ori:
Pentru soluții apoase acizi grași(ecuația Șishkovsky):
Unde bȘi LA sunt constante empirice, b la fel pentru întreaga serie omoloagă, K crește pentru fiecare membru ulterior al seriei de 3-3,5 ori.
Procesul de modificare spontană a concentrației unei substanțe la interfața dintre două faze se numește adsorbţie. Adsorbant se numește o substanță, pe suprafața căreia are loc o modificare a concentrației unei alte substanțe - adsorbat.
Izoterma de adsorbție Gibbs:
Se caracterizează excesul de adsorbat în stratul de suprafață în comparație cu cantitatea sa inițială din acest strat exces sau așa-zisa Gibbs, adsorbție(G).
6.2. Adsorbția la interfața solid-gaz
adsorbție fizică apare din cauza interacțiunilor van der Waals ale moleculei adsorbite cu suprafața, se caracterizează prin reversibilitate și o scădere a adsorbției odată cu creșterea temperaturii, adică exotermicitatea (efectul termic al adsorbției fizice este de obicei apropiat de căldura de lichefiere a adsorbatului, 10–80 kJ/mol).
Adsorbția chimică (chimisorbția) realizat prin interacțiunea chimică a moleculelor de adsorbant și adsorbat, de obicei ireversibilă; este localizat adică moleculele de adsorbat nu se pot deplasa pe suprafața adsorbantului. Deoarece chimisorbția este un proces chimic care necesită o energie de activare de ordinul 40-120 kJ/mol, o creștere a temperaturii contribuie la apariția acestuia.
ecuația lui Henry(adsorbție monomoleculară pe o suprafață omogenă la presiuni scăzute sau concentrații scăzute):
G = Ks sau G \u003d Kr,LA este constanta de echilibru de adsorbție, care depinde de natura adsorbantului și a adsorbatului; C, r este concentrația substanței dizolvate sau presiunea gazului.
Teoria lui Langmuir a adsorbției monomoleculare
1. Adsorbția este localizată și este cauzată de forțe apropiate de cele chimice.
2. Adsorbția are loc pe o suprafață omogenă a adsorbantului.
3. La suprafață se poate forma un singur strat de molecule adsorbite.
4. Procesul de adsorbție este reversibil și echilibrat.
Izoterma de adsorbție Langmuir:
Unde Г 0 – capacitate monostrat este o constantă egală cu adsorbția limită observată la concentrații de echilibru relativ mari, mol/m2; b este o constantă egală cu raportul dintre constanta vitezei de adsorbție și constanta vitezei de desorbție.
Ecuația Freundlich(adsorbție pe o suprafață neomogenă): Г = K F cu n , Unde. CE FACI este o constantă numeric egală cu adsorbția la o concentrație de echilibru egală cu unitatea; n este constanta care determină curbura izotermei de adsorbție (n= 0,1–0,6).
Adsorbția moleculară din soluții:
unde C0 este concentraţia iniţială a adsorbatului; CU este concentrația de echilibru a adsorbatului; V este volumul soluției de adsorbat; m este masa adsorbantului.
Pătrat S 0 , pe moleculă într-un strat de adsorbție saturat, zona de aterizare:
m2/moleculă.
Grosimea stratului de adsorbție:
Unde M este greutatea moleculară a surfactantului; ? este densitatea surfactantului.
Regula lui Rebinder: pe adsorbanții polari, adsorbații polari din solvenți cu polaritate scăzută sunt mai bine adsorbiți; pe adsorbanți polari, adsorbați nepolari din solvenți polari.
Orientarea moleculelor de surfactant pe suprafața adsorbantului este prezentată schematic în figură:
6.3. Adsorbția din soluții de electroliți
Schimb de adsorbție- procesul de schimb de ioni dintre o soluție și o fază solidă, în care faza solidă absoarbe din soluție ioni de orice semn (cationi sau anioni) și în locul lor poate elibera un număr echivalent de alți ioni de același semn în soluţie. Pentru totdeauna specific adică, pentru un adsorbant dat, numai anumiți ioni sunt capabili de schimb; adsorbția prin schimb este de obicei ireversibilă.
Regula pachet-Peskov-Faience: pe suprafața unui solid cristalin, un ion este adsorbit în mod specific dintr-o soluție de electrolit, care este capabilă să-și completeze rețeaua cristalină sau poate forma un compus slab solubil cu unul dintre ionii care alcătuiesc cristalul.
7. Sisteme coloidale (disperse).
Sistem coloidal (dispers). se numeste un sistem eterogen, in care una dintre faze este reprezentata de particule mici distribuite uniform in volumul altei faze omogene. Acestea sunt sisteme ultramicroeterogene formate din particule faza dispersata- agregate de particule zdrobite, a căror dimensiune se află în intervalul de 10 -9 -10 -5 m și continuu mediu de dispersie,în care sunt distribuite aceste particule.
semne starea coloidală a materiei - dispersie și eterogenitate.
Gradul de dispersie? este reciproca diametrului mediu sau, pentru particulele nesferice, reciproca diametrului mediu echivalent d(m -1):
Suprafață specifică este raportul dintre suprafața totală a fazei dispersate S DF și volumul total sau masa sa:
7.1. Clasificare si metode de obtinere a sistemelor disperse
Clasificarea în funcție de starea de agregare a fazelor
Nu există un sistem dispersat în care atât faza dispersată, cât și mediul de dispersie sunt gaze, deoarece gazele sunt infinit solubile unele în altele.
Clasificarea sistemelor în funcție de dimensiunea particulelor fazei dispersate:
1) foarte dispersat, 10 -9_ 10 -7 m (sticlă rubin);
2) mediu dispersat, 10 -7_ 10 -5 m (cafea instant);
3) grosier, > 10 -5 m (picături de ploaie).
Metode de obţinere a sistemelor coloidale dispersieDispersia fizica: măcinare mecanică folosind mori coloidale; pulverizare electrică a substanțelor; dispersie ultrasonică și alte metode. Pentru a preveni lipirea particulelor formate între ele, dispersia se realizează în prezența stabilizator– electrolit sau substanță adsorbită la interfață (surfactanți).
Dispersie chimică (peptizare): conversia unui precipitat proaspăt preparat într-o stare coloidală utilizând un peptizer.
CondensareCondens fizic: 1) metoda de înlocuire a solventului, care constă în faptul că la adevărata soluție a substanței se adaugă un lichid care se amestecă cu solventul, în care substanța în sine este slab solubilă; din cauza scăderii solubilității substanței în noul solvent, soluția devine suprasaturată și o parte din substanță se condensează, formând particule din faza dispersată; 2) metoda de condensare a vaporilor; substanța originală este într-o pereche; pe măsură ce temperatura scade, vaporii devin suprasaturați și se condensează parțial, formând o fază dispersată.
Condens chimic: orice reacție chimică care are ca rezultat formarea unui compus slab solubil; pentru a obține o soluție coloidală, reacția trebuie efectuată într-o soluție diluată la o rată scăzută de creștere a particulelor, una dintre materiile prime este luată în exces și este un stabilizator.
7.2. Proprietățile optice ale sistemelor disperse
Când lumina cade pe un sistem dispers, se pot observa următoarele fenomene:
trecere luminoasă particulele fazei dispersate (observate pentru sistemele transparente în care particulele sunt mult mai mici decât lungimea de undă a luminii incidente (r<< ?);
refracția luminii particulele fazei dispersate (dacă aceste particule sunt transparente);
reflexia luminii particulele fazei dispersate (dacă particulele sunt opace);
refractie si reflexie lumina este observată pentru sistemele în care particulele sunt mult mai mari decât lungimea de undă a luminii incidente (r >> ?). Vizual, acest fenomen se exprimă în turbiditatea acestor sisteme;
difuzia luminii observat pentru sistemele în care particulele fazei dispersate sunt mai mici, dar pe măsura cu lungimea de undă a luminii incidente (r ? 0,1 ?);
adsorbţie(absorbția) luminii de către faza dispersată cu conversia energiei luminoase în căldură.
Ecuația Rayleigh:
unde I, I 0 sunt intensitatea luminii împrăștiate și incidente; V este volumul unei particule; ? – concentrație parțială (număr de particule pe unitatea de volum); ? este lungimea de undă; n 1, n 0 sunt indicii de refracție ai particulelor și, respectiv, ai mediului.
Fenomenul diferitelor culori ale unei soluții coloidale în lumină transmisă și împrăștiată (reflectată) se numește opalescență.În cazul soluțiilor colorate, există o suprapunere a propriei culori și a culorii cauzate de opalescență (fenomen dicroismul luminii).
7.3. Proprietăți cinetice moleculare
Sistemele coloidale sunt caracterizate Mișcarea browniană- mișcarea aleatorie continuă a particulelor de dimensiuni microscopice și coloidale. Această mișcare este cu atât mai intensă, cu atât temperatura este mai mare și masa particulei și vâscozitatea mediului de dispersie sunt mai mici.
Difuzie este un proces spontan de egalizare a concentrației particulelor.
legea lui Fick:
Datorită dimensiunii mari a particulelor coloidale, difuzia în sistemele coloidale este mai lentă decât în soluțiile adevărate.
Presiune osmotica:
unde mtot este masa substanței dizolvate; m este masa unei particule; V este volumul sistemului; N / A este numărul Avogadro; T este temperatura absolută; ? – concentrare parțială; k este constanta Boltzmann.
Pentru particule sferice:
Unde? m este masa fazei dispersate pe unitate de volum a soluției; ? este densitatea mediului de dispersie; r este raza particulei.
7.4. Structura unei micele
Micela liofobă sistem se numește microsistem eterogen, care constă dintr-un microcristal al fazei dispersate, înconjurat de ioni stabilizatori solvați.
Potenţial-determinant numiti ioni adsorbiti pe suprafata unei particule din faza solida (unitate)și da-i o taxă. Agregatul, împreună cu ionii determinanți a potențialului, este miezul micelului.
Contrarii sunt ioni care se grupează în apropierea miezului micelului.
Locația contraionilor într-un mediu de dispersie este determinată de doi factori opuși: mișcarea termică (difuzia) și atracția electrostatică.
Contraionii care alcătuiesc densul strat de adsorbție, sunt numite „conectate” și împreună cu miezul alcătuiesc particule sau granule coloidale. O particulă coloidală (granulă) are o sarcină, al cărei semn se datorează semnului încărcăturii ionilor care determină potențialul.
Contraionii care se formează strat difuz,- „mobil”, sau „gratuit”.
O particulă coloidală cu un strat difuz înconjurător de contraioni solvați este micela. Spre deosebire de o particulă coloidală, o micelă este neutră din punct de vedere electric și nu are dimensiuni strict definite.
Într-o micelă cu un stabilizator ionic, există un DES la limita de fază, apare o diferență de potențial între faza dispersată și mediul de dispersie - potenţialul termodinamic f (interfaza), care este determinată de proprietățile unui anumit sistem dispersat, precum și de sarcina și concentrația ionilor determinanți de potențial adsorbiți pe faza solidă.
Mișcarea particulelor coloidale încărcate dintr-un lichid staționar către unul dintre electrozi sub acțiunea unui câmp electric extern se numește electroforeză.
Suprafața pe care are loc mișcarea se numește suprafata de alunecare. Mărimea saltului de potențial la limita fazelor care sunt în mișcare una față de alta în timpul electroforezei și în mișcarea browniană, adică pe suprafața de alunecare, se numește potenţial electrocinetic sau a (potenţial zeta).
7.5. Stabilitate și coagulare
Stabilitatea sistemelor dispersate caracterizează capacitatea fazei dispersate de a menține o stare de distribuție uniformă a particulelor în volumul mediului de dispersie.
Există două tipuri de stabilitate relativă a sistemelor disperse: sedimentare și agregare.
Rezistenta la sedimentare- capacitatea sistemului de a rezista la acţiunea gravitaţiei. Sedimentarea este depunerea particulelor în soluție sub influența gravitației.
Condiție echilibru de sedimentare: particula se mișcă cu o viteză constantă, adică uniform, forța de frecare echilibrează forța gravitațională:
6??rU = 4/3?r 3 (? - ? 0)g,Unde? este densitatea fazei dispersate, ? 0 este densitatea mediului de dispersie, g este accelerația gravitației, ? este vâscozitatea mediului.
Stabilitate agregativă caracterizează capacitatea particulelor din faza dispersată de a rezista lipirii lor între ele și, prin urmare, de a-și menține dimensiunea.
În încălcarea stabilității agregative are loc coagularea este procesul de lipire a particulelor cu formarea de agregate mari. Ca urmare a coagulării, sistemul își pierde stabilitatea de sedimentare, deoarece particulele devin prea mari și nu pot participa la mișcarea browniană.
Motive pentru coagulare:
> schimbarea temperaturii;
> acţiunea câmpurilor electrice şi electromagnetice;
> acţiunea luminii vizibile;
> expunerea la particule elementare;
> impact mecanic;
> adăugarea de electrolit etc.
De cel mai mare interes practic este coagularea cu electroliți.
Tipuri de coagulare cu electrolițiconcentraţie coagularea are loc sub influență indiferent electroliti. indiferent se numește electrolit, la introducerea căruia potențialul interfacial<р не изменяется. Данный электролит не содержит таких ионов, которые были бы способны к специфической адсорбции на частицах по правилу Па-нета-Фаянса, т. е. не способны достраивать кристаллическую решетку агрегата:
Se numește starea în care stratul difuz dispare și particula coloidală devine neutră din punct de vedere electric izoelectric– potențialul electrocinetic (?) este egal cu zero, are loc coagularea. Formula micelară în această stare ia forma: (mnAg + nNO 3 ?) 0 .
Neutralizare coagularea are loc la adăugarea în sol neindiferenți electrolit. Neindiferenți un electrolit se numește electrolit capabil să modifice potențialele interfațale (?) și electrocinetice (?) legate liniar, adică acest electrolit conține ioni care pot fi adsorbiți în mod specific pe suprafața agregatului, pot completa rețeaua cristalină sau pot interacționa chimic cu potențialul. -determinarea ionilor.
Procesul reversibil în care coagulatul intră din nou într-o stare coloidală se numește peptizare sau dezagregare.
regulile de coagulare1. Toți electroliții puternici adăugați în sol în cantități suficiente determină coagularea acestuia. Se numește concentrația minimă de electrolit care provoacă coagularea solului într-o anumită perioadă scurtă de timp pragul de coagulare:
unde C el este concentrația de electrolit-coagulant; V el este volumul de electrolit adăugat; V sol (de obicei 10 ml) - volumul solului.
2. Efectul de coagulare este posedat de ionul a cărui sarcină coincide în semn cu sarcina contraionilor micelilor solului liofob (sarcina ionului de coagulare este opusă sarcinii particulei coloidale). Acest ion se numește ion coagulant.
3. Capacitatea de coagulare a unui ion - coagulant este cu atât mai mare, cu atât sarcina ionului este mai mare:
Regula semnificației:
? 1: ? 2: ? 3 = 1/1 6: 1/2 6: 1/3 6 = 729: 11: 1Capacitatea de coagulare a unui ion cu aceeași sarcină este cu atât mai mare, cu atât raza cristalului său este mai mare. Ag + > Cs + > Rb + > NH 4 + > K + > Na + > Li+ - serie liotropă.
Protecție coloidală se numeste cresterea stabilitatii agregative a solului prin introducerea in acesta a unui DIU (compus cu greutate moleculara mare) sau a unui surfactant (surfactant).
numărul de pază numit numărul minim de miligrame de substanță uscată care este necesar pentru a proteja 10 ml de sol atunci când i se adaugă un electrolit în cantitate egală cu pragul de coagulare.
Conținutul articolului
CHIMIE FIZICĂ, o ramură a chimiei care studiază proprietățile chimice ale substanțelor pe baza proprietăților fizice ale atomilor și moleculelor lor constitutive. Chimia fizică modernă este un domeniu interdisciplinar larg care se învecinează cu diferite ramuri ale fizicii, biofizicii și biologiei moleculare. Are multe puncte de contact cu ramuri ale științei chimice precum chimia organică și anorganică.
O trăsătură distinctivă a abordării chimice (spre deosebire de cea fizică și biologică) este că, alături de descrierea fenomenelor macroscopice, natura lor este explicată pe baza proprietăților moleculelor individuale și a interacțiunilor dintre ele.
Noile dezvoltări instrumentale și metodologice din domeniul chimiei fizice sunt utilizate în alte ramuri ale chimiei și științe conexe, cum ar fi farmacologia și medicina. Exemplele includ metode electrochimice, spectroscopie în infraroșu (IR) și ultraviolet (UV), tehnici cu laser și rezonanță magnetică, care sunt utilizate pe scară largă în terapie și pentru diagnosticarea diferitelor boli.
Principalele secțiuni ale chimiei fizice sunt considerate în mod tradițional: 1) termodinamica chimică; 2) teoria cinetică și termodinamică statistică; 3) întrebări privind structura moleculelor și spectroscopie; 4) cinetica chimică.
Termodinamica chimica.
Termodinamica chimică este direct legată de aplicarea termodinamicii - știința căldurii și a transformărilor sale - la problema echilibrului chimic. Esența problemei este formulată astfel: dacă există un amestec de reactivi (sistem) și se cunosc condițiile fizice în care se află (temperatura, presiunea, volumul), atunci ce procese chimice și fizice spontane pot aduce acest sistem la echilibru? Prima lege a termodinamicii afirmă că căldura este o formă de energie și că energia totală a unui sistem (împreună cu mediul său) rămâne neschimbată. Astfel, această lege este una dintre formele legii conservării energiei. Conform celei de-a doua legi, un proces care are loc spontan duce la o creștere a entropiei totale a sistemului și a mediului său. Entropia este o măsură a cantității de energie pe care un sistem nu o poate folosi pentru a face o muncă utilă. A doua lege indică direcția în care reacția va merge fără influențe externe. Pentru a schimba natura reacției (de exemplu, direcția acesteia), trebuie să cheltuiți energie într-o formă sau alta. Astfel, impune limite stricte asupra cantității de muncă care poate fi efectuată ca urmare a conversiei căldurii sau energiei chimice eliberate într-un proces reversibil.
Realizări importante în termodinamică chimică îi datorăm lui J. Gibbs, care a pus bazele teoretice ale acestei științe, ceea ce a făcut posibilă combinarea rezultatelor obținute de mulți cercetători din generația anterioară într-un singur întreg. Abordarea dezvoltată de Gibbs nu face ipoteze cu privire la structura microscopică a materiei, ci ia în considerare proprietățile de echilibru ale sistemelor la nivel macro. Acesta este motivul pentru care se poate crede că prima și a doua lege ale termodinamicii sunt universale și vor rămâne valabile chiar și atunci când vom afla mult mai multe despre proprietățile moleculelor și atomilor.
Teoria cinetică și termodinamică statistică.
Termodinamica statistică (precum și mecanica cuantică) permite prezicerea poziției de echilibru pentru unele reacții în faza gazoasă. Cu ajutorul abordării mecanicii cuantice, este posibil să se descrie comportamentul moleculelor complexe ale unui număr de substanțe aflate în stare lichidă și solidă. Există însă reacții ale căror viteze nu pot fi calculate nici în cadrul teoriei cinetice, nici cu ajutorul termodinamicii statistice.
O adevărată revoluție în termodinamica statistică clasică a avut loc în anii 1970. Noile concepte precum universalitatea (ideea că membrii anumitor clase largi de compuși au aceleași proprietăți) și principiul similarității (estimarea cantităților necunoscute din criterii cunoscute) au condus la o mai bună înțelegere a comportamentului lichidelor din apropiere. punct critic când dispare distincţia dintre lichid şi gaz. Cu ajutorul unui computer, au fost simulate proprietățile lichidelor simple (argon lichid) și complexe (apă și alcool) în stare critică. Mai recent, proprietățile lichidelor precum heliul lichid (al cărui comportament este descris perfect din punct de vedere al mecanicii cuantice) și ale electronilor liberi din lichidele moleculare au fost investigate cuprinzător folosind simulări pe computer (SUPERCONDUCTIVITATE). Acest lucru a permis o mai bună înțelegere a proprietăților lichidelor obișnuite. Metodele computerizate combinate cu cele mai recente dezvoltări teoretice sunt utilizate intensiv pentru a studia comportamentul soluțiilor, polimerilor, micelilor (particule coloidale specifice), proteinelor și soluțiilor ionice. Pentru a rezolva probleme de chimie fizică, în special, pentru a descrie unele proprietăți ale sistemelor în stare critică și pentru a studia probleme de fizică a energiei înalte, este din ce în ce mai utilizat. metoda matematica grup de renormalizare.
Structura moleculelor și spectroscopie.
Chimii organici ai secolului al XIX-lea. dezvoltat reguli simple determinând valența (capacitatea de a combina) a multor elemente chimice. De exemplu, au descoperit că valența carbonului este 4 (un atom de carbon poate atașa patru atomi de hidrogen pentru a forma o moleculă de metan CH 4), oxigen - 2, hidrogen - 1. Pe baza ideilor empirice bazate pe date experimentale, s-au făcut ipoteze. despre aranjarea spațială a atomilor în molecule (de exemplu, molecula de metan are o structură tetraedrică, în timp ce atomul de carbon se află în centrul unei piramide triunghiulare, iar hidrogenul se află în cele patru vârfuri ale sale). Cu toate acestea, această abordare nu a permis dezvăluirea mecanismului de formare a legăturilor chimice și, prin urmare, să se estimeze dimensiunea moleculelor, să se determine distanța exactă dintre atomi.
Folosind metode spectroscopice dezvoltate în secolul al XX-lea, a fost determinată structura moleculelor de apă (H 2 O), etan (C 2 H 6) și apoi molecule mult mai complexe, cum ar fi proteinele. Metodele de spectroscopie cu microunde (EPR, RMN) și difracția electronilor au făcut posibilă determinarea lungimii legăturilor, a unghiurilor dintre ele (unghiuri de valență) și a aranjamentului reciproc al atomilor în molecule simple și analiza difracției de raze X sunt parametri similari pentru moleculele mai mari care formează cristale moleculare. Compilarea cataloagelor de structuri moleculare și utilizarea conceptelor simple de valență au pus bazele chimiei structurale (L. Pauling a fost pionierul acesteia) și a făcut posibilă utilizarea modelelor moleculare pentru a explica fenomene complexe la nivel molecular. Dacă moleculele nu aveau o structură definită, sau dacă parametrii legăturilor C–C și C–H din cromozomi erau foarte diferiți de cei din moleculele de metan sau etan, atunci cu ajutorul unor modele geometrice simple, J. Watson și F. Crick nu ar fi capabili să construiască la începutul anilor 1950 faimosul său model cu dublu helix de acid dezoxiribonucleic (ADN). Prin studierea vibrațiilor atomilor din molecule folosind spectroscopie IR și UV, a fost posibil să se stabilească natura forțelor care țin atomii în compoziția moleculelor, ceea ce, la rândul său, a condus la ideea prezenței mișcării intramoleculare. și a făcut posibilă studierea proprietăților termodinamice ale moleculelor ( Vezi deasupra). Acesta a fost primul pas către determinarea vitezei reacțiilor chimice. Mai mult, studiile spectroscopice din regiunea UV au ajutat la stabilirea mecanismului de formare a legăturilor chimice la nivel electronic, ceea ce a făcut posibilă descrierea reacțiilor chimice pe baza ideii de tranziție a reactanților la o stare excitată (adesea sub acțiune). de lumină vizibilă sau UV). Exista chiar și un întreg domeniu științific - fotochimia. Spectroscopia de rezonanță magnetică nucleară (RMN) a făcut posibil chimiștilor să studieze etapele individuale ale proceselor chimice complexe și să identifice centrii activi în moleculele de enzime. Această metodă a făcut posibilă, de asemenea, obținerea de imagini tridimensionale ale celulelor intacte și ale organelor individuale. FOTOCHIMIE.
Teoria valenței.
Folosind regulile empirice de valență dezvoltate de chimiștii organici, sistemul periodic de elemente și modelul planetar al atomului lui Rutherford, G. Lewis a descoperit că cheia înțelegerii legăturii chimice este structura electronică a materiei. Lewis a ajuns la concluzia că o legătură covalentă se formează ca urmare a socializării electronilor aparținând diferiților atomi; făcând acest lucru, el a pornit de la ideea că electronii de legare sunt localizați pe învelișuri de electroni strict definite. Teoria cuantică face posibilă prezicerea structurii moleculelor și a naturii legăturilor covalente formate în cazul cel mai general.
Ideile noastre despre structura materiei, care s-au format datorită succeselor fizicii cuantice din primul sfert al secolului al XX-lea, pot fi rezumate după cum urmează. Structura unui atom este determinată de echilibrul forțelor electrice de repulsie (între electroni) și de atracție (între electroni și un nucleu încărcat pozitiv). Aproape toată masa unui atom este concentrată în nucleu, iar dimensiunea acestuia este determinată de cantitatea de spațiu ocupată de electronii care se învârt în jurul nucleelor. Moleculele constau din nuclee relativ stabile ținute împreună de electroni care se mișcă rapid, astfel încât toate proprietățile chimice ale substanțelor pot fi explicate în termeni de interacțiune electrică a particulelor elementare care alcătuiesc atomii și moleculele. Astfel, principalele prevederi ale mecanicii cuantice, referitoare la structura moleculelor și formarea legăturilor chimice, creează baza pentru o descriere empirică a structurii electronice a unei substanțe, a naturii unei legături chimice și a reactivității atomilor și moleculelor. .
Odată cu apariția computerelor de mare viteză, a fost posibil să se calculeze (cu o precizie scăzută, dar suficientă) forțele care acționează între atomi în molecule poliatomice mici. Teoria valenței, bazată pe simularea computerizată, este în prezent un instrument de lucru pentru studierea structurilor, naturii forțelor chimice și a reacțiilor în cazurile în care experimentele sunt dificile sau consumatoare de timp. Aceasta se referă la studiul radicalilor liberi prezenți în atmosferă și flăcări sau formați ca intermediari de reacție. Există speranță că într-o zi o teorie bazată pe calcule computerizate va putea răspunde la întrebarea: cum își „calculează” structurile chimice starea cea mai stabilă într-un timp de ordinul picosecundelor, obținând în același timp estimările corespunzătoare, cel puțin într-o anumită aproximare , necesită o cantitate mare de timp de mașină.
Cinetica chimică
se ocupă cu studiul mecanismului reacţiilor chimice şi determinarea vitezelor acestora. La nivel macroscopic, reacția poate fi reprezentată ca transformări succesive, în timpul cărora se formează altele dintr-o substanță. De exemplu, transformarea aparent simplă
H2 + (1/2) O2 → H2O
constă de fapt din mai multe etape succesive:
H + O2 → OH + O
O + H2 → HO + H
H + O 2 → HO 2
HO2 + H2 → H2O + OH
iar fiecare dintre ele este caracterizată de propria sa constantă de viteză k. S. Arrhenius a sugerat că temperatura absolută Tși constanta vitezei de reacție k legate de raport k = A exp(- E Act)/ RT, Unde A– factor pre-exponențial (așa-numitul factor de frecvență), E act - energie de activare, R este constanta gazului. Pentru măsurare kȘi T sunt necesare instrumente pentru a urmări evenimentele care au loc pe o perioadă de aproximativ 10–13 s, pe de o parte, și de-a lungul deceniilor (și chiar mileniilor), pe de altă parte (procese geologice); de asemenea, este necesar să se poată măsura concentraţii neglijabile de reactivi extrem de instabili. Sarcina cineticii chimice include, de asemenea, predicția proceselor chimice care au loc în sisteme complexe ( vorbim despre procesele biologice, geologice, atmosferice, despre ardere și sinteza chimică).
Pentru a studia reacțiile în fază gazoasă „în formă pură” se folosește metoda fasciculelor moleculare; în acest caz, moleculele cu stări cuantice strict definite reacționează cu formarea de produse care se află și în anumite stări cuantice. Astfel de experimente oferă informații despre forțele care provoacă anumite reacții. De exemplu, într-o configurație a fasciculului molecular, chiar și molecule atât de mici precum CH 3 I pot fi orientate într-un anumit mod și ratele de coliziune în două reacții „diferite” pot fi măsurate:
K + ICH 3 → KI + CH 3
K + CH 3 I → KI + CH 3
unde gruparea CH3 este orientată diferit față de atomul de potasiu care se apropie.
Una dintre problemele cu care se ocupă chimia fizică (precum și fizica chimică) este calculul constantelor vitezei de reacție. Aici, teoria stării de tranziție dezvoltată în anii 1930, care utilizează parametrii termodinamici și structurali, este utilizată pe scară largă. Această teorie, combinată cu metodele fizicii clasice și mecanicii cuantice, face posibilă simularea cursului unei reacții ca și cum ar avea loc în condițiile unui experiment cu fascicule moleculare. Se efectuează experimente privind excitarea cu laser a anumitor legături chimice, care fac posibilă testarea corectitudinii teoriilor statistice ale distrugerii moleculelor. Se dezvoltă teorii care generalizează conceptele fizice și matematice moderne ale proceselor haotice (de exemplu, turbulența). Nu suntem atât de departe de a înțelege pe deplin natura atât a interacțiunilor intra- cât și a intermoleculare, de a dezvălui mecanismul reacțiilor care au loc pe suprafețele cu proprietăți dorite și de a stabili structura centrilor catalitici ai enzimelor și complecșilor metalelor tranziționale. La nivel microscopic se remarcă lucrări privind cinetica formării structurilor complexe precum fulgii de zăpadă sau dendritele (cristale cu structură arborescentă), care au stimulat dezvoltarea simulărilor pe calculator bazate pe modele simple teorii ale dinamicii neliniare; aceasta deschide perspective pentru crearea de noi abordări pentru descrierea structurii și dezvoltării sistemelor complexe.
CHIMIE FIZICA
§ 1. Subiectul de chimie fizică. Intelesul sau
Studiile relației dintre fenomene chimice și fizice Chimie Fizica. Această ramură a chimiei este granița dintre chimie și fizică. Folosind metodele teoretice și experimentale ale ambelor științe, precum și metodele proprii, chimia fizică este angajată într-un studiu cu mai multe fațete al reacțiilor chimice și al proceselor fizice care le însoțesc. Întrucât, însă, chiar și un studiu cu mai multe fațete nu este niciodată complet și nu acoperă fenomenul într-un mod exhaustiv, legile și regularitățile chimiei fizice, ca și cele ale altor științe ale naturii, simplifică întotdeauna fenomenul și nu îl reflectă pe deplin.
Dezvoltarea rapidă și importanța tot mai mare a chimiei fizice sunt asociate cu poziția sa de frontieră între fizică și chimie. Sarcina generală principală a chimiei fizice este predicția cursului în timp al procesului și rezultatul final (starea de echilibru) în diverse conditii pe baza datelor privind structura și proprietățile substanțelor care alcătuiesc sistemul studiat.
§ 2. Scurtă schiță a istoriei dezvoltării chimiei fizice
Termenul de „chimie fizică” și definiția acestei științe au fost date pentru prima dată de M.V. Lomonosov, care în 1752-1754. a citit un curs de chimie fizică studenților Academiei de Științe și a lăsat manuscrisul acestui curs „Introduction to True Physical Chemistry” (1752). Lomonosov a efectuat multe studii, ale căror subiecte corespund „Planului pentru cursul de chimie fizică” întocmit de el (1752) și programului de lucru experimental „Experiența în chimie fizică” (1754). Sub conducerea sa a avut loc și un atelier de studenți la chimie fizică.
Lomonosov a dat următoarea definiție a chimiei fizice: „Chimia fizică este o știință care explică, pe baza prevederilor și experimentelor fizicii, ceea ce se întâmplă în corpurile mixte în timpul operațiilor chimice”. Această definiție este aproape de modernă.
Pentru dezvoltarea chimiei fizice, descoperirea a două legi ale termodinamicii la mijlocul secolului al XIX-lea (S. Carnot, Yu.R. Mayer, G. Helmholtz, D.P. Joule, R. Clausius, W. Thomson) a fost deosebit de importantă. importanţă.
Numărul și varietatea cercetărilor, aflate în domeniul care se învecinează între fizică și chimie, a crescut constant în secolul al XIX-lea. A fost dezvoltată teoria termodinamică a echilibrului chimic (K.M. Guldberg, P. Waage, D.W. Gibbs). Studiile lui L.F. Wilhelmi au pus bazele studiului vitezei reacțiilor chimice (cinetica chimică). S-a studiat transferul energiei electrice în soluții (I.V. Gittorf, F.V.G. Kolrausch), s-au studiat legile echilibrului soluțiilor cu aburul (D.P. Konovalov) și s-a dezvoltat teoria soluțiilor (D.I. Mendeleev).
Recunoașterea chimiei fizice ca știință independentă și disciplină academică a fost exprimată prin înființarea la Universitatea din Leipzig (Germania) în 1887 a primului departament de chimie fizică condusă de W. Ostwald și în înființarea primei reviste științifice de fizică. chimie acolo. La sfârșitul secolului al XIX-lea, Universitatea din Leipzig a fost centrul de dezvoltare a chimiei fizice, iar chimiștii fizici de frunte erau W. Ostwald, J. H. Van't Hoff, S. Arrhenius și W. Nernst. Până în acest moment, au fost definite trei secțiuni principale ale chimiei fizice - termodinamica chimică, cinetica chimică și electrochimia.
Cele mai importante domenii ale științei, a căror dezvoltare este o condiție necesară pentru progresul tehnic, includ studiul proceselor chimice; chimia fizică joacă un rol principal în dezvoltarea acestei probleme.
§ 3. Secţiuni de chimie fizică. Metode de cercetare
Termodinamica chimica. În această secțiune, pe baza legilor termodinamicii generale, sunt expuse legile echilibrului chimic și doctrina echilibrului de fază.
Doctrina soluțiilor își propune să explice și să prezică proprietățile soluțiilor (amestecuri omogene de mai multe substanțe) pe baza proprietăților substanțelor care alcătuiesc soluția.
Doctrina fenomenelor de suprafață. Sunt studiate diferite proprietăți ale straturilor de suprafață de solide și lichide (interfețe între faze); unul dintre principalele fenomene studiate în straturile de suprafaţă este adsorbţie(acumularea de materie în stratul de suprafață).
În sistemele în care interfețele dintre fazele lichide, solide și gazoase sunt foarte dezvoltate (emulsii, ceață, fum etc.), proprietățile straturilor de suprafață devin de importanță primordială și determină multe dintre proprietățile unice ale întregului sistem ca un întreg. Astfel de dispersat (microeterogene) sistemele sunt studiate chimie coloidală, care este o ramură independentă majoră a chimiei fizice.
Lista de mai sus a principalelor secțiuni ale chimiei fizice nu acoperă unele domenii și secțiuni mai mici ale acestei științe, care pot fi considerate ca părți ale secțiunilor mai mari sau ca secțiuni independente ale chimiei fizice. Trebuie subliniată încă o dată strânsa interrelație dintre diferitele ramuri ale chimiei fizice. În studiul oricărui fenomen, trebuie să folosim un arsenal de idei, teorii și metode pentru studiul multor ramuri ale chimiei (și adesea și alte științe). Numai cu o cunoaștere inițială cu chimia fizică este posibilă, în scopuri educaționale, distribuirea materialului în secțiunile indicate.
Metode de cercetare fizică și chimică. Metodele de bază ale chimiei fizice sunt în mod natural metodele fizicii și chimiei. Aceasta este, în primul rând, o metodă experimentală - studiul dependenței proprietăților substanțelor de condițiile externe, studiul experimental al legilor fluxului diferitelor procese și al legilor echilibrului chimic.
Înțelegerea teoretică a datelor experimentale și crearea unui sistem coerent de cunoaștere se bazează pe metodele fizicii teoretice.
Metoda termodinamică, care este una dintre ele, face posibilă relaționarea cantitativă a diferitelor proprietăți ale unei substanțe (proprietăți „macroscopice”) și calcularea unora dintre aceste proprietăți pe baza valorilor experimentale ale altor proprietăți.
CAPITOLUL I
PRIMA LEGEA A TERMODINAMICII
§ 1. Energie. Legea conservării și transformării energiei
O proprietate (atribut) integrală a materiei este mișcarea; este indestructibil, ca și materia însăși. Mișcarea materiei se manifestă sub diferite forme, care pot trece una în alta. Măsura mișcării materiei este energie. Cantitativ, energia este exprimată într-un anumit mod prin parametrii caracteristici fiecărei forme specifice de mișcare, și în unități specifice acestei forme.
În sistemul SI de unități, unitatea de energie (căldură și lucru) este joule ( J), egală cu munca de forță în 1 H in drum spre 1 m. 1 J = 1 Nm.
Unitatea de energie utilizată pe scară largă (căldură), caloria, este în prezent o unitate în afara sistemului care este permisă pentru utilizare. Caloriile utilizate în prezent, prin definiție, echivalează cu un anumit număr de jouli: 1 fecale este egal cu 4,1868 jouli. Această unitate este utilizată în ingineria termică și poate fi numită calorii termice.În termodinamica chimică, se folosește o unitate ușor diferită, echivalentă cu 4,1840 jouli și numită calorii termochimice. Actualitatea aplicării sale este legată de comoditatea utilizării materialului termochimic experimental extins colectat în cărțile de referință și exprimat în aceste unități.
Atunci când o formă de mișcare este transformată în alta, energiile mișcării dispărute și apărute, exprimate în unități diferite, sunt echivalente între ele, adică energia mișcării dispărute este într-o relație cantitativă constantă cu energia mișcării dispărute. mișcarea care a apărut (legea transformărilor echivalente ale energiei). Acest raport nu depinde de energiile celor două forme de mișcare și de condițiile specifice în care a avut loc trecerea de la o formă de mișcare la alta. Deci, atunci când energia unui curent electric este convertită în energia mișcării moleculare haotice, un joule de energie electrică se transformă întotdeauna în 0,239 fecale energia mișcării moleculare.
Astfel, energia ca măsură a mișcării materiei se manifestă întotdeauna într-o formă calitativ originală, corespunzătoare unei forme date de mișcare și este exprimată în unitățile de măsură corespunzătoare. Pe de altă parte, reflectă cantitativ unitatea tuturor formelor de mișcare, convertibilitatea lor reciprocă și indestructibilitatea mișcării.
Legea de mai sus a transformărilor echivalente de energie este o lege experimentală fizică. Legea transformărilor de energie echivalentă poate fi exprimat diferit și anume sub formă legea conservării și transformării energiei: energia nu este nici creată, nici distrusă; în toate procesele și fenomenele, energia totală a tuturor părților unui sistem material izolat care participă la acest proces nu crește sau scade, rămânând constantă.
Legea conservării și transformării energiei este universală în sensul că este aplicabilă fenomenelor care au loc în corpuri arbitrar mari, reprezentând un agregat al unui număr mare de molecule și fenomenelor care au loc cu participarea uneia sau a câtorva molecule.
Pentru diverse forme de mișcare mecanică, legea conservării energiei a fost mult timp exprimată într-o formă calitativă (Descartes - 1640) și o formă cantitativă (Leibniz - 1697).
Pentru transformările reciproce ale căldurii și muncii (a se vedea mai jos), legea conservării energiei a fost dovedită ca lege a științelor naturii prin studiile lui Yu. R. Mayer, G. Helmholtz și D.P. Joule, efectuate în anii patruzeci ai secolului. al XIX-lea.
Folosind legea transformărilor echivalente, este posibil să se exprime energiile diferitelor forme de mișcare în unități caracteristice unui tip de energie (o formă de mișcare), iar apoi să se realizeze operațiile de adunare, scădere etc.
§ 2. Subiectul, metoda si limitele termodinamicii
Termodinamica este una dintre principalele ramuri ale fizicii teoretice. Termodinamica studiază legile transformărilor reciproce ale diferitelor tipuri de energie asociate cu transferul de energie între corpuri sub formă de căldură și lucru. Concentrându-și atenția asupra căldurii și muncii ca forme de transfer de energie într-o varietate de procese, termodinamica implică numeroase conexiuni energetice și dependențe între diferitele proprietăți ale unei substanțe din cercul său de considerare și oferă generalizări aplicabile pe scară largă numite legile termodinamicii.
La stabilirea legilor termodinamice de bază, transformările energetice (adesea foarte complexe) care apar în interiorul corpului nu sunt de obicei detaliate. Tipurile de energie inerente corpului în starea sa dată nu sunt nici diferențiate; totalitatea tuturor acestor tipuri de energie este considerată ca un singur energia internă a sistemului .
Tema termodinamicii descrisă mai sus definește metoda și limitele acestei științe. Distincția dintre căldură și muncă, luată ca punct de plecare de termodinamică, și opoziția căldurii față de muncă are sens numai pentru corpurile formate din mai multe molecule, deoarece pentru o moleculă sau pentru un set de un număr mic de molecule, conceptele de căldura și munca își pierd sensul. Prin urmare, termodinamica ia în considerare doar corpurile formate dintr-un număr mare de molecule, așa-numitele sisteme macroscopiceîn plus, termodinamica în forma sa clasică nu ține cont de comportamentul și proprietățile moleculelor individuale.
Metoda termodinamică se caracterizează și prin faptul că obiectul de studiu este un corp sau un grup de corpuri izolate de lumea materială în sistem termodinamic (denumită în continuare simplu sistem).
Sistemul are anumite limite care îl separă de lumea exterioară (mediu).
Sistemul este omogen , dacă fiecare dintre parametrii săi are aceeași valoare în toate părțile sistemului sau se modifică continuu de la un punct la altul.
Sistemul este eterogen , dacă este format din mai multe părți macroscopice (formate la rândul lor din multe molecule), separate între ele prin interfețe vizibile. Pe aceste suprafețe, unii parametri se modifică brusc. Astfel, de exemplu, este sistemul "sare solidă - soluție de sare apoasă saturată - vapori de apă saturati". Aici, la limitele sare - soluție și soluție - vapori, compoziția și densitatea se schimbă brusc.
Se numesc părți omogene ale sistemului, separate de alte părți prin interfețe vizibile faze . În acest caz, un set de părți omogene individuale ale sistemului cu aceleași proprietăți fizice și termodinamice este considerat a fi o fază (de exemplu, un set de cristale dintr-o substanță sau un set de picături de lichid suspendate într-un gaz și formând ceață. ). Fiecare fază a sistemului este caracterizată de propria sa ecuație de stare.
Se numește un sistem care nu poate face schimb de materie și energie cu mediul (sub formă de căldură sau muncă). izolat .
Se numește un sistem care poate face schimb de materie și energie cu mediul (sub formă de căldură sau muncă). deschis.
Se numește un sistem care nu poate face schimb de materie cu mediul înconjurător, dar poate face schimb de energie (sub formă de căldură sau de muncă). închis .
Termodinamica studiază relația dintre astfel de proprietăți măsurabile ale unui sistem material în ansamblu și părțile (fazele) macroscopice ale acestuia, cum ar fi temperatura, presiunea, masa, densitatea și compoziția chimică a fazelor incluse în sistem, precum și alte proprietăți. ca relaţia dintre modificările acestor proprietăţi.
Ansamblul proprietăților studiate de termodinamică (așa-numitele parametrii termodinamici ai sistemului) definește starea termodinamică a sistemului. O modificare a oricăror proprietăți termodinamice (chiar dacă numai una) duce la o schimbare a stării termodinamice a sistemului.
Toate procesele care au loc în natură pot fi împărțite în spontane (naturale) și nespontane.
Procese spontane Acestea sunt procese care nu necesită energie externă. De exemplu, transferul de căldură de la un corp cu o temperatură mai mare la un corp cu o temperatură mai scăzută, dizolvarea sării în apă etc., se desfășoară de la sine.
Procese nespontane necesită energie din exterior pentru curgerea lor, de exemplu, separarea aerului în azot și oxigen.
În termodinamică, sunt luate în considerare în principal astfel de stări ale unui sistem în care parametrii săi (temperatura, presiunea, potențialul electrostatic etc.) nu se modifică spontan în timp și au aceeași valoare în toate punctele din volumul fazelor individuale. Se numesc astfel de stări echilibrat.
Unul dintre postulatele de bază ale termodinamicii este afirmația că cursul oricărui proces spontan aduce în cele din urmă sistemul izolat la o stare de echilibru, când proprietățile sale nu se vor mai schimba, adică echilibrul va fi stabilit în sistem.
Stările caracterizate prin distribuții inegale și variabile în timp ale temperaturii, presiunii și compoziției în cadrul fazelor sunt neechilibru. Ele sunt considerate de termodinamica proceselor de neechilibru (ireversibile), în care, pe lângă legile termodinamice de bază, sunt utilizate ipoteze suplimentare.
Termodinamica, construită pe baza legilor de bază ale termodinamicii, care sunt considerate ca o generalizare a experienței, este adesea numită clasic sau termodinamică fenomenologică. Termodinamica dă baza teoretica pentru doctrina motoarelor termice; această secțiune se numește termodinamica tehnica. Studiul proceselor chimice din punct de vedere termodinamic este implicat termodinamica chimica, care este una dintre principalele ramuri ale chimiei fizice.
§ 3. Caldura si munca
Modificările formelor de mișcare în timpul tranziției sale de la un corp la altul și transformările corespunzătoare ale energiei sunt foarte diverse. Formele de tranziție a mișcării în sine și tranzițiile de energie legate de aceasta pot fi împărțite în două grupuri.
Primul grup include o singură formă de tranziție a mișcării prin ciocniri haotice ale moleculelor a două corpuri alăturate, adică. prin conducție (și în același timp prin radiație). Măsura mișcării transmise în acest mod este căldură .
Al doilea grup include diferite forme de tranziție a mișcării, a căror caracteristică comună este mișcarea maselor macroscopice sub acțiunea oricăror forțe externe care au un caracter dirijat. Astfel sunt ridicarea corpurilor într-un câmp gravitațional, trecerea unei anumite cantități de electricitate de la un potențial electrostatic mai mare la unul mai mic, expansiunea unui gaz sub presiune etc. Măsura generală a mișcării transmise prin astfel de mijloace este Loc de munca .
Căldura și munca caracterizează calitativ și cantitativ două forme diferite de transmitere a mișcării dintr-o parte a lumii materiale în alta.
Transmiterea mișcării este un fel de mișcare complexă a materiei, ale căror două forme principale le distingem. Căldura și munca sunt măsuri ale acestor două forme complexe de mișcare a materiei și ar trebui considerate ca tipuri de energie.
Proprietatea comună a căldurii și a muncii este că acestea contează doar în intervalele de timp în care au loc aceste procese. În cursul unor astfel de procese, în unele corpuri, mișcarea într-o formă sau alta scade și energia corespunzătoare scade, în timp ce în alte corpuri crește mișcarea în aceeași formă sau în alte forme și crește tipurile corespunzătoare de energie.
Nu vorbim despre stocul de căldură sau lucrul din orice corp, ci doar despre căldura și munca unui proces cunoscut. După finalizarea sa, nu este nevoie să vorbim despre prezența căldurii sau a muncii în corpuri.
§ 4. Echivalența căldurii și a muncii
Un raport echivalent constant între căldură și lucru în timpul tranzițiilor lor reciproce a fost stabilit în experimentele clasice ale lui D.P. Joule (1842-1867). Un experiment tipic Joule este următorul.
Dispozitiv Joule pentru determinarea echivalentului mecanic al căldurii.
Greutățile care cad de la o înălțime cunoscută rotesc un agitator scufundat în apă într-un calorimetru (o greutate și un calorimetru cu apă constituie un sistem termodinamic.) Rotirea paletelor agitatorului în apă face ca apa din calorimetru să se încălzească; se cuantifică creșterea corespunzătoare a temperaturii.
După finalizarea procesului specificat, sistemul trebuie adus la starea inițială. Acest lucru se poate face prin experiență mentală. Greutățile se ridică la înălțimea lor inițială, în timp ce munca externă este cheltuită, ceea ce crește energia sistemului. În plus, căldura este îndepărtată din calorimetru (transferată în mediu) prin răcirea acestuia la temperatura inițială. Aceste operațiuni readuc sistemul la starea sa inițială, adică toate proprietățile măsurabile ale sistemului capătă aceleași valori pe care le aveau în starea inițială. Procesul în timpul căruia proprietățile sistemului s-au schimbat și la sfârșitul căruia a revenit la starea inițială, se numește proces circular (ciclic). sau ciclu .
Singurul rezultat al ciclului descris este îndepărtarea muncii din mediul care înconjoară sistemul și transferul în acest mediu a căldurii preluate de la calorimetru.
O comparație a acestor două mărimi, măsurate în unitățile corespunzătoare, arată o relație constantă între ele, independent de dimensiunea încărcăturii, mărimea calorimetrului și cantitățile specifice de căldură și lucru în diferite experimente.
Este recomandabil să scrieți căldura și să lucrați într-un proces ciclic ca sumă (integrală) a căldurilor infinit mici (elementare) Qși locuri de muncă infinitezimale (elementare). W, iar limitele inițiale și finale ale integrării coincid (ciclu).
Atunci echivalența căldurii și a muncii într-un proces ciclic poate fi scrisă după cum urmează:
(I, 1)
În ecuația (I, 1), semnul 
denotă integrarea pe parcursul unui ciclu. Constanța coeficientului k
reflectă echivalența căldurii și a muncii ( k este echivalentul mecanic al căldurii). Ecuația (I, 1) exprimă legea conservării energiei pentru un caz particular, foarte important, de transformare a muncii în căldură.
În studiile lui Joule, Rowland (1880), Miculescu (1892) și alții, s-au folosit metodele de frecare în metale, impact, conversie directă a muncii unui curent electric în căldură, întinderea solidelor etc. k întotdeauna constantă în cadrul erorii experimentale.
În cele ce urmează, se presupune întotdeauna că munca și căldura, cu ajutorul coeficientului k exprimat în aceleași unități (indiferent de ce) și coeficientul k se duce în jos.
§ 5. Energie internă
Pentru un proces necircular, egalitatea (I, 1) nu este respectată, deoarece sistemul nu revine la starea inițială. În schimb, egalitățile pentru un proces non-circular pot fi scrise (omițând coeficientul k):
≠
Deoarece limitele integrării sunt în general arbitrare, atunci pentru mărimile elementare W Și Q:
Q W,
deci:
Q – W 0
Indicați diferența Q – W pentru orice proces termodinamic elementar prin dU:
dU Q – W (I, 2)
sau pentru procesul final:
–
(I, 2a)
Revenind la procesul circular, obținem (din ecuația I, 1):
=
–
= 0 (I, 3)
Astfel, valoarea dU este diferența totală a unei funcții de stare a sistemului. Când sistemul revine la starea inițială (după o schimbare ciclică), valoarea acestei funcții capătă valoarea inițială.
Funcția de stare a sistemuluiU , definit de egalități (eu, 2) sau (eu, 2a) se numeșteenergie interna sisteme .
Evident, expresia (I, 2a) poate fi scrisă după cum urmează:
= U 2 – U 1 = ∆ U = – (I, 2b)
U 2 – U 1 = ∆U = Q – W
Acest raţionament fundamentează empiric prezenţa unei anumite funcţii a stării sistemului, care are sensul măsurării totale a tuturor mişcărilor pe care le are sistemul.
Cu alte cuvinte, energia internă include energia de translație și rotație a moleculelor, energia vibrațională a atomilor și a grupurilor de atomi dintr-o moleculă, energia mișcării electronilor, energie intranucleară și alte tipuri de energie, adică totalitatea tuturor tipurilor de particule. energia din sistem, cu excepția energiei potențiale și cinetice a sistemului însuși.
Să presupunem că procesul ciclic a fost realizat în așa fel încât, după ce sistemul a revenit la starea inițială, energia internă a sistemului nu a luat valoarea inițială, ci a crescut. În acest caz, repetarea proceselor circulare ar provoca acumularea de energie în sistem. Ar fi posibil să se transforme această energie în muncă și să se obțină muncă în acest fel nu în detrimentul căldurii, ci „din nimic”, deoarece într-un proces circular munca și căldura sunt echivalente între ele, ceea ce este demonstrat prin experimente directe. .
Imposibilitatea de a finaliza ciclul de construcție specificat perpetuum mobile (perpetuum mobile) de primul fel, care dă muncă fără a cheltui o cantitate echivalentă cu un alt tip de energie, este dovedit de rezultatul negativ al experienței umane de mii de ani. Acest rezultat duce la aceeași concluzie pe care am obținut-o într-o formă particulară, dar mai riguroasă, analizând experimentele lui Joule.
Să formulăm încă o dată rezultatul obținut. Sursa totală de energie a sistemului (energia sa internă) ca urmare a unui proces ciclic revine la valoarea sa inițială, adică energia internă a unui sistem într-o stare dată are o valoare definită și nu depinde de ceea ce modifică sistemul. suferit înainte de a ajunge în această stare.
Cu alte cuvinte, energia internă a sistemului este o funcție cu o singură valoare, continuă și finită a stării sistemului.
Modificarea energiei interne a sistemului este determinată de expresie (I, 2b); expresia (I, 3) este valabilă pentru un proces circular. Cu o modificare infinitezimală a unor proprietăți (parametri) sistemului, energia internă a sistemului se modifică și ea infinitezimal. Aceasta este o proprietate a unei funcții continue.
În termodinamică, nu este nevoie de utilizare definiție generală conceptul de energie internă. O definiție cantitativă formală prin expresii (I, 2) sau (I, 2a) este suficientă pentru toate raționamentele și concluziile termodinamice ulterioare.
Deoarece energia internă a sistemului este o funcție a stării sale, atunci, așa cum sa menționat deja, creșterea energiei interne cu modificări infinit de mici ale parametrilor stărilor sistemului este diferența totală a funcției de stare. Ruperea integralei din ecuația (I, 3) în două integrale peste secțiunile căii de la stare 1 pana la stat 2 (calea „a”) (vezi Fig. I) și invers - din stare 2
curs avansat fizic chimie Examenul al VI-lea Înainte de a însuși disciplina „Avansat fizic chimie„ar trebui să fie... până la fizic chimie. / Editat de V.V. Budanova, N.K. Vorobyov. – L.: Chimie, 1986. - 352 p. Munca practica De fizic chimie ...
Program de lucru la disciplina: "Chimie organica si fizica" pentru specialitatea 060601 Biochimie medicala, cod de calificare absolvent (65 specialist) forma de invatamant (frecva)
Program de lucruÎn amvon În bibliotecă 1 Organic şi fizic chimie(organic chimie, partea I). V.A. Startseva, L.E. Nikitina, N.P. ... La amvon În bibliotecă 1 Organic şi fizic chimie(organic chimie, partea I). V.A. Startseva, L.E. Nikitina, N.P. ...
Examenul nr. 2 la chimie fizică
DocumentTest nr. 2 de fizic chimie Opțiunea 2 Care este temperatura... Examenul nr. 2 pe fizic chimie Opțiunea 3 Enumerați mărimile fizice și chimice... Examenul nr. 2 pe fizic chimie Opțiunea 12 Electrozi de determinare. ...
Manual metodic pentru lucrări de laborator nr.4 la cursul de chimie fizică pentru studenții cu normă întreagă ai Facultății de Tehnologie Chimică și ai Facultății de Știința Materialelor de Construcție
Trusa de instrumenteVALORI ALE CONSTANTEI DE ECHILIBRI fizic chimie se întâlnește adesea munca de laborator referitor la... cu. 3. Petrov N.A., Cherepanov V.A. Yermishina Yu.A. Atelier pe fizic chimie. Trusa de instrumente. Ekaterinburg: editura...
Programul examenului de admitere la specialitatea 02. 00. 04 „Chimie fizică”
ProgramEchilibrul // M.: Metalurgie.-1988.-560s. Bine fizic chimie/ EU SI. Gerasimov, V.P. Dreving, E.I. Ermin și alții: sub ... .- 1980.- 180s. Gorshkov B.I., Kuznetsov I.A. / Bazele fizic chimie. a 2-a ed. // M.: Editura Universității din Moscova...