Šta je definicija fizičke hemije. Predmet fizičke hemije

Postoji nauka koja na osnovu položaja i eksperimenata fizike objašnjava šta se događa u mešanim telima tokom hemijskih operacija. "Prvi naučni časopis namijenjen objavljivanju članaka o fizičkoj kemiji osnovali su 1887. W. Ostwald i J. Van't Hoff.

F fizička hemija je glavna teorija. temelj moderne hemija, zasnovana na tako važnim granama fizike kao što je kvantna mehanika, statistička. fizika i termodinamika, nelinearna dinamika, teorija polja itd. Uključuje teoriju strukture ostrva, uklj. o strukturi molekula, hemijskoj termodinamici, hemijskoj kinetici i katalizi. Kao zasebni dijelovi iz fizičke hemije često se izdvajaju elektrohemija, fotokemija, fizička hemija površinskih pojava (uključujući adsorpciju), hemija zračenja, teorija korozije metala, fizikalna hemija velike molekulske mase. conn. Oni su vrlo bliski fizičkoj hemiji i ponekad se smatraju neovisnima o njoj. sekcije koloidna hemija, fizičko-hemijska analiza i kvantna hemija. Većina odjeljaka fizičke hemije imaju prilično jasne granice na objektima i metodama istraživanja, kao i na metodološkim. karakteristike i korišćeni uređaji.

Moderno faza razvoja fizičke hemije koja je svojstvena dubinskoj analizi opštih zakona hemije. transformacije na pomolu. nivo, široka upotreba mat. modeliranje, proširivanje asortimana vanj. efekti na hemikaliju. sistem (visoke i kriogene temperature, visoki pritisci, jako zračenje i magnetni efekti), proučavanje superbrzih procesa, metode skladištenja energije u hemikalijama. in-wah, itd.

Primjena kvantne teorije, prvenstveno kvantne mehanike, u objašnjavanju hemije. pojave podrazumijevale sredstva. povećao pažnju na nivo interpretacije i doveo do izdvajanja dva pravca u hemiji. Pravac zasnovan na kvantnom mehu. teorija i djeluju na mikroskopskim. nivo objašnjenja pojava, često se naziva hem. fizika, i pravac koji djeluje s ansamblima velikog broja čestica, gdje stupaju na snagu statistički. zakoni, - fizička hemija. S ovom podjelom, granica između fizičke hemije i kemijske. fizika nije m. b. provodi se oštro, što je posebno vidljivo u teoriji kemijskih stopa. p-tions.

Doktrina o strukturi ostrva i strukturi molekularezimira opsežno eksperimentiranje. materijal dobijen upotrebom takvih fizičkih. metode poput molekularne spektroskopije, koja proučava interakciju. elektromagnet. zračenje sa in-vom u razl. rasponi talasnih dužina, foto- i rentgenska elektronska spektroskopija, elektronska difrakcija, neutronska difrakcija i metode difrakcije X-zraka, metode zasnovane na magneto-optičkim. efekti itd. Ove metode omogućavaju dobivanje strukturnih podataka o elektroničkoj konfiguraciji molekula, o ravnotežnim položajima i amplitudama vibracija jezgara u molekulama i kondenzaciji. in-ve, o energetskom sistemu. nivoa molekula i prijelaza između njih, o promjenama geoma. konfiguracije prilikom promjene okoline molekula ili njegovih pojedinačnih fragmenata itd.

Zajedno sa zadatkom korelacije svojstva u svojom strukturom sovr. fizička hemija je također aktivno uključena u inverzni problem predviđanja strukture spojeva s danim sv-ti.

Vrlo važan izvor informacija o strukturi molekula, njihovim karakteristikama u raspadanju. stanja i karakteristike kem. transformacije su rezultat kvantne hemije. proračuni. Kvantna hemija daje sistem pojmova i prikaza, rubovi se koriste u fizičkoj hemiji kada se razmatra ponašanje hemikalije. veze na molu. nivou i prilikom uspostavljanja korelacije između karakteristika molekula koji tvore supstancu i svetih ove supstance. Zahvaljujući rezultatima kvantne hemije. proračuni pov-sta hem potencijalne energije. sistemi u dekomp. kvantna stanja i eksperiment. mogućnosti poslednjih godina, posebno razvoj laserske hemije, fizikalne hemije približile su se sveobuhvatnom istraživanju St. in Comm. u uzbuđenim i visoko uzbuđenim stanjima, na analizu strukturnih karakteristika Comm. u takvim stanjima i specifičnosti ispoljavanja ovih karakteristika u dinamici kem. transformacije.

Ograničenje konvencionalne termodinamike je to što omogućava samo opisivanje ravnotežnih stanja i reverzibilnih procesa. Stvarni nepovratni procesi su predmet nastajanja u 30-ima. 20ti vijek termodinamika nepovratnih procesa. Ovo područje fizičke hemije proučava neravnotežne makroskope. sistemi u kojima se stopa pojave entropije lokalno održava konstantnom (takvi sistemi su lokalno blizu ravnoteže). Omogućava vam razmatranje sistema sa hem. p-cija i prenos mase (difuzija), toplota, električna. naknade, itd.

Hemijska kinetikaproučava hemijske transformacije. u vremenu, odnosno brzini hemikalije. p-tioni, mehanizmi ovih transformacija, kao i zavisnost kem. proces pod uslovima njegove implementacije. Ona uspostavlja obrasce izdajesastav transformirajućeg sistema u vremenu, otkriva vezu između brzine hemikalije. p-cija i spoljnih uslova, a takođe proučava faktore koji utiču na brzinu i smer hemikalije. p-tions.

Most chem. p-tioni je složeni višestepeni proces, koji se sastoji od odvojenih elementarnih kemijskih djela. transformacija, transport reagenasa i prenos energije. Teoretska chem. kinetika uključuje proučavanje mehanizama elementarnih p-ciona i izračunava konstante brzine takvih procesa na osnovu ideja i aparata klasične. mehanike i kvantne teorije, bavi se konstrukcijom modela složene hemije. procese, uspostavlja vezu između strukture hemikalije. jedinjenja i njihove reakcije. sposobnost. Otkrivanje kinetike. obrasci za složene p-cije (formalna kinetika) često se temelje na mat. modeliranje i omogućava vam testiranje hipoteza o mehanizmima složenih p-ciona, kao i uspostavljanje sistema diferencijala. ur-ny, opisujući rezultate procesa pri raspadanju. lok. uvjetima.

Za hem. kinetiku karakterizira upotreba mnogih fizičkih. istraživačke metode koje omogućavaju lokalno pobuđivanje reakcijskih molekula, proučavanje brzih (do femtosekundnih) transformacija, automatizacija registracije kinetike. podaci uz njihovu istovremenu obradu na računaru itd. Kinetic se intenzivno akumulira. informacije putem banaka kinetičke. konstante, uklj. za hem. pioni u ekstremnim uslovima.

Vrlo važan dio fizičke hemije, usko povezan sa hemijom. kinetika je doktrina katalize, odnosno promjena brzine i smjera hemikalije. p-cija kada je izložena in-in (

Ministarstvo obrazovanja Ruska Federacija Politehničko sveučilište u Tomsku __________________________________________________________________________ N. A. Kolpakova, V. A. Kolpakov, S. V. Romanenko FIZIČKA KEMIJA Udžbenik I. dio Tomsk 2004. UDK 541.1 Fizička hemija ... Udžbenik / N.A.Kolpakova, V.A.Kolpakov, S.V. Romanenko. - Tomsk: Ed. TPU, 2004. - Dio 1. - 168 str. Udžbenik pokriva sljedeće odjeljke "Fizičke hemije": osnovne zakone termodinamike, hemijsku i faznu ravnotežu, termodinamiku neelektrolitnih otopina. Priručnik je pripremljen na Odsjeku za fizičku i analitičku hemiju TPU-a i namijenjen je izvanrednim studentima hemijskih specijalnosti. Objavljeno po nalogu Uredničkog i izdavačkog vijeća Univerziteta Politehničkog fakulteta u Tomsku Recenzenti: L. N. Kurina. - Prof. Odsjek za fizičku hemiju TSU, doktor hemi. nauke; Buinovsky A.S. - Glava. odjel Hemija TPU STU, doktor kem. nauke. © Politehničko sveučilište Tomsk, 2004. © Autori, 2004. POGLAVLJE 1. UVOD U FIZIKALNU KEMIJU 1.1. KRATAK POVIJESNI OKVIR RAZVOJA FIZIČKE KEMIJE Ime i definiciju sadržaja fizičke hemije prvi je dao MV Lomonosov (1752): "Fizička hemija je nauka koja bi na osnovu odredbi i eksperimenata fizike trebala objasniti razlog onoga što se događa hemijskim operacijama u složenim tijelima" ... Nastavu fizičke hemije u Rusiji kao samostalnu nauku uveo je prof. NN Beketov 1860. na Harkovskom sveučilištu. Najvažnije teorijske i eksperimentalne studije Lomonosova dovele su ga do otkrića koja ni sada nisu izgubila značaj. Lomonosov se približio ispravnoj definiciji principa očuvanja materije i kretanja, kinetičke prirode toplote, a takođe je uočio i nemogućnost spontanog prelaska toplote iz hladnijeg u toplije telo, što je trenutno jedna od formulacija drugog zakona termodinamike. Tokom narednog veka sprovedena su istraživanja na osnovu kojih su napravljena mnoga važna otkrića i uopštavanja. KV Scheele u Švedskoj (1773) i Fontana u Francuskoj (1777) otkrili su adsorpciju gasova; TE Lovits u Rusiji (1785.) otkrio je adsorpciju iz rastvora. AL Lavoisier i PS Laplace u Francuskoj (1779–1784) proučavali su toplotne kapacitete supstanci i toplotne efekte reakcija. Početkom XIX veka. G. Davy u Engleskoj i L. Zh. Thenard u Francuskoj otkrili su katalitičke reakcije, a J. J. Berzelius u Švedskoj (1835) dalje su razvijali koncept katalize. Temelji elektrokemije postavljeni su istraživanjem galvanskih ćelija, elektrolizom i transportom struje u elektrolitima. Galvani i A. Volta u Italiji stvorili su galvansku ćeliju 1799. godine. V.V. Petrov u Rusiji (1802) otkrio je fenomen električnog luka. T. Grottus iz Rusije (1805) postavio je temelje teorije elektrolize. 1800. G. Davy iznio je elektrokemijsku teoriju interakcije supstanci: široko je koristio elektrolizu hemijska istraživanja... M. Faraday, student Davyja, 1833–1834. formulisao kvantitativne zakone elektrolize. BS Jacobi u Rusiji, rješavajući probleme praktične upotrebe procesa elektrolize, otkrio je 1836. godine oblikovanje. U prvoj polovini XIX veka. zahvaljujući radovima D. Daltona u Engleskoj (1801–1803), J. L. Gay-Lussaca u Francuskoj (1802) i A. Avogadra u Italiji (1811), koji su otkrili najvažnije zakone plinovite države, atomistički koncepti su široko razvijeni. U isto razdoblje pripadaju i radovi GI Hess-a (1802–1856) o termohemiji. K. Guldberg i P. Vaage u Norveškoj (1864–1867), J. W. Gibbs u SAD-u (1873–1878) razvili su termodinamičku teoriju hemijske ravnoteže, a A. L. Le Chatelier u Francuskoj (1884) otkrio je opći princip pomicanja ravnoteža kada se promijene vanjski uslovi. Holandski kemičar J. H. Van't Hoff razvio je termodinamičku teoriju hemijske ravnoteže. Također je razvio kvantitativnu teoriju razrijeđenih rastvora (1885–1889). Prijenos električne energije u rješenjima istraživali su u Njemačkoj IV Gittorf i FVG Kohlrausch. Švedski naučnik S. A. Arrhenius razvio se 1883–1887. teorija elektrolitske disocijacije. AM Butlerov, koji je stvorio teoriju o strukturi organskih spojeva, ostavio je dubok trag na razvoju fizičke hemije. Veliki ruski kemičar D. I. Mendeleev (1834. - 1907.) otkrio je postojanje kritične temperature (1860.), opšta jednačina stanja plinova (1874) i razvio hemijsku teoriju rješenja (1887). DP Konovalov (1889), učenik Mendelejeva, jedan je od osnivača teorije rješenja. Krajem XIX veka. došlo je do velikog broja otkrića na polju teorije građe materije koja su dokazala složenost građe atoma i odigrala veliku ulogu u razvoju fizičke hemije. Tu spadaju otkrića elektrona J. B. Perrina (1895) i J. Thomsona (1897), kvantnu prirodu svjetlosti R. Plancka (1900), postojanje svjetlosnog pritiska P. N. Lebedeva (1899), studija (od 1898). ) fenomeni radioaktivnosti P. Curie i M. Sklodowska-Curie. Početkom XX vijeka. fizička hemija je definisana kao nauka koja proučava strukturu materije, hemijsku termodinamiku, uključujući termohemiju i teoriju ravnoteže, rastvore, hemijsku kinetiku i elektrokemiju. Primijenjene su nove teorijske metode, a do izražaja su došla proučavanja strukture atoma, molekula i kristala. Najbrži razvoj u XX vijeku bila je teorija o strukturi materije, posebno o strukturi atoma i molekula. Glavno postignuće na ovom području bila je nuklearna teorija atoma, koju je predložio E. Rutherford (1911) i razvila je prva kvantitativna teorija atoma vodika, koju je razvio danski fizičar N. Bohr (1913). Proučavanje prirode hemijskih veza i strukture molekula razvijalo se paralelno sa proučavanjem strukture atoma. Početkom 1920-ih V. Kossel i G. N. Lewis razvili su temelje elektroničke teorije kemijske veze. VG Heitler i F. London (1927) razvili su kvantno-mehaničku teoriju hemijskog vezivanja. Zasnovan na najvećim otkrićima fizike na polju atomske strukture i korištenjem teorijskih metoda kvantne mehanike i statističke fizike, kao i novih eksperimentalnih metoda, poput rendgenska analiza, spektroskopija, masena spektroskopija, magnetne metode, metoda označenih atoma i druge, fizičari i fizikohemičari napravili su velike korake u proučavanju strukture molekula i kristala i u razumijevanju prirode hemijskih veza. Doktrina brzina dobila je veliki razvoj. hemijske reakcije , odnosno hemijska kinetika, koja se sada posebno povezuje sa proučavanjem strukture molekula i jačine veza između atoma u molekuli. Pojavile su se i uspješno se razvijaju nove grane fizičke hemije: magnetokemija, hemija zračenja, fizička hemija visokih polimera, fizička hemija silikata, plinska elektrokemija itd. Kao i druge nauke, fizička hemija i njene pojedinačne grane nastale su ili su se počele posebno uspješno razvijati. razdoblja kada je jedna ili druga praktična potreba uzrokovala potrebu za brzim razvojem bilo koje grane industrije, a taj je razvoj tražio solidnu teorijsku osnovu. Ovdje je potrebno napomenuti glavne studije NS Kurnakova u fizičko-kemijskoj analizi, rad na polju elektrokemije A. Frumkina, stvaranje teorije lančanih reakcija NN Semenov, razvoj teorije heterogene katalize AA Balandin. Fizička hemija igra vodeću ulogu u rješavanju brojnih problema s kojima se suočavaju hemijske nauke i praksa. Trenutno je fizička hemija samostalna disciplina sa svojim istraživačkim metodama i teorijska je osnova primijenjenih disciplina hemijskog inženjerstva. 1.2. PREDMET I PROBLEMI FIZIKALNE KEMIJE Fizička hemija je nauka o zakonima hemijskih procesa i fizičkih pojava. Glavni zadatak fizičke hemije je proučavanje i objašnjenje osnovnih zakona koji regulišu pravac hemijskih procesa, brzinu njihovog nastanka, uticaj okoline, nečistoća, zračenja, uslove za dobijanje maksimalnog prinosa korisnog proizvoda. Proučavanje fizičke hemije omogućava razumijevanje zakona hemije, kao i predviđanje i kontrolu hemijskih pojava. Savremena fizička hemija omogućava rješavanje problema efikasnog upravljanja proizvodnjom, intenziviranja i automatizacije proizvodnih procesa. Služi kao teorijska osnova za hemijsku tehnologiju. Takvi važni proizvodni procesi u hemijskoj tehnologiji kao što su sinteza i oksidacija amonijaka, kontaktna proizvodnja sumporne kiseline, proizvodnja etanola iz prirodnog plina, pucanje nafte i mnogi drugi temelje se na rezultatima fizičko-kemijskog proučavanja reakcija u osnovi ovih 5 procesa. Bez fizičke hemije nemoguće je riješiti problem stvaranja supstanci željenih svojstava, razviti nove izvore energije i mnoga druga pitanja efikasne proizvodnje. Stoga znanje fizičke hemije budućim procesnim inženjerima otvara velike mogućnosti za rješavanje različitih problema s kojima se susreće u praktičnom radu inženjera u tvornicama i istraživačkim institutima. Ime nauke - „fizička hemija“ odražava istoriju njenog nastanka na spoju dviju nauka - fizike i hemije, kao i činjenicu da široko koristi teorijske zakone i eksperimentalne metode fizike u proučavanju hemijskih pojava. 1.3. KLASIFIKACIJA METODA FIZIKALNE KEMIJE U fizičkoj hemiji koristi se nekoliko teorijskih metoda. Method Kvantnohemijska metoda koristi svojstva elementarnih čestica za opisivanje hemijskih transformacija. Zakoni kvantne mehanike koriste se za opisivanje svojstava i reaktivnosti molekula, kao i prirode hemijskih veza zasnovanih na svojstvima elementarnih čestica koje čine molekule.  Termodinamička (fenomenološka) metoda temelji se na nekoliko zakona (postulata), koji su generalizacija eksperimentalnih podataka. Omogućuje, na njihovoj osnovi, da saznaju energetska svojstva sistema, da predvide trenutak hemijskog procesa i njegove rezultate do trenutka ravnoteže.  Kvantno-statistička metoda objašnjava svojstva supstanci na osnovu svojstava molekula koji čine te supstance.  Kinetička metoda omogućava vam uspostavljanje mehanizma i stvaranje teorije hemijskih procesa proučavanjem promjene brzine hemijskih reakcija različitih faktora. Fizičku hemiju karakterizira široka upotreba matematike, koja ne samo da omogućava najtočnije izražavanje teorijskih zakona, već je i neophodno sredstvo za njihovo utvrđivanje. 6 POGLAVLJE 2. OSNOVNI ZAKONI TERMODINAMIKE Riječ "termodinamika" dolazi od grčke terme - toplina i dinamika - sila. Termodinamika je nauka o pretvaranju različitih vrsta energije iz jedne u drugu. Hemijska termodinamika proučava transformaciju različitih vrsta energije koja se javlja tokom hemijskih reakcija. 2.1. OSNOVNI POJMOVI KEMIJSKE TERMODINAMIKE Sistem je zasebno tijelo ili grupa tijela koja međusobno djeluju i odvojena su od okoline stvarnom ili zamišljenom ljuskom (granicom). Otvoreni sistem je sistem koji razmjenjuje supstance (masu) i energiju (na primjer, toplotu) sa vanjskim okruženjem. Izolirani sistem (ili zatvoreni sistem) je sistem koji ne razmjenjuje toplotu i ne radi sa okolinom. Energija i zapremina izolovanog sistema su vremenom konstantne. Primjer takvog sistema je, na primjer, termos. Ako granica ne dopušta prolazak topline, tada se proces koji se odvija u sistemu naziva adijabatskim. Kada sistem razmjenjuje toplinu i radi sa okolinom, događaju se promjene i u sistemu i u okolini. Termodinamički sistemi mogu biti homogeni ili heterogeni. Ako unutar sistema nema sučelja koja razdvajaju dijelove sistema različitog sastava ili strukture, tada se taj sistem naziva homogenim. U skladu s tim, heterogeni sistem naziva se sistem koji se sastoji od različitih dijelova koji se razlikuju u strukturi ili hemijski sastav ... Ti se dijelovi nazivaju fazama. Dakle, faza je dio heterogenog sistema ograničenog interfejsom i karakterizirana istim fizičkim i kemijskim svojstvima u svim točkama. Svaki se sistem sastoji od jedne ili više supstanci. Pojedinačne hemikalije koje se mogu izolirati iz sistema i postoje izvan njega neovisno u obliku zasebne faze nazivaju se sastavnim tvarima sistema. Na primjer, u čaši ima vode u koju je uronjena platinasta ploča. Iznad stakla je smjesa plinova: kiseonika, vodika i azota. Ovaj sustav je trofazni i sadrži pet sastojaka. 7 Termodinamičko stanje sustava je skup vrijednosti neovisnih varijabli (parametara sistema) koje određuju njegova svojstva. Bilo koje svojstvo sistema može se nazvati termodinamičkim parametrom stanja ako se smatra jednom od neovisnih varijabli koje određuju stanje sistema. Termodinamika smatra materiju kontinuiranim medijem i za istraživanje koristi takve termodinamičke parametre koji su rezultat djelovanja velikog broja čestica (makroparametara). Na primjer, makroparametri hemijske reakcije koja se odvija čak iu „normalnim uvjetima“ su temperatura, pritisak, zapremina, koncentracija, intenzitet gravitacijskog, magnetskog, električnog i elektromagnetskog polja itd. „Normalni uvjeti“ su temperatura od 20– 25 ° C, atmosferski pritisak, tj. oko 101 kPa, ubrzanje gravitacije - u prosjeku oko 9,8 m / s2, jačina magnetskog polja - u prosjeku oko 40 A / m, snaga električnog polja - u prosjeku oko 130 V / m, osvjetljenje vidljive svjetlosti - u proseku oko 500 luksa. Za karakterizaciju termodinamičkog stanja sistema potrebno je znati ne sva svojstva, već samo njihov najmanji broj, takozvane neovisne parametre sistema. U pravilu, kada opisujemo hemijski proces koji se odvija na Zemlji, ne ukazujemo na karakteristike polja, jer su one konstantne i stoga ne utječu na sastav i prinos produkata reakcije. Ako se hemijski postupak izvodi u uvjetima jakih magnetskih ili električnih polja ili pod jakim izlaganjem ultraljubičastim zrakama, X-zracima ili čak vidljivoj svjetlosti, tada će parametri polja imati značajan utjecaj na sastav i prinos reakcijskih proizvoda. U tom slučaju moraju se navesti parametri polja. Termodinamički parametri se dijele na opsežne i intenzivne. Količine proporcionalne masi (ili količini materije) razmatrane radne tečnosti ili termodinamičkog sistema nazivaju se opsežne, one su zapremina, unutrašnja energija, entalpija itd. Intenzivne količine ne zavise od mase termodinamičkog sistema. To su, na primjer, temperatura i pritisak. Pritisak je fizička veličina jednaka omjeru sile ravnomjerno raspoređene po površini tijela prema površini smještenoj okomito na silu: p \u003d S Jedinica pritiska u SI - paskalu (Pa) je pritisak izazvan silom od 1 N ravnomjerno raspoređene na površini od 1 m2 okomito na pravac sile: 1 N / m2 \u003d 1 Pa. U praksi se koriste višestruke i višestruke jedinice pritiska: kilopaskal 8 (103 Pa \u003d 1 kPa); megapaskal (106 Pa \u003d 1 MPa); hekpaskal (102 Pa \u003d 1 hPa), kao i van sistemske jedinice - bar (1 bar \u003d 105 Pa). Prema zaključcima molekularno-kinetičke teorije, pritisak plina rezultat je utjecaja kaotično kontinuirano pokretnih molekula na zid posude. Najjednostavniji odnosi između parametara i ponašanja molekula dobiveni su za idealan plin. Idealan plin se podrazumijeva kao plin koji se sastoji od elastičnih molekula između kojih ne postoje sile interakcije, a koji imaju zanemariv unutarnji volumen u odnosu na zapreminu koju zauzima plin. Bilo koji stvarni gas pod relativno niskim pritiskom (blizu atmosferskog) ponaša se praktično idealno (strogo pri p → 0). Jednadžba stanja idealnog plina - jednadžba Mendelejeva i Clapeyrona ima oblik: pV \u003d nRT, gdje je p tlak plina, Pa; V - zapremina, m3; n je količina plina, mol; R - univerzalna plinska konstanta jednaka 8,314 J / (mol K); T je apsolutna temperatura, K. Temperatura karakterizira termičko stanje sistema. Iskustvo može uspostaviti koncept toplijeg i hladnijeg tijela, ali temperatura se ne može izmjeriti direktno. Određuje se numeričkim vrijednostima ostalih fizikalnih parametara koji ovise o temperaturi, što je osnova za izgradnju empirijskih temperaturnih skala. Različite fizičke veličine mogu djelovati kao takvi parametri (termometrijski parametri). Uključuju zapreminu tijela pri konstantnom pritisku, pritisak pri konstantnoj zapremini, električnu provodljivost, termoelektromotornu silu, geometrijske parametre tijela, svjetlinu luminiscencije itd. Uređaj za mjerenje temperature naziva se termometar. Za konstrukciju bilo koje empirijske temperaturne skale koriste se tri pretpostavke: 1) veličina stepena postavlja se izborom numeričke vrijednosti ∆T između dvije referentne temperaturne točke - temperaturnih standarda; 2) položaj nulte temperature na empirijskim skalama je proizvoljan; 3) pretpostavlja se da je termometrijska funkcija linearna u datom temperaturnom opsegu. Kao referentne točke koriste se fazni prijelazi čistih tvari. Na primjer, za empirijsku Celzijevu skalu, tačke topljenja i ključanja vode pri atmosferskom pritisku (0 odnosno 100 stepeni) uzimaju se kao referentne tačke. Interval između ovih temperatura podijeljen je na sto jednakih dijelova (stepeni Celzijusa - ° C). Iako se objektivna temperaturna skala može konstruirati pomoću bilo koje teorijski određene termometrijske funkcije, u termodinamici se kao takva koristi jednačina stanja idealnog plina. Plinski termometar omogućava najtočnija (blizu apsolutne temperaturne skale - Kelvinova skala) mjerenja temperature. Međutim, određivanje temperature na skali plinskog termometra prilično je težak posao koji se izvodi samo radi utvrđivanja apsolutnih temperatura nekoliko referentnih točaka faznih prijelaza uzetih za referencu. Srednje temperature obično se određuju empirijskim termometrijskim metodama. Međunarodna skala za praktičnu temperaturu (IPST), usvojena 1954. godine, trenutno je najtačnija aproksimacija apsolutne temperaturne skale. Za razliku od empirijskih skala, MPST koristi jednu eksperimentalnu referentnu temperaturnu tačku. Kao takva upotrebljena je temperatura trostruke tačke vode (kada su led, voda i vodena para istovremeno u ravnoteži). Temperatura trostruke tačke vode uzima se u MPTSh za 273,16 K (tačno). Pri atmosferskom pritisku led se topi za 0,01 ° niže. Referentna točka na Celzijevoj skali - 0 ° S - odgovara 273,15 K. Numerička vrijednost temperatura za sve ostale referentne točke (osim za trostruku točku vode) kontinuirano se poboljšava kako se povećava tačnost rada s plinskim termometrom. 1968. godine preporučeno je koristiti dvanaest referentnih tačaka kao referentne temperaturne tačke, pokrivajući interval od trostruke tačke vodonika do tačke topljenja zlata. Trenutno se temperatura na Celzijevoj skali (t) izražava kao odnos sa apsolutnom temperaturom (T), koja ima oblik: T \u003d 273,15 + t. Svojstva sistema, koja se mogu nedvosmisleno izraziti kao funkcije temperature, pritiska i koncentracije supstanci koje čine sistem, nazivaju se termodinamičkim funkcijama. Na primjer, toplotni kapacitet, unutarnja energija, entropija itd. Ako promjena termodinamičke funkcije ovisi samo o početnom i konačnom stanju sustava i ne ovisi o putu procesa, tada se takva funkcija naziva funkcijom stanja sustava. Svaka promjena u sustavu povezana s promjenom barem jednog termodinamičkog parametra naziva se termodinamičkim procesom. Kružni proces ili ciklus je postupak u kojem se termodinamički sistem, nakon što napusti neko početno stanje i podvrgne nizu promjena, vrati u isto stanje; u ovom procesu promjena bilo kojeg parametra stanja jednaka je nuli. deset

FIZIKALNA KEMIJA

Predmet fizičke hemije. Njegovo značenje

Odnos studija hemijskih i fizičkih pojava fizička hemija.Ova grana hemije je granica između hemije i fizike. Koristeći teorijske i eksperimentalne metode obje nauke, kao i vlastite metode, fizička hemija bavi se višeznačnim proučavanjem hemijskih reakcija i pratećih fizičkih procesa. Budući da, međutim, čak i multilateralna studija nikada nije cjelovita i ne pokriva pojavu na iscrpan način, zakoni i pravilnosti fizičke hemije, kao i druge prirodne znanosti, uvijek pojednostavljuju pojavu i ne odražavaju je u potpunosti.

Brzi razvoj i rastuća važnost fizičke hemije povezani su s njenim graničnim položajem između fizike i hemije. Glavni opći zadatak fizikalne kemije je predvidjeti vremenski tok procesa i konačni rezultat (ravnotežno stanje) pod različitim uvjetima na osnovu podataka o strukturi i svojstvima supstanci koje čine sistem koji se proučava.

Kratki pregled istorije razvoja fizičke hemije

Pojam "fizička hemija" i definiciju ove nauke prvi je dao MV Lomonosov, koji je 1752-1754. pročitao studentima Akademije nauka kurs iz fizičke hemije i ostavio rukopis ovog predmeta "Uvod u istinsku fizičku hemiju" (1752). Lomonosov je izveo mnoga istraživanja, čije teme odgovaraju "Planu kursa fizičke hemije" (1752), koji je on sastavio, i programu eksperimentalnog rada "Iskustvo fizičke hemije" (1754). Pod njegovim nadzorom je izvedena i studentska radionica iz fizičke hemije.

Lomonosov je dao sljedeću definiciju fizičke hemije: "Fizička hemija je nauka koja na osnovu odredbi i eksperimenata iz fizike objašnjava šta se događa u mešanim telima tokom hemijskih operacija." Ova definicija je bliska modernoj.

Za razvoj fizičke hemije, otkriće dva zakona termodinamike sredinom 19. vijeka (S. Karno, J. R. Mayer, G. Helmholtz, D. P. Joule, R. Clauseius, W. Thomson) bilo je od velike važnosti.

Broj i raznolikost istraživanja u području koje graniči sa fizikom i hemijom neprestano su rasli u 19. stoljeću. Razvijena je termodinamička doktrina hemijske ravnoteže (K.M. Gul'dberg, P. Waage, D.W. Gibbs). Istraživanje LF Wilhelmija postavilo je temelj za proučavanje brzina hemijskih reakcija (hemijska kinetika). Istražen je prenos električne energije u rastvorima (I.V. Gittorf, F.V.G. Kolrausch), proučavani su zakoni ravnoteže rastvora sa parom (D.P. Konovalov) i razvijena teorija rješenja (D.I. Mendeleev).

Prepoznavanje fizičke hemije kao nezavisne nauke i akademska disciplina izraženo osnivanjem 1887. godine na Univerzitetu u Leipzigu (Njemačka) prvog odsjeka za fizičku hemiju na čelu sa W. Ostwaldom i osnivanjem prvog tamošnjeg naučnog časopisa o fizičkoj hemiji. Krajem 19. stoljeća Sveučilište u Leipzigu bilo je središte razvoja fizičke hemije, a vodeći fizičari i kemičari bili su W. Ostwald, J. H. Van't Hoff, S. Arrenius i W. Nernst. Tada su definirane tri glavne grane fizičke hemije - hemijska termodinamika, hemijska kinetika i elektrokemija.

Na najvažnija područja nauke čiji je razvoj neophodan uslov tehnički napredak, uključuje proučavanje hemijskih procesa; fizička hemija igra vodeću ulogu u razvoju ovog problema.

Odjeljci fizičke hemije. Metode istraživanja

Hemijska termodinamika. U ovom su dijelu, zasnovani na zakonima opće termodinamike, predstavljeni zakoni kemijske ravnoteže i teorija fazne ravnoteže.

Teorija rješenja ima za cilj objasniti i predvidjeti svojstva rastvora (homogene smjese nekoliko supstanci) na osnovu svojstava supstanci koje čine otopinu.

Doktrina površinskih pojava. Proučavaju se različita svojstva površinskih slojeva čvrstih i tečnih sastojaka (međuspojevi između faza); jedan od glavnih proučavanih fenomena u površinskim slojevima je adsorpcija(nakupljanje materije u površinskom sloju).

U sistemima u kojima su jako razvijene veze između tečne, čvrste i gasovite faze (emulzije, magle, isparenja, itd.), Svojstva površinskih slojeva dobijaju osnovnu važnost i određuju mnoga osobita svojstva čitavog sistema u celini. Takva raspršeni (mikroheterogeni)proučavaju se sistemi koloidna hemija,što je veliki nezavisni odjeljak fizičke hemije.

Gornja lista glavnih odjeljaka fizičke hemije ne pokriva neka područja i manje odjeljke ove nauke, koji se mogu smatrati dijelovima većih odjeljenja ili nezavisnim odjeljcima fizičke hemije. Još jednom treba naglasiti blisku međusobnu povezanost različitih grana fizičke hemije. U proučavanju bilo kog fenomena mora se koristiti arsenal koncepata, teorija i metoda istraživanja mnogih grana hemije (a često i drugih nauka). Samo uz početno upoznavanje sa fizičkom hemijom moguće je u obrazovne svrhe distribuirati materijal u naznačene odjeljke.

Fizičke i hemijske metode istraživanja... Osnovne metode fizičke hemije su prirodno metode fizike i hemije. Ovo je prije svega eksperimentalna metoda - proučavanje ovisnosti svojstava supstanci o vanjskim uvjetima, eksperimentalno proučavanje zakona tijeka različitih procesa i zakona hemijske ravnoteže.

Teorijska interpretacija eksperimentalnih podataka i stvaranje koherentnog sistema znanja temelji se na metodama teorijske fizike.

Termodinamička metoda, jedno od njih, omogućava vam kvantitativno povezivanje različitih svojstava supstance ("makroskopska" svojstva) i izračunavanje jednog od ovih svojstava na osnovu eksperimentalnih vrijednosti drugih svojstava.

POGLAVLJE I.
PRVI ZAKON TERMODINAMIKE

Toplina i rad

Promjene u oblicima kretanja tijekom njegovog prelaska iz jednog tijela u drugo i odgovarajuće transformacije energije su vrlo raznolike. Oblici samog prijelaza kretanja i s njim povezani prijelazi energije mogu se podijeliti u dvije skupine.

Prva grupa uključuje samo jedan oblik prijelaza kretanja kaotičnim sudarima molekula dvaju kontaktnih tijela, tj. provođenjem toplote (i istovremeno zračenjem). Mjera pokreta koji se prenosi na ovaj način je toplota .

Druga skupina uključuje razne oblike prijelaza kretanja, čija je zajednička karakteristika kretanje makroskopskih masa pod djelovanjem bilo kojih vanjskih sila koje imaju usmjereni karakter. Takvi su podizanje tijela u gravitacijskom polju, prelazak određene količine električne energije iz većeg elektrostatičkog potencijala u niži, širenje plina pod pritiskom itd. Općenita mjera pokreta koji se prenosi takvim metodama je posao .

Toplina i rad karakteriziraju kvalitativno i kvantitativno dva različita oblika prenosa kretanja iz jednog dijela materijalnog svijeta u drugi.

Prijenos gibanja je vrsta složenog kretanja materije, čija dva glavna oblika razlikujemo. Toplina i rad mjere su ova dva složena oblika kretanja materije i njih treba smatrati oblicima energije.

Zajedničko svojstvo toplote i rada je da su oni važni samo tokom vremenskih perioda tokom kojih se ti procesi odvijaju. Tokom takvih procesa, u nekim se tijelima kretanje u određenim oblicima smanjuje, a odgovarajuća energija smanjuje, dok se u drugim tijelima kretanje u istim ili drugim oblicima povećava i povećavaju odgovarajuće vrste energije.

Ne govorimo o zalihi toplote ili radu u bilo kojem tijelu, već samo o toplini i radu određenog procesa. Nakon njegovog završetka nema potrebe govoriti o prisutnosti toplote ili radu u tijelima.

Interna energija

Za necirkularni proces, jednakost (I, 1) nije zadovoljena, jer se sistem ne vraća u prvobitno stanje. Umjesto toga, mogu se napisati jednakosti za nekružni postupak (izostavljajući koeficijent k):

Budući da su ograničenja integracije općenito proizvoljna, onda za elementarne veličine dWi dQ:

d Q ¹ d W,

dakle:

d Q - d W ¹ 0

Označimo razliku dQ - dW za bilo koji elementarni termodinamički proces dU:

dU º d Q - d W(I, 2)

ili za završni postupak:

– (I, 2a)

Vraćajući se kružnom procesu, dobivamo (iz jednadžbe I, 1):

\u003d - \u003d 0 (I, 3)

Dakle, količina dUje ukupni diferencijal neke funkcije stanja sistema. Kada se sistem vrati u prvobitno stanje (nakon cikličke promjene), vrijednost ove funkcije poprima svoju izvornu vrijednost.

Funkcija statusa sistema U,definirano jednakostima (I, 2) ili (I, 2a) se naziva unutrašnja energija sistemima .

Očito se izraz (I, 2a) može zapisati na sljedeći način:

\u003d U 2 - U 1 \u003d ∆U \u003d - (I, 2b)

U 2 – U 1 \u003d ∆U \u003d Q - W

Ovo obrazloženje empirijski potkrepljuje prisustvo određene funkcije stanja sistema, što ima značenje ukupne mjere svih kretanja koje sistem posjeduje.

Drugim riječima, unutarnja energija uključuje translacijsku i rotacijsku energiju molekula, energiju vibracija atoma i grupa atoma u molekuli, energiju kretanja elektrona, unutarnuklearnu i druge vrste energije, odnosno ukupnost svih vrsta čestica u sistemu, s izuzetkom potencijalne i kinetičke energije samog sistema ...

Pretpostavimo da je ciklički proces izveden na takav način da nakon što se sistem vrati u početno stanje, unutarnja energija sistema nije poprimila svoju početnu vrijednost, već se povećala. U ovom slučaju, ponavljanje kružnih procesa uzrokovalo bi nakupljanje energije u sistemu. Stvorila bi mogućnost pretvaranja ove energije u rad i dobijanje na taj način rada ne na štetu topline, već "ni iz čega", jer su u kružnom procesu rad i toplota jednaki jedni drugima, što pokazuju direktni eksperimenti.

Nemogućnost implementacije navedenog ciklusa gradnje perpetual motion machine (perpetuum mobile) prve vrste,davanje posla bez trošenja ekvivalentne količine druge vrste energije, dokazano je negativnim rezultatima hiljadu godina ljudskog iskustva. Ovaj rezultat dovodi do istog zaključka koji smo dobili u određenom, ali rigoroznijem obliku, analizirajući Jouleove eksperimente.

Ponovno formulirajmo dobiveni rezultat. Ukupna opskrba energijom sistema (njegova unutarnja energija) kao rezultat cikličkog procesa vraća se na izvornu vrijednost, tj. Unutarnja energija sustava u danom stanju ima jednu određenu vrijednost i ne ovisi o tome koje je promjene sistem pretrpio prije dolaska ovoj državi.

Drugim riječima, unutarnja energija sistema je nedvosmislena, kontinuirana i konačna funkcija stanja sistema.

Promjena unutrašnje energije sistema određena je izrazom (I, 2b); za kružni postupak vrijedi izraz (I, 3). Uz beskrajno malu promjenu nekih svojstava (parametara) sistema, unutarnja energija sistema također se beskonačno malo mijenja. Ovo je svojstvo kontinuirane funkcije.

Unutar termodinamike nema potrebe za korištenjem opće definicije pojma unutrašnje energije. Formalna kvantitativna definicija kroz izraze (I, 2) ili (I, 2a) dovoljna je za sva daljnja termodinamička zaključivanja i zaključke.

Budući da je unutarnja energija sustava funkcija njegovog stanja, tada je, kao što je već spomenuto, porast unutarnje energije s beskonačno malim promjenama parametara stanja sustava ukupna razlika funkcije stanja. Dijeljenje integrala u jednačini (I, 3) na dva integrala po dijelovima puta od stanja 1 državi 2 (put "a") (vidi sliku I) i obrnuto - od države 2 državi 1 (drugi način "b" ), - dobijamo:

(I, 4)

(I, 5)

Do istog rezultata dolazimo uspoređivanjem putova "a" i "c" ili "b" i "c" itd.

Slika: I. Shema kružnog (cikličkog) procesa.

Izraz (I, 5) to pokazuje priraštaj unutrašnje energije sistema za vrijeme njegovog prelaska iz jednog stanja u drugo ne ovisi o putu procesa, već ovisi samo o početnom i konačnom stanju sistema.

Prvi zakon termodinamike

Prvi zakon termodinamike izravno je povezan sa zakonom očuvanja energije. Omogućava vam izračunavanje energetske bilance tokom različitih procesa, uključujući hemijske reakcije.

Iz zakona o očuvanju energije proizlazi:

Q \u003d ∆U + W

Rezultirajući izraz za zatvoreni sistem može se čitati kako slijedi: toplota dovedena u sistem troši se samo na promenu njegove unutrašnje energije i obavljanje posla.

Gornja izjava koja se odnosi na jednačine (I, 3) i (I, 5) služi kao formulacija prvog zakona termodinamike (u kombinaciji s jednadžbom (I, 2), koja daje kvantitativnu definiciju interne energije).

Prvi zakon termodinamike je kvantitativna formulacija zakona o očuvanju energije koji se primjenjuje na procese povezane s transformacijom toplote i rada.

Druga formulacija prvog zakona termodinamike može se dobiti iz izraza (I, 2a). U izoliranom sistemu dQ \u003d 0 i dW \u003d 0, onda dU \u003d 0; dakle, za sve procese koji se događaju u izoliranom sistemu:

(I, 6)

tj. unutrašnja energija izolovanog sistema je konstantna ... Ova formulacija prvog zakona termodinamike kvantitativni je izraz općeg zakona očuvanja energije primenjenog na određene uslove i konačne sisteme, prema kojem se energija ne stvara ili nestaje.

Treba napomenuti da prvi zakon termodinamike ne omogućava pronalaženje ukupne vrijednosti unutrašnje energije sistema u bilo kojem stanju, jer jednadžbe koje izražavaju prvi zakon dovode do izračuna samo promjene energije sistema u različitim procesima. Isto tako, ne može se direktno izmjeriti promjena unutarnje energije u makroskopskim procesima; ovu promjenu moguće je izračunati samo pomoću jednadžbe (I, 2b), uzimajući u obzir mjerljive količine - toplotu i rad ovog procesa.

Imajte na umu da toplota i rad (svaki zasebno) nemaju svojstvo funkcije stanja, izraženo jednadžbom (I, 3) ili (I, 5) i svojstveno unutrašnjoj energiji. Toplina i rad procesa koji sistem prebacuje iz stanja 1 u stanje 2 općenito ovise o putu procesa i vrijednosti δQ i δW nisu diferencijali funkcije države, već su jednostavno beskonačno male veličine, koje ćemo nazvati elementarna toplinai osnovni posao.

Dakle, unutarnja energetska razlika dUima druga matematička svojstva osim elementarne topline dQ i rad dW... To je neophodno pri konstrukciji sistema termodinamike.

Jednadžbe države

Mnoga svojstva sistema u ravnoteži i njegovih sastavnih faza međusobno su zavisna. Promjena jednog od njih uzrokuje promjenu drugih. Kvantitativni funkcionalni odnosi između svojstava sistema (faze) mogu se odraziti jednačinama različitih vrsta.

Od ovih jednadžbi najvažnija je jednačina stanjafaza, koja u integralnom obliku povezuje pritisak, temperaturu, gustinu (ili zapreminu), sastav i druga svojstva svake faze sistema u ravnoteži.

Jednadžba stanja usko je povezana s termodinamičkim jednadžbama sustava i njegovih homogenih dijelova (faza), ali se ne može izvesti u određenom obliku iz osnovnih jednadžbi termodinamike i mora se pronaći empirijski ili dobiti metodama statističke fizike zasnovane na molekularnim parametrima (tj. Veličinama karakterišući strukturu i svojstva pojedinih molekula). Najjednostavnije jednačine stanja su jednadžbe za plinove pri niskim tlakovima: Clapeyron - Mendeleev jednačina, van der Waalsova jednadžba itd.

Prisustvo jednadžbi stanja i drugih jednačina koje povezuju različita svojstva faze dovodi do činjenice da je poznavanje samo nekoliko, nekoliko nezavisnih svojstava dovoljno za jednoznačnu karakterizaciju stanja sistema. Ova svojstva su pozvana nezavisne varijableili parametri stanjasistemima. Ostala svojstva su funkcije parametara stanja i jedinstveno se određuju ako su specificirane vrijednosti potonjeg. Štoviše, za mnoge probleme nije važno znamo li specifične jednačine stanja faza koje se proučavaju; važno je samo da odgovarajuće zavisnosti uvijek stvarno postoje.

Dakle, stanje sustava određuju neovisne varijable (parametri stanja), čiji broj ovisi o prirodi određenog sustava, a njihov izbor je u principu proizvoljan i povezan s razmatranjima svrsishodnosti. Da bi se utvrdilo stanje najjednostavnijih sistema - homogenih i konstantnih u vremenu u masi i sastavu (koji se sastoje od jedne faze i ne mijenjaju se kemijski) - dovoljno je znati dvije neovisne varijable iz broja tri (volumen V,pritisak Stri temperature T).U složenijim sistemima, nezavisne varijable mogu uključivati \u200b\u200bkoncentracije, električni naboj, elektrostatički potencijal, jačinu magnetskog polja i druge.

Kalorični koeficijenti

Unutarnja energija sistema, koja je funkcija stanja, funkcija je neovisnih varijabli (parametara stanja) sistema.

U najjednostavnijim sistemima

U = f (V, T) (I, 7)

odakle je ukupni diferencijal U :

dU \u003d dV + dT (1,8)

Zamjena vrijednosti dUod jednadžbe (I, 8) do jednadžbe (I, 2), nalazimo:

δQ \u003d dV + dT + δW (I, 9)

Ako u istraživanom sistemu postoji samo rad širenja i nema električnog rada, gravitacijskih sila, površinskih sila itd., Tada d W = PdV.Onda

δQ \u003d + Str dV + dT (I, 9a)

Označavajući koeficijente diferencijala nezavisnih varijabli u jednadžbi (I, 9a) simbolima l i ŽIVOTOPIS,dobijamo:

δQ \u003d ldV + C V dT(1,10)

Iz jednačina (I, 9a) i (I, 10) slijedi:

= l \u003d + P(I, 11)

\u003d C V \u003d

Količine i ne predstavljaju izvode bilo koje funkcije. Prvi je toplota izotermne ekspanzijetijelo. Ova veličina, čija se dimenzija poklapa s dimenzijom pritiska, zbroj je vanjskog tlaka i člana ; što odražava međusobnu privlačnost molekula. Ovaj pojam je mali za stvarne plinove, a vrlo velik (u usporedbi s uobičajenim vrijednostima vanjskog tlaka) za tekućine i čvrste materije.

Količina ŽIVOTOPIS, u skladu s jednadžbom (I, 11) je toplotni kapacitet pri konstantnoj zapremini... Toplina koju sistem apsorbira u konstantnoj zapremini u potpunosti se troši na povećanje interne energije (pod uvjetom da su odsutne sve vrste radova, uključujući radove proširenja).

Koeficijenti ukupne interne razlike energije za varijable Vi Timaju jednostavno fizičko značenje kao što je gore prikazano.

Odabir kao nezavisne varijable Stri Tili Vi Str i uzimajući u obzir unutrašnju energiju u funkciji ovih parova varijabli, na sličan način možemo dobiti sljedeće:

d Q = hdP + C P dT(I, 10a)

d Q \u003d c dV + l dp(I, 10b)

gdje su količine h, C P,c i l povezani su s derivatima unutrašnje energije složenijim odnosima od onih predstavljenih u jednadžbi (I, 11). Zapiši to C p \u003dtu je toplotni kapacitet pri konstantnom pritisku,a h = – porast izotermičkog pritiska.Potonja vrijednost je u osnovi negativna.

Kvota l, h, C V , C P,pozvani su c i λ kalorijski koeficijenti.Imati neovisno fizičko značenje (posebno C P, C V i l), one su takođe korisne pomoćne veličine za termodinamičke zaključke i proračune.

Rad različitih procesa

Mnogi energetski procesi objedinjeni su pod nazivom rad; zajedničko svojstvo ovih procesa je trošenje energije sistema za prevladavanje sile koja djeluje izvana. Takvi procesi uključuju, na primjer, kretanje masa u potencijalnom polju. Ako se kretanje dogodi prema gradijentu sile, tada sistem troši energiju u obliku rada; obim posla je pozitivan. Kada se kreće gradijentom sile, sistem prima energiju u obliku rada izvana; količina posla je negativna. Ovo je posao podizanja određene mase u gravitacijskom polju. Osnovni rad u ovom slučaju:

d W = – mgdH

gde m - tjelesna masa; H - visina iznad početne nulte razine. Prilikom širenja sistema izloženog vanjskom pritisku P,sistem radi posao , osnovni rad je u ovom slučaju jednak PdV (V 1i V 2 -početni i konačni volumen sistema, respektivno).

Kada se pomiče električni naboj q u električnom polju u smjeru pada potencijala j i na području gdje je potencijalna promjena dj,a takođe i sa povećanjem naelektrisanja tela sa potencijalom j, za iznos dq radi se na sistemu, njegova je vrijednost u prvom slučaju jednaka - qdj, au drugom slučaju - jdq.

Slično tome, možemo izraziti rad na povećanju interfejsa S između homogenih dijelova sistema (faze): d W \u003d -s dS,
gdje je s površinski napon.

Generalno, osnovni posao dW je zbroj nekoliko kvalitativno različitih elementarnih djela:

d W = PdV - mgdH - s dS - j dq + ... (1,12)

Evo P, -mg, -σ, -j - sile u generaliziranom smislu (generalizirane sile)ili faktori intenziteta; V, H, S, q – generalizirane koordinateili faktori kapaciteta.

U svakom konkretnom slučaju potrebno je utvrditi koje su vrste rada moguće u ispitivanom sistemu i, sastavljanjem odgovarajućih izraza za dW, koristite ih u jednadžbi (I, 2a). Integracija jednadžbe (I, 12) i proračun rada za određeni proces mogući su samo u onim slučajevima kada je proces u ravnoteži i poznata je jednačina stanja.

Za vrlo mnogo sistema moguće je ograničiti niz jednadžbi (I, 12) na jedan pojam - rad širenja.

Rad širenja u ravnotežnim procesima izražen je različitim jednačinama koje proizlaze iz jednačine stanja. Evo nekih od njih:

1) Proces koji se odvija uz konstantnu jačinu zvuka (izohorni proces; V \u003d konst):

W \u003d ∫δW \u003d ∫PdV \u003d 0 (I, 13)

2) Proces koji se odvija pod konstantnim pritiskom (izobarni proces; P \u003d const):

W \u003d = P (V 2 - V 1) \u003d PDV (I, 14)

3) Proces se odvija na konstantnoj temperaturi (izotermni proces, T \u003d const). Rad na širenju idealnog plina za koji PV \u003d nRT:

W \u003d dV \u003d nRT ln (I, 15)

Entalpija

Jednadžba prvog zakona termodinamike za procese u kojima se izvodi samo rad proširenja poprima oblik:

δQ \u003d dU + PdV (I, 19)

Ako proces teče pod konstantnim pritiskom, integriranjem dobivamo:

Q P \u003d U 2 - U 1 + P (V 2 - V 1) (I, 20)

Q P \u003d (U 2 + PV 2) - (U 1 + PV 1) (I, 21)

As Stri V - parametri stanja, a U Je li funkcija države, a zatim zbroj U + PVje također funkcija stanja i njegova promjena u procesu ne ovisi o putu procesa, već samo o početnom i konačnom stanju. Ova se karakteristika naziva entalpijaa označava se simbolom H... Određivanjem vrijednosti Hsluži identitetu:

H U + PV (I, 22)

Iz jednačine (I, 21) proizlazi da je toplota apsorbovana pod konstantnim pritiskom jednaka povećanju entalpije D H i ne ovisi o putu procesa:

(I, 21a)

Drugi zakon termodinamike

Najčešći i sigurno spontani su procesi prenosa toplote iz vrućeg u hladno telo (toplotna provodljivost) i prelazak sa rada na toplotu (trenje). Stoljetna svakodnevna, tehnička i naučna praksa čovječanstva pokazala je svakodnevnu stvarnost ovih procesa, kao i nemogućnost spontanog pojavljivanja reverznih procesa, koji su vrlo primamljivi sa praktičnog gledišta (dobivanje posla uslijed uklanjanja toplote iz tijela koja okružuju radni fluid). To daje osnovu za tvrdnju da jedini rezultat bilo kojeg skupa procesa ne može biti prijelaz topline iz manje zagrijanog tijela u više zagrijanog. (Klausijev postulat).

Inverzni prijelaz topline iz zagrijanijeg tijela u manje zagrijani uobičajeni je neravnotežni proces prijenosa topline pomoću provođenja topline. Ne može se obrnuti, odnosno povući u suprotnom smjeru kroz isti slijed stanja. Ali to nije dovoljno: ako je u sustavu prošao proces izravnog prijenosa topline, tada se ni na koji način ne može provesti takav slijed bilo kakvih procesa, uslijed čega bi sva tijela koja sudjeluju u prijenosu topline došla u prvobitno stanje, a u drugim tijelima ne bi bilo promjena. Proces provođenja toplote je nepovratan.

Druga opća pozicija, koja ima istu eksperimentalnu osnovu, tvrdi sljedeće: jedini rezultat bilo kojeg skupa procesa ne može biti transformacija topline u rad (tj. Apsorpcija topline od strane sistema iz okoline i povratak posla ekvivalentan ovoj toploti). Dakle, spontani proces pretvaranja rada u toplotu (trenjem) nepovratan je (baš kao i toplotna provodljivost).

Posljednja izjava može se reći drugačije: vrućina najhladnijeg tijela koje učestvuje u procesu ne može poslužiti kao izvor rada (Thomson-ov postulat).

Obje odredbe (Clausiusov i Thomsonov postulat) formulacije su drugog zakona termodinamike i jednake su jedna drugoj, odnosno svaka od njih može se dokazati na temelju druge.

Budući da se prijelaz topline ili njena transformacija u rad smatra jedinim rezultatom procesa, očito je neophodno da se sustav koji sudjeluje u razmjeni topline vrati kao rezultat procesa ili skupa procesa u prvobitno stanje. S takvim cikličnim procesom, unutarnja energija sustava se neće promijeniti.

Pretpostavimo da je druga od gornjih formulacija (posebno u svom posljednjem obliku) netačna. Tada bi bilo moguće izgraditi mašinu koja radi u ciklusima, čija bi se "radna tečnost" povremeno vraćala u prvobitno stanje, a ova mašina bi radila zbog toplote koja se izvana apsorbuje iz tela, ne više zagrijane od samog sistema i svih ostalih tela koja okružuju sistem ... Takav bi se postupak odvijao bez kršenja prvog zakona termodinamike (rad zbog topline), ali u praksi je ravno izvlačenju iz ničega, jer bi bilo koja mašina imala gotovo neiscrpan izvor toplote u okolini. Tako se parobrod mogao kretati, oduzimajući toplinu okeanske vode i ne trebajući gorivo. Takva mašina se zove perpetuum mobile (perpetual motion machine) druge vrste.Na osnovu ove definicije moguće je formulirati drugi zakon termodinamike, dajući Thomsonovom postulatu drugačiji oblik: trajni mobitel druge vrste je nemoguć.

Treba naglasiti da i odredbe Klausija i Tomsona i tvrdnja o nemogućnosti perpetuum mobile druge vrste nisu dokazane na osnovu drugih zakona ili propisa. To su pretpostavke koje su opravdane svim posljedicama koje iz njih proizlaze, ali se ne mogu dokazati u svim mogućim slučajevima.

Dajmo još jednu formulaciju drugog zakona termodinamike, koji je, naravno, prilično precizan i kratak. Ova formulacija sadrži postulat o postojanju nove funkcije države kroz koji se izražava razlika između reverzibilnih i nepovratnih procesa:

Metode proračuna entropije

Jednadžbe (II, 1) i (II, 1a), koje određuju entropiju, jedine su početne jednadžbe za termodinamički proračun promjene entropije sistema. Zamjenjujući elementarnu toplinu u jednadžbi (II, 1a) njenim izrazima kroz kalorijske koeficijente (vidi jednačine (I, 10) i (I, 10a)), za ravnotežne procese dobivamo:

KJ / mol; temperatura topljenja t pl. \u003d 5,5 ° C ( T= 278,5 TO). Prema tome, promjena u entropiji 1 madežbenzen pri topljenju (entropija topljenja) jednak je:

DS pl. \u003d35,06 J / mol

2. Zagrijavanje pri konstantnom pritisku (izobarni postupak; P \u003d const). Iz jednadžbi (I, 18a) i (II, 1a) dobivamo:

DS \u003d(II, 6)

Pronađimo promjenu entropije jednog mola aluminijuma kada se zagrije od 25 do 600 ° C. Pravi molarni toplotni kapacitet aluminijuma može se izraziti jednačinom:

C p \u003d 565,5 + 0,290 T.Prema jednadžbi (II, 6), promjena entropije bit će jednaka:

DS \u003d \u003d 565,5 + 0,290 (873 - 298) \u003d 607,8 + 166,8 \u003d 774,6 J / molK

Planckov postulat. Apsolutne vrijednosti entropije

Jednadžba (II, 3) ne može se koristiti za izračunavanje apsolutne vrijednosti entropije sistema. Takvu mogućnost pruža novi, nedokazivi položaj koji ne proizlazi iz dva zakona termodinamike, koji je formulirao M. Planck (1912). Prema ovoj odredbi, tzv planckov postulat, entropija pojedinačne kristalne supstance na apsolutnoj nuli je nula:

Strogo govoreći, Planckov postulat vrijedi samo za pojedinačne supstance čiji su kristali idealno građeni (u kristalnoj rešetki sva mjesta zauzimaju molekuli ili atomi, redovito se izmjenjujući i redovno orijentirani). Takvi se kristali nazivaju idealna kruta tijela.Pravi kristali nisu takvi, jer njihova kristalna rešetka nije savršeno izgrađena.

Entropija kristalne rešetke, izgrađene donekle slučajno, veća je od entropije savršeno konstruirane kristalna rešetka... Stoga pravi kristali čak i pri 0 K imaju entropiju veću od nule. Međutim, entropije stvarnih dobro oblikovanih kristala pojedinih supstanci na apsolutnoj nuli su male.

U skladu s Planckovim postulatom, jednačina (II, 6) za idealno kruto tijelo ima oblik:

Planckov postulat koristi se u termodinamičkom proučavanju hemijskih procesa za izračunavanje apsolutnih vrijednosti entropije hemijskih spojeva - veličina koje su od velike važnosti za izračunavanje hemijskih ravnoteža.

Entropija se široko koristi u tehničkoj termodinamici (toplotna tehnika), kao jedan od važnih parametara radnog fluida u toplotnom stroju, na primjer, vodene pare. Vrijednosti entropije vodene pare u ovom stanju izračunavaju se u poređenju sa nekim standardnim stanjem - obično 0 ° S i 1 amm.Te vrijednosti entropije koriste se za konstrukciju tzv dijagrami stanja entropijevodena para u koordinatama S-Tili S-H(Mollier-ov dijagram). U takvim dijagramima, slično dijagramima V-Pmoguće je prikazati različite procese koji se odvijaju u radnom tijelu toplotnog stroja i čine radne cikluse mašine.

U zaključku treba napomenuti da ne moramo ulaziti u područje termodinamike. Cilj nam je samo ilustrirati glavne ideje ove nauke i objasniti razloge zbog kojih se možemo osloniti na njene argumente.

Konačno, dva zakona termodinamike često se formuliraju na sljedeći način:

Prvi zakon: Energija svemira je uvijek konstantna.

Drugi zakon: Entropija svemira se uvijek povećava.

3. izd., Vlč. - M.: Viša škola, 2001. - 512 str., 319 str.

Udžbenik je sastavljen u skladu s programom fizičke hemije.

Prva knjiga detaljno opisuje slijedeće odjeljke predmeta: kvantno-mehaničke osnove teorije hemijske veze, struktura atoma i molekula, spektralne metode za proučavanje molekularne strukture, fenomenološka i statistička termodinamika, termodinamika rastvora i fazna ravnoteža.

U drugom dijelu poglavlja iz fizičke hemije, elektrokemije, hemijske kinetike i katalize prikazani su na osnovu koncepata razvijenih u prvom delu knjige - struktura materije i statistička termodinamika. Odjeljak "Kataliza" odražava kinetiku heterogenih i difuzijskih procesa, termodinamiku adsorpcije i pitanja reaktivnosti.

Za studente univerziteta koji studiraju specijalnosti hemijskog inženjerstva.

Knjiga 1.

Format: djvu

Veličina: 11,2 MB

Skinuti: drive.google

Knjiga 2.

Format: djvu

Veličina: 7 Mb

Skinuti: drive.google

SADRŽAJ Knjiga 1.
Predgovor. 3
Uvod 6
Prvi odjeljak. Kvantno-mehaničko potkrepljivanje teorije molekularne strukture i hemijske veze
POGLAVLJE 1. Struktura atoma 9
§ 1.1. Kvantno-mehaničke karakteristike mikročestica 9
§ 1.2. Vodonik-sličan atom 11
§ 1.3. Atomske orbitale atoma sličnog vodiku 14
§ 1.4. Spin elektrona 21
§ 1.5. Višeelektronski atomi 23
§ 1.6. Pauli princip 26
§ 1.7. Elektroničke konfiguracije atoma 28
Poglavlje 2. Molekuli. Teorijske metode korištene za proučavanje strukture molekula i hemijskih veza 34
§ 2.1. Molekula. Potencijalna površina. Konfiguracija ravnoteže 34
§ 2.2. Teorija hemijskog vezivanja i njeni zadaci. Schrödingerova jednadžba za molekule 39
§ 2.3. Varijacijska metoda za rješavanje Schrödingerove jednadžbe 42
§ 2.4. Dvije glavne metode teorije molekularne strukture. Metoda valentne veze i molekularno-orbitalna metoda 44
§ 2.5. Osnovne ideje molekularno-orbitalne metode 49
§ 2.6. Približni opis molekularne orbitale u MO LCAO metodi 50
§ 2.7. Molekul U u MO LCAO metodi. Proračun energije i talasne funkcije varijacijskom metodom 53
§ 2.8. Molekul H u MO LCAO metodi. Kovalentna veza 58
Poglavlje 3. Dvoatomni molekuli u MO LCAO metodi 62
§ 3.1. Molekularne orbitale homonuklearnih dvoatomskih molekula 62
§ 3.2. Elektroničke konfiguracije i svojstva homonuklearnih molekula nastalih atomima elemenata prvog i drugog perioda 65
§ 3.3. Heteronuklearni dvoatomski molekuli 73
§ 3.4. Polarna komunikacija. Električni dipolni moment molekula 78
§ 3.5. Zasićenje kovalentne veze 81
§ 3.6. Obveznica donatora-akceptora 82
§ 3.7. Jonska veza. Polaritet hemijske veze 84
Poglavlje 4. Poliatomski molekuli u MO 88 metodi
§ 4.1. Molekularne orbitale u polikatnim molekulima. Orbitalna simetrija. Delokalizirane i lokalizirane orbitale. Molekula NHO 88
§ 4.2. Opis molekula metana. Delokalizirani i lokalizirani MO. Orbitalna hibridizacija 95
§ 4.3. Predviđanje ravnotežnih konfiguracija molekula 99
§ 4.4. Nekruti molekuli 101
§ 4.5. Molekuli sa višestrukim vezama u MO LCAO 104
§ 4.6. Hückel-ova metoda 108
§ 4.7. Opis aromatičnih sistema u MOX 110 metodi
§ 4.8. Hemijska veza u koordinacionim jedinjenjima. Teorija polja liganda 117
§ 4.9. Jonska veza u kristalu 126
Poglavlje 5. Intermolekularne interakcije 129
§ 5.1. Van der Waalsove snage. Ostale vrste nespecifičnih interakcija 129
§ 5.2. Vodikova veza 136
Odjeljak drugi. Spektralne metode za proučavanje strukture i energetskog stanja molekula
Poglavlje 6. Opšte informacije o molekularnim spektrima. Elementi teorije molekularnih spektra 141
§ 6.1. Intramolekularno kretanje i elektromagnetski spektar. 141
§ 6.2. Molekularna emisija, apsorpcija i Raman-ovi spektri. EPR i NMR spektri 145
§ 6.3. Rotacijski spektar dvoatomske molekule (aproksimacija krutog rotatora) 150
§ 6.4. Vibracijsko-rotacijski spektar dvoatomskog molekula. Približavanje harmonijskog oscilatora 156
§ 6.5. Molekula je anharmonski oscilator. Struktura vibracijskog spektra 162
§ 6.6. Elektronski spektri. Određivanje energije disocijacije dvoatomskih molekula 169
§ 6.7. Rotacijski spektri i strogi polatomski molekuli ... 171
§ 6.8. Vibracije, spektar i struktura polikatnih molekula 175
§ 6.9. Korištenje vibracijskog spektra za određivanje strukture molekula 180
§ 6.10. Uticaj intermolekularne interakcije sredine i agregatnog stanja na vibracijski spektar 183
Treći odjeljak. Hemijska termodinamika
POGLAVLJE 7. Opšti pojmovi. Prvi zakon termodinamike i njegova primjena 186
§ 7.1. Predmet i zadaci hemijske termodinamike 186
§ 7.2. Osnovni pojmovi i definicije hemijske termodinamike 188
§ 7.3. Prvi zakon termodinamike. Nekružni procesi 199
§ 7.4. Specifična toplota 202
§ 7.5. Uticaj temperature na toplotni kapacitet. Temperaturne serije .. 208
§ 7.6. Kvantna teorija toplotnog kapaciteta kristalne materije 211
§ 7.7. Kvantno-statistička teorija toplotnog kapaciteta gasovite materije 215
§ 7.8. Termički efekti. Hessov zakon 217
§ 7.9. Primena Hess-ovog zakona na proračun toplotnih efekata 220
§ 7.10. Ovisnost toplotnog efekta o temperaturi. Kirchhoffova jednadžba 227
Poglavlje 8. Drugi zakon termodinamike i njegov dodatak 235
§ 8.1. Spontani i nespontani procesi. Drugi zakon termodinamike 235
§ 8.2. Entropija 236
§ 8.3. Promjena entropije u nestatičkim procesima 239
§ 8.4. Promjena entropije kao kriterij smjera i ravnoteže u izoliranom "sistemu 240
§ 8.5. Karakteristične funkcije. Termodinamički potencijali 241
§ 8.6. Kriteriji za mogućnost spontanog procesa i ravnoteže u zatvorenim sistemima 249
§ 8.7. Promjene u entropiji u nekim procesima 251
§ 8.8. Gibbsova energija smjese idealnih plinova. Hemijski potencijal 261
§ 8.9. Opći uslovi za hemijsku ravnotežu 265
§ 8.10. Zakon glumačkih masa. Konstanta ravnoteže za reakcije gasne faze 266
§ 8.11. Jednadžba izoterme reakcije 271
§ 8.12. Korištenje zakona o masovnom djelovanju za izračunavanje ravnotežnog sastava smjese 273
§ 8.13. Uticaj temperature na hemijsku ravnotežu. Izobar jednadžba reakcije 282
§ 8.14. Integralni oblik temperaturne zavisnosti promjene Gibbsove energije i konstante ravnoteže 284
§ 8.15. Hemijska ravnoteža u heterogenim sistemima 286
Poglavlje 9. Treći zakon termodinamike i proračun hemijske ravnoteže 289
§ 9.1. Termalni Nernstov teorem. Treći zakon termodinamike 289
§ 9.2. Proračun promjene standardne Gibbsove energije i konstante ravnoteže metodom Temkin - Shvartsman 294
§ 9.3. Proračun promjene standardne Gibbsove energije i konstante ravnoteže pomoću reducirane Gibbsove energetske funkcije 297
§ 9.4. Adijabatske reakcije 299
POGLAVLJE 10. Hemijska ravnoteža u realnim sistemima 303
§ 10.1. Fugabilnost i koeficijent fugabilnosti gasova 303
§ 10.2. Proračun hemijske ravnoteže u realnom gasnom sistemu pri visokim pritiscima 312
§ 10.3. Proračun hemijske ravnoteže u sistemima u kojima se istovremeno odvija nekoliko reakcija 314
POGLAVLJE 11. Uvod u statističku termodinamiku 320
§ 11.1. Statistička fizika i statistička termodinamika. Makroskopski i mikroskopski opis stanja sistema 320
§ 11.2. Mikroskopski opis stanja metodom klasične mehanike 323
§ 11.3. Mikroskopski opis stanja metodom kvantne mehanike. Kvantna statistika 324
§ 11.4. Dvije vrste prosjeka (mikrokanonski i kanonski prosjek) 325
§ 11.5. Povezanost entropije i statističke težine. Statistička priroda drugog zakona termodinamike 326
§ 11.6. Sistem je u termostatu. Kanonska Gibbsova distribucija. 330
§ 11.7. Zbir stanja sistema i njegov odnos prema energiji. Helmholtz 335
§ 11.8. Zbroj stanja čestica 337
§ 11.9. Izražavanje termodinamičkih funkcija kroz zbroj stanja sistema 340
§ 11.10. Zbir stanja država jednodimenzionalnih harmonskih oscilatora. Termodinamička svojstva monatomske krutine prema Einsteinovoj teoriji 343
§ 11.11. Boltzmannova kvantna statistika. Maxwellov zakon raspodjele molekularne brzine 346
§ 11.12. Fermi - Dirac i Bose - Einsteinova statistika 352
§ 11.13 Opšte formule za izračunavanje termodinamičkih funkcija iz molekularnih podataka 353
§ 11.14 Proračun termodinamičkih funkcija idealnog plina pod pretpostavkom krute rotacije i harmonijskih vibracija molekula 357
Četvrti odjeljak. Rješenja
POGLAVLJE 12. Opšte karakteristike rješenja 365
§ 12.1. Klasifikacija rješenja 365
§ 12.2. Koncentracija rastvora 367
12.3. Specifičnost rješenja. Uloga intermolekularnih i hemijskih interakcija, koncept solvatacije 368
§ 12.4. Glavni pravci u razvoju teorije rješenja 372
§ 12.5. Termodinamički uslovi za stvaranje rastvora 374
§ 12.6. Djelomične molarne količine 375
§ 12.7. Osnovne metode za određivanje djelomičnih molarnih veličina 379
§ 12.8. Parcijalne i relativne parcijalne molarne entalpije 381
§ 12.9. Topline otapanja i razrjeđivanja 382
§ 12.10 Termodinamička svojstva idealnih tečnih rastvora 386
§ 12.11.3 Raoulov zakon 390
§ 12.12. Tačka ključanja idealnog rješenja 392
§ 12.13 Tačka smrzavanja idealnog rješenja 395
§ 12.14.0Motički pritisak idealnog rastvora 397
§ 12.15. Neidealna rješenja 400
§ 12.16. Izuzetno razblažene, pravilne i atermalne otopine 402
§ 12.17. Aktivnost. Koeficijent aktivnosti. 404 standardno stanje
§ 12.18.0smotički faktor 407
§ 12.19. Metode određivanja aktivnosti 409
§ 12.20. Veza koeficijenta aktivnosti i aktivnosti sa termodinamičkim svojstvima rastvora i viškom termodinamičkih funkcija 412
Odjeljak 5 Fazna ravnoteža
Poglavlje 13. Termodinamička teorija faznih ravnoteža 415
§ 13.1. Osnovni pojmovi 415
§ 13.2. Uslovi fazne ravnoteže 418
§ 13.3. Pravilo Gibbsove faze 419
Poglavlje 14. Jednodelni sistemi 421
§ 14.1. Primjena pravila Gibbsove faze na jednokomponentne sisteme 421
§ 14.2. Fazni prijelazi prve i druge vrste 422
§ 14.3. Clapeyron-Clausiusova jednadžba 425
§ 14.4. Pritisak zasićene pare 423
§ 14.5. Dijagrami stanja jednokomponentnih sistema 429
§ 14.6. Dijagram stanja ugljen-dioksida 431
§ 14.7. Dijagram stanja vode 432
§ 14.8. Dijagram sumpora 433
§ 14.9. Enantiotropni i monotropni fazni prijelazi 435
Poglavlje 15. Dvokomponentni sistemi 436
§ 15.1. Metoda fizičko-hemijske analize 436
§ 15.2. Primjena pravila Gibbsove faze na dvokomponentne sisteme 437
§ 15.3. Ravnotežni gas - tečna otopina u dvokomponentnim sistemima 438
§ 15.4. Ravnotežna tečnost - tečnost u dvokomponentnim sistemima 442
§ 15.5. Ravnotežna para - tečna otopina u dvokomponentnim sistemima 444
§ 15.6. Fizičko-hemijske osnove destilacije rastvora 453
§ 15.7. Kristali ravnoteže - tečna otopina u dvokomponentnim sistemima 457
§ 15.8. Ravnotežna tečnost - gas i kristali - gas (para) u dvokomponentnim sistemima 476
§ 15-9. Proračuni iz dijagrama stanja 476
Poglavlje 16. Trodijelni sistemi 482
§ 16.1. Primjena pravila Gibbsove faze na trokomponentne sisteme 482
§ 16.2. Grafički prikaz sastava 482 ternarnog sistema
§ 16.3. Kristali ravnoteže - tečna otopina u trokomponentnim sistemima 484
§ 16.4. Ravnotežna tečnost - tečnost u trokomponentnim sistemima 489
§ 16.5. Raspodela otopljene supstance između dve tečne faze. Izdvajanje 491
Dodatak 495
Indeks 497

SADRŽAJ Knjiga 2.
Predgovor 3
Odjeljak šesti. Elektrohemija
POGLAVLJE 17. Otopine, elektroliti 4
§ 17.1. Elektrohemija Tačka 4
§ 17.2. Specifičnost otopina elektrolita 5
§ 17.3. Elektrolitička disocijacija u rastvoru 6
§ 17.4. Prosječno jonska aktivnost i koeficijent aktivnosti 10
§ 17.5. Osnovni pojmovi elektrostatičke teorije jakih elektrolita po Debyeu i Hückelu 13
§ 17.6. Osnovni pojmovi teorije udruživanja jona 22
§ 17.7. Termodinamička svojstva jona 24
§ 17.8. Termodinamika jonske solvatacije 28
POGLAVLJE 18. Nejednake pojave u elektrolitima. Električna provodljivost elektrolita 30
§ 18.1. Osnovni pojmovi. Faradayevi zakoni 30
§ 18.2. Kretanje jona u električnom polju. Brojevi jonskog transporta. 32
§ 18.3. Električna provodljivost elektrolita. Specifična električna provodljivost 37
§ 18.4. Električna provodljivost elektrolita. Molarna električna provodljivost 39
§ 18.5. Molarna električna provodljivost hidronijumovih i hidroksidnih jona 43
§ 18.6. Električna vodljivost nevodnih rastvora 44
§ 18.7. Električna provodljivost čvrstih i rastopljenih elektrolita 46
§ 18.8. Konduktometrija 47
POGLAVLJE 19. Ravnotežni postupci elektroda 49
§ 19.1. Osnovni pojmovi 49
§ 19.2. EMR elektrohemijskog sistema. Potencijal elektrode 51
§ 19.3. Pojava potencijalnog skoka na interfejsu otopina-metal 53
§ 19.4. Difuzijski potencijal 55
§ 19.5. Struktura dvostrukog električnog sloja na interfejsu otopina-metal 56
§ 19.6. Reverzibilna termodinamika elektrohemijski sistemi 60
§ 19.7. Klasifikacija reverzibilnih elektroda 64
§ 19.8. Potencijali elektroda u nevodenim rastvorima 74
§ 19.9. Elektrokemijski krugovi 75
§ 19.10. Primjena teorije elektrokemijskih sistema na proučavanje ravnoteže u rastvorima 82
§ 19.11. Potenciometrija 85
Odjeljak sedmi. Kinetika hemijskih reakcija
POGLAVLJE 20. Zakoni hemijske kinetike 93
§ 20.1. Opći pojmovi i definicije 93
§ 20.2. Brzina hemijske reakcije 95
§ 20.3. Zakon o masovnom djelovanju i princip neovisnosti toka reakcija 101
POGLAVLJE 21. Kinetika hemijskih reakcija u zatvorenim sistemima. 105
§ 21.1. Jednostrane reakcije prvog reda 105
§ 21.2. Jednostrane reakcije drugog reda 109
§ 21.3. Jednostrane reakcije n-tog reda 111
§ 21.4. Metode za određivanje redoslijeda reakcije 112
§ 21.5. Bilateralne reakcije prvog reda 113
§ 21.6. Bilateralne reakcije drugog reda 116
Odjeljak 21.T. Paralelne jednostrane reakcije 117
§ 21.8. Jednostrane sekvencijalne reakcije 119
§ 21.9. Kvazistacionarna metoda koncentracije 125
Poglavlje 22. Kinetika reakcija u otvorenim sistemima 127
§ 22.1. Kinetika reakcija u idealnom reaktoru za miješanje 127
§ 22.2. Kinetika reakcija u reaktoru sa protočnim čepom 129
Poglavlje 23. Teorija elementarnog čina hemijske interakcije 133
§ 23.1. Elementarno hemijsko djelovanje 133
§ 23.2. Teorija aktivnih sudara 137
§ 23.3. Aktivirana kompleksna teorija 141
§ 23.4. Preeksponencijalni faktor u Arrheniusovoj jednadžbi prema teoriji prijelaznog stanja 154
§ 23.5. MO simetrija i energija aktivacije hemijskih reakcija 159
POGLAVLJE 24. Kinetika reakcija u otopinama, lančane i fotokemijske reakcije 166
§ 24.1. Karakteristike kinetike reakcija u otopinama 166
§ 24.2. Uticaj okoline na konstantu brzine reakcije 170
§ 24.3. Kinetika jonskih reakcija u otopinama 178
§ 24.4. Lančane reakcije 181
§ 24.5. Fotohemijske reakcije 189
Poglavlje 25. Kinetika elektrodnih procesa 196
§ 25.1. Brzina elektrohemijske reakcije. Tečajna lista 196
§ 25.2. Polarizacija elektrode 197
§ 25.3. Difuzijski prenapon 199
§ 25.4. Elektrohemijski prenapon 205
§ 25.5. Ostale vrste prenapona 210
5 25.6. Temperaturno-kinetička metoda za određivanje prirode polarizacije u elektrokemijskim procesima 211
§ 25.7. Prenaponski tok tokom elektrolitske evolucije vodonika 213
§ 25.8. Elektroliza. Napon raspadanja 217
§ 25.9. Pojave polarizacije u hemijskim izvorima električne struje 220
§ 25.10. Elektrohemijska korozija metala. Pasivnost metala. Metode zaštite od korozije 222
Odjeljak osmi. Kataliza
POGLAVLJE 26. Principi katalitičkog delovanja 228
§ 26.1. Osnovni pojmovi i definicije 228
§ 26.2. Karakteristike kinetike katalitičkih reakcija 232
§ 26.3. Energija aktivacije katalitičkih reakcija 237
§ 26.4. Interakcija reagensa s katalizatorom i principi katalitičkog djelovanja 241
Poglavlje 27. Homogena kataliza 245
§ 27.1. Kiselinsko-bazna kataliza 246
§ 27.2. Redoks kataliza 255
§ 27.3. Enzimska kataliza 260
§ 27.4. Autokataliza, inhibicija i katalitičke reakcije šarže 266
§ 27.5. Industrijska primjena i izgledi za razvoj homogene katalize 271
POGLAVLJE 28. Heterogena kataliza. 273
§ 28.1. Površinska struktura heterogenih katalizatora 273
§ 28.2. Adsorpcija kao faza heterogenih katalitičkih reakcija 277
§ 28.3. Mehanizam heterogenih katalitičkih reakcija 282
§ 28.4. Kinetika heterogenih katalitičkih reakcija na jednako dostupnoj površini 285
§ 28.5. Makrokinetika heterogenih katalitičkih procesa 292
§ 28.6. Industrijska primjena heterogene katalize 300
Literatura 303
Dodatak 305
Indeks 312
Sadržaj 316

Fizička hemija započela je sredinom 18. vijeka. Izraz "fizička hemija", u savremenom razumevanju metodologije nauke i pitanja teorije znanja, pripada M.V. Lomonosovu, koji je prvi put čitao kurs prave fizičke hemije studentima Univerziteta u Sankt Peterburgu. U preambuli ovih predavanja daje sljedeću definiciju: "Fizička hemija je nauka koja na osnovu odredbi i fizičkih eksperimenata mora objasniti razlog onoga što se događa hemijskim operacijama u složenim tijelima." Znanstvenik se u djelima svoje korpuskularno-kinetičke teorije topline bavi pitanjima koja u potpunosti zadovoljavaju gore navedene probleme i metode. Eksperimentalne radnje koje služe za potvrđivanje pojedinačnih hipoteza i odredbi ovog koncepta su takođe ove prirode. MV Lomonosov slijedio je ove principe u mnogim oblastima svog istraživanja: u razvoju i praktičnoj primjeni "nauke o staklu" koju je osnovao, u raznim eksperimentima posvećenim potvrđivanju zakona očuvanja materije i sile (kretanje); - u radovima i eksperimentima vezanim za teoriju rješenja - razvio je opsežan program istraživanja ovog fizičko-hemijskog fenomena koji je u procesu razvoja do danas.

Nakon toga uslijedila je stanka duža od jednog stoljeća, a DI Mendeleev je bio jedan od prvih u Rusiji koji je krajem 1850-ih provodio fizička i hemijska istraživanja.

Sljedeći kurs iz fizičke hemije već je čitao N.N. Beketov na Univerzitetu u Harkovu 1865. godine.

Prvo odeljenje za fizičku hemiju u Rusiji otvoreno je 1914. godine na Fizičko-matematičkom fakultetu Univerziteta u Sankt Peterburgu; na jesen je M. S. Vrevsky, student D. P. Konovalova, počeo čitati obavezni kurs i praktičnu nastavu iz fizičke hemije.

Prvi naučni časopis namijenjen objavljivanju članaka o fizičkoj kemiji osnovali su 1887. W. Ostwald i J. Van't Hoff.

Predmet fizičke hemije

Fizička hemija je glavna teorijska osnova moderna hemijakoristeći teorijske metode takvih važnih grana fizike kao što su kvantna mehanika, statistička fizika i termodinamika, nelinearna dinamika, teorija polja itd. Uključuje teoriju strukture materije, koja uključuje: strukturu molekula, hemijsku termodinamiku, hemijsku kinetiku i katalizu. Elektrokemija, fotokemija, fizička hemija površinskih pojava (uključujući adsorpciju), hemija zračenja, teorija korozije metala, fizička hemija spojeva velike molekularne težine (vidi fiziku polimera) i drugi takođe se izdvajaju kao zasebni odeljci u fizičkoj hemiji. Oni su vrlo bliski fizikalne hemije i ponekad se smatraju njenim neovisnim dijelovima koloidne hemije, fizičko-hemijske analize i kvantne hemije. Većina odjeljaka fizičke hemije imaju prilično jasne granice u pogledu predmeta i metoda istraživanja, u pogledu metodoloških karakteristika i uređaja koji se koristi.

Razlika između fizičke hemije i hemijske fizike

Slični članci
Diskusija:
Kontakti O projektu i izdanju Oglašavanje na web stranici mapa stranice

2020 ap37.ru. Vrt. Ukrasno grmlje. Bolesti i štetočine.