Was ist die Definition der physikalischen Chemie? Fach Physikalische Chemie

Es gibt eine Wissenschaft, die anhand der Positionen und Experimente der Physik erklärt, was in gemischten Körpern während chemischer Operationen geschieht. "Die erste wissenschaftliche Zeitschrift zur Veröffentlichung von Artikeln über physikalische Chemie wurde 1887 von W. Ostwald und J. Van't Hoff gegründet.

F. die physikalische Chemie ist die wichtigste theoretische. Grundlage der Moderne Chemie, basierend auf so wichtigen Zweigen der Physik wie der Quantenmechanik, statistisch. Physik und Thermodynamik, nichtlineare Dynamik, Feldtheorie usw. Sie enthält die Lehre von der Struktur der Insel, inkl. über die Struktur von Molekülen, chemische Thermodynamik, chemische Kinetik und Katalyse. Als getrennte Abschnitte in physikalischer Chemie, Elektrochemie, Photochemie, physikalischer Chemie von Oberflächenphänomenen (einschließlich Adsorption), Strahlungschemie, Theorie der Metallkorrosion und Physikochemie mit hohem Molekulargewicht werden häufig unterschieden. conn. und andere. Sie stehen der physikalischen Chemie sehr nahe und werden manchmal als unabhängig davon angesehen. Abschnitte kolloidale Chemie, physikalisch-chemische Analyse und Quantenchemie. Die meisten Abschnitte der physikalischen Chemie haben ziemlich klare Grenzen in Bezug auf Objekte und methodische Forschungsmethoden. Merkmale und gebrauchte Geräte.

Modern Entwicklungsstadium der physikalischen Chemie inhärente eingehende Analyse der allgemeinen Gesetze der Chemie. Transformationen am Pier. Niveau, weit verbreitete Verwendung von Matte. Modellierung, Erweiterung des Bereichs von ext. Auswirkungen auf die Chemikalie. System (hohe und kryogene Temperaturen, hohe Drücke, starke Strahlung und magnetische Effekte), die Untersuchung ultraschneller Prozesse, Methoden der Energiespeicherung in der Chemie. In-Wah usw.

Anwendung der Quantentheorie, vor allem der Quantenmechanik, zur Erklärung chem. Phänomene bedeuteten Mittel. erhöhte Aufmerksamkeit auf die Ebene der Interpretation und führte zur Zuordnung von zwei Richtungen in der Chemie. Eine Richtung basierend auf Quantenmech. Theorie und Betrieb auf mikroskopischen. die Ebene der Erklärung von Phänomenen, oft chem genannt. Physik und die Richtung, in der mit Ensembles einer großen Anzahl von Teilchen gearbeitet wird, die statistisch in Kraft treten. Gesetze - physikalische Chemie. Mit dieser Unterteilung wird die Grenze zwischen physikalischer Chemie und Chemie. Physik nicht m. b. scharf ausgeführt, was besonders in der Theorie der chemischen Raten deutlich wird. p-tionen.

Die Lehre von der Struktur der Insel und der Struktur der Molekülefasst umfangreiche Experimente zusammen. Material, das unter Verwendung eines solchen physikalischen Materials erhalten wird. Methoden wie die molekulare Spektroskopie, die die Wechselwirkung untersucht. Elektromagnet. strahlung mit in-vom in diff. Wellenlängenbereiche, Foto- und Röntgenelektronenspektroskopie, Elektronenbeugung, Neutronenbeugung und Röntgenbeugungsmethoden, Methoden basierend auf magnetooptischen. Effekte usw. Diese Methoden ermöglichen es, Strukturdaten über die elektronische Konfiguration von Molekülen, über die Gleichgewichtspositionen und Amplituden von Schwingungen von Kernen in Molekülen und Kondensation zu erhalten. in-ve, über das energetische System. Ebenen von Molekülen und Übergänge zwischen ihnen, über Veränderungen im Geom. Konfigurationen beim Ändern der Umgebung eines Moleküls oder seiner einzelnen Fragmente usw.

Zusammen mit der Aufgabe des Korrelierens eigenschaften in mit ihrer Struktur sovr. Die physikalische Chemie ist auch aktiv an dem inversen Problem der Vorhersage der Struktur von Verbindungen mit gegebenem sv-you beteiligt.

Eine sehr wichtige Informationsquelle über die Struktur von Molekülen, ihre Eigenschaften bei der Zersetzung. Zustände und Merkmale von chem. Transformationen sind das Ergebnis der Quantenchemie. Berechnungen. Die Quantenchemie liefert ein System von Konzepten und Darstellungen. In der physikalischen Chemie werden Kanten verwendet, wenn das Verhalten der Chemikalie betrachtet wird. Anschlüsse am Pier. Ebene und bei der Herstellung von Korrelationen zwischen den Eigenschaften der Moleküle, die das In-In bilden, und St. You dieser In-Inseln. Dank der Ergebnisse der Quantenchemie. Berechnungen der potentiellen Energie von pov-sta chem. Systeme in Zersetzung. Quantenzustände und Experiment. Die Möglichkeiten der letzten Jahre, insbesondere die Entwicklung der Laserchemie und der physikalischen Chemie, sind einer umfassenden Untersuchung von St. in angeregten und hoch angeregten Zuständen zur Analyse der Strukturmerkmale von Comm. in solchen Zuständen und den Besonderheiten der Manifestation dieser Merkmale in der Dynamik von chem. Transformationen.

Eine Einschränkung der konventionellen Thermodynamik besteht darin, dass nur Gleichgewichtszustände und reversible Prozesse beschrieben werden können. In den 30er Jahren tauchen echte irreversible Prozesse auf. 20. Jahrhundert Thermodynamik irreversibler Prozesse. Dieser Bereich der physikalischen Chemie untersucht makroskopische Nichtgleichgewichtsstörungen. Systeme, bei denen die Entropie-Auftrittsrate lokal konstant gehalten wird (solche Systeme befinden sich lokal nahe am Gleichgewicht). Es ermöglicht Ihnen, Systeme mit chem. p-tion und Stoffaustausch (Diffusion), Wärme, elektrisch. Gebühren usw.

Chemische Kinetikuntersucht chemische Umwandlungen. In-In-Zeit, dh die Geschwindigkeit der Chemikalie. p-tionen, die Mechanismen dieser Transformationen sowie die Abhängigkeit von chem. Prozess unter den Bedingungen seiner Umsetzung. Sie legt Muster des Verrats festdie zeitliche Zusammensetzung des Transformationssystems zeigt die Beziehung zwischen der Geschwindigkeit der Chemikalie. p-tion und äußeren Bedingungen und untersucht auch die Faktoren, die die Geschwindigkeit und Richtung von chem beeinflussen. p-tionen.

Am chemischsten. p-tionen ist ein komplexer mehrstufiger Prozess, der aus einzelnen elementaren chemischen Handlungen besteht. Umwandlung, Transport von Reagenzien und Energieübertragung. Theoretisch chem. Die Kinetik umfasst die Untersuchung der Mechanismen elementarer p-tionen und berechnet die Geschwindigkeitskonstanten solcher Prozesse auf der Grundlage der Ideen und Apparate der Klassik. Mechanik und Quantentheorie befasst sich mit der Konstruktion von Modellen komplexer chem. Prozesse, stellt eine Verbindung zwischen der Struktur der Chemikalie her. Verbindungen und ihre Reaktionen. Fähigkeit. Kinetik enthüllen. Muster für komplexe p-tionen (formale Kinetik) basieren oft auf mat. Modellierung und ermöglicht es Ihnen, Hypothesen über die Mechanismen komplexer p-tionen zu testen sowie ein System von Differentialen zu etablieren. ur-ny, beschreibt die Ergebnisse des Prozesses beim Zerlegen. ext. Bedingungen.

Für chem. Die Kinetik ist durch die Verwendung vieler physikalischer Faktoren gekennzeichnet. Forschungsmethoden, die die lokale Anregung von reagierenden Molekülen ermöglichen, um schnelle (bis zu Femtosekunden) Transformationen zu untersuchen und die Registrierung von Kinetik zu automatisieren. Daten bei gleichzeitiger Verarbeitung auf einem Computer usw. Die Kinetik sammelt sich intensiv an. Informationen durch Banken kinetisch. Konstanten, inkl. für chem. p-tionen unter extremen Bedingungen.

Ein sehr wichtiger Abschnitt der physikalischen Chemie, der eng mit chem verwandt ist. Kinetik ist die Lehre der Katalyse, dh die Änderung der Geschwindigkeit und Richtung der Chemikalie. p-tion bei Exposition gegenüber In-In (

Bildungsministerium Russische Föderation Polytechnische Universität Tomsk __________________________________________________________________________ N. A. Kolpakova, V. A. Kolpakov, S. V. Romanenko PHYSICAL CHEMISTRY Lehrbuch Teil I Tomsk 2004 UDC 541.1 Physikalische Chemie ... Lehrbuch / N.A. Kolpakova, V.A.Kolpakov, S.V. Romanenko. - Tomsk: Ed. TPU, 2004. - Teil 1. - 168 p. Das Lehrbuch behandelt die folgenden Abschnitte der "Physikalischen Chemie": die Grundgesetze der Thermodynamik, des chemischen Gleichgewichts und des Phasengleichgewichts sowie die Thermodynamik von Nichtelektrolytlösungen. Das Handbuch wurde am Institut für Physikalische und Analytische Chemie der TPU erstellt und richtet sich an Teilzeitstudenten chemischer Fachgebiete. Herausgegeben im Auftrag des Redaktions- und Verlagsrates der Polytechnischen Universität Tomsk Gutachter: L.N. Kurina. - Prof. Institut für Physikalische Chemie TSU, Doktor der Chem. Wissenschaften; Buinovsky A.S. - Kopf. Abteilung Chemie TPU STU, Doktor der Chemie Wissenschaften. © Polytechnische Universität Tomsk, 2004 © Autoren, 2004 KAPITEL 1. EINFÜHRUNG IN DIE PHYSIKALISCHE CHEMIE 1.1. EIN KURZER HISTORISCHER ÜBERBLICK ÜBER DIE ENTWICKLUNG DER PHYSIKALISCHEN CHEMIE Der Name und die Definition des Inhalts der physikalischen Chemie wurden zuerst von MV Lomonosov (1752) gegeben: "Die physikalische Chemie ist eine Wissenschaft, die auf der Grundlage der Bestimmungen und Experimente der physikalischen Chemie den Grund dafür erklären sollte, was durch chemische Operationen in komplexen Körpern geschieht." ... Der Unterricht in physikalischer Chemie in Russland als eigenständige Wissenschaft wurde von prof. NN Beketov 1860 an der Kharkov University. Lomonosovs wichtigste theoretische und experimentelle Untersuchungen führten ihn zu Entdeckungen, die bis heute nicht an Bedeutung verloren haben. Lomonosov kam der korrekten Definition des Prinzips der Erhaltung von Materie und Bewegung, der kinetischen Natur der Wärme, nahe und bemerkte auch die Unmöglichkeit eines spontanen Wärmeübergangs von einem kälteren zu einem wärmeren Körper, der derzeit eine der Formulierungen des zweiten Hauptsatzes der Thermodynamik ist. Während des nächsten Jahrhunderts wurden Forschungen durchgeführt, auf deren Grundlage viele wichtige Entdeckungen und Verallgemeinerungen gemacht wurden. KV Scheele in Schweden (1773) und Fontana in Frankreich (1777) entdeckten die Adsorption von Gasen; TE Lovits in Russland (1785) entdeckte die Adsorption aus Lösungen. AL Lavoisier und PS Laplace in Frankreich (1779–1784) untersuchten die Wärmekapazitäten von Substanzen und die thermischen Auswirkungen von Reaktionen. Zu Beginn des 19. Jahrhunderts. G. Davy in England und L. Zh. Thenard in Frankreich entdeckten katalytische Reaktionen, und J. J. Berzelius in Schweden (1835) entwickelte das Konzept der Katalyse weiter. Die Grundlagen der Elektrochemie wurden durch Untersuchungen zu galvanischen Zellen, Elektrolyse und Stromübertragung in Elektrolyten gelegt. Galvani und A. Volta in Italien schufen 1799 eine galvanische Zelle. V. V. Petrov in Russland (1802) entdeckte das Phänomen eines Lichtbogens. T. Grottus in Russland (1805) legte den Grundstein für die Theorie der Elektrolyse. Im Jahr 1800 stellte G. Davy die elektrochemische Theorie der Wechselwirkung von Substanzen vor: Er verwendete die Elektrolyse für chemische Forschung... M. Faraday, Schüler von Davy, 1833–1834. formulierte die quantitativen Gesetze der Elektrolyse. BS Jacobi in Russland löste die Probleme der praktischen Anwendung des Elektrolyseverfahrens und entdeckte 1836 das Galvanoformen. In der ersten Hälfte des 19. Jahrhunderts. Dank der Werke von D. Dalton in England (1801–1803), J. L. Gay-Lussac in Frankreich (1802) und A. Avogadro in Italien (1811), die die wichtigsten Gesetze des Gasstaates entdeckten, wurden atomistische Konzepte weit verbreitet. Die Arbeiten von GI Hess (1802–1856) zur Thermochemie stammen aus derselben Zeit. K. Guldberg und P. Vaage in Norwegen (1864–1867), J. W. Gibbs in den USA (1873–1878) entwickelten die thermodynamische Theorie des chemischen Gleichgewichts, und A. L. Le Chatelier in Frankreich (1884) entdeckte das allgemeine Prinzip der Verschiebung Gleichgewicht, wenn sich die äußeren Bedingungen ändern. Der niederländische Chemiker J. H. Van't Hoff entwickelte die thermodynamische Theorie des chemischen Gleichgewichts. Er entwickelte auch die quantitative Theorie der verdünnten Lösungen (1885–1889). Die Übertragung von Elektrizität in Lösungen wurde in Deutschland von IV Gittorf und FVG Kohlrausch untersucht. Der schwedische Wissenschaftler S. A. Arrhenius entwickelte sich 1883–1887. Theorie der elektrolytischen Dissoziation. AM Butlerov, der die Theorie der Struktur organischer Verbindungen entwickelte, hat die Entwicklung der physikalischen Chemie tief geprägt. Der große russische Chemiker D. I. Mendeleev (1834-1907) entdeckte die Existenz einer kritischen Temperatur (1860). allgemeine Gleichung Zustände von Gasen, (1874) und entwickelte die chemische Theorie der Lösungen (1887). DP Konovalov (1889), ein Schüler von Mendeleev, ist einer der Begründer der Lösungstheorie. Am Ende des 19. Jahrhunderts. Auf dem Gebiet der Theorie der Struktur der Materie wurden eine Reihe wichtiger Entdeckungen gemacht, die die Komplexität der Struktur des Atoms bewiesen und eine große Rolle bei der Entwicklung der physikalischen Chemie spielten. Dazu gehören die Entdeckungen des Elektrons von J. B. Perrin (1895) und J. Thomson (1897), die Quantennatur des Lichts von R. Planck (1900), die Existenz von Lichtdruck von P. N. Lebedev (1899), Studien (seit 1898). ) die Phänomene der Radioaktivität P. Curie und M. Sklodowska-Curie. Zu Beginn des 20. Jahrhunderts. Die physikalische Chemie wurde als die Wissenschaft definiert, die die Struktur der Materie, die chemische Thermodynamik einschließlich der Thermochemie und die Theorie des Gleichgewichts, der Lösungen, der chemischen Kinetik und der Elektrochemie untersucht. Neue theoretische Methoden wurden angewendet und Untersuchungen zur Struktur von Atomen, Molekülen und Kristallen standen im Vordergrund. Die schnellste Entwicklung im 20. Jahrhundert war die Lehre von der Struktur der Materie, insbesondere der Struktur von Atomen und Molekülen. Eine wichtige Errungenschaft auf diesem Gebiet war die von E. Rutherford (1911) vorgeschlagene und in der ersten quantitativen Theorie des Wasserstoffatoms entwickelte Kerntheorie des Atoms, die vom dänischen Physiker N. Bohr (1913) entwickelt wurde. Die Untersuchung der Natur chemischer Bindungen und der Struktur von Molekülen entwickelte sich parallel zur Untersuchung der Struktur des Atoms. Zu Beginn der 1920er Jahre entwickelten V. Kossel und G. N. Lewis die Grundlagen der elektronischen Theorie der chemischen Bindung. VG Heitler und F. London (1927) entwickelten die quantenmechanische Theorie der chemischen Bindung. Basierend auf den größten Entdeckungen der Physik auf dem Gebiet der Atomstruktur und unter Verwendung theoretischer Methoden der Quantenmechanik und der statistischen Physik sowie neuer experimenteller Methoden wie röntgenanalyse, Spektroskopie, Massenspektroskopie, magnetische Methoden, die Methode der markierten Atome und andere, Physiker und Physikochemiker haben große Fortschritte bei der Untersuchung der Struktur von Molekülen und Kristallen und beim Verständnis der Natur chemischer Bindungen gemacht. Die Geschwindigkeitslehre wurde stark weiterentwickelt. chemische Reaktionen das heißt, die chemische Kinetik, die nun spezifisch mit Untersuchungen der Struktur von Molekülen und der Stärke von Bindungen zwischen Atomen in einem Molekül verbunden ist. Neue Zweige der physikalischen Chemie sind entstanden und entwickeln sich erfolgreich: Magnetochemie, Strahlungschemie, physikalische Chemie von Hochpolymeren, physikalische Chemie von Silikaten, Gaselektrochemie usw. Wie andere Wissenschaften entstanden oder begannen sich die physikalische Chemie und ihre einzelnen Zweige besonders erfolgreich in diesen zu entwickeln Perioden, in denen der eine oder andere praktische Bedarf die Notwendigkeit einer raschen Entwicklung eines Industriezweigs verursachte und diese Entwicklung eine solide theoretische Grundlage erforderte. Hier sind die wichtigsten Studien von NS Kurnakov in der physikalisch-chemischen Analyse, Arbeiten auf dem Gebiet der Elektrochemie von AN Frumkin, die Erstellung der Theorie der Kettenreaktionen von NN Semenov und die Entwicklung der Theorie der heterogenen Katalyse von AA Balandin zu beachten. Die physikalische Chemie spielt eine führende Rolle bei der Lösung zahlreicher Probleme, mit denen die chemische Wissenschaft und Praxis konfrontiert ist. Derzeit ist die physikalische Chemie eine eigenständige Disziplin mit eigenen Forschungsmethoden und die theoretische Grundlage für angewandte chemisch-technologische Disziplinen. 1.2. Thema und Probleme der physikalischen Chemie Die physikalische Chemie ist die Wissenschaft der Gesetze chemischer Prozesse und physikalischer Phänomene. Die Hauptaufgabe der physikalischen Chemie besteht darin, die Grundgesetze zu untersuchen und zu erklären, die die Richtung chemischer Prozesse, die Geschwindigkeit ihres Auftretens, den Einfluss der Umwelt, Verunreinigungen, Strahlung und die Bedingungen für die Erzielung der maximalen Ausbeute eines nützlichen Produkts bestimmen. Das Studium der physikalischen Chemie ermöglicht es, die Gesetze der Chemie zu verstehen sowie chemische Phänomene vorherzusagen und zu kontrollieren. Die moderne physikalische Chemie ermöglicht es, die Probleme eines effektiven Produktionsmanagements, einer Intensivierung und Automatisierung von Produktionsprozessen zu lösen. Es dient als theoretische Grundlage für die chemische Technologie. Solche wichtigen Produktionsprozesse in der chemischen Technologie wie die Synthese und Oxidation von Ammoniak, die Kontaktproduktion von Schwefelsäure, die Produktion von Ethanol aus Erdgas, das Cracken von Öl und viele andere basieren auf den Ergebnissen der physikalisch-chemischen Untersuchung der zugrunde liegenden Reaktionen 5 Prozesse. Ohne physikalische Chemie ist es unmöglich, das Problem der Erzeugung von Substanzen mit gewünschten Eigenschaften, der Entwicklung neuer Energiequellen und vieler anderer Probleme einer effizienten Produktion zu lösen. Das Wissen über physikalische Chemie für zukünftige Verfahrenstechniker eröffnet daher große Möglichkeiten zur Lösung verschiedener Probleme, die bei den praktischen Aktivitäten eines Ingenieurs in Fabriken und Forschungsinstituten auftreten. Der Name der Wissenschaft - "physikalische Chemie" - spiegelt sowohl die Entstehungsgeschichte an der Schnittstelle zweier Wissenschaften - Physik und Chemie - als auch die Tatsache wider, dass sie bei der Untersuchung chemischer Phänomene in großem Umfang theoretische Gesetze und experimentelle Methoden der Physik verwendet. 1.3. KLASSIFIZIERUNG DER METHODEN DER PHYSIKALISCHEN CHEMIE In der physikalischen Chemie werden verschiedene theoretische Methoden angewendet.  Die quantenchemische Methode verwendet die Eigenschaften von Elementarteilchen, um chemische Transformationen zu beschreiben. Die Gesetze der Quantenmechanik werden verwendet, um die Eigenschaften und die Reaktivität von Molekülen sowie die Art der chemischen Bindungen zu beschreiben, die auf den Eigenschaften der Elementarteilchen basieren, aus denen die Moleküle bestehen.  Die thermodynamische (phänomenologische) Methode basiert auf mehreren Gesetzen (Postulaten), die Verallgemeinerungen experimenteller Daten darstellen. Auf ihrer Grundlage können sie die Energieeigenschaften des Systems herausfinden, den Verlauf eines chemischen Prozesses und sein Ergebnis bis zum Zeitpunkt des Gleichgewichts vorhersagen.  Die quantenstatistische Methode erklärt die Eigenschaften von Substanzen anhand der Eigenschaften der Moleküle, aus denen diese Substanzen bestehen.  Mit der kinetischen Methode können Sie den Mechanismus festlegen und eine Theorie chemischer Prozesse erstellen, indem Sie die Änderung der Geschwindigkeit chemischer Reaktionen anhand verschiedener Faktoren untersuchen. Die physikalische Chemie zeichnet sich durch den weit verbreiteten Einsatz der Mathematik aus, der es nicht nur ermöglicht, theoretische Gesetze am genauesten auszudrücken, sondern auch ein notwendiges Instrument zu ihrer Festlegung ist. 6 KAPITEL 2. GRUNDGESETZE DER THERMODYNAMIK Das Wort "Thermodynamik" stammt aus dem Griechischen Therme - Wärme und Dynamik - Kraft. Thermodynamik ist die Wissenschaft der Umwandlung verschiedener Energiearten von einer zur anderen. Die chemische Thermodynamik untersucht die Umwandlung verschiedener Arten von Energie, die im Verlauf chemischer Reaktionen auftreten. 2.1. GRUNDKONZEPTE DER CHEMISCHEN THERMODYNAMIK Ein System ist ein separater Körper oder eine Gruppe von Körpern, die interagieren und durch eine reale oder imaginäre Hülle (Grenze) von der Umgebung getrennt sind. Ein offenes System ist ein System, das Substanzen (Masse) und Energie (zum Beispiel Wärme) mit der äußeren Umgebung austauscht. Ein isoliertes System (oder geschlossenes System) ist ein System, das keine Wärme austauscht und mit der Umgebung arbeitet. Die Energie und das Volumen eines isolierten Systems sind über die Zeit konstant. Ein Beispiel für ein solches System ist beispielsweise eine Thermoskanne. Wenn die Grenze keinen Wärmedurchgang zulässt, wird der im System stattfindende Prozess als adiabatisch bezeichnet. Wenn ein System Wärme austauscht und mit der Umgebung arbeitet, treten Änderungen sowohl im System als auch in der Umgebung auf. Thermodynamische Systeme können homogen oder heterogen sein. Wenn es innerhalb des Systems keine Schnittstellen gibt, die Teile des Systems unterschiedlicher Zusammensetzung oder Struktur trennen, wird dieses System als homogen bezeichnet. Dementsprechend wird ein heterogenes System ein System genannt, das aus verschiedenen Teilen besteht, die sich in ihrer Struktur unterscheiden oder chemische Zusammensetzung ... Diese Teile werden Phasen genannt. Somit ist eine Phase Teil eines heterogenen Systems, das durch die Grenzfläche begrenzt ist und an allen Punkten durch dieselben physikalischen und chemischen Eigenschaften gekennzeichnet ist. Jedes System besteht aus einer oder mehreren Substanzen. Einzelne Chemikalien, die aus dem System isoliert werden können und unabhängig voneinander in Form einer separaten Phase außerhalb des Systems existieren, werden als Bestandteile des Systems bezeichnet. Beispielsweise enthält ein Glas Wasser, in das eine Platinplatte eingetaucht ist. Über dem Glas befindet sich ein Gasgemisch: Sauerstoff, Wasserstoff und Stickstoff. Dieses System ist dreiphasig und enthält fünf Bestandteile. 7 Der thermodynamische Zustand eines Systems besteht aus einer Reihe von Werten unabhängiger Variablen (Systemparameter), die seine Eigenschaften bestimmen. Jede Eigenschaft eines Systems kann als thermodynamischer Zustandsparameter bezeichnet werden, wenn sie als eine der unabhängigen Variablen betrachtet wird, die den Zustand des Systems bestimmen. Die Thermodynamik betrachtet Materie als kontinuierliches Medium und verwendet für die Forschung solche thermodynamischen Parameter, die das Ergebnis der Wirkung einer großen Anzahl von Partikeln (Makroparameter) sind. Zum Beispiel sind die Makroparameter einer chemischen Reaktion, die auch unter „normalen Bedingungen“ abläuft, Temperatur, Druck, Volumen, Konzentration, Intensität von Gravitations-, magnetischen, elektrischen und elektromagnetischen Feldern usw. „Normale Bedingungen“ sind eine Temperatur von 20– 25 ° C, atmosphärischer Druck, d.h. ca. 101 kPa, Erdbeschleunigung - durchschnittlich ca. 9,8 m / s2, Magnetfeldstärke - durchschnittlich ca. 40 A / m, elektrische Feldstärke - durchschnittlich ca. 130 V / m, Beleuchtung mit sichtbarem Licht - ein Durchschnitt von etwa 500 Lux. Um den thermodynamischen Zustand eines Systems zu charakterisieren, müssen nicht alle Eigenschaften bekannt sein, sondern nur die kleinste Anzahl, die sogenannten unabhängigen Parameter des Systems. Bei der Beschreibung des chemischen Prozesses auf der Erde geben wir in der Regel nicht die Eigenschaften des Feldes an, da diese konstant sind und daher die Zusammensetzung und Ausbeute der Reaktionsprodukte nicht beeinflussen. Wenn der chemische Prozess unter Bedingungen starker magnetischer oder elektrischer Felder oder unter intensiver Einwirkung von Ultraviolett, Röntgenstrahlen oder sogar sichtbarem Licht durchgeführt wird, haben die Feldparameter einen signifikanten Einfluss auf die Zusammensetzung und Ausbeute der Reaktionsprodukte. In diesem Fall müssen die Feldparameter angegeben werden. Thermodynamische Parameter werden in umfangreiche und intensive unterteilt. Die Mengen, die proportional zur Masse (oder zur Menge der Materie) des betrachteten Arbeitsmediums oder thermodynamischen Systems sind, werden als umfangreich bezeichnet. Sie sind Volumen, innere Energie, Enthalpie usw. Intensive Mengen hängen nicht von der Masse des thermodynamischen Systems ab. Dies sind beispielsweise Temperatur und Druck. Der Druck ist eine physikalische Größe, die dem Verhältnis der gleichmäßig über die Körperoberfläche verteilten Kraft zur Oberfläche senkrecht zur Kraft entspricht: p \u003d S Die Druckeinheit in SI - Pascal (Pa) ist der Druck, der durch eine gleichmäßig verteilte Kraft von 1 N verursacht wird auf einer Fläche mit einer Fläche von 1 m2 senkrecht zur Kraftrichtung: 1 N / m2 \u003d 1 Pa. In der Praxis werden mehrere und mehrere Unterdruckeinheiten verwendet: Kilopascal 8 (103 Pa \u003d 1 kPa); Megapascal (106 Pa \u003d 1 MPa); Hektapascal (102 Pa \u003d 1 hPa) sowie die Off-System-Einheit - bar (1 bar \u003d 105 Pa). Nach den Schlussfolgerungen der molekularkinetischen Theorie ist der Gasdruck das Ergebnis von Schlägen gegen die Wand des Gefäßes chaotisch kontinuierlich bewegter Moleküle. Die einfachsten Beziehungen zwischen den Parametern und dem Verhalten von Molekülen werden für ein ideales Gas erhalten. Unter einem idealen Gas wird ein Gas verstanden, das aus elastischen Molekülen besteht, zwischen denen keine Wechselwirkungskräfte bestehen und die im Vergleich zu dem vom Gas eingenommenen Volumen ein vernachlässigbares Eigenvolumen aufweisen. Jedes echte Gas mit einem relativ niedrigen Druck (nahe der Atmosphäre) verhält sich fast wie ein ideales Gas (streng bei p → 0). Die Zustandsgleichung für ein ideales Gas - die Mendeleev-Clapeyron-Gleichung - hat die Form: pV \u003d nRT, wobei p der Gasdruck Pa ist; V - Volumen, m3; n ist die Menge an Gas, mol; R - universelle Gaskonstante gleich 8,314 J / (mol K); T ist die absolute Temperatur, K. Die Temperatur kennzeichnet den thermischen Zustand des Systems. Erfahrung kann das Konzept eines wärmeren und kälteren Körpers begründen, aber die Temperatur kann nicht direkt gemessen werden. Sie wird durch die numerischen Werte anderer physikalischer Parameter bestimmt, die von der Temperatur abhängen. Dies ist die Grundlage für die Erstellung empirischer Temperaturskalen. Als solche Parameter können verschiedene physikalische Größen (thermometrische Parameter) wirken. Darunter befinden sich das Volumen eines Körpers bei konstantem Druck, der Druck bei konstantem Volumen, die elektrische Leitfähigkeit, die thermoelektromotorische Kraft, die geometrischen Parameter von Körpern, die Lumineszenzhelligkeit usw. Ein Gerät zur Temperaturmessung wird als Thermometer bezeichnet. Um eine empirische Temperaturskala zu erstellen, werden drei Annahmen verwendet: 1) Die Größe des Grades wird festgelegt, indem der numerische Wert des ∆T-Werts zwischen zwei Referenztemperaturpunkten gewählt wird - Temperaturstandards; 2) die Position der Temperatur Null auf den empirischen Skalen ist willkürlich; 3) Es wird angenommen, dass die thermometrische Funktion im gegebenen Temperaturbereich linear ist. Phasenübergänge von Reinsubstanzen werden als Bezugspunkte verwendet. Beispielsweise werden für die empirische Celsius-Skala die Schmelz- und Siedepunkte von Wasser bei atmosphärischem Druck (0 bzw. 100 Grad) als Referenzpunkte verwendet. Das Intervall zwischen diesen Temperaturen ist in hundert gleiche Teile (Grad Celsius - ° C) unterteilt. Obwohl eine objektive Temperaturskala unter Verwendung jeder theoretisch bestimmten thermometrischen Funktion konstruiert werden kann, wird in der Thermodynamik die ideale Gaszustandsgleichung als solche Funktion verwendet. Das Gasthermometer ermöglicht die genauesten (nahe der absoluten Temperaturskala - Kelvin-Skala) Temperaturmessungen. Die Bestimmung der Temperatur auf der Skala eines Gasthermometers ist jedoch eine ziemlich schwierige Arbeit, die nur durchgeführt wird, um die absoluten Temperaturen einiger Referenzpunkte von Phasenübergängen als Referenz zu bestimmen. Zwischentemperaturen werden üblicherweise durch empirische thermometrische Methoden bestimmt. Die 1954 verabschiedete International Practical Temperature Scale (IPST) ist die derzeit genaueste Annäherung an die absolute Temperaturskala. Im Gegensatz zu den empirischen Skalen verwendet das MPST einen experimentellen Referenztemperaturpunkt. Die Temperatur des Tripelpunktes von Wasser (wenn Eis, Wasser und Wasserdampf gleichzeitig im Gleichgewicht sind) wurde als solcher Punkt verwendet. Die Temperatur des Tripelpunktes von Wasser wird im MPTSh für 273,16 K (genau) gemessen. Bei atmosphärischem Druck schmilzt das Eis 0,01 ° tiefer. Der Referenzpunkt auf der Celsius-Skala - 0 ° С - entspricht 273,15 K. Der numerische Wert der Temperaturen für alle anderen Referenzpunkte (mit Ausnahme des Tripelpunkts von Wasser) wird kontinuierlich verfeinert, wenn die Genauigkeit der Arbeit mit einem Gasthermometer zunimmt. 1968 wurde empfohlen, zwölf Referenzpunkte als Referenztemperaturpunkte zu verwenden, die das Intervall vom Tripelpunkt von Wasserstoff bis zum Schmelzpunkt von Gold abdecken. Derzeit wird die Temperatur auf der Celsius-Skala (t) als Beziehung zur absoluten Temperatur (T) ausgedrückt, die die Form hat: T \u003d 273,15 + t. Die Eigenschaften eines Systems, die eindeutig als Funktionen von Temperatur, Druck und Konzentration der Substanzen, aus denen das System besteht, ausgedrückt werden können, werden als thermodynamische Funktionen bezeichnet. Zum Beispiel Wärmekapazität, innere Energie, Entropie usw. Wenn die Änderung der thermodynamischen Funktion nur vom Anfangs- und Endzustand des Systems abhängt und nicht vom Prozesspfad abhängt, wird eine solche Funktion als Funktion des Systemzustands bezeichnet. Jede Änderung in einem System, die mit einer Änderung mindestens eines der thermodynamischen Parameter verbunden ist, wird als thermodynamischer Prozess bezeichnet. Ein zirkulärer Prozess oder Zyklus ist ein Prozess, bei dem ein thermodynamisches System nach Verlassen eines Anfangszustands und Durchlaufen einer Reihe von Änderungen in denselben Zustand zurückkehrt. In diesem Prozess ist die Änderung eines Zustandsparameters gleich Null. zehn

PHYSIKALISCHE CHEMIE

Fach Physikalische Chemie. Es bedeutet

Die Beziehung zwischen chemischen und physikalischen Phänomenstudien physikalische Chemie.Dieser Zweig der Chemie ist die Grenze zwischen Chemie und Physik. Die physikalische Chemie nutzt die theoretischen und experimentellen Methoden beider Wissenschaften sowie ihre eigenen Methoden, um chemische Reaktionen und begleitende physikalische Prozesse auf vielfältige Weise zu untersuchen. Da jedoch selbst eine multilaterale Studie niemals vollständig ist und das Phänomen nicht erschöpfend abdeckt, vereinfachen die Gesetze und Regelmäßigkeiten der physikalischen Chemie wie andere Naturwissenschaften das Phänomen immer und spiegeln es nicht vollständig wider.

Die rasante Entwicklung und die wachsende Bedeutung der physikalischen Chemie hängen mit ihrer Grenzposition zwischen Physik und Chemie zusammen. Die allgemeine Hauptaufgabe der physikalischen Chemie besteht darin, den zeitlichen Verlauf des Prozesses und das Endergebnis (Gleichgewichtszustand) unter verschiedenen Bedingungen auf der Grundlage von Daten über die Struktur und Eigenschaften der Substanzen, aus denen das untersuchte System besteht, vorherzusagen.

Ein kurzer Überblick über die Geschichte der Entwicklung der physikalischen Chemie

Der Begriff "physikalische Chemie" und die Definition dieser Wissenschaft wurden zuerst von MV Lomonosov gegeben, der 1752-1754. Lesen Sie den Studenten der Akademie der Wissenschaften einen Kurs in physikalischer Chemie vor und hinterlassen Sie das Manuskript dieses Kurses "Einführung in die wahre physikalische Chemie" (1752). Lomonosov führte zahlreiche Studien durch, deren Themen dem von ihm erstellten "Plan für den Kurs der physikalischen Chemie" (1752) und dem experimentellen Arbeitsprogramm "Erfahrung der physikalischen Chemie" (1754) entsprechen. Unter seiner Aufsicht wurde auch ein studentischer Workshop in physikalischer Chemie durchgeführt.

Lomonosov gab die folgende Definition der physikalischen Chemie: "Die physikalische Chemie ist eine Wissenschaft, die auf der Grundlage der Bestimmungen und Experimente der Physik erklärt, was in gemischten Körpern während chemischer Operationen geschieht." Diese Definition kommt der modernen nahe.

Für die Entwicklung der physikalischen Chemie war die Entdeckung zweier Gesetze der Thermodynamik Mitte des 19. Jahrhunderts (S. Karno, J. R. Mayer, G. Helmholtz, D. P. Joule, R. Klausius, W. Thomson) von großer Bedeutung.

Die Anzahl und Vielfalt der Forschung auf dem Gebiet zwischen Physik und Chemie nahm im 19. Jahrhundert stetig zu. Die thermodynamische Lehre vom chemischen Gleichgewicht wurde entwickelt (K. M. Gul'dberg, P. Waage, D. W. Gibbs). Die Forschung von LF Wilhelmi legte den Grundstein für die Untersuchung der Geschwindigkeit chemischer Reaktionen (chemische Kinetik). Die Übertragung von Elektrizität in Lösungen wurde untersucht (I. V. Gittorf, F. V. G. Kolrausch), die Gesetze des Gleichgewichts von Lösungen mit Dampf (D. P. Konovalov) wurden untersucht und die Theorie der Lösungen wurde entwickelt (D. I. Mendeleev).

Anerkennung der physikalischen Chemie als eigenständige Wissenschaft und akademische Disziplin drückte sich in der Gründung der ersten Abteilung für physikalische Chemie unter der Leitung von W. Ostwald an der Universität Leipzig im Jahr 1887 und in der Gründung der ersten wissenschaftlichen Zeitschrift für physikalische Chemie aus. Ende des 19. Jahrhunderts war die Universität Leipzig das Zentrum der Entwicklung der physikalischen Chemie, und die führenden Physiker und Chemiker waren W. Ostwald, J. H. Van't Hoff, S. Arrenius und W. Nernst. Zu diesem Zeitpunkt wurden drei Hauptzweige der physikalischen Chemie definiert - chemische Thermodynamik, chemische Kinetik und Elektrochemie.

Zu den wichtigsten Bereichen der Wissenschaft, deren Entwicklung ist notwendige Bedingung technischer Fortschritt, einschließlich der Untersuchung chemischer Prozesse; Die physikalische Chemie spielt eine führende Rolle bei der Entwicklung dieses Problems.

Abschnitte der physikalischen Chemie. Forschungsmethoden

Chemische Thermodynamik. In diesem Abschnitt werden basierend auf den Gesetzen der allgemeinen Thermodynamik die Gesetze des chemischen Gleichgewichts und die Theorie der Phasengleichgewichte vorgestellt.

Die Theorie der Lösungen zielt darauf ab, die Eigenschaften von Lösungen (homogene Gemische mehrerer Substanzen) basierend auf den Eigenschaften der Substanzen, aus denen die Lösung besteht, zu erklären und vorherzusagen.

Die Lehre von Oberflächenphänomenen. Verschiedene Eigenschaften der Oberflächenschichten von Feststoffen und Flüssigkeiten (Grenzflächen zwischen Phasen) werden untersucht; Eines der wichtigsten untersuchten Phänomene in Oberflächenschichten ist adsorption(Ansammlung von Materie in der Oberflächenschicht).

In Systemen, in denen die Grenzflächen zwischen flüssigen, festen und gasförmigen Phasen hoch entwickelt sind (Emulsionen, Nebel, Dämpfe usw.), werden die Eigenschaften von Oberflächenschichten von grundlegender Bedeutung und bestimmen viele der besonderen Eigenschaften des gesamten Systems als Ganzes. Eine solche dispergiert (mikroheterogen)systeme werden untersucht kolloidale Chemie,das ist ein großer unabhängiger Abschnitt der physikalischen Chemie.

Die obige Liste der Hauptabschnitte der physikalischen Chemie deckt einige Bereiche und kleinere Abschnitte dieser Wissenschaft nicht ab, die als Teile größerer Abschnitte oder als unabhängige Abschnitte der physikalischen Chemie betrachtet werden können. Es sollte noch einmal die enge Verbindung verschiedener Zweige der physikalischen Chemie hervorgehoben werden. Bei der Untersuchung eines Phänomens muss ein Arsenal von Konzepten, Theorien und Forschungsmethoden vieler Bereiche der Chemie (und häufig anderer Wissenschaften) verwendet werden. Nur mit einer ersten Kenntnis der physikalischen Chemie ist es zu Bildungszwecken möglich, das Material in die angegebenen Abschnitte zu verteilen.

Physikalische und chemische Forschungsmethoden... Die grundlegenden Methoden der physikalischen Chemie sind natürlich die Methoden der Physik und Chemie. Dies ist in erster Linie eine experimentelle Methode - die Untersuchung der Abhängigkeit der Eigenschaften von Substanzen von äußeren Bedingungen, die experimentelle Untersuchung der Gesetze des Verlaufs verschiedener Prozesse und der Gesetze des chemischen Gleichgewichts.

Die theoretische Interpretation experimenteller Daten und die Schaffung eines kohärenten Wissenssystems basiert auf den Methoden der theoretischen Physik.

Thermodynamische MethodeAls eine davon können Sie verschiedene Eigenschaften eines Stoffes ("makroskopische" Eigenschaften) quantitativ in Beziehung setzen und eine dieser Eigenschaften auf der Grundlage der experimentellen Werte anderer Eigenschaften berechnen.

KAPITEL I.
DAS ERSTE GESETZ DER THERMODYNAMIK

Wärme und Arbeit

Veränderungen in den Bewegungsformen während des Übergangs von einem Körper zum anderen und die entsprechenden Energieumwandlungen sind sehr unterschiedlich. Die Formen des Bewegungsübergangs selbst und die damit verbundenen Energieübergänge können in zwei Gruppen unterteilt werden.

Die erste Gruppe umfasst nur eine Form des Bewegungsübergangs durch chaotische Kollisionen von Molekülen zweier sich berührender Körper, d.h. durch Wärmeleitung (und gleichzeitig durch Strahlung). Das Maß der auf diese Weise übertragenen Bewegung ist hitze .

Die zweite Gruppe umfasst verschiedene Formen des Bewegungsübergangs, deren gemeinsames Merkmal die Bewegung makroskopischer Massen unter Einwirkung äußerer Kräfte gerichteter Natur ist. Dies sind das Anheben von Körpern in einem Gravitationsfeld, der Übergang einer bestimmten Elektrizitätsmenge von einem höheren elektrostatischen Potential zu einem niedrigeren, die Expansion eines unter Druck stehenden Gases usw. Das allgemeine Maß für die durch solche Verfahren übertragene Bewegung ist job .

Wärme und Arbeit charakterisieren qualitativ und quantitativ zwei verschiedene Formen der Bewegungsübertragung von einem Teil der materiellen Welt zum anderen.

Die Übertragung von Bewegung ist eine Art komplexe Bewegung der Materie, deren zwei Hauptformen wir unterscheiden. Wärme und Arbeit sind Maßstäbe für diese beiden komplexen Formen der Bewegung von Materie und sollten als Energieformen betrachtet werden.

Die gemeinsame Eigenschaft von Wärme und Arbeit ist, dass sie nur in den Zeiträumen von Bedeutung sind, in denen diese Prozesse stattfinden. Im Verlauf solcher Prozesse nimmt in einigen Körpern die Bewegung in bestimmten Formen ab und die entsprechende Energie nimmt ab, während in anderen Körpern die Bewegung in derselben oder anderen Formen zunimmt und die entsprechenden Energiearten zunehmen.

Wir sprechen nicht über die Speicherung von Wärme oder Arbeit in irgendeinem Körper, sondern nur über die Wärme und Arbeit eines bestimmten Prozesses. Nach seiner Fertigstellung besteht keine Notwendigkeit mehr, über das Vorhandensein von Wärme oder Arbeit in Körpern zu sprechen.

Innere Energie

Bei einem nicht kreisförmigen Prozess ist die Gleichheit (I, 1) nicht erfüllt, da das System nicht in seinen ursprünglichen Zustand zurückkehrt. Stattdessen können Gleichungen für einen nicht kreisförmigen Prozess geschrieben werden (ohne den Koeffizienten) k):

Da die Integrationsgrenzen in der Regel willkürlich sind, gilt dies für die Elementargrößen dWund dQ:

d Q. ¹ d W.,

daher:

d Q. - d W. ¹ 0

Bezeichnen wir den Unterschied dQ - dW für jeden elementaren thermodynamischen Prozess durch dU:

dU º d Q. - d W.(I, 2)

oder für den letzten Prozess:

– (I, 2a)

Zurück zum Kreislaufprozess erhalten wir (aus Gleichung I, 1):

\u003d - \u003d 0 (I, 3)

Also die Menge dUist die Gesamtdifferenz einiger Systemzustandsfunktionen. Wenn das System (nach einer zyklischen Änderung) in seinen ursprünglichen Zustand zurückkehrt, erhält der Wert dieser Funktion seinen ursprünglichen Wert.

Systemstatusfunktion U,definiert durch Gleichheiten (I, 2) oder (I, 2a) heißt innere Energie systeme .

Offensichtlich kann der Ausdruck (I, 2a) wie folgt geschrieben werden:

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

U 2 – U 1 \u003d ∆U \u003d Q - W.

Diese Argumentation untermauert empirisch das Vorhandensein einer bestimmten Funktion des Zustands des Systems, die die Bedeutung des Gesamtmaßes aller Bewegungen hat, die das System besitzt.

Mit anderen Worten, die innere Energie umfasst die Translations- und Rotationsenergie von Molekülen, die Schwingungsenergie von Atomen und Atomgruppen in einem Molekül, die Bewegungsenergie von Elektronen, intranukleäre und andere Energiearten, dh die Gesamtheit aller Arten von Teilchenenergie im System mit Ausnahme des Potentials und der kinetischen Energie des Systems selbst ...

Angenommen, der zyklische Prozess wurde so ausgeführt, dass die innere Energie des Systems, nachdem das System in seinen ursprünglichen Zustand zurückgekehrt war, nicht ihren Anfangswert angenommen, sondern erhöht hat. In diesem Fall würde die Wiederholung von Kreisprozessen die Akkumulation von Energie im System verursachen. Es würde die Möglichkeit schaffen, diese Energie in Arbeit umzuwandeln und auf diese Weise Arbeit nicht auf Kosten der Wärme, sondern "aus dem Nichts" zu erhalten, da in einem kreisförmigen Prozess Arbeit und Wärme einander äquivalent sind, was durch direkte Experimente gezeigt wird.

Unfähigkeit, den angegebenen Erstellungszyklus zu implementieren perpetual Motion Machine (Perpetuum Mobile) der ersten Art,arbeit zu geben, ohne eine äquivalente Menge einer anderen Art von Energie auszugeben, wird durch das negative Ergebnis von Tausenden von Jahren menschlicher Erfahrung bewiesen. Dieses Ergebnis führt zu der gleichen Schlussfolgerung, die wir in einer bestimmten, aber strengeren Form erhalten haben, als wir Joules Experimente analysierten.

Formulieren wir das erhaltene Ergebnis erneut. Die Gesamtenergieversorgung des Systems (seine innere Energie) als Ergebnis des zyklischen Prozesses kehrt zu ihrem ursprünglichen Wert zurück, d. H. Die innere Energie des Systems in einem gegebenen Zustand hat einen bestimmten Wert und hängt nicht davon ab, welche Änderungen das System vor dem Kommen erfahren hat. in diesen Zustand.

Mit anderen Worten, die innere Energie des Systems ist eine eindeutige, kontinuierliche und endgültige Funktion des Systemzustands.

Die Änderung der inneren Energie des Systems wird durch den Ausdruck (I, 2b) bestimmt; Für einen zirkulären Prozess ist der Ausdruck (I, 3) gültig. Mit einer unendlich kleinen Änderung einiger Eigenschaften (Parameter) des Systems ändert sich auch die innere Energie des Systems unendlich wenig. Dies ist eine Eigenschaft einer stetigen Funktion.

Innerhalb der Thermodynamik ist es nicht erforderlich, eine allgemeine Definition des Konzepts der inneren Energie zu verwenden. Eine formale quantitative Definition durch die Ausdrücke (I, 2) oder (I, 2a) reicht für alle weiteren thermodynamischen Überlegungen und Schlussfolgerungen aus.

Da die innere Energie eines Systems eine Funktion seines Zustands ist, ist, wie bereits erwähnt, die Zunahme der inneren Energie mit infinitesimalen Änderungen der Parameter der Zustände des Systems das volle Differential der Zustandsfunktion. Teilen des Integrals in Gleichung (I, 3) in zwei Integrale über die Pfadabschnitte aus dem Zustand 1 an den Staat 2 (Pfad "a") (siehe Abb. I) und umgekehrt - aus dem Zustand 2 an den Staat 1 (ein anderer Weg "b" ), - wir bekommen:

(I, 4)

(I, 5)

Wir kommen zum gleichen Ergebnis, indem wir die Pfade "a" und "c" oder "b" und "c" usw. vergleichen.

Zahl: I. Schema eines zirkulären (zyklischen) Prozesses.

Ausdruck (I, 5) zeigt das das Inkrementieren der inneren Energie des Systems während seines Übergangs von einem Zustand in einen anderen hängt nicht vom Weg des Prozesses ab, sondern nur von den Anfangs- und Endzuständen des Systems.

Der erste Hauptsatz der Thermodynamik

Der erste Hauptsatz der Thermodynamik steht in direktem Zusammenhang mit dem Energieerhaltungssatz. Sie können damit den Energiehaushalt im Verlauf verschiedener Prozesse, einschließlich chemischer Reaktionen, berechnen.

Es folgt aus dem Energieerhaltungsgesetz:

Q \u003d ∆U + W.

Der resultierende Ausdruck für ein geschlossenes System kann wie folgt gelesen werden: die dem System zugeführte Wärme wird nur zur Änderung seiner inneren Energie und zur Ausführung von Arbeiten verwendet.

Die obige Aussage zu den Gleichungen (I, 3) und (I, 5) dient als formulierung des ersten Hauptsatzes der Thermodynamik (in Kombination mit Gleichung (I, 2), die eine quantitative Definition der inneren Energie ergibt).

Der erste Hauptsatz der Thermodynamik ist eine quantitative Formulierung des Energieerhaltungsgesetzes für Prozesse, die mit der Umwandlung von Wärme und Arbeit verbunden sind.

Eine andere Formulierung des ersten Hauptsatzes der Thermodynamik kann aus dem Ausdruck (I, 2a) erhalten werden. In einem isolierten System dQ \u003d 0 und dW \u003d 0, dann dU \u003d 0;; Daher für alle Prozesse, die in einem isolierten System ablaufen:

(I, 6)

d.h. die innere Energie eines isolierten Systems ist konstant ... Diese Formulierung des ersten Hauptsatzes der Thermodynamik ist ein quantitativer Ausdruck des allgemeinen Hauptsatzes der Energieerhaltung, der auf bestimmte Bedingungen und endliche Systeme angewendet wird, nach denen keine Energie erzeugt wird oder verschwindet.

Es ist zu beachten, dass der erste Hauptsatz der Thermodynamik es in keinem Zustand ermöglicht, den Gesamtwert der inneren Energie des Systems zu ermitteln, da die Gleichungen, die den ersten Hauptsatz ausdrücken, nur zur Berechnung der Änderung der Energie des Systems in verschiedenen Prozessen führen. Ebenso kann man die Änderung der inneren Energie in makroskopischen Prozessen nicht direkt messen; man kann diese Änderung nur mit Hilfe der Gleichung (I, 2b) unter Berücksichtigung der messbaren Größen - Wärme und der Arbeit dieses Prozesses - berechnen.

Es ist zu beachten, dass Wärme und Arbeit (jeweils getrennt) nicht die Eigenschaft einer Zustandsfunktion haben, die durch Gleichung (I, 3) oder (I, 5) ausgedrückt wird und der inneren Energie inhärent ist. Die Wärme und Arbeit eines Prozesses, der das System im allgemeinen Fall von Zustand 1 in Zustand 2 überträgt, hängt vom Pfad des Prozesses und vom Wert ab δQ und δW sind keine Differentiale der Zustandsfunktion, sondern einfach infinitesimale Größen, die wir nennen werden elementare Wärmeund elementare Arbeit.

Somit ist die interne Energiedifferenz dUhat andere mathematische Eigenschaften als Elementarwärme dQ und Arbeit dW... Dies ist beim Aufbau eines thermodynamischen Systems von wesentlicher Bedeutung.

Zustandsgleichungen

Viele Eigenschaften eines Systems im Gleichgewicht und seiner Phasen sind voneinander abhängig. Eine Änderung in einem von ihnen bewirkt eine Änderung in anderen. Quantitative funktionale Beziehungen zwischen den Eigenschaften eines Systems (Phase) können durch Gleichungen verschiedener Typen widergespiegelt werden.

Von diesen Gleichungen ist die wichtigste staatsgleichungphasen, die in integraler Form Druck, Temperatur, Dichte (oder Volumen), Zusammensetzung und andere Eigenschaften jeder Phase des Systems im Gleichgewicht verbinden.

Die Zustandsgleichung ist eng mit den thermodynamischen Gleichungen des Systems und seinen homogenen Teilen (Phasen) verwandt, kann jedoch nicht in einer bestimmten Form aus den Grundgleichungen der Thermodynamik abgeleitet werden und muss empirisch ermittelt oder durch Methoden der statistischen Physik auf der Grundlage molekularer Parameter (d. H. Größen) erhalten werden Charakterisierung der Struktur und Eigenschaften einzelner Moleküle). Die einfachsten Zustandsgleichungen sind die Gleichungen für Gase bei niedrigen Drücken: die Clapeyron-Mendeleev-Gleichung, die Van-der-Waals-Gleichung usw.

Das Vorhandensein von Zustandsgleichungen und anderen Gleichungen, die verschiedene Eigenschaften der Phase verbinden, führt dazu, dass die Kenntnis von nur wenigen, wenigen unabhängigen Eigenschaften für eine eindeutige Charakterisierung des Zustands des Systems ausreicht. Diese Eigenschaften werden aufgerufen unabhängige Variablenoder zustandsparametersysteme. Die übrigen Eigenschaften sind Funktionen der Zustandsparameter und werden eindeutig bestimmt, wenn deren Werte angegeben werden. Darüber hinaus spielt es für viele Probleme keine Rolle, ob wir die spezifischen Zustandsgleichungen der untersuchten Phasen kennen; Es ist nur wichtig, dass die entsprechenden Abhängigkeiten immer tatsächlich vorhanden sind.

Somit wird der Zustand des Systems durch unabhängige Variablen (Zustandsparameter) bestimmt, deren Anzahl von der Natur eines bestimmten Systems abhängt, und ihre Wahl ist im Prinzip willkürlich und mit Überlegungen zur Zweckmäßigkeit verbunden. Um den Zustand der einfachsten Systeme zu bestimmen - homogen und zeitlich konstant in Masse und Zusammensetzung (bestehend aus einer Phase und ohne chemische Veränderung) - reicht es aus, zwei unabhängige Variablen aus der Zahl drei (Volumen) zu kennen V,druck P.und Temperatur T).In komplexeren Systemen können die unabhängigen Variablen Konzentrationen, elektrische Ladung, elektrostatisches Potential, Magnetfeldstärke und andere umfassen.

Kalorienkoeffizienten

Die innere Energie des Systems ist eine Funktion des Zustands und eine Funktion der unabhängigen Variablen (Zustandsparameter) des Systems.

In den einfachsten Systemen

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

woher das Gesamtdifferential U. :

dU \u003d dV + dT (1,8)

Den Wert ersetzen dUvon Gleichung (I, 8) zu Gleichung (I, 2) finden wir:

δQ \u003d dV + dT + δW (I, 9)

Wenn in dem untersuchten System nur Expansionsarbeit vorhanden ist und keine elektrische Arbeit, Gravitationskräfte, Oberflächenkräfte usw. vorhanden sind, dann d W. = PdV.Dann

δQ \u003d + P. dV + dT (I, 9a)

Bezeichnen der Koeffizienten der Differentiale der unabhängigen Variablen in Gleichung (I, 9a) durch die Symbole l und LEBENSLAUF,wir bekommen:

δQ \u003d ldV + C V dT(1,10)

Aus den Gleichungen (I, 9a) und (I, 10) folgt:

= l \u003d + P.(I, 11)

\u003d C V \u003d

Die Mengen und stellen keine Ableitungen irgendeiner Funktion dar. Der erste ist wärme der isothermen Expansionkörper. Diese Größe, deren Dimension mit der Druckdimension übereinstimmt, ist die Summe aus Außendruck und Term ;; was die gegenseitige Anziehung von Molekülen widerspiegelt. Dieser Begriff ist für reale Gase klein und für Flüssigkeiten und Feststoffe sehr groß (im Vergleich zu den üblichen Werten des Außendrucks).

Die Quantität LEBENSLAUFgemäß Gleichung (I, 11) ist wärmekapazität bei konstantem Volumen... Die vom System bei konstantem Volumen aufgenommene Wärme wird vollständig zur Erhöhung der inneren Energie verwendet (vorausgesetzt, alle Arten von Arbeiten, einschließlich Expansionsarbeiten, fehlen).

Koeffizienten der gesamten internen Energiedifferenz für Variablen V.und T.haben eine einfache physikalische Bedeutung wie oben gezeigt.

Auswahl als unabhängige Variablen P.und T.oder V.und P. und wenn wir die innere Energie als Funktion dieser Variablenpaare betrachten, können wir auf ähnliche Weise erhalten:

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

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

wo die Mengen h, CP,c und l sind durch komplexere Beziehungen als die in Gleichung (I, 11) dargestellten mit den Ableitungen der inneren Energie verbunden. Beachten Sie, dass C p \u003des gibt wärmekapazität bei konstantem Druck,ein h = – wärme des isothermen Druckanstiegs.Der letztere Wert ist im Wesentlichen negativ.

Chancen l, h, C. V. , C P,c und λ heißen kalorienkoeffizienten.Eine unabhängige physikalische Bedeutung haben (insbesondere C P., C. V und l) sind sie auch nützliche Hilfsgrößen für thermodynamische Schlussfolgerungen und Berechnungen.

Die Arbeit verschiedener Prozesse

Viele energetische Prozesse werden unter dem Namen Arbeit vereint; Eine gemeinsame Eigenschaft dieser Prozesse ist der Energieverbrauch des Systems zur Überwindung der von außen wirkenden Kraft. Solche Prozesse umfassen beispielsweise die Bewegung von Massen in einem potentiellen Feld. Wenn die Bewegung gegen den Kraftgradienten erfolgt, verbraucht das System Energie in Form von Arbeit; Der Arbeitsaufwand ist positiv. Wenn sich das System entlang eines Kraftgradienten bewegt, erhält es Energie in Form von Arbeit von außen. Der Arbeitsaufwand ist negativ. Dies ist die Arbeit, eine bestimmte Masse in einem Gravitationsfeld anzuheben. Grundlegende Arbeit in diesem Fall:

d W. = – mgdH

wo m - Körpermasse; H. - Höhe über dem anfänglichen Nullniveau. Beim Erweitern eines Systems, das äußerem Druck ausgesetzt ist P,das System macht Arbeit , elementararbeit ist in diesem Fall gleich PdV (V 1und V 2 -das Anfangs- und Endvolumen des Systems).

Wenn sich eine elektrische Ladung bewegt q in einem elektrischen Feld gegen die Richtung des Potentialabfalls j und in dem Bereich, in dem die potenzielle Änderung liegt dj,und auch mit einer Erhöhung der Ladung eines Körpers mit einem Potential jum den Betrag dq Arbeit wird am System erledigt, sein Wert ist im ersten Fall gleich - qdjund im zweiten Fall - jdq.

Ebenso kann man die Arbeit der Vergrößerung der Schnittstelle ausdrücken S. zwischen homogenen Teilen des Systems (Phasen): d W. \u003d -s dS,
wobei s die Oberflächenspannung ist.

Im Allgemeinen elementare Arbeit dW ist die Summe mehrerer qualitativ unterschiedlicher Elementarwerke:

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

Hier P, -mg, -σ, -j - Kräfte im verallgemeinerten Sinne (verallgemeinerte Kräfte)oder intensitätsfaktoren; V, H, S., q – verallgemeinerte Koordinatenoder kapazitätsfaktoren.

In jedem speziellen Fall ist es notwendig zu bestimmen, welche Arten von Arbeit in dem untersuchten System möglich sind, und die entsprechenden Ausdrücke für zu kompilieren dWVerwenden Sie sie in Gleichung (I, 2a). Die Integration der Gleichung (I, 12) und die Berechnung der Arbeit für einen bestimmten Prozess sind nur in den Fällen möglich, in denen sich der Prozess im Gleichgewicht befindet und die Zustandsgleichung bekannt ist.

Für sehr viele Systeme ist es möglich, die Reihe der Gleichungen (I, 12) auf einen Term zu beschränken - die Expansionsarbeit.

Die Expansionsarbeit in Gleichgewichtsprozessen wird durch verschiedene Gleichungen ausgedrückt, die sich aus der Zustandsgleichung ergeben. Hier sind einige davon:

1) Ein Prozess, der mit konstantem Volumen stattfindet (isochorischer Prozess; V \u003d const):

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

2) Der Prozess findet bei konstantem Druck statt (isobarer Prozess; P \u003d const):

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

3) Prozess bei konstanter Temperatur (isothermer Prozess, T \u003d const). Die Arbeit, das ideale Gas dafür zu erweitern PV \u003d nRT:

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

Enthalpie

Die Gleichung des ersten Hauptsatzes der Thermodynamik für Prozesse, bei denen nur Expansionsarbeiten durchgeführt werden, hat folgende Form:

δQ \u003d dU + PdV (I, 19)

Wenn der Prozess unter konstantem Druck läuft, erhalten wir durch Integration:

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)

Als P.und V. - Zustandsparameter, a U. Ist die Zustandsfunktion, dann die Summe U + PVist auch eine Funktion des Zustands und seine Änderung im Prozess hängt nicht vom Weg des Prozesses ab, sondern nur vom Anfangs- und Endzustand. Diese Funktion wird aufgerufen enthalpieund wird durch das Symbol gekennzeichnet H.... Durch die Bestimmung des Wertes H.dient der Identität:

H U + PV (I, 22)

Aus Gleichung (I, 21) folgt, dass die bei konstantem Druck absorbierte Wärme gleich der Zunahme der Enthalpie D ist H. und hängt nicht vom Prozesspfad ab:

(I, 21a)

Der zweite Hauptsatz der Thermodynamik

Am häufigsten und sicherlich spontan sind die Prozesse der Wärmeübertragung von einem heißen auf einen kalten Körper (Wärmeleitfähigkeit) und der Übergang von der Arbeit zur Wärme (Reibung). Die jahrhundertealte alltägliche, technische und wissenschaftliche Praxis der Menschheit hat die alltägliche Realität dieser Prozesse sowie die Unmöglichkeit des spontanen Auftretens von umgekehrten Prozessen gezeigt, die aus praktischer Sicht sehr verlockend sind (Arbeit zu erhalten, indem den Körpern, die die Arbeitsflüssigkeit umgeben, Wärme entzogen wird). Dies gibt Anlass zu der Annahme, dass das einzige Ergebnis einer Reihe von Prozessen nicht der Wärmeübergang von einem weniger erhitzten zu einem stärker erhitzten Körper sein kann. (Clausius 'Postulat).

Der umgekehrte Wärmeübergang von einem stärker erhitzten zu einem weniger erhitzten Körper ist der übliche Nichtgleichgewichtsprozess der Wärmeübertragung mittels Wärmeleitung. Es kann nicht umgekehrt werden, dh durch dieselbe Folge von Zuständen in die entgegengesetzte Richtung gezogen werden. Dies reicht jedoch nicht aus: Wenn der Prozess der direkten Wärmeübertragung im System verlaufen ist, ist es in keiner Weise möglich, eine solche Abfolge von Prozessen durchzuführen, durch die alle an der Wärmeübertragung beteiligten Körper in ihren ursprünglichen Zustand gelangen würden und in anderen Körpern keine Änderungen auftreten würden. Der Wärmeleitungsprozess ist irreversibel.

Ein anderer allgemeiner Satz, der dieselbe experimentelle Grundlage hat, behauptet Folgendes: Das einzige Ergebnis eines Satzes von Prozessen kann nicht die Umwandlung von Wärme in Arbeit sein (d. H. Die Absorption von Wärme durch das System aus der Umgebung und die Rückgabe von Arbeit, die dieser Wärme entspricht). Somit ist der spontane Prozess der Umwandlung von Arbeit in Wärme (durch Reibung) irreversibel (genau wie die Wärmeleitfähigkeit).

Die letzte Aussage kann anders formuliert werden: Die Wärme des kältesten am Prozess beteiligten Körpers kann nicht als Arbeitsquelle dienen (Thomsons Postulat).

Beide Bestimmungen (Postulate von Clausius und Thomson) sind Formulierungen des zweiten Hauptsatzes der Thermodynamik und entsprechen einander, dh jeder von ihnen kann auf der Grundlage des anderen bewiesen werden.

Da die Übertragung von Wärme oder ihre Umwandlung in Arbeit als das einzige Ergebnis des Prozesses betrachtet wird, ist es offensichtlich erforderlich, dass das am Wärmeaustausch beteiligte System als Ergebnis eines Prozesses oder einer Reihe von Prozessen in seinen ursprünglichen Zustand zurückkehrt. Bei einem solchen zyklischen Prozess ändert sich die interne Energie des Systems nicht.

Angenommen, die zweite der obigen Formulierungen (insbesondere in ihrer letzten Form) ist falsch. Dann wäre es möglich, eine Maschine zu bauen, die in Zyklen arbeitet, deren "Arbeitsfluid" periodisch in ihren ursprünglichen Zustand zurückkehrt, und diese Maschine würde aufgrund der von außen vom Körper absorbierten Wärme Arbeit geben, die nicht mehr erwärmt wird als das System selbst und alle anderen das System umgebenden Körper ... Ein solcher Prozess würde ohne Verletzung des ersten Hauptsatzes der Thermodynamik (Arbeit aufgrund von Wärme) ablaufen, aber für die Praxis ist es gleichbedeutend damit, Arbeit aus dem Nichts herauszuholen, da jede Maschine eine nahezu unerschöpfliche Wärmequelle in der Umgebung hätte. So konnte sich der Dampfer bewegen, die Wärme des Meerwassers abführen und keinen Treibstoff benötigen. Eine solche Maschine heißt perpetuum Mobile (Perpetual Motion Machine) der zweiten Art.Basierend auf dieser Definition ist es möglich, den zweiten Hauptsatz der Thermodynamik zu formulieren, wodurch das Postulat von Thomson eine andere Form erhält: Ein Perpetuum Mobile der zweiten Art ist unmöglich.

Es sollte betont werden, dass sowohl die Bestimmungen von Clausius und Thomson als auch die Behauptung über die Unmöglichkeit von Perpetuum Mobile der zweiten Art nicht auf der Grundlage anderer Gesetze oder Vorschriften bewiesen werden. Sie sind Annahmen, die durch alle daraus resultierenden Konsequenzen gerechtfertigt sind, aber nicht für alle möglichen Fälle bewiesen werden können.

Lassen Sie uns noch eine Formulierung des zweiten Hauptsatzes der Thermodynamik geben, die natürlich ziemlich genau und kurz ist. Diese Formulierung enthält das Postulat der Existenz einer neuen Zustandsfunktion, durch die der Unterschied zwischen reversiblen und irreversiblen Prozessen ausgedrückt wird:

Methoden zur Entropieberechnung

Die Gleichungen (II, 1) und (II, 1a), die die Entropie bestimmen, sind die einzigen Anfangsgleichungen für die thermodynamische Berechnung der Änderung der Entropie des Systems. Wenn wir die Elementarwärme in Gleichung (II, 1a) durch ihre Ausdrücke durch die Kalorienkoeffizienten ersetzen (siehe Gleichungen (I, 10) und (I, 10a)), erhalten wir für Gleichgewichtsprozesse:

KJ / mol; die Schmelztemperatur t pl. \u003d 5,5 ° C ( T.= 278,5 ZU). Daher ist die Änderung der Entropie 1 maulwurfbenzol beim Schmelzen (Schmelzentropie) ist gleich:

DS pl. \u003d35,06 J / mol

2. Erhitzen bei konstantem Druck (isobarer Prozess; P \u003d const). Aus den Gleichungen (I, 18a) und (II, 1a) erhalten wir:

DS \u003d(II, 6)

Lassen Sie uns die Änderung der Entropie von einem Mol Aluminium beim Erhitzen von 25 auf 600 ° C finden. Die wahre molare Wärmekapazität von Aluminium kann durch die folgende Gleichung ausgedrückt werden:

C p \u003d 565,5 + 0,290 T. T.Gemäß Gleichung (II, 6) beträgt die Entropieänderung:

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

Plancks Postulat. Absolute Entropiewerte

Gleichung (II, 3) kann nicht verwendet werden, um den absoluten Wert der Entropie des Systems zu berechnen. Eine solche Möglichkeit bietet eine neue, unbeweisbare Position, die sich nicht aus den beiden von M. Planck (1912) formulierten Gesetzen der Thermodynamik ergibt. Nach dieser Bestimmung genannt plancks Postulat, die Entropie einer einzelnen kristallinen Substanz am absoluten Nullpunkt ist Null:

Streng genommen gilt Plancks Postulat nur für einzelne Substanzen, deren Kristalle ideal aufgebaut sind (im Kristallgitter sind alle Stellen von Molekülen oder Atomen besetzt, die sich regelmäßig abwechseln und regelmäßig orientieren). Solche Kristalle werden genannt ideale starre Körper.Echte Kristalle sind solche nicht, da ihr Kristallgitter nicht perfekt aufgebaut ist.

Die Entropie eines etwas zufällig aufgebauten Kristallgitters ist größer als die Entropie eines perfekt konstruierten kristallgitter... Daher haben echte Kristalle auch bei 0 K eine Entropie größer als Null. Die Entropien von wirklich gut ausgebildeten Kristallen einzelner Substanzen am absoluten Nullpunkt sind jedoch gering.

In Übereinstimmung mit Plancks Postulat hat Gleichung (II, 6) für einen idealen starren Körper die Form:

Das Plancksche Postulat wird zur thermodynamischen Untersuchung chemischer Prozesse verwendet, um die absoluten Werte der Entropie chemischer Verbindungen zu berechnen - Größen, die für die Berechnung chemischer Gleichgewichte von großer Bedeutung sind.

Entropie wird in der technischen Thermodynamik (Wärmetechnik) häufig als einer der wichtigen Parameter eines Arbeitsmediums in einer Wärmekraftmaschine verwendet, beispielsweise Wasserdampf. Die Werte der Entropie von Wasserdampf in einem bestimmten Zustand werden im Vergleich zu einem Standardzustand berechnet - normalerweise 0 ° C und 1 amm.Diese Entropiewerte werden verwendet, um die sogenannten zu konstruieren entropiezustandsdiagrammewasserdampf in Koordinaten S-Toder SCH(Mollier-Diagramm). In solchen Diagrammen ähnlich wie in Diagrammen V-Pes ist möglich, verschiedene Prozesse darzustellen, die im Arbeitskörper einer Wärmekraftmaschine ablaufen und die Betriebszyklen der Maschine bilden.

Abschließend sei angemerkt, dass wir uns nicht mit dem Gebiet der Thermodynamik befassen müssen. Unser Ziel ist es nur, die Hauptideen dieser Wissenschaft zu veranschaulichen und die Gründe zu erklären, warum es möglich ist, sich auf ihre Argumente zu stützen.

Schließlich werden die beiden Gesetze der Thermodynamik häufig wie folgt formuliert:

Erstes Gesetz: Die Energie des Universums ist immer konstant.

Zweiter Hauptsatz: Die Entropie des Universums nimmt ständig zu.

3rd ed., Rev. - M.: Higher School, 2001 - 512 S., 319 S.

Das Lehrbuch wird gemäß dem Programm für physikalische Chemie zusammengestellt.

Das erste Buch beschreibt die folgenden Abschnitte des Kurses: quantenmechanische Grundlagen der Theorie der chemischen Bindung, die Struktur von Atomen und Molekülen, spektrale Methoden zur Untersuchung der Molekülstruktur, phänomenologische und statistische Thermodynamik, Thermodynamik von Lösungen und Phasengleichgewichte.

Im zweiten Teil des Abschnitts des Kurses in physikalischer Chemie werden Elektrochemie, chemische Kinetik und Katalyse auf der Grundlage der im ersten Teil des Buches entwickelten Konzepte vorgestellt - Struktur der Materie und statistische Thermodynamik. Der Abschnitt "Katalyse" spiegelt die Kinetik heterogener und Diffusionsprozesse, die Thermodynamik der Adsorption und Fragen der Reaktivität wider.

Für Studenten, die in Fachgebieten der Chemieingenieurwissenschaften eingeschrieben sind.

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INHALT Buch 1.
Vorwort. 3
Einleitung 6
Abschnitt eins. Quantenmechanische Begründung der Theorie der Molekülstruktur und der chemischen Bindung
KAPITEL 1. Die Struktur des Atoms 9
§ 1.1. Quantenmechanische Eigenschaften von Mikropartikeln 9
§ 1.2. Wasserstoffähnliches Atom 11
§ 1.3. Atomorbitale des wasserstoffähnlichen Atoms 14
§ 1.4. Elektronenspin 21
§ 1.5. Mehrelektronenatome 23
§ 1.6. Pauli-Prinzip 26
§ 1.7. Elektronische Konfigurationen von Atomen 28
Kapitel 2. Moleküle. Theoretische Methoden zur Untersuchung der Struktur von Molekülen und chemischen Bindungen 34
§ 2.1. Molekül. Mögliche Oberfläche. Gleichgewichtskonfiguration 34
§ 2.2. Die Theorie der chemischen Bindung und ihre Aufgaben. Schrödinger-Gleichung für Moleküle 39
§ 2.3. Eine Variationsmethode zur Lösung der Schrödinger-Gleichung 42
§ 2.4. Zwei Hauptmethoden der Theorie der Molekülstruktur. Valenzbindungsmethode und Molekülorbitalmethode 44
§ 2.5. Grundideen der Molekülorbitalmethode 49
§ 2.6. Ungefähre Beschreibung des Molekülorbitals in der MO LCAO-Methode 50
§ 2.7. Das U-Molekül in der MO LCAO-Methode. Berechnung von Energie und Wellenfunktion nach der Variationsmethode 53
§ 2.8. Molekül H in der MO LCAO-Methode. Kovalente Bindung 58
Kapitel 3. Diatomare Moleküle in der MO LCAO-Methode 62
§ 3.1. Molekülorbitale homonuklearer zweiatomiger Moleküle 62
§ 3.2. Elektronische Konfigurationen und Eigenschaften von homonuklearen Molekülen, die durch Atome von Elementen der ersten und zweiten Periode gebildet werden 65
§ 3.3. Heteronukleare zweiatomige Moleküle 73
§ 3.4. Polare Kommunikation. Elektrisches Dipolmoment des Moleküls 78
§ 3.5. Sättigung der kovalenten Bindung 81
§ 3.6. Donor-Akzeptor-Bindung 82
§ 3.7. Ionenverbindung. Chemische Bindungspolarität 84
Kapitel 4. Mehratomige Moleküle in der MO 88-Methode
§ 4.1. Molekülorbitale in mehratomigen Molekülen. Orbitalsymmetrie. Delokalisierte und lokalisierte Orbitale. Molekül NHO 88
§ 4.2. Beschreibung des Methanmoleküls. Delokalisiertes und lokalisiertes MO. Orbitalhybridisierung 95
§ 4.3. Vorhersage von Gleichgewichtskonfigurationen von Molekülen 99
§ 4.4. Nicht starre Moleküle 101
§ 4.5. Moleküle mit Mehrfachbindungen in MO LCAO 104
§ 4.6. Hückel-Methode 108
§ 4.7. Beschreibung aromatischer Systeme nach der MOX 110-Methode
§ 4.8. Chemische Bindung in Koordinationsverbindungen. Ligandenfeldtheorie 117
§ 4.9. Ionenbindung im Kristall 126
Kapitel 5. Intermolekulare Wechselwirkungen 129
§ 5.1. Van der Waals Kräfte. Andere Arten unspezifischer Wechselwirkungen 129
§ 5.2. Wasserstoffbrücke 136
Abschnitt zwei. Spektrale Methoden zur Untersuchung der Struktur und der Energiezustände von Molekülen
Kapitel 6. Allgemeine Informationen zu molekularen Spektren. Elemente der Theorie der molekularen Spektren 141
§ 6.1. Intramolekulare Bewegung und elektromagnetisches Spektrum. 141
§ 6.2. Molekulare Emission, Absorption und Raman-Spektren. EPR- und NMR-Spektren 145
§ 6.3. Rotationsspektrum eines zweiatomigen Moleküls (starre Rotatorapproximation) 150
§ 6.4. Schwingungsrotationsspektrum eines zweiatomigen Moleküls. Näherung des harmonischen Oszillators 156
§ 6.5. Das Molekül ist ein anharmonischer Oszillator. Die Struktur des Schwingungsspektrums 162
§ 6.6. Elektronische Spektren. Bestimmung der Dissoziationsenergie von zweiatomigen Molekülen 169
§ 6.7. Rotationsspektren und strenge mehratomige Moleküle ... 171
§ 6.8. Schwingungen, Spektrum und Struktur mehratomiger Moleküle 175
§ 6.9. Verwendung von Schwingungsspektren zur Bestimmung der Struktur von Molekülen 180
§ 6.10. Einfluss der intermolekularen Wechselwirkung des Mediums und des Aggregationszustands auf das Schwingungsspektrum 183
Abschnitt drei. Chemische Thermodynamik
KAPITEL 7. Allgemeine Konzepte. Der erste Hauptsatz der Thermodynamik und seine Anwendung 186
§ 7.1. Thema und Aufgaben der chemischen Thermodynamik 186
§ 7.2. Grundlegende Konzepte und Definitionen der chemischen Thermodynamik 188
§ 7.3. Der erste Hauptsatz der Thermodynamik. Unzirkuläre Prozesse 199
§ 7.4. Spezifische Wärme 202
§ 7.5. Einfluss der Temperatur auf die Wärmekapazität. Temperaturreihe .. 208
§ 7.6. Quantentheorie der Wärmekapazität kristalliner Materie 211
§ 7.7. Quantenstatistische Theorie der Wärmekapazität von gasförmigem Material 215
§ 7.8. Thermische Effekte. Hess'sches Gesetz 217
§ 7.9. Anwendung des Hessschen Gesetzes zur Berechnung thermischer Effekte 220
§ 7.10. Abhängigkeit des thermischen Effekts von der Temperatur. Kirchhoff-Gleichung 227
Kapitel 8. Der zweite Hauptsatz der Thermodynamik und sein Anhang 235
§ 8.1. Spontane und nicht spontane Prozesse. Der zweite Hauptsatz der Thermodynamik 235
§ 8.2. Entropie 236
§ 8.3. Entropieänderung in nicht statischen Prozessen 239
§ 8.4. Entropieänderung als Kriterium für Richtung und Gleichgewicht in einem isolierten "System 240
§ 8.5. Charakteristische Funktionen. Thermodynamische Potentiale 241
§ 8.6. Kriterien für die Möglichkeit eines spontanen Prozesses und Gleichgewichts in geschlossenen Systemen 249
§ 8.7. Änderungen der Entropie in einigen Prozessen 251
§ 8.8. Gibbs Energie eines Gemisches idealer Gase. Chemisches Potential 261
§ 8.9. Allgemeine Bedingungen für das chemische Gleichgewicht 265
§ 8.10. Das Gesetz der Massen. Gleichgewichtskonstante für Gasphasenreaktionen 266
§ 8.11. Isotherme Reaktionsgleichung 271
§ 8.12. Verwenden des Massenwirkungsgesetzes zur Berechnung der Gleich273
§ 8.13. Einfluss der Temperatur auf das chemische Gleichgewicht. Isobare Reaktionsgleichung 282
§ 8.14. Integrale Form der Temperaturabhängigkeit der Änderung der Gibbs-Energie und der Gleichgewichtskonstante 284
§ 8.15. Chemisches Gleichgewicht in heterogenen Systemen 286
Kapitel 9. Der dritte Hauptsatz der Thermodynamik und die Berechnung des chemischen Gleichgewichts 289
§ 9.1. Thermal Nernst Theorem. Der dritte Hauptsatz der Thermodynamik 289
§ 9.2. Berechnung der Änderung der Standard-Gibbs-Energie und der Gleichgewichtskonstante nach der Temkin-Shvartsman-Methode 294
§ 9.3. Berechnung der Änderung der Standard-Gibbs-Energie und der Gleichgewichtskonstante unter Verwendung der reduzierten Gibbs-Energiefunktionen 297
§ 9.4. Adiabatische Reaktionen 299
KAPITEL 10. Chemisches Gleichgewicht in realen Systemen 303
§ 10.1. Flüchtigkeit und Flüchtigkeitskoeffizient von Gasen 303
§ 10.2. Berechnung des chemischen Gleichgewichts in einem realen Gassystem bei hohen Drücken 312
§ 10.3. Berechnung des chemischen Gleichgewichts in Systemen, in denen mehrere Reaktionen gleichzeitig ablaufen 314
KAPITEL 11. Einführung in die statistische Thermodynamik 320
§ 11.1. Statistische Physik und statistische Thermodynamik. Makroskopische und mikroskopische Beschreibung des Zustands des Systems 320
§ 11.2. Mikroskopische Beschreibung des Zustands nach der Methode der klassischen Mechanik 323
§ 11.3. Mikroskopische Beschreibung eines Zustands nach der Methode der Quantenmechanik. Quantenstatistik 324
§ 11.4. Zwei Arten von Durchschnittswerten (mikrokanonische und kanonische Durchschnittswerte) 325
§ 11.5. Beziehung zwischen Entropie und statistischem Gewicht. Die statistische Natur des zweiten Hauptsatzes der Thermodynamik 326
§ 11.6. Das System befindet sich im Thermostat. Canonical Gibbs Distribution. 330
§ 11.7. Die Summe über die Zustände des Systems und seine Beziehung zur Energie. Helmholtz 335
§ 11.8. Summe über Teilchenzustände 337
§ 11.9. Ausdruck thermodynamischer Funktionen in Form der Summe über die Zustände des Systems 340
§ 11.10. Summe über die Zustände eines Systems eindimensionaler harmonischer Oszillatoren. Thermodynamische Eigenschaften eines einatomigen Feststoffs nach Einsteins Theorie 343
§ 11.11. Boltzmanns Quantenstatistik. Maxwells Gesetz der molekularen Geschwindigkeitsverteilung 346
§ 11.12. Fermi-Dirac- und Bose-Einstein-Statistik 352
§ 11.13 Allgemeine Formeln zur Berechnung thermodynamischer Funktionen aus molekularen Daten 353
§ 11.14 Berechnung der thermodynamischen Funktionen eines idealen Gases unter der Annahme einer starren Rotation und harmonischer Schwingungen von Molekülen 357
Abschnitt vier. Lösungen
KAPITEL 12. Allgemeine Merkmale von Lösungen 365
§ 12.1. Klassifizierung von Lösungen 365
§ 12.2. Konzentration der Lösungen 367
5 12.3. Spezifität der Lösungen. Die Rolle intermolekularer und chemischer Wechselwirkungen, das Konzept der Solvatation 368
§ 12.4. Die Hauptrichtungen bei der Entwicklung der Lösungstheorie 372
§ 12.5. Thermodynamische Bedingungen für die Bildung von Lösungen 374
§ 12.6. Teilmolmengen 375
§ 12.7. Grundlegende Methoden zur Bestimmung partieller Molgrößen 379
§ 12.8. Partielle und relative partielle molare Enthalpien 381
§ 12.9. Auflösungs- und Verdünnungswärmen 382
§ 12.10. Thermodynamische Eigenschaften idealer flüssiger Lösungen 386
§ 12.11.3 Raoul-Gesetz 390
§ 12.12. Siedepunkt der idealen Lösung 392
§ 12.13 Gefrierpunkt der idealen Lösung 395
§ 12.14.0Smotischer Druck der idealen Lösung 397
§ 12.15 Nicht ideale Lösungen 400
§ 12.16. Extrem verdünnte, regelmäßige und athermische Lösungen 402
§ 12.17. Aktivität. Aktivitätskoeffizient. Standardzustand 404
§ 12.18.0smotischer Faktor 407
§ 12.19. Methoden zur Bestimmung der Aktivitäten 409
§ 12.20. Verbindung des Aktivitätskoeffizienten und der Aktivität mit den thermodynamischen Eigenschaften der Lösung und den überschüssigen thermodynamischen Funktionen 412
Abschnitt 5 Phasengleichgewichte
Kapitel 13. Thermodynamische Theorie der Phasengleichgewichte 415
§ 13.1. Grundbegriffe 415
§ 13.2. Phasengleichgewichtsbedingungen 418
§ 13.3. Gibbs-Phasenregel 419
Kapitel 14. Einteilige Systeme 421
§ 14.1. Anwendung der Gibbs-Phasenregel auf Einkomponentensysteme 421
§ 14.2. Phasenübergänge der ersten und zweiten Art 422
§ 14.3. Clapeyron-Clausius-Gleichung 425
§ 14.4. Sattdampfdruck 423
§ 14.5. Zustandsdiagramme von Einkomponentensystemen 429
§ 14.6. Kohlendioxid-Zustandsdiagramm 431
§ 14.7. Wasserzustandsdiagramm 432
§ 14.8. Schwefeldiagramm 433
§ 14.9. Enantiotrope und monotrope Phasenübergänge 435
Kapitel 15. Zweikomponentensysteme 436
§ 15.1. Physikalische und chemische Analysemethode 436
§ 15.2. Anwendung der Gibbs-Phasenregel auf Zweikomponentensysteme 437
§ 15.3. Gleichgewichtsgas - Flüssigkeitslösung in Zweikomponentensystemen 438
§ 15.4. Gleichgewichtsflüssigkeit - Flüssigkeit in Zweikomponentensystemen 442
§ 15.5. Gleichgewichtsdampf - flüssige Lösung in Zweikomponentensystemen 444
§ 15.6. Physikochemische Grundlagen der Destillation von Lösungen 453
§ 15.7. Gleichgewichtskristalle - flüssige Lösung in Zweikomponentensystemen 457
§ 15.8. Gleichgewichtsflüssigkeit - Gas und Kristalle - Gas (Dampf) in Zweikomponentensystemen 476
§ 15-9. Berechnungen aus Zustandsdiagrammen 476
KAPITEL 16. Dreiteilige Systeme 482
§ 16.1. Anwendung der Gibbs-Phasenregel auf Dreikomponentensysteme 482
§ 16.2. Grafische Darstellung der Zusammensetzung des ternären Systems 482
§ 16.3. Gleichgewichtskristalle - flüssige Lösung in Dreikomponentensystemen 484
§ 16.4. Gleichgewichtsflüssigkeit - Flüssigkeit in Dreikomponentensystemen 489
§ 16.5. Verteilung des gelösten Stoffes auf zwei flüssige Phasen. Extraktion 491
Anhang 495
Index 497

INHALT Buch 2.
Vorwort 3
Abschnitt sechs. Elektrochemie
KAPITEL 17. Lösungen, Elektrolyte 4
§ 17.1. Elektrochemie Punkt 4
§ 17.2. Spezifität von Elektrolytlösungen 5
§ 17.3. Elektrolytische Dissoziation in Lösung 6
§ 17.4. Durchschnittlich ionische Aktivität und Aktivitätskoeffizient 10
§ 17.5. Grundbegriffe der elektrostatischen Theorie starker Elektrolyte von Debye und Hückel 13
§ 17.6. Grundbegriffe der Assoziationstheorie von Ionen 22
§ 17.7. Thermodynamische Eigenschaften von Ionen 24
§ 17.8. Thermodynamik der ionischen Solvatisierung 28
KAPITEL 18. Nichtgleichgewichtsphänomene in Elektrolyten. Elektrische Leitfähigkeit von Elektrolyten 30
§ 18.1. Grundlegendes Konzept. Faradays Gesetze 30
§ 18.2. Die Bewegung von Ionen in einem elektrischen Feld. Ionentransportnummern. 32
§ 18.3. Elektrische Leitfähigkeit von Elektrolyten. Spezifische elektrische Leitfähigkeit 37
§ 18.4. Elektrische Leitfähigkeit von Elektrolyten. Molare elektrische Leitfähigkeit 39
§ 18.5. Molare elektrische Leitfähigkeit von Hydronium- und Hydroxidionen 43
§ 18.6. Elektrische Leitfähigkeit nichtwässriger Lösungen 44
§ 18.7. Elektrische Leitfähigkeit von festen und geschmolzenen Elektrolyten 46
§ 18.8. Konduktometrie 47
KAPITEL 19. Gleichgewichtselektrodenprozesse 49
§ 19.1. Grundbegriffe 49
§ 19.2. EMF eines elektrochemischen Systems. Elektrodenpotential 51
§ 19.3. Das Auftreten eines möglichen Sprungs an der Grenzfläche zwischen Lösung und Metall 53
§ 19.4. Diffusionspotential 55
§ 19.5. Die Struktur der elektrischen Doppelschicht an der Grenzfläche zwischen Lösung und Metall 56
§ 19.6. Reversible Thermodynamik elektrochemische Systeme 60
§ 19.7. Klassifizierung von reversiblen Elektroden 64
§ 19.8. Elektrodenpotentiale in nichtwässrigen Lösungen 74
§ 19.9. Elektrochemische Schaltkreise 75
§ 19.10. Anwendung der Theorie elektrochemischer Systeme auf die Untersuchung des Gleichgewichts in Lösungen 82
§ 19.11. Potentiometrie 85
Abschnitt sieben. Kinetik chemischer Reaktionen
KAPITEL 20. Gesetze der chemischen Kinetik 93
§ 20.1. Allgemeine Konzepte und Definitionen 93
§ 20.2. Chemische Reaktionsgeschwindigkeit 95
§ 20.3. Das Gesetz der Massenaktion und das Prinzip der Unabhängigkeit des Reaktionsverlaufs 101
KAPITEL 21. Kinetik chemischer Reaktionen in geschlossenen Systemen. 105
§ 21.1. Einseitige Reaktionen erster Ordnung 105
§ 21.2. Einseitige Reaktionen zweiter Ordnung 109
§ 21.3. Einseitige Reaktionen n-ter Ordnung 111
§ 21.4. Methoden zur Bestimmung der Reaktionsreihenfolge 112
§ 21.5. Bilaterale Reaktionen erster Ordnung 113
§ 21.6. Bilaterale Reaktionen zweiter Ordnung 116
Abschnitt 21.T. Parallele einseitige Reaktionen 117
§ 21.8. Einseitige sequentielle Reaktionen 119
§ 21.9. Quasistationäre Konzentrationsmethode 125
Kapitel 22. Kinetik von Reaktionen in offenen Systemen 127
§ 22.1. Reaktionskinetik in einem idealen Mischreaktor 127
§ 22.2. Kinetik von Reaktionen in einem Plug-Flow-Reaktor 129
Kapitel 23. Theorie des elementaren Aktes der chemischen Wechselwirkung 133
§ 23.1. Elementarer chemischer Akt 133
§ 23.2. Theorie der aktiven Kollisionen 137
§ 23.3. Aktivierte komplexe Theorie 141
§ 23.4. Präexponentieller Faktor in der Arrhenius-Gleichung nach der Theorie des Übergangszustands 154
§ 23.5. MO-Symmetrie und Aktivierungsenergie chemischer Reaktionen 159
Kapitel 24. Kinetik von Reaktionen in Lösungen, Ketten- und photochemischen Reaktionen 166
§ 24.1. Merkmale der Kinetik von Reaktionen in Lösungen 166
§ 24.2. Einfluss der Umgebung auf die Re170
§ 24.3. Kinetik ionischer Reaktionen in Lösungen 178
§ 24.4. Kettenreaktionen 181
§ 24.5. Photochemische Reaktionen 189
Kapitel 25. Kinetik von Elektrodenprozessen 196
§ 25.1. Elektrochemische Reaktionsgeschwindigkeit. Austauschstrom 196
§ 25.2. Elektrodenpolarisation 197
§ 25.3. Diffusionsüberspannung 199
§ 25.4. Elektrochemische Überspannung 205
§ 25.5. Andere Arten von Überspannung 210
5 25.6. Temperaturkinetisches Verfahren zur Bestimmung der Art der Polarisation in elektrochemischen Prozessen 211
§ 25.7. Überspannung während der elektrolytischen Wasserstoffentwicklung 213
§ 25.8. Elektrolyse. Zersetzungsspannung 217
§ 25.9. Polarisationsphänomene in chemischen Stromquellen 220
§ 25.10. Elektrochemische Korrosion von Metallen. Passivität von Metallen. Korrosionsschutzmethoden 222
Abschnitt acht. Katalyse
KAPITEL 26. Prinzipien der katalytischen Wirkung 228
§ 26.1. Grundlegende Konzepte und Definitionen 228
§ 26.2. Merkmale der Kinetik katalytischer Reaktionen 232
§ 26.3. Aktivierungsenergie katalytischer Reaktionen 237
§ 26.4. Wechselwirkung von Reagenzien mit einem Katalysator und Prinzipien der katalytischen Wirkung 241
Kapitel 27. Homogene Katalyse 245
§ 27.1. Säure-Base-Katalyse 246
§ 27.2. Redoxkatalyse 255
§ 27.3. Enzymatische Katalyse 260
§ 27.4. Autokatalyse, Hemmung und katalytische Chargenreaktionen 266
§ 27.5. Industrielle Anwendungen und Perspektiven für die Entwicklung einer homogenen Katalyse 271
KAPITEL 28. Heterogene Katalyse. 273
§ 28.1. Oberflächenstruktur heterogener Katalysatoren 273
§ 28.2. Adsorption als Stufe heterogener katalytischer Reaktionen 277
§ 28.3. Der Mechanismus heterogener katalytischer Reaktionen 282
§ 28.4. Kinetik heterogener katalytischer Reaktionen auf einer gleichermaßen zugänglichen Oberfläche 285
§ 28.5. Makrokinetik heterogener katalytischer Prozesse 292
§ 28.6. Industrielle Anwendungen der heterogenen Katalyse 300
Literatur 303
Anhang 305
Index 312
Inhaltsverzeichnis 316

Die physikalische Chemie begann Mitte des 18. Jahrhunderts. Der Begriff "physikalische Chemie" gehört im modernen Verständnis der Methodik der Wissenschaft und der Fragen der Erkenntnistheorie zu MV Lomonosov, der zum ersten Mal Studenten der Universität St. Petersburg den Kurs der wahren physikalischen Chemie vorlas. In der Präambel dieser Vorlesungen gibt er folgende Definition: "Die physikalische Chemie ist eine Wissenschaft, die auf der Grundlage der Bestimmungen und Experimente der Physik den Grund dafür erklären muss, was durch chemische Operationen in komplexen Körpern geschieht." Der Wissenschaftler in den Arbeiten seiner korpuskular-kinetischen Theorie der Wärme befasst sich mit Fragen, die die oben genannten Probleme und Methoden vollständig erfüllen. Von dieser Art sind auch experimentelle Maßnahmen, die dazu dienen, einzelne Hypothesen und Bestimmungen dieses Konzepts zu bestätigen. MV Lomonosov folgte diesen Prinzipien in vielen Bereichen seiner Forschung: bei der Entwicklung und praktischen Umsetzung der von ihm gegründeten "Wissenschaft des Glases" in verschiedenen Experimenten zur Bestätigung des Gesetzes der Erhaltung von Materie und Kraft (Bewegung); - In Arbeiten und Experimenten zur Lösungstheorie entwickelte er ein umfangreiches Forschungsprogramm zu diesem physikalisch-chemischen Phänomen, das sich bis heute in der Entwicklung befindet.

Es folgte eine Pause von mehr als einem Jahrhundert, und DI Mendeleev war Ende der 1850er Jahre eine der ersten physikalisch-chemischen Studien in Russland.

Der nächste Kurs in physikalischer Chemie wurde bereits 1865 von N. N. Beketov an der Kharkov University gelesen.

Die erste Abteilung für physikalische Chemie in Russland wurde 1914 an der Fakultät für Physik und Mathematik der Universität St. Petersburg eröffnet. Im Herbst begann M.S. Vrevsky, ein Student von D.P. Konovalov, einen Pflichtkurs und praktische Kurse in physikalischer Chemie zu lesen.

Die erste wissenschaftliche Zeitschrift zur Veröffentlichung von Artikeln zur physikalischen Chemie wurde 1887 von W. Ostwald und J. Van't Hoff gegründet.

Fach Physikalische Chemie

Die physikalische Chemie ist die wichtigste theoretische Grundlage moderne Chemieunter Verwendung theoretischer Methoden von so wichtigen Zweigen der Physik wie Quantenmechanik, statistischer Physik und Thermodynamik, nichtlinearer Dynamik, Feldtheorie usw. Sie umfasst die Theorie der Struktur der Materie, einschließlich: Struktur von Molekülen, chemische Thermodynamik, chemische Kinetik und Katalyse. Elektrochemie, Photochemie, physikalische Chemie von Oberflächenphänomenen (einschließlich Adsorption), Strahlungschemie, Theorie der Metallkorrosion, physikalische Chemie von Verbindungen mit hohem Molekulargewicht (siehe Physik von Polymeren) und andere werden ebenfalls als separate Abschnitte in der physikalischen Chemie unterschieden. Sie liegen sehr nahe beieinander physikalische Chemie und werden manchmal als ihre unabhängigen Abschnitte der kolloidalen Chemie, physikalisch-chemischen Analyse und Quantenchemie betrachtet. Die meisten Abschnitte der physikalischen Chemie haben ziemlich klare Grenzen in Bezug auf Objekte und Forschungsmethoden, methodische Merkmale und die verwendeten Geräte.

Unterschied zwischen physikalischer Chemie und chemischer Physik

Die Molekularität einer Elementarreaktion ist die Anzahl der Partikel, die gemäß dem experimentell festgelegten Reaktionsmechanismus an einem Elementarakt der chemischen Wechselwirkung beteiligt sind. Monomolekulare Reaktionen - Reaktionen, bei denen eine chemische Umwandlung eines Moleküls stattfindet (Isomerisierung, Dissoziation usw.): H 2 S → H 2 + S. Bimolekulare Reaktionen - Reaktionen, deren elementarer Akt bei der Kollision zweier Teilchen (identisch oder verschieden) ausgeführt wird: CH 3 Br + KOH → CH 3 OH + KBr Trimolekulare Reaktionen - Reaktionen, deren elementarer Akt bei der Kollision von drei Teilchen ausgeführt wird: О 2 + NO + NO → 2NО 2 Reaktionen mit einem Molekulargewicht von mehr als drei sind unbekannt. Bei Elementarreaktionen, die bei engen Konzentrationen der Ausgangssubstanzen durchgeführt werden, stimmen die Werte für Molekularität und Reihenfolge der Reaktion überein. Es gibt keine klar definierte Beziehung zwischen den Konzepten der Molekularität und der Reaktionsreihenfolge, da die Reaktionsreihenfolge die kinetische Gleichung der Reaktion und die Molekularität den Reaktionsmechanismus charakterisiert. Die Hauptbereiche der chemischen Thermodynamik sind: Klassische chemische Thermodynamik, die das thermodynamische Gleichgewicht im Allgemeinen untersucht. Thermochemie, der die thermischen Effekte chemischer Reaktionen untersucht. Lösungstheorie, das die thermodynamischen Eigenschaften einer Substanz basierend auf dem Konzept der Molekülstruktur und Daten zu intermolekularen Wechselwirkungen simuliert. Die chemische Thermodynamik ist eng verwandt mit solchen Zweigen der Chemie wie adsorption und Chromatographie. Physiko-chemische Analyse Die Theorie der physikalisch-chemischen Analyse basiert auf den von NS Kurnakov formulierten Prinzipien der Korrespondenz und Kontinuität. Das Kontinuitätsprinzip besagt, dass sich bei einer kontinuierlichen Änderung der Systemparameter die Eigenschaften einzelner Phasen und die Eigenschaften des Gesamtsystems kontinuierlich ändern, wenn keine neuen Phasen im System gebildet werden oder bestehende nicht verschwinden. Das Korrespondenzprinzip besagt, dass ein bestimmtes geometrisches Bild im Diagramm der Zusammensetzungseigenschaften jedem Phasenkomplex entspricht. Die Theorie der Reaktivität chemischer Verbindungen Die Hochenergiechemie (HHE) untersucht die chemischen Reaktionen und Umwandlungen, die in Materie unter dem Einfluss nichtthermischer Energie auftreten. Die Mechanismen und Kinetiken solcher Reaktionen und Transformationen sind durch im Wesentlichen Nischneller, angeregter oder ionisierter Teilchen mit einer Energie gekennzeichnet, die höher ist als die Energie ihrer thermischen Bewegung und in einigen Fällen durch chemische Bindung. Träger nichtthermischer Energie, die auf Materie wirken: beschleunigte Elektronen und Ionen, schnelle und langsame Neutronen, Alpha- und Betateilchen, Positronen, Myonen, Pionen, Atome und Moleküle mit Überschallgeschwindigkeit, Quanten elektromagnetischer Strahlung sowie gepulste elektrische, magnetische und akustische Felder. Die Prozesse der Hochenergiechemie unterscheiden sich durch ihre zeitlichen Stadien von den physikalischen, die in Femtosekunden oder weniger stattfinden, während derer nichtthermische Energie ungleichmäßig im Medium verteilt ist und ein "Hot Spot" gebildet wird, physikalisch-chemisch, während dessen Nichtgleichgewicht und Inhomogenität im "Hot Spot" und schließlich die Chemikalie, bei der die Transformationen der Materie den Gesetzen der allgemeinen Chemie gehorchen. Infolgedessen werden solche Ionen und angeregten Zustände von Atomen und Molekülen bei Raumtemperaturen gebildet, die aufgrund von Gleichgewichtsprozessen nicht entstehen können. Die äußere Manifestation von CVE ist die Bildung von Ionen und angeregten Zuständen von Atomen und Molekülen bei Raumtemperaturen, bei denen diese Partikel aufgrund von Gleichgewichtsprozessen nicht entstehen können. N. E. Ablesimov formulierte ein Relaxationsprinzip zur Kontrolle der Eigenschaften physikalisch-chemischer Nichtgleichgewichts-Systeme. In dem Fall, in dem die Relaxationszeiten viel länger sind als die Dauer der physikalischen Einwirkung, ist es möglich, die Ausbeute an chemischen Formen, Phasen und folglich die Eigenschaften von Substanzen (Materialien) unter Verwendung von Informationen über die Relaxationsmechanismen in kondensierten Nichtgleichgewichts-Systemen im physikalisch-chemischen Stadium von Relaxationsprozessen (einschließlich) zu steuern Nummer und während des Betriebs). Die Hauptabschnitte der HVE Plasmachemie (in Gas- und kondensierten Phasen) und andere. Laserchemie Elektromagnetische Strahlung (Röntgenstrahlung, γ-Strahlung, Synchrotronstrahlung) und Ströme beschleunigter Teilchen (Elektronen, Protonen, Neutronen, Helionen, schwere Ionen; Spaltfragmente schwerer Kerne usw.), deren Energie das Ionisationspotential von Atomen oder Molekülen übersteigt ( in den meisten Fällen im Bereich von 10-15 eV). Einige im Rahmen der Strahlenchemie chemische Prozesseunmöglich mit traditionellen chemischen Ansätzen. Ionisierende Strahlung kann die Temperatur chemischer Reaktionen ohne Verwendung von Katalysatoren und Initiatoren stark senken. Geschichte der Strahlenchemie Die Strahlenchemie entstand nach der Entdeckung von Röntgenstrahlen durch V. Roentgen im Jahr 1895 und der Radioaktivität durch A. Becquerel im Jahr 1896, die als erste Strahlungseffekte in fotografischen Platten beobachteten. Die ersten Arbeiten zur Strahlenchemie wurden 1899-1903 von den Ehegatten M. Curie und P. Curie durchgeführt. In den folgenden Jahren befasste sich die größte Anzahl von Studien mit der Radiolyse von Wasser und wässrigen Lösungen. Kernchemie Die Hauptbereiche der Kernchemie: untersuchung von Kernreaktionen und verwandten physikalischen und chemischen Prozessen; chemie "neuer Atome"; suche und Synthese neuer Elemente und Radionuklide nach der Reaktormethode; suche nach neuen Arten des radioaktiven Zerfalls. Elektrochemie Die Elektrochemie ist ein Teil der chemischen Wissenschaft, der Systeme und Grenzflächen untersucht, wenn ein elektrischer Strom durch sie fließt, Prozesse in Leitern, auf Elektroden (aus Metallen oder Halbleitern, einschließlich Graphit) und in Ionenleitern (Elektrolyten) untersucht. Die Elektrochemie untersucht Prozesse