Subiecte chimice în sistemul de chimie fizică. Subiect de chimie fizică
CHIMIE FIZICA
Subiect de chimie fizică. Intelesul sau
Studiază relația dintre fenomenele chimice și cele fizice Chimie Fizica. Această ramură a chimiei este granița dintre chimie și fizică. Folosind metode teoretice și experimentale ale ambelor științe, precum și propriile sale metode, chimia fizică este angajată într-un studiu cu mai multe fațete al reacțiilor chimice și al proceselor fizice care le însoțesc. Întrucât, totuși, chiar și un studiu multilateral nu este niciodată complet și nu acoperă fenomenul în mod exhaustiv, legile și regularitățile chimiei fizice, precum și altele Stiintele Naturii, simplifică întotdeauna fenomenul și nu îl reflectă complet.
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 de a prezice cursul în timp al procesului și rezultatul final (starea de echilibru) în conditii diferite pe baza datelor privind structura și proprietățile substanțelor care alcătuiesc sistemul studiat.
Scurtă schiță a istoriei dezvoltării chimiei fizice
Termenul „chimie fizică” și definiția acestei științe au fost date pentru prima dată de M.V. Lomonosov, care în 1752-1754. El a predat un curs de chimie fizică studenților Academiei de Științe și a lăsat un manuscris pentru acest curs, „Introduction to True Physical Chemistry” (1752). Lomonosov a efectuat multe studii, ale căror subiecte corespund „Planului pentru cursul de chimie fizică” (1752) și programului de lucru experimental „Experiența în chimie fizică” (1754). Sub conducerea sa, s-a desfășurat și un atelier pentru studenți de chimie fizică.
Lomonosov a dat următoarea definiție a chimiei fizice: „Chimia fizică este o știință care explică, pe baza principiilor și experimentelor fizicii, ceea ce se întâmplă în corpurile mixte în timpul operațiilor chimice.” Această definiție este apropiată de cea modernă.
Pentru dezvoltarea chimiei fizice, descoperirea a două legi ale termodinamicii la mijlocul secolului al XIX-lea (S. Carnot, J. R. Mayer, G. Helmholtz, D. P. Joule, R. Clausius, W. Thomson) a avut o importanță deosebită.
Numărul și varietatea cercetărilor în zona de graniță 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). Cercetările lui L.F.Wilhelmi au marcat începutul studiului vitezelor reacțiilor chimice (cinetica chimică). S-a studiat transferul de energie electrică în soluții (I.V. Gittorf, F.V.G. Kohlrausch), 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 în înființarea la Universitatea din Leipzig (Germania) în 1887 a primului departament de chimie fizică condusă de W. Ostwald și în înființarea primei reviste științifice despre 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, trei ramuri principale ale chimiei fizice au fost definite - termodinamica chimică, cinetica chimică și electrochimia.
Spre cele mai importante domenii ale științei, a căror dezvoltare este o conditie necesara progresul tehnic include studiul proceselor chimice; chimia fizică joacă un rol principal în dezvoltarea acestei probleme.
Secțiuni de chimie fizică. Metode de cercetare
Termodinamica chimica. În această secțiune, pe baza legilor termodinamicii generale, sunt prezentate legile echilibrului chimic și doctrina echilibrului de fază.
Studiul 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(acumulare de substanță 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 în ansamblu. . Astfel de dispersat (microeterogene) sistemele sunt studiate chimie coloidală, care este o mare ramură independentă a chimiei fizice.
Lista dată 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. Merită să subliniem încă o dată relația strânsă dintre diferitele ramuri ale chimiei fizice. Când studiezi orice fenomen, trebuie să folosești un arsenal de idei, teorii și metode de cercetare din multe ramuri ale chimiei (și adesea alte științe). Numai cu o cunoaștere inițială cu chimia fizică este posibilă distribuirea materialului în secțiunile indicate în scopuri educaționale.
Metode de cercetare fizică și chimică. Metodele de bază ale chimiei fizice sunt, în mod firesc, metodele fizicii și chimiei. Aceasta este, în primul rând, o metodă experimentală - studiul dependenței proprietăților substanțelor de condițiile externe, studiul experimental al legilor diferitelor procese și al legilor echilibrului chimic.
Înțelegerea teoretică a datelor experimentale și crearea unui sistem coerent de cunoștințe se bazează pe metodele fizicii teoretice.
Metoda termodinamică, care este una dintre ele, permite să relaționăm cantitativ diverse proprietăți ale unei substanțe (proprietăți „macroscopice”) și să calculăm unele dintre aceste proprietăți pe baza valorilor experimentale ale altor proprietăți.
CAPITOLUL I.
PRIMA LEGEA A TERMODINAMICII
Căldură și muncă
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 energetice asociate acesteia pot fi împărțite în două grupuri.
Primul grup include o singură formă de tranziție a mișcării prin ciocniri haotice ale moleculelor a două corpuri aflate în contact, adică. prin conducţie termică (şi în acelaşi timp prin radiaţie). Măsura mișcării transmise în acest mod este căldură .
Al doilea grup include diverse forme tranziția mișcării, a cărei caracteristică comună este mișcarea maselor macroscopice sub influența oricăror forțe externe de natură direcționată. Acestea sunt ridicarea corpurilor într-un câmp gravitațional, trecerea unei anumite cantități de electricitate de la un potențial electrostatic mai mare la unul mai mic, dilatarea unui gaz sub presiune etc. Măsura generală a mișcării transmisă prin astfel de metode este Loc de munca .
Căldura și munca caracterizează calitativ și cantitativ două forme diferite de transfer al mișcării dintr-o parte a lumii materiale în alta.
Transmiterea mișcării este o mișcare complexă unică 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 forme de energie.
Proprietatea comună a căldurii și a muncii este că acestea sunt semnificative numai în perioadele de timp în care au loc aceste procese. În timpul unor astfel de procese, în unele corpuri mișcarea în anumite forme scade și energia corespunzătoare scade, în timp ce în alte corpuri crește mișcarea în aceeași formă sau în alte forme și crește tipurile de energie corespunzătoare.
Nu vorbim despre depozitul de căldură sau despre munca în orice corp, ci doar despre căldura și munca unui anumit proces. După finalizarea sa, nu este nevoie să vorbim despre prezența căldurii sau a muncii în corpuri.
Energie interna
Pentru un proces necircular, egalitatea (I, 1) nu este satisfăcută, deoarece sistemul nu revine la starea inițială. În loc de aceasta, se pot scrie egalitățile pentru un proces non-circular (omițând coeficientul k):
Deoarece limitele integrării sunt în cazul general arbitrare, atunci pentru mărimile elementare dWȘi dQ:
d Q¹d W,
deci:
d Q–d W ¹ 0
Să notăm diferența dQ – dW pentru orice proces termodinamic elementar prin dU:
dUº d Q–d 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 anumite funcții a stării sistemului. Când sistemul revine la starea inițială (după o schimbare ciclică), valoarea acestei funcții capătă valoarea inițială.
Funcția de stare a sistemului U, definit de egalităţi (I, 2) sau (I, 2a) se numeşte energie 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 raționament fundamentează empiric prezența unei anumite funcții a stării sistemului, care are sensul măsurării totale a tuturor mișcărilor pe care le are sistemul.
Cu alte cuvinte, energie interna include energia de translație și rotație a moleculelor, energia vibrațională a atomilor și a grupurilor de atomi dintr-o moleculă, energia mișcării electronilor, energia intranucleară și alte tipuri de energie, adică totalitatea tuturor tipurilor de energie a particulelor dintr-un sistem, cu excepția energia potențială și cinetică a sistemului însuși.
Să presupunem că procesul ciclic s-a desfășurat în așa fel încât, după ce sistemul a revenit la starea inițială, energia internă a sistemului nu a preluat 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, așa cum arată experimentele directe.
Incapacitatea de a efectua ciclul de construcție specificat mașină cu mișcare perpetuă (perpetuum mobile) de primul fel, oferirea de muncă fără a cheltui o cantitate echivalentă cu un alt tip de energie, a fost dovedit de rezultatul negativ al miilor de ani de experiență umană. Acest rezultat conduce la aceeași concluzie pe care am obținut-o într-o formă particulară, dar mai riguroasă, analizând experimentele lui Joule.
Să formulăm din nou rezultatul obținut. Rezerva 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 specifică și nu depinde de ce modificări a suferit sistemul. înainte de a ajunge în această stare.
Cu alte cuvinte, energia internă a unui sistem este o funcție neechivocă, continuă și finită a stării sistemului.
Modificarea energiei interne a sistemului este determinată de expresie (I, 2b); pentru un proces circular, expresia (I, 3) este valabilă. Cu o modificare infinitezimală a unor proprietăți (parametri) sistemului, energia internă a sistemului se modifică și ea infinit de mică. Aceasta este o proprietate a unei funcții continue.
În limitele termodinamicii nu este nevoie de utilizare definiție generală concepte de energie internă. Determinarea cantitativă formală prin expresii (I, 2) sau (I, 2a) este suficientă pentru toate raționamentele și concluziile termodinamice ulterioare.
Deoarece energia internă a unui sistem este o funcție a stării sale, atunci, așa cum s-a spus deja, creșterea energiei interne cu modificări infinitezimale ale parametrilor stărilor sistemului este diferența totală a funcției de stare. Împărțirea integralei din ecuația (I, 3) în două integrale pe secțiuni ale drumului de la stare 1 până la punctul 2 (calea „a”) (vezi Fig. I) și înapoi - din stare 2 până la punctul 1 (o altă cale „b” ), - primim:
(I, 4)
(I, 5)
Vom ajunge la același rezultat comparând căile „a” și „c” sau „b” și „c”, etc.
Orez. I. Schema unui proces circular (ciclic).
Expresia (I, 5) arată că Creșterea energiei interne a unui sistem în timpul tranziției sale de la o stare la alta nu depinde de traseul procesului, ci depinde doar de starea inițială și finală a sistemului.
Prima lege a termodinamicii
Prima lege a termodinamicii este direct legată de legea conservării energiei. Vă permite să calculați balanța energetică în timpul diferitelor procese, inclusiv reacții chimice.
Din legea conservării energiei rezultă:
Q = ∆U + W
Expresia rezultată pentru un sistem închis poate fi citită după cum urmează: căldura furnizată sistemului este cheltuită doar pentru schimbarea energiei sale interne și pentru a lucra.
Declarația de mai sus asociată cu ecuațiile (I, 3) și (I, 5) servește formularea primei legi a termodinamicii(în combinație cu ecuația (I, 2), dând o definiție cantitativă a energiei interne).
Prima lege a termodinamicii este o formulare cantitativă a legii conservării energiei aplicată proceselor asociate cu transformarea căldurii și a muncii.
O altă formulare a primei legi a termodinamicii poate fi obținută din expresia (I, 2a). Într-un sistem izolat dQ = 0Și dW = 0, apoi dU = 0; prin urmare, pentru orice procese care au loc într-un sistem izolat:
(I,6)
adică energia internă a unui sistem izolat este constantă . Această formulare a primei legi a termodinamicii este, aplicată unor condiții specifice și sisteme finite, o expresie cantitativă a legii generale de conservare a energiei, conform căreia energia nu este nici creată, nici distrusă.
Trebuie remarcat faptul că prima lege a termodinamicii nu face posibilă găsirea sens deplin energia internă a unui sistem în orice stare, deoarece ecuațiile care exprimă prima lege conduc la calcularea doar a modificărilor energiei sistemului în diferite procese. La fel, modificarea energiei interne în procesele macroscopice nu poate fi măsurată direct; se poate calcula această schimbare doar folosind ecuația (I, 2b), ținând cont de cantitățile măsurabile - căldura și munca acestui proces.
Rețineți că căldura și munca (fiecare separat) nu au proprietatea unei funcții de stare exprimată prin ecuația (I, 3) sau (I, 5) și inerente energiei interne. Căldura și munca procesului care transferă sistemul din starea 1 în starea 2 depind, în cazul general, de traseul procesului și de magnitudinea δQȘi δW nu sunt diferențiale ale funcției de stare, ci sunt pur și simplu mărimi infinitezimale, pe care le vom numi căldură elementarăȘi munca de baza.
Astfel, diferența de energie internă dU are proprietăți matematice diferite decât căldura elementară dQ si munca dW. Acest lucru este de o importanță semnificativă atunci când se construiește un sistem termodinamic.
Ecuații de stare
Multe proprietăți ale unui sistem aflat în echilibru și ale fazelor sale constitutive sunt interdependente. O schimbare în una dintre ele provoacă o schimbare în celelalte. Dependențe funcționale cantitative dintre proprietățile sistemului (faza) pot fi reflectate prin ecuații de diferite tipuri.
Dintre aceste ecuații, cea mai importantă este ecuația de stare fază, care conectează în formă integrală presiunea, temperatura, densitatea (sau volumul), compoziția și alte proprietăți ale fiecărei faze a unui sistem care este în echilibru.
Ecuația de stare este strâns legată de ecuațiile termodinamice ale sistemului și ale părților sale omogene (fazele), dar nu poate fi derivată într-o formă specifică din ecuațiile de bază ale termodinamicii și trebuie găsită experimental sau obținută prin metode ale fizicii statistice, bazate pe asupra parametrilor moleculari (adică cantități, care caracterizează structura și proprietățile moleculelor individuale). Cele mai simple ecuații de stare sunt ecuațiile pentru gaze la presiuni joase: ecuația Clapeyron–Mendeleev, ecuația van der Waals etc.
Prezența ecuațiilor de stare și a altor ecuații care conectează diferite proprietăți ale fazei duce la faptul că pentru o caracterizare fără ambiguitate a stării sistemului este suficientă cunoașterea doar a câtorva proprietăți independente. Aceste proprietăți sunt numite variabile independente sau parametrii de stare sisteme. Proprietățile rămase sunt funcții ale parametrilor de stare și sunt determinate în mod unic dacă sunt date valorile acestora din urmă. Mai mult, pentru multe probleme nu contează dacă cunoaștem ecuațiile specifice de stare ale fazelor studiate; singurul lucru important este că dependențele corespunzătoare există întotdeauna de fapt.
Astfel, starea sistemului este determinată de variabile independente (parametri de stare), al căror număr depinde de natura sistemului particular, iar alegerea lor este, în principiu, arbitrară și legată de considerente de oportunitate. Pentru a determina starea celor mai simple sisteme - omogene și constante în timp în masă și compoziție (formate dintr-o fază și care nu se modifică chimic) - este suficient să cunoaștem două variabile independente din trei (volum V, presiune P si temperatura T).În sistemele mai complexe, variabilele independente pot include concentrațiile, sarcina electrică, potențialul electrostatic, puterea câmpului magnetic și altele.
Coeficienții calorici
Energia internă a unui sistem, fiind o funcție de stare, este o funcție de variabile independente (parametri de stare) ai sistemului.
În cele mai simple sisteme
U = f (V, T) (I, 7)
de unde vine diferența totală U? :
dU = dV + dT (1,8)
Înlocuirea valorii dU de la ecuația (I, 8) la ecuația (I, 2), găsim:
δQ = dV + dT + δW(I, 9)
Dacă în sistemul studiat nu există decât lucru de expansiune și nici un lucru electric, forță gravitațională, forțe de suprafață etc., atunci d W = PdV. Apoi
δQ = + P dV + dT(I, 9a)
Notarea coeficienților diferențialelor variabilelor independente din ecuația (I, 9a) cu simbolurile lȘi CV, primim:
δQ = ldV + C V dT(1,10)
Din ecuațiile (I, 9a) și (I, 10) rezultă:
= l = +P(I,11)
= C V =
Cantitati Și nu reprezintă derivate ale vreunei funcții. Primul este căldură de dilatare izotermă corpuri. Această mărime, a cărei dimensiune coincide cu dimensiunea presiunii, este formată din presiunea externă și termenul ; care reflectă atracţia reciprocă a moleculelor. Acest termen este mic pentru gazele reale și foarte mare (comparativ cu valorile obișnuite ale presiunii externe) pentru lichide și solide.
Magnitudinea CV, în conformitate cu ecuația (I, 11), există capacitatea termică la volum constant. Căldura absorbită de sistem la un volum constant este cheltuită în întregime pentru creșterea energiei interne (cu condiția ca toate tipurile de lucrări, inclusiv lucrările de expansiune, să fie absente).
Coeficienții diferenţialului total al energiei interne pentru variabile VȘi T au o semnificație fizică simplă, așa cum se arată mai sus.
Alegerea ca variabile independente PȘi T sau VȘi Pși considerând că energia internă este o funcție a acestor perechi de variabile, putem obține, similar celor de mai sus:
d Q = HDP + C P dT(I, 10a)
d Q=c dV+l dp(I, 10b)
unde sunt cantitatile h, C P , c și l sunt legate de derivatele energiei interne prin relații mai complexe decât cele prezentate în ecuația (I, 11). Rețineți că C p = Există capacitatea termică la presiune constantă, A h = – creșterea căldurii de presiune izotermă. Ultima valoare este semnificativ negativă.
Cote l, h, C V , C P , c și λ se numesc coeficienții calorici. Având o semnificație fizică independentă (în special C P,C V și l), sunt de asemenea marimi auxiliare utile in derivatii termodinamice si calcule.
Funcționarea diferitelor procese
Multe procese energetice sunt unite sub numele de muncă; o proprietate comună a acestor procese este consumul de energie de către sistem pentru a depăși forța care acționează din exterior. Astfel de procese includ, de exemplu, mișcarea maselor într-un câmp potențial. Dacă mișcarea are loc împotriva gradientului de forță, atunci sistemul cheltuiește energie sub formă de lucru; cantitatea de muncă este pozitivă. Când se deplasează de-a lungul unui gradient de forță, sistemul primește energie sub formă de lucru din exterior; cantitatea de muncă este negativă. Aceasta este munca de ridicare a unei mase cunoscute într-un câmp gravitațional. Lucrări elementare în acest caz:
d W = – mgdH
Unde m- masa corpului; H– înălțimea peste nivelul inițial zero. Când un sistem se extinde sub presiunea externă P, sistemul functioneaza , munca elementară este egală în acest caz PdV(V 1Și V 2 – volumele inițiale și, respectiv, finale ale sistemului).
Când conduceți incarcare electrica q V câmp electricîmpotriva direcției de scădere a potențialului j iar în zona în care modificarea potenţialului este egală cu DJ, precum şi cu o creştere a încărcăturii unui corp având potenţial j, cu suma dq se lucrează la sistem, valoarea acestuia este egală în primul caz - qdj, iar în al doilea caz - jdq.
Într-un mod similar, putem exprima munca de creștere a suprafeței interfeței Sîntre părți omogene ale sistemului (faze): d W= -s dS,
unde s este tensiunea superficială.
În general, un loc de muncă elementar dW este suma mai multor lucrări elementare calitativ diferite:
d W = Pd V – mgdH-s dS– j d q + … (1,12)
Aici P, -mg, -σ, -j – forțe în sens generalizat (forțe generalizate) sau factori de intensitate; V, H, S, q – coordonate generalizate sau factori de capacitate.
În fiecare caz specific, este necesar să se determine ce tipuri de muncă sunt posibile în sistemul studiat și, după ce au întocmit expresiile adecvate pentru dW, folosiți-le în ecuația (I, 2a). Integrarea ecuației (I, 12) și calcularea muncii pentru un anumit proces este posibilă numai în cazurile în care procesul este în echilibru și ecuația de stare este cunoscută.
Pentru multe sisteme, este posibil să se limiteze seria ecuației (I, 12) la un singur termen - munca de expansiune.
Lucrarea de expansiune în timpul proceselor de echilibru este exprimată prin diverse ecuații care decurg din ecuația de stare. Aici sunt câțiva dintre ei:
1) Un proces care are loc la volum constant (proces izocor; V = const):
W = ∫δW = ∫PdV = 0(I, 13)
2) Un proces care are loc la presiune constantă (proces izobaric; P = const):
W= = P(V 2 – V 1) = PDV(I, 14)
3) Procesul care are loc când temperatura constanta (proces izoterm, T = const). Lucrarea de dilatare a unui gaz ideal, pentru care PV = nRT:
W = dV = nRT ln(I, 15)
Entalpie
Ecuația primei legi a termodinamicii pentru procesele în care se efectuează numai lucrări de expansiune ia forma:
δQ = dU + PdV(I, 19)
Dacă procesul are loc la presiune constantă, atunci, integrând, obținem:
Q P = U 2 – U 1 + P(V 2 – V 1)(I, 20)
Q P = (U 2 + PV 2) – (U 1 + PV 1)(I, 21)
Deoarece PȘi V- parametri de stare, un U este o funcție de stare, apoi suma U+PV este, de asemenea, o funcție de stare și schimbarea ei în proces nu depinde de traseul procesului, ci doar de stările inițiale și finale. Această funcție este numită entalpieși este indicată prin simbol H. Determinarea valorii H este identitatea:
HU+PV(I, 22)
Din ecuația (I, 21) rezultă că căldura absorbită la presiune constantă este egală cu creșterea entalpiei D Hși nu depinde de calea procesului:
(I,21a)
A doua lege a termodinamicii
Cele mai frecvente și cu siguranță spontane procese sunt transferul de căldură de la un corp fierbinte la unul rece (conducție termică) și trecerea muncii în căldură (frecare). Practica cotidiană, tehnică și științifică veche de secole a omenirii a arătat realitatea cotidiană a acestor procese, precum și imposibilitatea apariției spontane a proceselor inverse, care sunt foarte tentante din punct de vedere practic (obținerea de muncă prin preluarea căldură de la corpurile din jurul corpului de lucru). Acest lucru dă motive pentru a afirma că singurul rezultat al oricărui set de procese nu poate fi transferul de căldură de la un corp mai puțin încălzit la unul mai încălzit. (Postulatul lui Clausius).
Tranziția opusă a căldurii de la un corp mai încălzit la unul mai puțin încălzit este procesul obișnuit de neechilibru de transfer de căldură prin conductivitate termică. Ea nu poate fi inversată, adică purtată în sens opus prin aceeași succesiune de stări. Dar acest lucru nu este suficient: dacă sistemul a suferit un proces de transfer direct de căldură, atunci nu este în niciun caz posibil să se realizeze o astfel de secvență a oricăror procese în urma cărora toate corpurile implicate în transferul de căldură ar reveni. la starea lor inițială și nicio modificare nu ar avea loc în alte corpuri. Procesul de conducere termică este ireversibil.
Alte pozitia generala, care are aceeași bază experimentală, afirmă următoarele: singurul rezultat al oricărui set de procese nu poate fi transformarea căldurii în muncă (adică sistemul absoarbe căldură din mediu și eliberează lucru echivalent cu această căldură). Astfel, procesul spontan de transformare a muncii în căldură (prin frecare) este ireversibil (la fel ca și conductibilitatea termică).
Ultima afirmație poate fi formulată diferit: căldura celui mai rece dintre corpurile care participă la proces nu poate servi ca sursă de muncă. (Postulatul lui Thomson).
Ambele prevederi (postulate ale lui Clausius și Thomson) sunt formulări ale celei de-a doua legi a termodinamicii și sunt echivalente între ele, adică fiecare dintre ele poate fi dovedită pe baza celeilalte.
Întrucât tranziția căldurii sau transformarea ei în muncă este considerată ca fiind singurul rezultat al procesului, este evident necesar ca sistemul care participă la schimbul de căldură să revină ca rezultat al procesului sau al setului de procese la starea sa inițială. Cu un astfel de proces ciclic, energia internă a sistemului nu se va schimba.
Să presupunem că a doua dintre formulările de mai sus (mai ales în ultima sa formă) este incorectă. Atunci ar fi posibil să se construiască o mașină care funcționează în cicluri, al cărei „fluid de lucru” ar reveni periodic la starea inițială, iar această mașină ar produce lucru datorită căldurii absorbite din exterior de la un corp nu mai încălzit decât sistemul. însuși și toate celelalte corpuri din jurul sistemului . Un astfel de proces s-ar desfășura fără a încălca prima lege a termodinamicii (munca datorată căldurii), dar pentru practică este echivalent cu obținerea de muncă din nimic, deoarece fiecare mașină ar avea o sursă de căldură practic inepuizabilă în mediu. Așa că vaporul se putea mișca, luând căldură apa oceanicași fără a avea nevoie de combustibil. Această mașină se numește perpetuum mobil ( mașină cu mișcare perpetuă) de al doilea fel. Pe baza acestei definiții, putem formula a doua lege a termodinamicii, dând postulatului lui Thomson o formă diferită: un perpetuum mobile de al doilea fel este imposibil.
Trebuie subliniat că atât prevederile lui Clausius și ale lui Thomson, cât și afirmația despre imposibilitatea perpetuum mobile de al doilea fel, nu sunt dovedite pe baza altor legi sau prevederi. Sunt presupuneri care sunt justificate de toate consecințele care decurg din ele, dar nu pot fi dovedite pentru toate cazurile posibile.
Să dăm o altă formulare a celei de-a doua legi a termodinamicii, care este, desigur, destul de precisă și concisă. Această formulare conține postulatul existenței unei noi funcții de stare, prin care se exprimă diferența dintre procesele reversibile și cele ireversibile:
Metode de calcul al entropiei
Ecuațiile (II, 1) și (II, 1a), care determină entropia, sunt singurele ecuații inițiale pentru calculul termodinamic al modificării entropiei sistemului. Înlocuind căldura elementară din ecuația (II, 1a) cu expresiile ei prin coeficienți calorici (vezi ecuațiile (I, 10) și (I, 10a)), obținem pentru procesele de echilibru:
KJ/mol; temperatură de topire t pl. = 5,5°C ( T= 278,5 LA). Prin urmare, modificarea entropiei este 1 cârtiță benzenul la topire (entropia de topire) este egal cu:
DS pl. = 35,06J/mol
2. Încălzire la presiune constantă (proces izobar; P = const). Din ecuațiile (I, 18a) și (II, 1a) obținem:
DS=(II, 6)
Să aflăm schimbarea entropiei unui mol de aluminiu atunci când este încălzit de la 25 la 600°C. Capacitatea termică molară adevărată a aluminiului poate fi exprimată prin ecuația:
Cp = 565,5 + 0,290 T. Conform ecuației (II, 6), modificarea entropiei va fi egală cu:
DS = = 565,5 + 0,290(873 – 298) = 607,8 + 166,8 = 774,6 J/molK
postulatul lui Planck. Valorile entropiei absolute
Folosind ecuația (II, 3), este imposibil să se calculeze valoarea absolută a entropiei sistemului. Această posibilitate este oferită de o poziție nouă, nedemonstrabilă, care nu decurge din cele două legi ale termodinamicii, care a fost formulată de M. Planck (1912). Potrivit acestei prevederi, numit postulatul lui Planck, entropia unei substanțe cristaline individuale la zero absolut este zero:
Strict vorbind, postulatul lui Planck este valabil doar pentru substanțele individuale ale căror cristale sunt construite în mod ideal (într-o rețea cristalină, toate nodurile sunt ocupate de molecule sau atomi, alternând regulat și orientați regulat). Astfel de cristale sunt numite solide ideale. Cristalele reale nu sunt așa, deoarece rețeaua lor cristalină nu este construită în mod ideal.
Entropia unei rețele cristaline construite oarecum aleatoriu este mai mare decât entropia unei rețele cristaline perfect construite. Prin urmare, cristalele reale chiar și la 0 K au o entropie mai mare decât zero. Cu toate acestea, entropiile cristalelor reale bine formate ale substanțelor individuale la zero absolut sunt mici.
În conformitate cu postulatul lui Planck, ecuația (II, 6) pentru un corp solid ideal va lua forma:
Postulatul lui Planck este utilizat în studiul termodinamic al proceselor chimice pentru a calcula valorile absolute ale entropiei compușilor chimici - cantități care sunt de mare importanță în calcularea echilibrelor chimice.
Entropia este utilizată pe scară largă în termodinamica tehnică (ingineria termică), ca unul dintre parametrii importanți ai fluidului de lucru într-un motor termic, de exemplu, vaporii de apă. Valorile entropiei vaporilor de apă într-o stare dată sunt calculate în comparație cu o stare standard - de obicei 0 ° C și 1 amm. Aceste valori de entropie sunt folosite pentru a construi așa-numitele diagrame de stare a entropiei vapori de apă în coordonate SF sau SH(diagrama Mollier). În astfel de diagrame, similar cu diagramele V-P Puteți descrie diferite procese care au loc în fluidul de lucru al unui motor termic și alcătuiesc ciclurile de funcționare ale mașinii.
În concluzie, trebuie menționat că nu trebuie să ne adâncim în domeniul termodinamicii. Scopul nostru este doar să ilustrăm ideile principale ale acestei științe și să explicăm motivele pentru care este posibil să se bazeze pe argumentele ei.
În cele din urmă, cele două legi ale termodinamicii sunt adesea formulate după cum urmează:
Prima lege: Energia Universului este întotdeauna constantă.
A doua lege: Entropia Universului crește întotdeauna.
Există o știință care explică, pe baza principiilor și experimentelor fizicii, ce se întâmplă în corpurile mixte în timpul operațiilor chimice.” Prima revistă științifică destinată publicării de articole de chimie fizică a fost fondată în 1887 de W. Ostwald și J. Van't Hoff.
F Chimia fizică este principala teoretică. fundamentul modernului chimia, bazată pe ramuri atât de importante ale fizicii precum mecanica cuantică, statistica. fizică și termodinamică, dinamică neliniară, teoria câmpului etc. Include doctrina structurii materiei, incl. despre structura moleculelor, termodinamica chimică, cinetica chimică și cataliză. Electrochimia, fotochimia, chimia fizică a fenomenelor de suprafață (inclusiv adsorbția), chimia radiațiilor, studiul coroziunii metalelor, chimia fizică cu greutate moleculară mare sunt, de asemenea, adesea distinse ca secțiuni separate în chimia fizică. conn. etc. Sunt foarte strâns legate de chimia fizică și uneori sunt considerate independente de aceasta. secțiunile chimie coloidală, analiză fizico-chimică și chimie cuantică. Majoritatea ramurilor chimiei fizice au granițe destul de clare în ceea ce privește obiectele și metodele de cercetare, metodologic. caracteristici și dispozitivul utilizat.
Modern Etapa de dezvoltare a chimiei fizice este caracterizată de o analiză aprofundată a legilor generale ale chimiei. transformări pe dig nivel, utilizarea pe scară largă a mat. modelare, extinderea gamei de externe influențe asupra substanțelor chimice sistem (temperaturi ridicate și criogenice, presiuni mari, radiații puternice și influențe magnetice), studiul proceselor ultrarapide, metode de acumulare a energiei în substanțe chimice. v-vah, etc.
Aplicarea teoriei cuantice, în primul rând a mecanicii cuantice, în explicarea chimiei. fenomene implicate mijloace. atenția sporită acordată nivelului de interpretare a condus la identificarea a două direcții în chimie. O direcție bazată pe mecanica cuantică. teorie și operare la microscop. nivelul de explicație al fenomenelor, numit adesea chimic. fizică, ci o direcție care operează cu ansambluri de un număr mare de particule, unde principiile statistice intră în vigoare. legi – chimie fizică. Cu această diviziune, granița dintre chimia fizică și chimia. fizica nu m.b. desfășurat brusc, ceea ce este evident mai ales în teoria ratelor chimice. raioane.
Doctrina structurii materiei și a structurii moleculelor rezumă un experiment amplu. material obţinut folosind astfel de fizic metode precum spectroscopia moleculară, care studiază interacțiunile. electromagnetic radiatii cu substante in diferite intervale de lungimi de undă, spectroscopie de electroni foto- și de raze X, difracție de electroni, difracție de neutroni și metode de difracție de raze X, metode bazate pe magneto-optice. efecte etc. Aceste metode permit obținerea de date structurale despre configurația electronică a moleculelor, despre pozițiile de echilibru și amplitudinile vibrațiilor nucleelor din molecule și condensatoare. in-ve, despre sistemul energetic. niveluri de molecule și tranziții între ele, modificări ale geom. configurații când mediul moleculei sau fragmentele sale individuale se modifică etc.
Alături de sarcina de a corela proprietățile substanțelor cu structura lor modernă. Chimia fizică este, de asemenea, implicată activ în problema inversă de a prezice structura compușilor cu proprietăți date.
O sursă foarte importantă de informații despre structura moleculelor, caracteristicile lor în diferite părți. stări și caracteristici ale chimiei. transformările sunt rezultatele chimiei cuantice. calculele. Chimia cuantică oferă un sistem de concepte și idei care sunt utilizate în chimia fizică atunci când se ia în considerare comportamentul substanțelor chimice. conexiuni pe mol. nivel şi la stabilirea corelaţiilor între caracteristicile moleculelor care formează o substanţă şi proprietăţile acestei substanţe. Datorită rezultatelor chimiei cuantice. calcule ale suprafețelor de energie potențială chimică. sisteme în diverse stări cuantice și experimente. Cu oportunitățile din ultimii ani, în primul rând dezvoltarea chimiei laserului, chimia fizică s-a apropiat de un studiu cuprinzător al lui St. în stări excitate și puternic excitate, la analiza caracteristicilor structurale ale conexiunii. în astfel de stări și specificul manifestării acestor trăsături în dinamica substanțelor chimice. transformări.
O limitare a termodinamicii convenționale este că poate descrie doar stările de echilibru și procesele reversibile. Procesele reale ireversibile sunt subiectul teoriei apărute în anii 30. Secolului 20 termodinamica proceselor ireversibile. Această zonă a chimiei fizice studiază fenomenele macroscopice de neechilibru. sisteme în care rata de generare a entropiei la nivel local rămâne constantă (astfel de sisteme sunt local aproape de echilibru). Vă permite să luați în considerare sistemele cu substanțe chimice r-ții și transfer de masă (difuzie), căldură, electricitate. taxe etc.
Cinetica chimică studiază transformările chimice. în timp, adică viteza chimică. r-ții, mecanismele acestor transformări, precum și dependența de substanță chimică. proces din condiţiile implementării acestuia. Ea stabilește modele de trădaremodificări ale compoziției sistemului de transformare în timp, dezvăluie legătura dintre rata de chimie. r-tion și condițiile externe și, de asemenea, studiază factorii care influențează viteza și direcția reacțiilor chimice. raioane.
Cele mai multe chimice. p-țiile sunt procese complexe în mai multe etape constând din acte chimice elementare individuale. transformarea, transportul de reactivi si transferul de energie. Teoretic chimic. cinetica include studiul mecanismelor proceselor elementare și calculează constantele de viteză ale unor astfel de procese pe baza ideilor și aparatului clasic. mecanică și teoria cuantică, se ocupă cu construcția de modele de chimie complexă. proceselor, stabilește o legătură între structura substanțelor chimice. compuși și reacțiile lor. abilitate. Identificarea cineticii modelele pentru procese complexe (cinetica formală) se bazează adesea pe matematică. modelare și vă permite să testați ipoteze despre mecanismele proceselor complexe, precum și să stabiliți un sistem de diferențe. ecuații care descriu rezultatele procesului în diferite condiții. ext. conditii.
Pentru chimie. cinetica este caracterizată prin utilizarea multor fizice. metode de cercetare care fac posibilă efectuarea excitațiilor locale ale moleculelor care reacţionează, studiul transformărilor rapide (până la femtosecundă), automatizează înregistrarea cineticii. date cu prelucrarea lor simultană pe un computer etc. Acumularea cinetică se acumulează intens. informații prin băncile cinetice constante, incl. pentru chimie. r-ţii în condiţii extreme.
O ramură foarte importantă a chimiei fizice, strâns legată de chimie. cinetica este studiul catalizei, adică schimbarea vitezei și direcției chimiei. r-tion atunci când este expus la substanțe (
1. Chimie fizică: scop, obiective, metode de cercetare. Concepte de bază ale chimiei fizice.
Fiz. chimie - știința legilor proceselor chimice și chimiei. fenomene.
Subiectul chimiei fizice explicația chimiei. fenomene bazate pe legi mai generale ale fizicii. Chimia fizică ia în considerare două grupuri principale de întrebări:
1. Studiul structurii și proprietăților materiei și particulelor sale constitutive;
2. Studiul proceselor de interacţiune a substanţelor.
Chimia fizică își propune să studieze legăturile dintre fenomenele chimice și cele fizice. Cunoașterea unor astfel de conexiuni este necesară pentru a studia în profunzime reacțiile chimice care apar în natură și sunt utilizate în tehnologie. proceselor, controlează adâncimea și direcția reacției. Scopul principal al disciplinei Chimie fizică este studiul conexiunilor generale și a legilor chimiei. procese bazate pe principiile fundamentale ale fizicii. Chimia fizică folosește fizicul. teorii și metode pentru fenomene chimice.
Se explică DE CE și CUM apar transformări ale substanțelor: chimie. reacții și tranziții de fază. DE CE – termodinamică chimică. CUM - cinetica chimica.
Concepte de bază ale chimiei fizice
Obiectul principal al chimiei. termodinamica este un sistem termodinamic. Termodinamic sistem – orice corp sau ansamblu de corpuri capabile să schimbe energie și materie cu sine și cu alte corpuri. Sistemele sunt împărțite în deschise, închise și izolate. Deschis și eu - Sistemul termodinamic schimbă atât substanțe cât și energie cu mediul extern. Închis și eu - un sistem în care nu există schimb de substanțe cu mediu inconjurator, dar poate face schimb de energie cu ea. Izolat și eu -volumul sistemului rămâne constant și este lipsit de posibilitatea de a schimba energie și materie cu mediul.
Sistemul poate fi omogen (omogen) sau eterogen (eterogen) ). Fază - aceasta face parte dintr-un sistem care, în absența unui câmp de forță extern, are aceeași compoziție în toate punctele sale și aceeași termodinamică. St. tu și este separat de alte părți ale sistemului printr-o interfață. Faza este întotdeauna uniformă, adică. omogen, de aceea un sistem monofazat se numește omogen. Un sistem format din mai multe faze se numește eterogen.
Proprietățile sistemului sunt împărțite în două grupe: extins și intensiv.
Termodinamica folosește conceptele de echilibru și procese reversibile. Echilibru este un proces care trece printr-o serie continuă de stări de echilibru. Proces termodinamic reversibil este un proces care poate fi efectuat invers, fără a lăsa modificări în sistem sau mediu.
2. Prima lege a termodinamicii. Energie internă, căldură, muncă.
Prima lege a termodinamicii legate direct de legea conservării energiei. Pe baza acestei legi, rezultă că în orice sistem izolat aprovizionarea cu energie rămâne constantă. Din legea conservării energiei urmează o altă formulare a primei legi a termodinamicii - imposibilitatea creării unei mașini cu mișcare perpetuă (perpetuum mobile) de primul fel, care să producă muncă fără a cheltui energie pe aceasta. O formulare deosebit de importantă pentru termodinamica chimică
Primul principiu este de a-l exprima prin conceptul de energie internă: energia internă este o funcție de stare, i.e. schimbarea sa nu depinde de calea procesului, ci depinde doar de starea inițială și finală a sistemului. Modificarea energiei interne a sistemului U poate apărea din cauza schimbului de căldură Q si munca W cu mediul. Apoi din legea conservării energiei rezultă că căldura Q primită de sistem din exterior este cheltuită pentru creșterea energiei interne ΔU și munca W efectuată de sistem, adică. Q =Δ U+V. Dat la alinierea este
expresia matematică a primei legi a termodinamicii.
euînceputul termodinamicii formularea sa:
în orice sistem izolat aprovizionarea cu energie rămâne constantă;
diferite forme de energie se transformă unele în altele în cantități strict echivalente;
mașină cu mișcare perpetuă (perpetuum mobil) de primul fel este imposibil;
energia internă este o funcție de stare, adică schimbarea sa nu depinde de calea procesului, ci depinde doar de starea inițială și finală a sistemului.
expresie analitică: Q = D U + W ; pentru o modificare infinitezimală a cantităților d Q = dU + d W .
Prima lege a termodinamicii stabilește relația. m / y căldură Q, lucru A și schimbare în interior. energia sistemului ΔU. Schimbarea internă energia sistemului este egală cu cantitatea de căldură transmisă sistemului minus cantitatea de muncă efectuată de sistem împotriva forțelor externe.
Ecuația (I.1) este o reprezentare matematică a primei legi a termodinamicii, ecuația (I.2) este pentru o schimbare infinitezimală de stare. sisteme.
Int. energia este o funcție de stare; asta înseamnă că schimbarea este internă. energia ΔU nu depinde de calea de tranziție a sistemului de la starea 1 la starea 2 și este egală cu diferența de valori interne. energiile U2 și U1 în aceste stări: (I.3)
Int. Energia sistemului este suma energiei potențiale a interacțiunii. toate particulele corpului în relație între ele și energia cinetică a mișcării lor (fără a lua în considerare energiile cinetice și potențiale ale sistemului în ansamblu). Int. energia sistemului depinde de natura substanței, de masa acesteia și de parametrii stării sistemului. Are vârsta. cu o creștere a masei sistemului, deoarece este o proprietate extinsă a sistemului. Int. energia este notată cu litera U și exprimată în jouli (J). În general, pentru un sistem cu o cantitate de 1 mol. Int. energie, ca orice termodinamică. Sacralitatea sistemului este o funcție a statului. Doar modificările interne apar direct în experiment. energie. De aceea în calcule se operează întotdeauna cu modificarea sa U2 –U1 = U.
Toate schimbările interne energiile sunt împărțite în două grupe. Primul grup include doar prima formă de tranziție a mișcării prin ciocniri haotice ale moleculelor a două corpuri aflate în contact, adică. prin conducţie termică (şi în acelaşi timp prin radiaţie). Măsura mișcării transmise în acest mod este căldura. Concept căldură este asociat cu comportamentul unui număr mare de particule - atomi, molecule, ioni. Sunt într-o mișcare haotică (termică) constantă. Căldura este o formă de transfer de energie. A doua modalitate de a face schimb de energie este Loc de munca. Acest schimb de energie este cauzat de o acțiune efectuată de sistem sau de o acțiune efectuată asupra acestuia. De obicei lucrarea este indicată prin simbol W. Munca, ca și căldura, nu este o funcție a stării sistemului, prin urmare, cantitatea corespunzătoare muncii infinitezimale este notă prin simbolul derivatei parțiale - W.
Trimiteți-vă munca bună în baza de cunoștințe este simplu. Utilizați formularul de mai jos
Studenții, studenții absolvenți, tinerii oameni de știință care folosesc baza de cunoștințe în studiile și munca lor vă vor fi foarte recunoscători.
Postat pe http://www.allbest.ru/
Instituţia bugetară de învăţământ secundar profesional
Okrug-Ugra autonom Khanty-Mansi
„Colegiul Profesional Sovietic”
Note de bază ale cursului
la disciplina academica: "EN.03 Chimie"
specialitatea: „260502 Tehnologia produselor de alimentație publică”
„Chimie fizică și coloidală”
adnotare
Compilat de: Ivanova L.V.
Recenzători:
Polyanskaya T.V., profesor de discipline naturale al Instituției Federale de Învățământ de Stat de Învățământ Profesional Secundar „OKTES”;
Chudnovskaya V.G., profesor, președinte al comisiei de predare a disciplinelor chimice.
Notele de curs de bază au fost întocmite în conformitate cu cerințele Standardului Educațional de Stat Federal (FSES) pentru învățământul profesional secundar la un conținut minim la disciplina „EN.03 Chimie” pentru formarea specialiștilor de nivel mediu: „260807 Tehnologie a produselor de alimentație publică”.
Lucrul cu note de referință facilitează tranziția de la percepția descriptivă obișnuită a datelor fizico-chimice la reprezentările cantitative, de ex. conduce la o înțelegere profundă și corectă a acestora și, în consecință, la predictibilitatea proceselor aflate în desfășurare în sistemele coloidale și alte sisteme. Acest lucru ajută la dezvoltarea profesională, folosind bazele științifice ale chimiei fizice și coloidale, abordări ale tehnologiei de producere, depozitare și prelucrare a produselor alimentare.
Manualul este destinat organizării muncii la clasă și extrașcolare a elevilor la disciplina „EN.03 Chimie” (secțiunea 1 „Chimie fizică”, secțiunea 3 „Chimie coloidă”).
Introducere
Secțiunea 1. Chimie fizică
1.1 Concepte de bază și legile termodinamicii. Termochimie
1.1.1 Concepte de bază ale termodinamicii
1.1.2 Prima lege a termodinamicii
1.1.3 Termochimie
1.1.4 A doua lege a termodinamicii
1.2 Stări agregate ale substanțelor, caracteristicile acestora
1.2.1 Caracteristicile stării gazoase a unei substanțe
1.2.2 Caracteristicile stării lichide a unei substanțe
1.2.3 Caracteristicile stării solide a materiei
1.3 Cinetică chimică și cataliză. Echilibru chimic
1.3.1 Viteza de reacție chimică
1.3.2 Cataliza și catalizatori
1.3.3 Echilibrul chimic
1.4 Proprietăţile soluţiilor
1.4.1 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 deasupra soluției
1.4.7 Înghețarea și fierberea soluțiilor
1.4.8 Proprietăţile soluţiilor electrolitice
1.5 Fenomene de suprafață. Adsorbţie
1.5.1 Adsorbția, tipurile sale
1.5.2 Adsorbția la interfața soluție-gaz
1.5.3 Adsorbția schimbătoare de ioni
Secțiunea 2. Chimie coloidală
2.1 Subiect de chimie coloidală. Sisteme dispersate
2.1.1 Caracteristicile generale ale sistemelor disperse
2.1.2 Clasificarea sistemelor dispersate
2.2 Soluții coloidale
2.2.1 Metode de obţinere
2.2.2 Structura unei particule coloidale
2.2.3 Proprietăţile soluţiilor coloidale
2.3 Sisteme grosiere
2.3.2 Suspensii
2.3.3 Emulsii
2.3.4 Aerosoli
2.4 Modificări fizico-chimice 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 Jeleuri
Bibliografie
Introducere
Chimie Fizica este o știință care studiază relația dintre proprietățile chimice și fizice ale substanțelor, fenomenele și procesele chimice și fizice.
Numai pe baza legilor chimiei fizice pot fi înțelese și realizate procese precum evaporarea, cristalizarea, uscarea, sublimarea, separarea, distilarea, extracția și dizolvarea, frecvente în diferite ramuri ale industriei alimentare. Fără cunoașterea metodelor de chimie fizică, controlul tehnologic al producției de alimente este imposibil: determinarea umidității, acidității, conținutului de zaharuri, proteine, grăsimi, vitamine etc.
Fondatorul chimiei fizice este M.V. Lomonosov. El în 1752-1754. a fost primul om de știință care a predat studenților un curs de chimie fizică. Cursul a fost însoțit de demonstrații de experimente și munca de laborator. Lomonosov a fost primul care a propus termenul de „chimie fizică” și a dat acestei discipline științifice următoarea definiție: „Chimia fizică este o știință care explică, pe baza principiilor și experimentelor fizicii, ceea ce se întâmplă în corpurile mixte în timpul operațiilor chimice. ” Astfel, M.V. Lomonosov a considerat chimia fizică ca o știință menită să ofere o explicație fizică a esenței proceselor chimice.
M.V. Lomonosov a scris primul manual din lume de chimie fizică. Descoperirea de către marele om de știință a legii conservării materiei și energiei, doctrina existenței zeroului absolut, teoria cinetică a gazelor și o serie de lucrări privind studiul soluțiilor au stat la baza chimiei fizice emergente și a contribuit la formarea sa într-o știință independentă. Perioada de separare într-o știință separată a durat mai mult de 100 de ani. În acest timp, niciunul dintre oamenii de știință nu a predat un curs de chimie fizică.
Una dintre ramurile chimiei fizice care a devenit o știință independentă este chimia coloidală.
Chimia coloidului este o știință care studiază proprietățile sistemelor eterogene foarte dispersate și ale soluțiilor polimerilor.
Procese culinare: coagularea proteinelor (în timpul tratamentului termic al cărnii, peștelui, ouălor etc.), obținerea de emulsii stabile (multe sosuri), spume (frișcă pentru frișcă, proteine, mousse), jeleuri de învechire (întărirea pâinii, separarea lichidului de jeleu, jeleu etc.), adsorbția (clarificarea bulionului) - aparțin proceselor coloidale. Ele formează baza întregii producții alimentare.
Legile chimiei fizice și coloidale stau la baza măsurilor de protecție a mediului. De regulă, apele uzate și fumul de la coșurile fabricii sunt, de asemenea, sisteme coloidale. Metodele de distrugere a acestor sisteme coloidale se bazează pe legile chimiei coloidale fizice.
Secțiunea 1. Chimie fizică
1. 1 De bazăconcepte și legile termodinamicii. TermenOchimie
1.1.1 Concepte de bază ale termodinamicii
Termodinamica- o știință care studiază legile generale ale transformării reciproce a energiei de la o formă la alta.
Termodinamica chimica cuantifică efectele termice ale diferitelor procese, clarifică posibilitatea fundamentală a curgerii spontane a reacțiilor chimice și condițiile în care reacțiile chimice pot fi în stare de echilibru.
Obiectul de studiu în termodinamică este sistem- un corp sau un grup de corpuri separat efectiv sau mental de mediu. Un sistem poate fi numit un cristal mineral, o soluție de orice substanță în orice recipient, un gaz într-un cilindru etc.
Sistemul este numit termodinamic, dacă căldura și materia pot fi schimbate între corpurile care o alcătuiesc și dacă sistemul este descris în întregime prin parametrii termodinamici.
Tipuri de sisteme (în funcție de natura interacțiunii cu mediul)
|
Deschis |
Închis |
Izolat |
|
|
Schimbă energie și materie cu mediul. |
Nu poate face schimb de materie cu mediul înconjurător, dar poate face schimb de energie și poate lucra cu el. |
Nu face schimb de materie și energie cu mediul extern. Transferul de căldură, transformările reciproce ale energiei și egalizarea concentrațiilor pot avea loc în cadrul sistemului, dar energia internă a sistemului rămâne constantă. |
|
|
Un balon deschis care conține o soluție din care se poate evapora solventul și care poate fi încălzită și răcită. |
Un balon bine închis care conține o substanță. |
Reacția are loc în termostat. |
Sistemul poate fi omogen- constă dintr-o fază (aer, cristal, sare) și eterogen- constă din mai multe faze (gheață-apă, apă-benzen).
Fază-parte a unui sistem eterogen, separat prin interfețe și caracterizat prin aceleași proprietăți fizice în toate punctele sale.
Mediu inconjurator- acesta este tot ceea ce este în contact direct sau indirect cu sistemul. Este în general acceptat că mediul este atât de mare încât eliberarea sau dobândirea de căldură de către acesta nu îi modifică temperatura.
Starea unui sistem termodinamic este determinată de masă, volum, presiune, compoziție, capacitate termică și alte caracteristici, care se numesc parametrii constaueunia.
Dacă parametrii de stare a sistemului nu se modifică în timp, atunci se ia în considerare o astfel de stare echilibru. Într-un sistem termodinamic de echilibru, parametrii de stare sunt interconectați prin anumite ecuații matematice - ecuații de stare (de exemplu, ecuația Clayperon-Mendeleev pentru starea unui gaz ideal).
Se numesc parametrii care pot fi măsurați direct principalii parametri de stare. Parametrii de stare care nu pot fi măsurați direct (energie internă, entalpie, entropie, potențiale termodinamice) sunt considerați ca funcţiile parametrilor principaliTşanţ de stat.
Termodinamiceprocess-modificări ale parametrilor de stare a sistemului:
izotermic (T=const);
· izobar (P=const);
· izocoric (V=const).
Toate corpurile din natură, indiferent de starea lor de agregare, au o anumită rezervă energie interna.
Energia constă din energia cinetică a moleculelor, inclusiv energia mișcării de translație și rotație, energia mișcării atomilor în molecule, electronii în atomi, energia intranucleară, energia de interacțiune a particulelor între ele etc. Energia cinetică și potențială a corpului în sine nu este inclusă în energia internă. Energia internă este o funcție de stare. Valoarea absolută a energiei interne nu poate fi determinată, se poate măsura doar modificarea energiei interne (U). Modificarea energiei interne nu depinde de calea de tranziție, ci depinde doar de starea inițială și finală a sistemului.
Căldură (Q)(sau efectul termic al unui proces) este o caracteristică cantitativă a energiei pe care un sistem o primește (o dă) de la mediu în timpul unui proces dat. Căldura este o formă de transfer de energie, realizată prin modificarea energiei cinetice a mișcării termice (haotice) a particulelor (atomi, molecule). Dacă un proces este însoțit de transferul de energie din mediu în sistem, se numește endotermic, in caz contrar - exotermic. Orice reacție exotermă în direcția înainte devine endotermă dacă merge în direcția opusă și invers.
Lucru (A), realizată de sistem, este cauzată de interacțiunea sistemului cu mediul extern, în urma căreia forțele externe sunt depășite, adică. munca este una dintre formele de schimb de energie cu mediul și servește ca o caracteristică cantitativă a energiei transferate, iar transferul de energie se realizează prin mișcarea ordonată (organizată) a moleculelor sub influența unei anumite forțe.
1.1. 2 Prima lege a termodinamicii
Aceasta este o lege universală a naturii, legea conservării și transformării energiei, corespunzătoare poziției de bază a materialismului dialectic despre eternitatea și indestructibilitatea mișcării. Această lege a fost formulată pentru prima dată în 1842 de remarcabilul fizician german J. Meyer.
Energia nu dispare și nu ia naștere din nimic, ci doar se transformă de la un tip la altul în proporții strict echivalente.
În funcție de tipul de sistem, prima lege a termodinamicii are formulări diferite.
Pentru un sistem închis, această lege a termodinamicii stabilește o legătură între căldura primită sau eliberată de sistem într-un anumit proces, modificarea energiei interne a sistemului și munca efectuată.
Într-un sistem izolat, energia internăRgia este constantă, adică. U=0.
Dacă căldura Q este furnizată unui sistem închis, atunci această energie este consumatăOmufă pentru a crește energia internă a sistemului U si sa comite siCutema muncii A versus exteriorwforțele de mediu:
În condiții izobaric-izoterme în care funcționează organismele vii:
unde: p - presiunea externă,
V este modificarea volumului sistemului.
Să înlocuim (1.2) în (1.1).
Qр = U+рV = (U final - U start) + (рV final - рV start) = (U final + рV final) - (U final + рV start) (1.3)
Se numește suma energiei interne a sistemului și produsul volumului și presiunii (U+рV). entalpie (N) -functie termodinamica de caracterizare a starii energetice a sistemului in conditii izobar-izoterme. Prin urmare:
Enthalpia- aceasta este suma tuturor tipurilor de energie concentrată într-un sistem dat, inclusiv energia mecanică a particulelor, care se poate manifesta sub formă de lucru în timpul expansiunii. Reacțiile chimice și procesele fizice și chimice pot avea loc cu eliberarea și absorbția de energie. Ele sunt împărțite în exoterme și endoterme.
Procesele în care se eliberează căldură se numesc exotermicȘi,procese care au loc cu absorbția de căldură - endotermicedegresare.
În procesele exoterme, entalpia scade (începerea H cu H), prin urmare:
DH = (H end - H start);
În procesele endoterme, entalpia crește (începerea H cu H), prin urmare:
DH = (H end - H start) 0,
Entalpia sistemului depinde de presiune, temperatură și cantitatea de substanță.
În condiții 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 N. Modificarea entalpiei unei reacții determinată în condiții standard se numește entalpia standard a unei reacții și se notează H 0.
Entalpia reacției, adică efectul termic al reacției depinde numai de natura și starea substanțelor inițiale și a produselor finite și nu este dependentȘistai de pe potecă, de-a lungul spreOfaţă de care are loc reacţia.
Conditii standard:
· cantitate de substanță 1 mol;
· presiune 760 mm. rt. Artă. sau 101,325 kPa;
· temperatura 298 0 K sau 25 0 C.
1.1. 3 Termochimie
Chimic ecuația, care specifică entalpia (sau căldura) unei reacții, se numește termochimic.
Ecuațiile termochimice sunt folosite în termochimie. Termochimia determină efectele termice ale unei reacții chimice și tranzițiile de la o stare la alta. Ecuația termochimică diferă de cea chimică prin aceea că în ecuațiile termochimice sunt indicate valoarea absolută și semnul efectului termic al reacției, care se referă la un mol din substanța originală sau rezultată, prin urmare coeficienții stoichiometrici din ecuațiile termochimice pot fi fracționat. În ecuațiile termochimice se notează și starea de agregare și forma cristalină.
Entalpia unei reacții poate fi determinată atât experimental, cât și prin calcul folosind entalpiile de formare a substanțelor care participă la o reacție chimică pe baza legea lui Hess(1840):
În calculele termochimice, consecințele legii lui Hess sunt de mare importanță:
1 consecinta. Entalpia reacției este egală cu diferența dintre suma algebrică a entalpiilor de formare a produselor și a materiilor prime, ținând cont de coeficienții stoichiometrici din ecuația reacției.
2 consecinţă. Entalpia implementării directe este numeric egală cu entalpia reacției inverse, dar cu semnul opus.
1.1. 4 A doua lege a termodinamicii
Aceasta duce la următoarele formulări:
Transferul de căldură de la un corp rece la unul cald este asociat cu compensare, adică. cu nevoia de muncă suplimentară, care în cele din urmă se transformă în căldură absorbită de un corp fierbinte (de exemplu, într-un frigider de acasă, căldura este transferată de la obiecte la părțile dispozitivului și apoi în aer. Acest transfer necesită cheltuieli de electricitate). Sunt numite procese a căror implementare este legată de compensare non-reversȘide catre noi.
O tranziție spontană (naturală, spontană) a energiei (sub formă de căldură) de la un corp mai puțin încălzit la unul mai încălzit este imposibilăeacea.
Căldura oceanică, de exemplu, poate fi convertită în principiu în muncă (conform primei legi a termodinamicii), dar numai dacă există un frigider adecvat (conform celei de-a doua legi a termodinamicii).
Este imposibil să creezi o mașină cu mișcare perpetuă de al 2-lea fel.
În raport cu reacțiile chimice (la P, T=const), această situație este exprimată prin următoarea ecuație matematică:
H = G + TS sau G = H - TS, (1,5)
unde H este efectul termic al reacției observat în cursul ei ireversibil;
G - schimbare Energie liberă Gibbs(energie liberă la presiune constantă), sau o modificare a potențialului izobar-izoterm, adică aceasta este partea maximă a energiei sistemului care, în condiții date, poate fi transformată în muncă utilă. La G 0 reacţia decurge spontan.
Chiar și cu o reacție reversibilă, doar o parte din căldura procesului poate fi transformată în lucru. Cealaltă parte netransformată în pAbot, este transmis de la părțile mai calde la cele mai reci ale sistemuluieNoi.
Funcția S introdusă în ecuația (1.5) se numește intraOISD.
Entropia este o funcție a fiecărei stări specifice, staționare și nu depinde de calea către atingerea unei noi stări (de exemplu, de ce etape intermediare trece sistemul atunci când trece de la starea 1 la starea 2).
Produsul TS este căldura transferată (Q), care nu poate fi transformată în lucru chiar și cu o reacție reversibilă (valoarea „energiei legate”). Acest produs arată cantitatea de energie internă pierdută sub formă de căldură:
TS = Q sau S = Q/T, (1,6)
Modificarea entropiei unui sistem în timpul unei reacții este egală cu căldura transmisă sistemului împărțită la temperatura absolută la care sistemul primește (eliberează) această căldură.
Pe lângă potențialul termodinamic - energia liberă Gibbs G, în termodinamică, ca funcție auxiliară pentru descrierea proceselor, un alt potențial termodinamic introdus este, de asemenea, de mare importanță - energie gratis Helmholtz F(energie liberă la volum constant) sau potențial izocor-izoterm:
F = U - TS (la V, T=const) (1,7)
Procesele spontane pot produce muncă. Echilibrul apare atunci când această posibilitate este epuizată. Deoarece proceselor spontane corespund modificărilor negative ale F și G, semnul modificării funcției G (la P, T=const) sau a funcției F (la V, T=const) va indica posibilitatea sau imposibilitatea unei reacții spontane. Dacă modificările acestor funcții pentru stările de sistem 1 și 2 sunt egale cu zero, atunci sistemul este în echilibru.
Entropia diferă de alți parametri ai stării sistemului (P, T, V) prin aceea că valoarea sa numerică și valoarea modificării sale nu pot fi măsurate direct și pot fi obținute doar indirect, prin calcul. Pentru a calcula S entropia reacției аА+bB=cC=dD este necesar să se scadă suma entropiilor substanțelor din partea stângă a ecuației din suma entropiilor substanțelor din partea dreaptă a ecuației (ținând cont coeficienţi stoichiometrici). Deci, pentru condiții standard:
S 0 298K = S 0 298K (produse) - S 0 298K (reactivi), (1,8)
Doar acele procese care sunt asociate cu o creștere a entropiei pot apărea spontan într-un sistem izolat, de exemplu. sistemul trece de la o stare mai puţin probabilă la una mai probabilă şi ajunge la o stare macroscopică care corespunde unui număr mic de stări microscopice. Cu alte cuvinte, procesele sunt spontane atunci când starea finală poate fi realizată de un număr mare de microstări, iar entropia este o măsură a tendinței sistemului la echilibru. Astfel de procese trebuie să fie însoțite de o creștere a entropiei.
Întrebări pentru autocontrol:
1. Ce întrebări fundamentale rezolvă termodinamica chimică?
2. Ce se numește un sistem, un sistem termodinamic?
3. Ce se numesc parametrii de stare? Care sunt parametrii de stare?
4. Ce se numește proces termodinamic?
5. Cum se formulează prima lege a termodinamicii?
6. Care este relația dintre entalpie și energia internă a unui sistem?
7. Care este entalpia standard de formare?
8. Cum diferă ecuațiile chimice de ecuațiile termochimice?
9. Ce determină a doua lege a termodinamicii?
10. Ce trebuie să știți pentru a determina posibilitatea fundamentală a unei anumite reacții în condiții date?
11. Ce factori termodinamici determină direcția reacțiilor chimice?
12. Cum se modifică potențialele izobar-izoterme și izocoric-izoterme într-un proces spontan?
1. 2 Stările agregate ale substanțelor, caracteristicile lor
În funcție de condițiile externe (temperatură și presiune), fiecare substanță poate fi în una dintre cele trei stări de agregare: solid, viudcom sau gazos.Aceste stări se numesc stări de agregare.Unele substanţe se caracterizează doar prin două sau chiar o singură stare de agregare. De exemplu, naftalina și iodul, atunci când sunt încălzite în condiții normale, trec de la starea solidă la starea gazoasă, ocolind starea lichidă. Substanțe precum proteinele, amidonul și cauciucurile, care au macromolecule uriașe, nu pot exista în stare gazoasă.
Gazele nu au o formă constantă și un volum constant. Lichidele au un volum constant, dar nu au o formă constantă. Solidele se caracterizează prin constanța formei și a volumului.
1.2. 1 Caracteristicile stării gazoase a unei substanțe
Gazele au următoarele proprietăți:
Umplerea uniformă a întregului volum prevăzut;
Densitate scăzută în comparație cu substanțele lichide și solide și viteză mare de difuzie;
Relativ ușor de comprimat.
Aceste proprietăți sunt determinate de forțele de atracție intermoleculară și de distanța dintre molecule.
Într-un gaz, moleculele sunt situate la o distanță foarte mare unele de altele, forțele de atracție dintre ele sunt neglijabile. La presiuni scăzute, distanțele dintre moleculele de gaz sunt atât de mari încât, în comparație cu acestea, dimensiunea moleculelor și, în consecință, volumul moleculelor din volumul total de gaz poate fi neglijat. La distanțe mari dintre molecule, practic nu există forțe atractive între ele. Gazul în această stare se numește perfect.In conditii normale T = 273 0 K (0 0 C) si p = 101,325 kPa, gazele reale, indiferent de natura, pot fi considerate ideale si aplicate acestora. ecuația esteeuideal gApentru (ecuația Claiperon-Mendeleev):
unde P este presiunea gazului,
V este volumul gazului,
Cantitate de substanță
R este constanta universală a gazului (în unități SI R = 8,314 J/molK),
T - temperatura absolută.
Gaze reale la presiuni mariȘi temperaturi scăzute ax nu se supune ecuației de stare a unui gaz ideal, deoarece în aceste condiții încep să apară forțele de interacțiune dintre molecule și nu se mai poate neglija volumul intrinsec al moleculelor față de volumul corpului. Pentru a descrie matematic comportamentul gazelor reale, se folosește ecuația van der Waals:
(р + n 2 a/V 2) (V - nb) = vRT, (2.2)
unde a și b sunt constante,
a/V 2 - corecție pentru atracție reciprocă,
b - corecția pentru volumul intrinsec al moleculelor,
n este numărul de moli de gaz.
Odată cu creșterea presiunii și scăderea temperaturii, distanțele dintre molecule scad, iar forțele de interacțiune cresc astfel încât o substanță poate trece de la starea gazoasă la una lichidă. Pentru fiecare gaz există o limită temperatura critica, deasupra căruia un gaz nu poate fi transformat în lichid la nicio presiune. Se numește presiunea necesară pentru a lichefia un gaz la o temperatură critică presiune critică, iar volumul unui mol de gaz în aceste condiții este volum criticemama.
Orez. 1. Izoterme ale gazului real
Se numește starea gazului la parametrii critici critic cuOpermanent.În stare critică, diferența dintre lichid și gaz dispare, au aceleași proprietăți fizice.
Trecerea de la gaz la lichid poate fi prezentată grafic. Figura 1 prezintă relația grafică dintre volum și presiune la temperaturi constante. Astfel de curbe se numesc dinOtermeni. Izotermele pot fi împărțite în trei secțiuni: AB, BC, CD la temperaturi scăzute. AB - corespunde stării gazoase, BC - corespunde trecerii gazului la lichid, CD - caracterizează starea lichidă. Odată cu creșterea temperaturii, secțiunea BC scade și se transformă într-un punct de inflexiune K, numit punct critic.
Gazele lichefiate sunt utilizate pe scară largă la nivel industrial. CO 2 lichid este folosit pentru carbonatarea apelor de fructe și minerale și prepararea vinurilor spumante. SO2 lichid este folosit ca dezinfectant pentru distrugerea mucegaiului din subsoluri, pivnițe, butoaie de vin și rezervoare de fermentație. Azotul lichid este utilizat pe scară largă în medicină și biologie pentru a obține temperaturi scăzute pentru conservarea și congelarea sângelui și a țesuturilor biologice. Gazele lichide sunt mai convenabile de transportat.
1.2. 2 Caracteristicile stării lichide a unei substanțe
Spre deosebire de gaze, între moleculele lichide acționează forțe destul de mari de atracție reciprocă, ceea ce determină natura unică a mișcării moleculare. Mișcarea termică a unei molecule lichide include mișcarea de vibrație și de translație. Fiecare moleculă oscilează în jurul unui anumit punct de echilibru pentru o perioadă de timp, apoi se mișcă și ia din nou o nouă poziție de echilibru. Aceasta îi determină fluiditatea. Forțele de atracție intermoleculară împiedică moleculele să se deplaseze departe unele de altele atunci când se mișcă. Efectul de ansamblu al atracției moleculelor poate fi reprezentat ca presiunea internă a lichidelor, care atinge valori foarte mari. Aceasta explică constanța volumului și incompresibilitatea practică a lichidelor, deși ele iau cu ușurință orice formă.
Proprietățile lichidelor depind și de volumul moleculelor, forma și polaritatea acestora. Dacă moleculele unui lichid sunt polare, atunci o unire (asociere) a două sau mai multe molecule are loc într-un complex complex. Astfel de lichide se numesc asociatObăi lichide. Lichidele asociate (apă, acetonă, alcooli) au puncte de fierbere mai mari, sunt mai puțin volatile și au o constantă dielectrică mai mare. De exemplu, alcoolul etilic și dimetil eterul au aceeași formulă moleculară (C2H6O). Alcoolul este un lichid asociat și fierbe la o temperatură mai mare decât eterul dimetilic, care este un lichid neasociat.
Starea lichidă este caracterizată de proprietăți fizice precum răuTvâscozitate, tensiune superficială.
Tensiune de suprafata.
Starea moleculelor situate în stratul de suprafață diferă semnificativ de starea moleculelor adânci în lichid. Să luăm în considerare un caz simplu - lichid - vapori (Fig. 2).
Orez. 2. Acțiunea forțelor intermoleculare asupra interfeței și în interiorul lichidului
În fig. 2 molecula (a) se află în interiorul lichidului, molecula (b) se află în stratul de suprafață. Sferele din jurul lor sunt distanțele peste care se extind forțele de atracție intermoleculară ale moleculelor din jur.
Molecula (a) este afectată uniform de forțele intermoleculare din moleculele din jur, prin urmare forțele de interacțiune intermoleculară sunt compensate, rezultanta acestor forțe este zero (f = 0).
Densitatea vaporilor este mult mai mică decât densitatea lichidului, deoarece moleculele sunt situate la distanțe mari unele de altele. Prin urmare, moleculele situate în stratul de suprafață nu experimentează aproape nicio forță de atracție din partea acestor molecule. Rezultanta tuturor acestor forțe va fi direcționată în lichid perpendicular pe suprafața acestuia. Astfel, moleculele de suprafață ale unui lichid sunt întotdeauna sub influența unei forțe care tinde să le atragă spre interior și, prin urmare, să reducă suprafața lichidului.
Pentru a crește interfața lichidă, trebuie cheltuit lucrul A (J). Munca necesară pentru a mări interfața S cu 1 m 2 este o măsură a energiei de suprafață sau tensiune de suprafata.
Astfel, tensiunea superficială d (J/m 2 = Nm/m 2 = N/m) este rezultatul forțelor intermoleculare necompensate din stratul de suprafață:
d = F/S (F - energia de suprafață) (2.3)
Există un număr mare de metode pentru determinarea tensiunii superficiale. Cele mai frecvente sunt metoda stalagmometrică (metoda numărării picăturilor) și metoda presiunii maxime a bulelor de gaz.
Folosind metode de analiză prin difracție cu raze X, s-a stabilit că în lichide există o anumită ordine în aranjarea spațială a moleculelor în microvolume individuale. În apropierea fiecărei molecule, se observă așa-numita ordine de rază scurtă. Când vă îndepărtați de el la o anumită distanță, acest tipar este încălcat. Și pe întregul volum de lichid nu există o ordine în aranjarea particulelor.
Orez. 3. Stalagmometru Fig. 4. Viscozimetru
Viscozitate z (Pa s) - proprietatea de a rezista la mișcarea unei părți a lichidului față de alta. În viața practică, o persoană întâlnește o mare varietate de sisteme lichide, a căror vâscozitate este diferită - apă, lapte, uleiuri vegetale, smantana, miere, sucuri, melasa etc.
Vâscozitatea lichidelor se datorează forțelor intermoleculare care limitează mobilitatea moleculelor. Depinde de natura lichidului, temperatură, presiune.
Pentru măsurarea vâscozității se folosesc instrumente numite vâscozimetre. Alegerea vâscozimetrului și a metodei de determinare a vâscozității depinde de starea sistemului studiat și de concentrația acestuia.
Pentru lichide cu vâscozitate scăzută sau concentrație scăzută, vâscozimetrele de tip capilar sunt utilizate pe scară largă.
1.2. 3 Caracteristicile stării solide a materiei
Solidele, spre deosebire de lichide și gaze, își păstrează forma. Forțele atractive dintre particulele care alcătuiesc un corp solid sunt atât de puternice încât nu se pot mișca liber unele față de altele, ci doar oscilează în jurul unei poziții medii.
Toate corpurile solide sunt împărțite în cristalinȘi amorf.În corpurile cristaline, particulele sunt dispuse într-o anumită ordine caracteristică fiecărei substanțe, iar această ordine se extinde la întregul volum. Pe întregul volum al unui corp amorf nu există nicio ordine în aranjarea particulelor. În acest sens, corpurile amorfe pot fi considerate lichide cu o vâscozitate anormal de mare.
Foarte des, formele amorfe și cristaline sunt stări diferite ale aceleiași substanțe. Astfel, dioxidul de siliciu apare în natură atât sub formă de cristale de cuarț (cristal de rocă), cât și sub formă amorfă - silexul mineral. Carbonul cristalin și amorf sunt cunoscuți.
Forma cristalină este cea mai stabilă; substanțele trec treptat de la o stare amorfă la o stare cristalină. În condiții normale, acest proces este foarte lent; creșterea temperaturii îl poate accelera. De exemplu, zahărul poate fi în stare cristalină (zahăr granulat, zahăr bulgăre) și amorf (caramelizat). În timp, caramelul se poate cristaliza, ceea ce este nedorit în producția de cofetărie. cinetică adsorbție dispersată coloidal
Ordinea în aranjarea spațială a particulelor și a corpurilor cristaline - celulă cristalină- defineste semne externe stare cristalină. Acestea includ: 1) un punct de topire cert și pronunțat; 2) o anumită formă geometrică a monocristalelor; 3) anizotropie.
Întrebări pentru autocontrol:
În ce condiții se apropie proprietățile unui gaz real de cele ale unui gaz ideal?
Este posibil să comprimați gazul real la infinit?
Care este semnificația fizică a constantelor din ecuația de stare a unui gaz real?
Este posibil, cunoscând temperatura și presiunea, să se determine numărul de molecule pe unitatea de volum?
Ce cauzează compresibilitatea scăzută a lichidelor?
Cum afectează formarea legăturilor de hidrogen între molecule proprietățile unui lichid?
Cum putem explica faptul că tensiunea superficială și vâscozitatea scad odată cu creșterea temperaturii?
Prin ce semne poți deosebi un corp cristalin de unul amorf?
Care este principala diferență în structura corpurilor cristaline și amorfe?
1. 3 Cinetică chimică și cataliză.Echilibru chimic
1.3.1 Viteza de reacție chimică
Cinetica-studiul vitezei și mecanismului reacțiilor chimice.
Problema vitezei unei reacții chimice are o mare importanță practică și teoretică. Viteza de reacție determină cursul proceselor biochimice în organism, modificările fizice și chimice ale produselor alimentare în timpul tratamentului termic și performanța echipamentelor din fabrică.
Viteza proceselor chimice poate fi ajustată prin modificarea condițiilor în care au loc. În unele cazuri, este de dorit să se intensifice procesul pentru a obține mai mult produs pe unitatea de timp. Uneori este necesar să se reducă viteza unei reacții chimice, de exemplu, pentru a încetini oxidarea grăsimilor în Produse alimentare. Toate aceste probleme pot fi rezolvate prin aplicarea legilor cineticii chimice.
Reacția rapidă-modificarea concentraţiei reactanţilor pe unitatea de timp.
unde c este modificarea concentrației reactanților,
t - perioada de timp.
Se determină dependența vitezei reacțiilor chimice de concentrație legea acțiunii în masă, cale experimentală deschisă K.M. Guldberg și P. Waage în 1867.
Pentru reacția aA + bB = C
unde: A și B sunt concentrațiile reactanților,
a și b sunt coeficienții din ecuație,
k este un coeficient de proporționalitate numit constantă de viteză, care depinde de natura reactanților și de temperatură.
Viteza unei reacții chimice este proporțională cu finalul produsuluinraţii de substanţe care reacţionează luate în grade egale cuOcoeficienții din ecuațieLațiuni.
Constanta vitezei de reactie este numeric egală cu viteza de reacție la concentrații de reactanți egale cu unitatea.
Factori care afectează viteza unei reacții chimice:
· natura substanţelor care reacţionează;
· concentraţia substanţelor care reacţionează;
· temperatura;
· presiune (pentru gaze);
· zona de contact a substanțelor care reacţionează;
prezența unui catalizator.
Pe măsură ce temperatura crește, viteza de mișcare a moleculelor crește și, în consecință, crește numărul de ciocniri între ele pe unitatea de timp.
Efectul temperaturii asupra vitezei unei reacții chimice este supus regulii lui Van't Hoff.
Pentru fiecare creștere cu 10 grade a temperaturii, rata creștebMajoritatea reacțiilor crește de 2-4 ori.
Numărul care arată de câte ori crește viteza unei anumite reacții atunci când temperatura crește cu 10 grade se numește temperatura laOcoeficient de reacție. Din punct de vedere matematic, această dependență este exprimată prin relația:
unde este coeficientul de temperatură al reacției,
şi 0 - viteze de reacţie la temperaturi iniţiale (t 1) şi finale (t 2);
t - modificarea temperaturii t 2 - t 1.
Regula lui Van't Hoff este aproximativă și poate fi aplicată reacțiilor care apar la temperaturi de la 0 la 300 de grade și într-un interval mic de temperatură. Odată cu creșterea temperaturii, coeficientul de temperatură al vitezei de reacție scade, apropiindu-se de unitate.
O dependență mai precisă a vitezei unei reacții chimice de temperatură a fost stabilită experimental de către Arrhenius:
unde k este constanta vitezei de reacție,
B și A sunt constante pentru o reacție dată.
1.3. 2 Cataliza și catalizatori
Catalizator- o substanta care modifica viteza unei reactii chimice, dar nu este consumata. Există catalizatori de accelerare și decelerare.
Cataliză-fenomenul modificărilor vitezei de reacție în prezența catalizatorilor.
Reacții catalitice-reacții care au loc cu participarea catalizatorilor.
Dacă catalizatorul este unul dintre produșii de reacție, atunci reacția se numește autocataliticși fenomenul în sine - autocataliză.
Inhibitor-un catalizator care incetineste o reactie.
Un exemplu de catalizatori pozitivi este apa când pulberea de aluminiu reacţionează cu iodul.
Enzime-catalizatori biologici de natura proteica.
Enzimele sunt prezente în toate celulele vii. Se obișnuiește să se împartă enzimele în simple și complexe, sau cu o singură componentă sau cu două componente. Enzimele simple constau numai din proteine, enzimele complexe constau din proteine și o parte non-proteică, care se numește coenzima.
Enzimele se caracterizează prin activitate catalitică ridicată și selectivitate. În ceea ce privește activitatea catalitică, aceștia sunt semnificativ superiori catalizatorilor anorganici. De exemplu, 1 mol de catalază la 0 grade descompune 200.000 de moli de H 2 O 2 într-o secundă, iar 1 mol de platină la 20 de grade descompune de la 10 la 80 de moli de peroxid de hidrogen într-o secundă.
O astfel de accelerare a reacției se datorează faptului că enzimele reduc drastic barierele energetice din calea de reacție. De exemplu, energia de activare pentru reacția de descompunere a H 2 O 2 sub acțiunea ionului de fier (II) și a moleculelor de catalază este de 42 și respectiv 7,1 kJ/mol; pentru hidroliza ureei cu acid și urază - 103 și respectiv 28 kJ/mol.
Enzimele sunt foarte specifice în comparație cu catalizatorii anorganici. De exemplu, amilaza conținută în salivă descompune ușor și rapid amidonul, dar nu catalizează descompunerea zahărului. Uraza este excepțional de eficientă la catalizarea hidrolizei ureei, dar nu are niciun efect asupra derivaților săi. Această caracteristică a enzimelor permite organismelor vii, având un set adecvat de enzime, să răspundă activ la influențele externe. De exemplu, s-a observat că în situații stresante corpul nostru prezintă capacități uimitoare. Un fapt este descris când o femeie slabă a ridicat o mașină de bara de protecție și a ținut-o în timp ce oamenii au ajuns la timp pentru a elibera un copil care căzuse sub ea; o persoană urmărită de un animal furios depășește cu ușurință obstacolele care sunt de netrecut pentru el în starea sa normală; La competiții importante, sportivii pierd câteva kilograme în greutate în perioada de performanță.
Tot ceea ce s-a spus despre proprietățile remarcabile ale enzimelor se explică prin faptul că selectivitatea de acțiune (selectivitatea) și activitatea sunt interdependente: cu cât selectivitatea este mai mare, cu atât activitatea sa mai mare. Enzimele au o selectivitate unică și, prin urmare, activitatea lor este cea mai mare.
1.3. 3 Echilibru chimic
Reacții reversibile poate merge în două direcții reciproc opuse. Ele nu ajung la final, ci se termină cu stabilirea echilibrului chimic.
Echilibru chimic- starea sistemului când ratele reacțiilor directe și inverse devin egale.
Starea de echilibru chimic este menținută până când condițiile se schimbă. Când condițiile externe se schimbă, echilibrul este perturbat, iar după un timp sistemul va ajunge la o nouă stare de echilibru.
Schimbarea de echilibru-trecerea unui sistem de la o stare de echilibru la alta.
Se determină direcția deplasării de echilibru Principiul Le Chateligi
Dacă un sistem de echilibru este afectat, atuncieasta se schimbaTîn direcţia care slăbeşte acest efect.
De exemplu, o creștere a temperaturii deplasează echilibrul către o reacție endotermă, o creștere a concentrației de substanțe inițiale deplasează echilibrul către produșii de reacție. Presiunea modifică doar echilibrul reacțiilor care implică gaze. O creștere a presiunii deplasează echilibrul către reacția care are loc la modificarea volumului.
Întrebări pentru Samokonrevenire:
1. Ce studiază cinetica?
2. Cum se numește viteza reacțiilor chimice?
3. De ce există un semn minus în ecuația matematică pentru viteza unei reacții chimice?
4. Enumerați factorii care afectează viteza unei reacții chimice.
5. Descrieți influența concentrației, temperaturii și naturii substanțelor care reacţionează asupra vitezei unei reacţii chimice.
6. Ce se numește cataliză și catalizator?
7. Cum sunt clasificate reacțiile catalitice?
8. Ce sunt inhibitorii?
9. Ce se numește echilibru chimic?
10. Ce se numește o schimbare a echilibrului chimic?
11. Formulați principiul lui Le Chatelier.
12. În ce direcție se va deplasa echilibrul reacției de echilibru pe măsură ce temperatura crește? Presiune (dacă gazele participă la reacții)? Concentrația unuia dintre reactanți?
1. 4 Proprietățile soluțiilor
1.4. 1 Caracteristicile generale ale solutiilor
Soluțiile sunt de mare importanță în viața umană și activitățile practice. Astfel, procesele de asimilare a alimentelor de către oameni și animale sunt asociate cu traducerea nutriențiîn soluție. Soluțiile sunt toate cele mai importante fluide fiziologice (sânge, limfa etc.). Industriile bazate pe procese chimice implică de obicei utilizarea soluțiilor.
Soluții- sisteme omogene multicomponente in care una sau mai multe substante sunt distribuite sub forma de molecule, atomi sau ioni in mediul unei alte substante - un solvent.
Soluția poate avea orice stare de agregare - solidă, lichidă sau gazoasă. Fiecare soluție constă din substanțe dizolvate și un solvent. De obicei, un solvent este considerat a fi o componentă care, în forma sa pură, există în aceeași stare de agregare ca și soluția rezultată (de exemplu, o soluție de sare în apă: sarea este soluția, apa este solventul). Dacă ambele componente au fost în aceeași stare de agregare înainte de dizolvare (de exemplu, alcool și apă), atunci componenta în cantitate mai mare este considerată solvent.
În structură, soluțiile ocupă o poziție intermediară între amestecurile mecanice și compușii chimici. Ceea ce au în comun cu amestecurile mecanice este variabilitatea compoziției, iar cu compușii chimici - omogenitatea compoziției pe parcursul întregii faze și prezența unui efect termic în timpul formării. În conformitate cu aceasta, la început au existat două teorii opuse: „fizică” și „chimică”, fiecare dintre acestea și-a apărat propriile opinii asupra structurii soluțiilor.
Ideile moderne despre structura soluțiilor se bazează pe teoria solvației propusă de Mendeleev și dezvoltată de adepții săi. Conform acestei teorii, într-un sistem au loc simultan două procese în timpul dizolvării: difuzia substanței dizolvate în volumul solventului (proces fizic) și formarea de compuși instabili cu compoziție variabilă din moleculele solventului și solutului - solvați (chimici). proces). Dacă solventul este apă, atunci acești compuși se numesc hidrați.
Formarea soluțiilor este un proces spontan, care are loc odată cu dezordinea crescândă a sistemului, adică. cu creşterea entropiei. De exemplu, atunci când un cristal se dizolvă, sistemul trece de la o stare complet ordonată la una mai puțin ordonată. În acest caz, cu o creștere a entropiei (AS > 0), energia liberă a sistemului (AG) scade<0).
Dacă o soluție se formează din 2 lichide, atunci forța motrice a procesului de dizolvare se datorează tendinței componentelor soluției de a egaliza concentrațiile, ceea ce duce și la o creștere a entropiei, adică. AS > 0, un AQ< 0. Растворение вещества - процесс обратимый. И как всякий обратный процесс, растворение заканчивается установлением динамического равновесия: нерастворенное вещество - вещество в растворе. Раствор, находящийся в равновесии с растворяющимся веществом, называют насыщенным раствором, а достигнутую предельную концентрацию насыщенного раствора - растворимостью.
Cea mai importantă caracteristică a unei soluții este compoziția sau concentrația componentelor.
Concentrarea solutiilor- cantitatea de substanță dizolvată conținută într-o anumită cantitate de soluție sau solvent.
Concentrația soluțiilor poate fi exprimată în diferite moduri. În practica chimică, cele mai comune moduri de exprimare a concentrațiilor sunt:
1. Fracția de masă a solutului (concentrație procentuală)- arată câte grame de substanță sunt dizolvate în 100 g de soluție. Acesta este determinat de formula:
unde W este fracția de masă a substanței dizolvate,
m in-va - masa substanței dizolvate,
m soluție este masa soluției.
2. Concentrația molară- arată câți moli de substanță dizolvată sunt conținute în 1 litru de soluție.
3. Concentrația molală- arată câți moli dintr-o substanță sunt conținute în 1 kg de solvent.
1.4. 2 Soluții de gaze în lichide
Solubilitatea gazelor în lichide depinde de natura lor, natura solventului, temperatură și presiune. De regulă, solubilitatea unui gaz este mai mare dacă dizolvarea este însoțită de interacțiune chimică cu solventul și mai mică dacă nu are loc nicio interacțiune chimică. De exemplu, în 1 litru de apă în condiții ambientale. dizolvă 0,0002 g de hidrogen, care nu reacționează cu apa, și 875 g de amoniac, care reacționează cu apa pentru a forma hidroxid de amoniu.
Dependența solubilității gazului de natura solventului poate fi arătată în următoarele exemple. În aceleași condiții, 87,5 g de NH 3 se dizolvă în 1000 g de apă și doar 25 g în 100 g de alcool etilic.Solubilitatea gazelor depinde în mare măsură de temperatură. Pe măsură ce temperatura crește, solubilitatea lor scade, iar pe măsură ce temperatura scade, aceasta crește. Deci la 0 0 C, 171 cm 3 CO 2 se dizolvă în 100 ml apă, la 20 0 C - doar 87,8 cm 3. Prin urmare, fierberea prelungită poate îndepărta aproape complet gazele dizolvate dintr-un lichid și este recomandabil să saturați lichidele cu gaz la temperaturi scăzute.
Solubilitatea unui gaz depinde și de presiune. Se determină dependența solubilității gazului de presiune legea lui Genri.
C = k · p, (4,2)
unde C este concentrația gazului în soluție,
k - coeficientul de proporționalitate, în funcție de natura lichidului și gazului,
p este presiunea gazului deasupra soluției.
Masa gazului dizolvat la temperatură constantă este directăOproporțional cu presiunea gazului deasupra soluțieiOrom
Legea lui Henry este valabilă numai pentru soluțiile diluate în condiții presiuni joase. Gazele care interacționează cu solventul NH 3, SO 2, HC1 cu apa nu respectă legea lui Henry. Solubilitatea lor crește și ea odată cu creșterea presiunii, dar conform unei legi mai complexe.
Manifestarea Legii lui Henry este ilustrată prin formarea de spumă abundentă la desfundarea unei sticle de apă spumante sau a unei sticle de șampanie; aici există o scădere bruscă a solubilității gazului cu o scădere a presiunii sale parțiale. Aceeași lege explică apariția bolii de decompresie. La o adâncime de 40 m sub nivelul mării, presiunea totală este de 600 kPa, iar solubilitatea azotului în plasma sanguină este de 9 ori mai mare decât la suprafața mării. Când un scafandru se ridică rapid de la adâncime, azotul dizolvat este eliberat în sânge în bule care înfundă vasele de sânge, ceea ce poate duce la consecințe grave.
Solubilitatea gazului scade în prezența unui al treilea component în soluție. Astfel, în soluțiile de electroliți, gazele se dizolvă mult mai puțin bine 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 se depozitează clorul deasupra unui lichid, apa este înlocuită. cu o soluție de clorură de sodiu.
1.4. 3 Solubilitatea reciprocă a lichidelor
Spre deosebire de solubilitatea gazelor în lichide, dizolvarea unui lichid este un proces mai complex. Când două lichide sunt amestecate, ele pot:
Se dizolvă unul în celălalt în orice proporție;
Practic nu se dizolvă;
Dizolvare limitată.
Solubilitatea reciprocă a lichidelor depinde în primul rând de structura lor chimică. S-a observat deja de către alchimiști că „asemenea se dizolvă în asemănător”, adică. Polar este de obicei solubil în polar, iar nepolar este de obicei solubil în nepolar. Din acest motiv, apa (lichid polar) este un bun solvent pentru lichidele polare (alcool etilic, acid acetic etc.) si nu dizolva deloc lichidele nepolare (benzen, kerosen etc.). Dacă lichidele diferă între ele în polaritate, atunci ele au o solubilitate limitată unul în celălalt. Cu solubilitate limitată, fiecare lichid trece în celălalt până la o anumită limită, rezultând un sistem cu două straturi. De exemplu, odată cu creșterea temperaturii, solubilitatea lor reciprocă crește de obicei, iar la o anumită temperatură ambele lichide se amestecă în orice raport, iar granița dintre ele dispare. Această temperatură se numește critic.
Temperatura critică atinsă prin încălzire se numește temperatura critică superioară.
Sunt cunoscute amestecuri de lichide în care solubilitatea scade odată cu creșterea temperaturii. Prin urmare, temperatura critică este atinsă atunci când temperatura scade și este numită temperatură critică mai scăzutălaRoy.
Folosind temperatura critică de dizolvare, se fac uneori unele determinări analitice.
Un interes deosebit este solubilitatea diferitelor substanțe în sisteme cu două straturi constând din două lichide insolubile.
Dacă într-un sistem format din două lichide nemiscibile, introduceți o a treia substanță capabilă să se dizolve în fiecare dintre ele, apoi 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 numărul total substanță dizolvată.
C 1 / C 2 = k, (4,3)
unde C 1 și C 2 sunt concentrația substanței dizolvate în primul și al doilea solvenți,
...Documente similare
Chimia coloidală ca știință care studiază proprietățile fizico-chimice ale sistemelor eterogene, foarte dispersate și ale compușilor cu molecule înalte. Producerea și metodele de purificare a soluțiilor coloidale. Aplicarea gelurilor în industria alimentară, cosmetică și medicină.
prezentare, adaugat 26.01.2015
Primele informații practice despre coloizi. Proprietățile amestecurilor eterogene. Relația dintre suprafața unei particule coloidale și volumul unei particule coloidale. Particularitatea sistemelor disperse. Caracteristicile soluțiilor coloidale. Clasificarea sistemelor disperse.
prezentare, adaugat 17.08.2015
Principalele caracteristici ale sistemelor dispersate, clasificarea lor, proprietățile și metodele de preparare, dializa (purificarea) solurilor. Determinarea sarcinii unei particule coloidale, legile coagulării electrolitului, conceptul de adsorbție la interfața soluție-gaz sunt esența teoriei lui Langmuir.
manual de instruire, adăugat 14.12.2010
Concepte de bază și legile chimiei. Clasificarea substantelor anorganice. Legea periodică și tabelul periodic al elementelor D.I. Mendeleev. Fundamentele calculelor termodinamice. Cataliza reacțiilor chimice. Metode de exprimare a concentrației soluțiilor.
curs de prelegeri, adăugat 24.06.2015
Clasificarea sistemelor disperse. Principalii factori de stabilitate a soluțiilor coloidale. Metode de preparare a acestora (dispersie, condensare) și purificare (dializă, ultrafiltrare). Teoria micelară a structurii particulelor coloidale. Coagularea cu amestecuri de electroliți.
prezentare, adaugat 28.11.2013
Esența și caracteristicile definitorii ale sistemelor coloidale. Proprietățile de bază și structura soluțiilor de acest tip. Caracteristicile efectului Tyndall. Diferențele dintre hidrosoli și organosoluri. Metode de formare a sistemelor coloidale, proprietăți specifice, domeniul de aplicare.
prezentare, adaugat 22.05.2014
Conceptul de soluții de compuși cu greutate moleculară mare (HMC). Procesul de umflare a DIU: etapele, cauzele, presiunea și gradul acestuia. Vâscozitatea sistemelor și soluțiilor dispersate de DIU, metode de măsurare a acestuia. Vâscozitatea structurală și relativă. Structuri de coagulare.
rezumat, adăugat 22.01.2009
Constante și parametri care determină starea calitativă (de fază) și caracteristicile cantitative ale soluțiilor. Tipuri de soluții și proprietăți specifice acestora. Metode de producere a soluțiilor solide. Caracteristicile soluțiilor cu eutectic. Soluții de gaze în lichide.
rezumat, adăugat 09.06.2013
Prepararea sistemelor coloidale liofobe, proprietățile sale optice. Determinarea tensiunii superficiale a soluțiilor de surfactant și a tensiunii interfaciale la limita a două lichide nemiscibile prin metoda stalagmometrică. Protecția coloidală a solurilor cu soluții de DIU.
rezumat, adăugat 15.02.2016
Termodinamica chimica. Concepte de bază ale termodinamicii. Prima lege a termodinamicii. Aplicații ale primei legi a termodinamicii la procesele chimice. Dependența efectului termic al reacției de temperatură. legea lui Kirchhoff. A doua lege a termodinamicii.
Chimia fizică a început la mijlocul secolului al XVIII-lea. Termenul „chimie fizică”, în înțelegerea modernă a metodologiei științei și a problemelor teoriei cunoașterii, aparține lui M. V. Lomonosov, care a citit pentru prima dată „Cursul de chimie fizică adevărată” studenților Universității din Sankt Petersburg. . În preambulul acestor prelegeri, el dă următoarea definiție: „Chimia fizică este o știință care, pe baza principiilor fizice și a experimentelor, trebuie să explice motivul a ceea ce se întâmplă prin operații chimice în corpuri complexe”. Omul de știință, în lucrările teoriei sale corpusculo-cinetice a căldurii, se ocupă de probleme care corespund pe deplin sarcinilor și metodelor de mai sus. Aceasta este tocmai natura acțiunilor experimentale care servesc la confirmarea ipotezelor și prevederilor individuale ale acestui concept. M.V. Lomonosov a urmat astfel de principii în multe domenii ale cercetării sale: în dezvoltarea și implementarea practică a „științei sticlei”, pe care a fondat-o, în diferite experimente dedicate confirmării legii conservării materiei și a forței (mișcare); - în lucrări și experimente legate de studiul soluțiilor - a dezvoltat un amplu program de cercetare a acestui fenomen fizic și chimic, aflat în proces de dezvoltare până în zilele noastre.
Aceasta a fost urmată de o pauză de mai bine de un secol, iar D.I. Mendeleev a fost unul dintre primii din Rusia care a început cercetările fizice și chimice la sfârșitul anilor 1850.
Următorul curs de chimie fizică a fost predat de N. N. Beketov la Universitatea din Harkov în 1865.
Prima secție de chimie fizică din Rusia a fost deschisă în 1914 la Facultatea de Fizică și Matematică a Universității din Sankt Petersburg, în toamnă a început să predea un curs obligatoriu și orele practiceîn chimie fizică, student al lui D. P. Konovalov, M. S. Vrevsky.
Prima revistă științifică destinată să publice articole despre chimia fizică a fost fondată în 1887 de W. Ostwald și J. van't Hoff.
Subiect de studiu de chimie fizică
Chimia fizică este principalul fundament teoretic al chimiei moderne, folosind metode teoretice ale unor ramuri atât de importante ale fizicii precum mecanica cuantică, fizica statistică și termodinamica, dinamica neliniară, teoria câmpului etc. Include doctrina structurii materiei, inclusiv: structura moleculelor, termodinamica chimică, cinetica chimică și cataliză. Ca secțiuni separate în chimia fizică, electrochimia, fotochimia, chimia fizică a fenomenelor de suprafață (inclusiv adsorbția), chimia radiațiilor, studiul coroziunii metalelor, chimia fizică a compușilor cu molecule înalte (vezi fizica polimerilor) etc. sunt foarte strâns legate de chimia fizică și sunt uneori considerate ca secțiuni independente chimia coloidală, analiza fizico-chimică și chimia cuantică. Majoritatea ramurilor chimiei fizice au granițe destul de clare în ceea ce privește obiectele și metodele de cercetare, caracteristicile metodologice și aparatura utilizată.
Diferența dintre chimia fizică și fizica chimică
Molecularitatea unei reacții elementare este numărul de particule care, conform mecanismului de reacție stabilit experimental, participă la actul elementar de interacțiune chimică. Reacții monomoleculare- reacții în care are loc o transformare chimică a unei molecule (izomerizare, disociere etc.): H2S → H2 + S Reacții bimoleculare- reacții, al căror act elementar are loc atunci când două particule (identice sau diferite) se ciocnesc: CH3Br + KOH → CH3OH + KBr Reacții trimoleculare- reacții, al căror act elementar are loc atunci când trei particule se ciocnesc: О 2 + NU + NU → 2NO 2 Reacțiile cu molecularități mai mari de trei sunt necunoscute. Pentru reacțiile elementare efectuate la concentrații similare de substanțe inițiale, valorile molecularității și ordinea reacției sunt aceleași. Nu există o relație clar definită între conceptele de molecularitate și ordine de reacție, deoarece ordinea de reacție caracterizează ecuația cinetică a reacției, iar molecularitatea caracterizează mecanismul de reacție. Principalele direcții ale termodinamicii chimice sunt:
Termodinamica chimică este strâns legată de ramuri ale chimiei precum
Analiza fizico-chimicaTeoria analizei fizice și chimice se bazează pe principiile corespondenței și continuității formulate de N. S. Kurnakov. Principiul continuității afirmă că dacă în sistem nu se formează faze noi sau cele existente nu dispar, atunci cu o schimbare continuă a parametrilor sistemului, proprietățile fazelor individuale și proprietățile sistemului în ansamblu se schimbă continuu. . Principiul corespondenței prevede că fiecărui complex de faze îi corespunde o anumită imagine geometrică pe diagrama compoziție-proprietate. Teoria reactivității compușilor chimiciChimia de înaltă energie (HEC) studiază reacțiile și transformările chimice care au loc în materie sub influența energiei non-termice. Mecanismele și cinetica unor astfel de reacții și transformări sunt caracterizate prin concentrații semnificativ neechilibrate de particule rapide, excitate sau ionizate cu o energie mai mare decât energia mișcării lor termice și, în unele cazuri, legături chimice. Purtători de energie non-termică care acționează asupra materiei: electroni și ioni accelerați, neutroni rapid și lenți, particule alfa și beta, pozitroni, muoni, pioni, atomi și molecule la viteze supersonice, cuante de radiație electromagnetică, precum și electrice, magnetice pulsate. și câmpurile acustice. Procesele de chimie de înaltă energie se disting prin etape de timp în fizice, care au loc în femtosecunde sau mai puțin, timp în care energia netermică este distribuită neuniform în mediu și se formează un „punct fierbinte”, fizico-chimic, în timpul căruia neechilibrul și neomogenitatea în se manifestă „punctul fierbinte”.și, în sfârșit, chimic, în care transformările materiei se supun legilor chimiei generale. Ca rezultat, se formează astfel de ioni și stări excitate ale atomilor și moleculelor temperaturile camerei, care nu pot apărea din cauza proceselor de echilibru. Manifestarea externă a CHE este formarea de ioni și stări excitate ale atomilor și moleculelor la temperatura camerei, la care aceste particule nu pot apărea din cauza proceselor de echilibru. N. E. Ablesimov a formulat principiul relaxării controlului proprietăților sistemelor fizico-chimice neechilibrate. În cazul în care timpii de relaxare sunt mult mai mari decât durata impactului fizic, se poate controla eliberarea formelor chimice, a fazelor și, în consecință, a proprietăților substanțelor (materialelor), folosind informații despre mecanismele de relaxare în sisteme condensate neechilibrate în stadiul fizico-chimic al proceselor de relaxare (inclusiv numărul și în timpul funcționării). Secțiunile principale ale HVE
si altii. Chimia laseruluiRadiații electromagnetice (raze X, radiații γ, radiații sincrotron) și fluxuri de particule accelerate (electroni, protoni, neutroni, helii, ioni grei; fragmente de fisiune ale nucleelor grele etc.), a căror energie depășește potențialul de ionizare al atomi sau molecule (în majoritatea cazurilor, situate în intervalul 10-15 eV). Chimia radiațiilor examinează anumite procese chimice care nu sunt posibile folosind abordări chimice tradiționale. Radiațiile ionizante pot reduce foarte mult temperatura reacțiilor chimice fără utilizarea catalizatorilor și inițiatorilor. Istoria chimiei radiațiilor Chimia radiațiilor a apărut după descoperirea razelor X de către W. Roentgen în 1895 și a radioactivității de către A. Becquerel în 1896, care au fost primii care au observat efectele radiațiilor în plăcile fotografice. Prima lucrare despre chimia radiatiilor a fost realizata in anii 1899-1903 de catre sotii M. Curie si P. Curie. În anii următori cel mai mare număr Cercetările au fost dedicate radiolizei apei și soluțiilor apoase. Chimie nuclearăPrincipalele direcții ale chimiei nucleare:
ElectrochimieElectrochimia este o ramură a științei chimice care examinează sistemele și limitele de interfaze atunci când curentul electric trece prin ele, studiază procesele în conductori, pe electrozi (din metale sau semiconductori, inclusiv grafit) și în conductorii ionici (electroliți). Procese de studii electrochimice |