Čo je definícia fyzikálnej chémie. Predmet fyzikálna chémia

Existuje veda, ktorá na základe pozícií a experimentov fyziky vysvetľuje, čo sa deje v zmiešaných telách počas chemických operácií. “Prvý vedecký časopis určený na publikovanie článkov o fyzikálnej chémii založili v roku 1887 W. Ostwald a J. Van't Hoff.

F fyzikálna chémia je hlavnou teoretickou. základ moderného chémia založená na takých dôležitých odvetviach fyziky, ako je kvantová mechanika, štatistická. fyzika a termodynamika, nelineárna dynamika, teória poľa atď. Zahŕňa doktrínu o štruktúre ostrova vrátane. o štruktúre molekúl, chemickej termodynamike, chemickej kinetike a katalýze. Ako samostatné oddiely sa často rozlišujú fyzikálna chémia, elektrochémia, fotochémia, fyzikálna chémia povrchových javov (vrátane adsorpcie), radiačná chémia, teória korózie kovov, fyzikálnochémia s vysokou molekulovou hmotnosťou. prip. a ďalšie. Majú veľmi blízko k fyzikálnej chémii a niekedy sa na ne hľadí ako na nezávislé. časti koloidná chémia, fyzikálno-chemická analýza a kvantová chémia. Väčšina častí fyzikálnej chémie má pomerne jasné hranice, pokiaľ ide o objekty a metodologické metódy výskumu. vlastnosti a použité prístroje.

Moderný štádium vývoja fyzikálnej chémie inherentnou hĺbkovou analýzou všeobecných zákonov chémie. premeny na móle. úrovni, rozšírené použitie mat. modelovanie, rozširovanie rozsahu ext. účinky na chemickú látku. systém (vysoké a kryogénne teploty, vysoké tlaky, silné žiarenie a magnetické účinky), štúdium ultrarýchlych procesov, spôsoby skladovania energie v chemikáliách. in-wah atď.

Aplikácia kvantovej teórie, predovšetkým kvantovej mechaniky, pri vysvetľovaní chem. javy znamenajú prostriedky. zvýšená pozornosť sa týkala úrovne tlmočenia a viedla k rozdeleniu dvoch smerov v chémii. Smer založený na kvantovom mechanizme. teória a operácia mikroskopická. úroveň vysvetlenia javov, často nazývaná chem. fyzika a smer operujúci so súbormi veľkého množstva častíc, kde nadobudnú platnosť štatistické údaje. zákony, - fyzikálna chémia. Týmto rozdelením sa vytvára hranica medzi fyzikálnou chémiou a chemickou látkou. fyzika nie je b. sa vykonáva prudko, čo je zrejmé najmä z teórie rýchlostí chemikálií. p-tiony.

Učenie o štruktúre ostrova a štruktúre molekúlsumarizuje rozsiahle experimenty. materiál získaný použitím takýchto fyzikálnych. metódy ako molekulárna spektroskopia, ktorá skúma interakciu. elektromagnet. žiarenie s in-vom v dif. rozsahy vlnových dĺžok, foto- a röntgenová elektrónová spektroskopia, elektrónová difrakcia, neutrónová difrakcia a röntgenové difrakčné metódy, metódy založené na magnetooptickej. účinky atď. Tieto metódy umožňujú získať štrukturálne údaje o elektronickej konfigurácii molekúl, o rovnovážnych polohách a amplitúdach vibrácií jadier v molekulách a kondenzácii. in-ve, o energetickom systéme. úrovne molekúl a prechody medzi nimi, o zmenách v geóme. konfigurácie pri zmene prostredia molekuly alebo jej jednotlivých fragmentov atď.

Spolu s úlohou korelovať nehnuteľnosti v s ich štruktúrou svr. fyzikálna chémia sa tiež aktívne podieľa na inverznom probléme predpovedania štruktúry zlúčenín s daným sv-you.

Veľmi dôležitý zdroj informácií o štruktúre molekúl, ich vlastnostiach v rozklade. stavy a znaky chem. transformácie sú výsledkom kvantovej chémie. výpočty. Kvantová chémia poskytuje systém pojmov a reprezentácií, hrany sa používajú vo fyzikálnej chémii pri zvažovaní správania chemickej látky. spoje na móle. úrovni a pri stanovovaní korelácií medzi charakteristikami molekúl, ktoré tvoria vstup, a sv. vás z týchto ostrovov. Vďaka výsledkom kvantovej chémie. výpočty potenciálnej energie pov-sta chem. systémy v dekomp. kvantové stavy a experiment. možnosti posledných rokov, najmä vývoj laserovej chémie, fyzikálnej chémie sa priblížili ku komplexnému štúdiu sv. v rozrušených a vysoko rozrušených štátoch na analýzu štrukturálnych vlastností Comm. v takýchto stavoch a špecifiká prejavu týchto znakov v dynamike chem. transformácie.

Obmedzenie konvenčnej termodynamiky spočíva v tom, že umožňuje iba opísať rovnovážné stavy a reverzibilné procesy. Skutočné nezvratné procesy sú predmetom objavujúcich sa v 30. rokoch. 20. storočie termodynamika nevratných procesov. Táto oblasť fyzikálnej chémie študuje nerovnovážne makroskopické. systémy, v ktorých je miera výskytu entropie lokálne konštantná (takéto systémy sú lokálne blízke rovnováhe). Umožňuje vám zvážiť systémy s chem. prenos a prenos hmoty (difúzia), teplo, elektrický. poplatky a pod.

Chemická kinetikaštuduje chemické premeny. in-in time, to znamená rýchlosť chemikálie. p-tions, mechanizmy týchto transformácií, ako aj závislosť chem. procesu o podmienkach jeho vykonávania. Stanovuje vzory zradyzloženie transformačného systému v čase, odhaľuje vzťah medzi rýchlosťou chemikálie. a vonkajších podmienok a tiež študuje faktory ovplyvňujúce rýchlosť a smer chem. p-tions.

Väčšina chemická. p-tions je zložitý viacstupňový proces pozostávajúci z jednotlivých elementárnych chemických činov. transformácia, preprava činidiel a prenos energie. Teoretické chem. kinetika zahŕňa štúdium mechanizmov elementárnych článkov a na základe myšlienok a aparátu klasiky počíta rýchlostné konštanty takýchto procesov. mechanika a kvantová teória, sa zaoberá konštrukciou modelov zložitých chem. procesy, vytvára spojenie medzi štruktúrou chemikálie. zlúčeniny a ich reakcie. schopnosť. Odhalenie kinetické. vzory pre komplexné časti (formálna kinetika) často vychádza z mat. modelovanie a umožňuje vám otestovať hypotézy o mechanizmoch komplexných pomerov a vytvoriť systém diferenciálov. ur-ny, ktorý popisuje výsledky procesu pri rozklade. ext. podmienky.

Pre chem. kinetika sa vyznačuje využitím mnohých fyzikálnych. výskumné metódy, ktoré umožňujú lokálne budenie reagujúcich molekúl, štúdium rýchlych (až do femtosekundových) transformácií, automatizáciu registrácie kinetiky. dáta s ich súčasným spracovaním na počítači apod. Kinetika sa intenzívne hromadí. informácie prostredníctvom bánk kinetické. konštanty, vč. pre chem. v extrémnych podmienkach.

Veľmi dôležitá časť fyzikálnej chémie, ktorá úzko súvisí s chem. kinetika je doktrína katalýzy, teda zmena rýchlosti a smeru chemickej látky. pri vystavení účinkom in-in (

Ministerstvo školstva Ruská federácia Tomsk Polytechnic University __________________________________________________________________________ N. A. Kolpakova, V. A. Kolpakov, S. V. Romanenko Učebnica FYZIKÁLNEJ CHÉMIE I. časť Tomsk 2004 UDC 541.1 Fyzikálna chémia ... Učebnica / N.A. Kolpakova, V.A. Kolpakov, S.V. Romanenko. - Tomsk: Vyd. TPU, 2004. - 1. časť - 168 s. Učebnica sa venuje týmto častiam „Fyzikálnej chémie“: základné zákony termodynamiky, chemická a fázová rovnováha, termodynamika roztokov neelektrolytov. Príručka bola vypracovaná na Katedre fyzikálnej a analytickej chémie TPU a je určená pre externých študentov chemických odborov. Publikované na základe objednávky Redakčnej a vydavateľskej rady Tomskovej polytechnickej univerzity Recenzenti: L.N. Kurina. - Prof. Katedra fyzikálnej chémie TSU, doktor chémie. vedy; Buinovsky A.S. - Hlava. oddelenie Chemistry TPU STU, Doctor of Chem. vedy. © Tomská polytechnická univerzita, 2004 © Autori, 2004 KAPITOLA 1. ÚVOD DO FYZIKÁLNEJ CHÉMIE 1.1. STRUČNÝ HISTORICKÝ POPIS VÝVOJA FYZIKÁLNEJ CHÉMIE Názov a definíciu obsahu fyzikálnej chémie ako prvý uviedol MV Lomonosov (1752): „Fyzikálna chémia je veda, ktorá by mala na základe ustanovení a fyzikálnych experimentov vysvetliť príčinu toho, čo sa deje chemickými operáciami v zložitých telách“ ... Výučbu fyzikálnej chémie v Rusku ako samostatnú vedu priblížil prof. NN Beketov v roku 1860 na Charkovskej univerzite. Najdôležitejšie teoretické a experimentálne výskumy Lomonosova ho priviedli k objavom, ktoré ani teraz nestratili svoj význam. Lomonosov sa priblížil k správnemu vymedzeniu princípu zachovania hmoty a pohybu, kinetickej povahe tepla, a všimol si aj nemožnosť spontánneho prechodu tepla z chladnejšieho telesa na teplejšie, čo je v súčasnosti jedna z formulácií druhého zákona termodynamiky. V priebehu budúceho storočia sa uskutočňoval výskum, na základe ktorého sa uskutočnilo veľa dôležitých objavov a zovšeobecnení. KV Scheele vo Švédsku (1773) a Fontana vo Francúzsku (1777) objavili adsorpciu plynov; TE Lovits v Rusku (1785) objavil adsorpciu z riešení. AL Lavoisier a PS Laplace vo Francúzsku (1779–1784) študovali tepelné kapacity látok a tepelné účinky reakcií. Na začiatku XIX storočia. G. Davy v Anglicku a L. J. Thenard vo Francúzsku objavili katalytické reakcie a J. J. Berzelius vo Švédsku (1835) ďalej rozvinuli koncept katalýzy. Základy elektrochémie položil výskum galvanických článkov, elektrolýzy a prenosu prúdu v elektrolytoch. Galvani a A. Volta v Taliansku vytvorili v roku 1799 galvanický článok. V. V. Petrov v Rusku (1802) objavil fenomén elektrického oblúka. T. Grottus v Rusku (1805) položil základy teórie elektrolýzy. V roku 1800 G. Davy predložil elektrochemickú teóriu interakcie látok: široko používal elektrolýzu na chemický výskum... M. Faraday, študent Davyho, v rokoch 1833–1834. formuloval kvantitatívne zákony elektrolýzy. BS Jacobi v Rusku, riešenie problémov praktického využitia procesu elektrolýzy, objavený v roku 1836 elektroformovaním. V prvej polovici XIX storočia. vďaka prácam D. Daltona v Anglicku (1801–1803), J.L. Gay-Lussaca vo Francúzsku (1802) a A. Avogadra v Taliansku (1811), ktorí objavili najdôležitejšie zákony plynného štátu, sa atomistické koncepty rozšírili v širokom rozsahu. Do rovnakého obdobia patria aj práce GI Hessa (1802–1856) o termochémii. K. Guldberg a P. Waage v Nórsku (1864–1867), J. W. Gibbs v USA (1873–1878) vyvinuli termodynamickú teóriu chemickej rovnováhy a AL Le Chatelier vo Francúzsku (1884) objavili všeobecný princíp vytesnenia rovnováha pri zmene vonkajších podmienok. V prácach holandského chemika J. H. Van't Hoffa bola vyvinutá termodynamická teória chemickej rovnováhy. Vypracoval tiež kvantitatívnu teóriu zriedených roztokov (1885–1889). Prenos elektriny do riešení skúmali v Nemecku IV Gittorf a FVG Kohlrausch. Švédsky vedec S. A. Arrhenius sa vyvinul v rokoch 1883–1887. teória elektrolytickej disociácie. AM Butlerov, ktorý vytvoril teóriu štruktúry organických zlúčenín, zanechal hlbokú stopu vo vývoji fyzikálnej chémie. Veľký ruský chemik D.I. Mendeleev (1834-1907) objavil existenciu kritickej teploty (1860), všeobecná rovnica stavy plynov, (1874) a vyvinul chemickú teóriu roztokov (1887). DP Konovalov (1889), študent Mendelejeva, je jedným zo zakladateľov teórie riešení. Na konci XIX storočia. v oblasti teórie štruktúry hmoty bolo urobených množstvo významných objavov, ktoré preukázali zložitosť štruktúry atómu a zohrali obrovskú úlohu pri vývoji fyzikálnej chémie. Patria sem objavy elektrónu od J. B. Perrina (1895) a J. Thomsona (1897), kvantová podstata svetla od R. Plancka (1900), existencia svetelného tlaku od P. N. Lebedeva (1899), štúdie (od roku 1898). ) javy rádioaktivity P. Curie a M. Sklodowska-Curie. Na začiatku XX storočia. fyzikálna chémia bola definovaná ako veda, ktorá študuje štruktúru hmoty, chemickú termodynamiku vrátane termochémie a teórie rovnováhy, roztokov, chemickej kinetiky a elektrochémie. Aplikovali sa nové teoretické metódy a do popredia sa dostali štúdie štruktúry atómov, molekúl a kryštálov. Najrýchlejším vývojom v 20. storočí bola teória štruktúry hmoty, najmä štruktúry atómov a molekúl. Hlavným úspechom v tejto oblasti bola jadrová teória atómu, ktorú navrhol E. Rutherford (1911) a rozvinula sa v prvej kvantitatívnej teórii atómu vodíka vyvinutej dánskym fyzikom N. Bohrom (1913). Štúdium podstaty chemických väzieb a štruktúry molekúl sa vyvíjalo paralelne so štúdiom štruktúry atómu. Na začiatku 20. rokov 20. storočia vyvinuli V. Kossel a G. N. Lewis základy elektronickej teórie chemických väzieb. VG Heitler a F. London (1927) vyvinuli kvantovo-mechanickú teóriu chemických väzieb. Na základe najväčších objavov fyziky v oblasti atómovej štruktúry a s využitím teoretických metód kvantovej mechaniky a štatistickej fyziky, ako aj nových experimentálnych metód, ako napr. röntgenová analýza, spektroskopia, hmotnostná spektroskopia, magnetické metódy, metóda označených atómov a ďalšie, fyzici a fyzikálni chemici urobili veľké pokroky v štúdiu štruktúry molekúl a kryštálov a v porozumení podstaty chemických väzieb. Veľký pokrok sa dočkala doktrína rýchlostí. chemické reakcie , to znamená chemická kinetika, ktorá je teraz spojená špeciálne so štúdiami štruktúry molekúl a sily väzieb medzi atómami v molekule. Vznikli a úspešne sa rozvíjajú nové odbory fyzikálnej chémie: magnetochémia, radiačná chémia, fyzikálna chémia vysokých polymérov, fyzikálna chémia silikátov, plynová elektrochémia atď. Rovnako ako iné vedy, aj fyzikálna chémia a jej jednotlivé odvetvia vznikali alebo sa začali rozvíjať obzvlášť úspešne obdobia, keď jedna alebo druhá praktická potreba spôsobila potrebu rýchleho rozvoja ktoréhokoľvek odvetvia priemyslu, a tento vývoj si vyžadoval solídny teoretický základ. Tu je potrebné poznamenať hlavné štúdie NS Kurnakova vo fyzikálno-chemickej analýze, práce v oblasti elektrochémie od AN Frumkina, vytvorenie teórie reťazových reakcií od NN Semenova, vývoj teórie heterogénnej katalýzy od AA Balandina. Fyzikálna chémia hrá vedúcu úlohu pri riešení mnohých problémov, ktorým čelí chemická veda a prax. Fyzikálna chémia je v súčasnosti samostatnou disciplínou s vlastnými výskumnými metódami a predstavuje teoretický základ aplikovaných chemicko-technologických disciplín. 1.2. PREDMET A PROBLÉMY FYZIKÁLNEJ CHÉMIE Fyzikálna chémia je veda o zákonoch chemických procesov a fyzikálnych javov. Hlavnou úlohou fyzikálnej chémie je študovať a vysvetliť základné zákony upravujúce smerovanie chemických procesov, mieru ich výskytu, vplyv prostredia, nečistoty, žiarenie, podmienky dosiahnutia maximálneho výťažku užitočného produktu. Štúdium fyzikálnej chémie umožňuje porozumieť chemickým zákonom, ako aj predvídať a riadiť chemické javy. Moderná fyzikálna chémia umožňuje riešiť problémy efektívneho riadenia výroby, intenzifikácie a automatizácie výrobných procesov. Slúži ako teoretický základ pre chemickú technológiu. Takéto dôležité výrobné procesy v chemickej technológii, ako je syntéza a oxidácia amoniaku, kontaktná výroba kyseliny sírovej, výroba etanolu zo zemného plynu, krakovanie oleja a mnoho ďalších, sú založené na výsledkoch fyzikálno-chemických štúdií reakcií, ktoré sú ich základom. 5 procesov. Bez fyzikálnej chémie je nemožné vyriešiť problém tvorby látok s požadovanými vlastnosťami, vyvinúť nové zdroje energie a mnoho ďalších otázok efektívnej výroby. Znalosti z fyzikálnej chémie pre budúcich procesných inžinierov preto otvárajú veľké príležitosti na riešenie rôznych problémov, s ktorými sa stretáva pri praktickej práci inžiniera v továrňach a vo výskumných ústavoch. Názov vedy - „fyzikálna chémia“ - odráža históriu jej vzniku na rozhraní dvoch vied - fyziky a chémie, ako aj skutočnosť, že pri štúdiu chemických javov široko využíva teoretické zákony a experimentálne metódy fyziky. 1.3. KLASIFIKÁCIA METÓD FYZIKÁLNEJ CHÉMIE Vo fyzikálnej chémii sa používa niekoľko teoretických metód.  Kvantovochemická metóda využíva vlastnosti elementárnych častíc na opis chemických transformácií. Zákony kvantovej mechaniky sa používajú na popis vlastností a reaktivity molekúl, ako aj povahy chemických väzieb na základe vlastností elementárnych častíc, z ktorých sú molekuly vyrobené.  Termodynamická (fenomenologická) metóda je založená na niekoľkých zákonoch (postulátoch), ktorými sú zovšeobecnenia experimentálnych údajov. Umožňuje na ich základe zistiť energetické vlastnosti systému, predpovedať priebeh chemického procesu a jeho výsledok v okamihu rovnováhy.  Kvantovo-štatistická metóda vysvetľuje vlastnosti látok na základe vlastností molekúl tvoriacich tieto látky.  Kinetická metóda vám umožňuje vytvoriť mechanizmus a vytvoriť teóriu chemických procesov štúdiom zmien v rýchlosti chemických reakcií z rôznych faktorov. Fyzikálna chémia sa vyznačuje rozsiahlym využitím matematiky, ktorá umožňuje nielen najpresnejšie vyjadriť teoretické zákony, ale je aj nevyhnutným nástrojom na ich stanovenie. 6 KAPITOLA 2. ZÁKLADNÉ ZÁKONY TERMODYNAMIKY Slovo „termodynamika“ pochádza z gréckeho termínu - teplo a dynamika - sila. Termodynamika je veda o premene rôznych druhov energie z jednej na druhú. Chemická termodynamika študuje transformáciu rôznych druhov energie prebiehajúcich v priebehu chemických reakcií. 2.1. ZÁKLADNÉ POJMY CHEMICKEJ TERMODYNAMIKY Systém je samostatné teleso alebo skupina telies, ktoré interagujú a sú od prostredia oddelené skutočným alebo imaginárnym plášťom (hranicou). Otvorený systém je systém, ktorý vymieňa látky (hmotu) a energiu (napríklad teplo) s vonkajším prostredím. Izolovaný systém (alebo uzavretý systém) je systém, ktorý nemení teplo a nepracuje s okolitým prostredím. Energia a objem izolovaného systému sú v priebehu času konštantné. Príkladom takého systému je napríklad termoska. Ak hranica neprepúšťa teplo, potom sa proces prebiehajúci v systéme nazýva adiabatický. Keď si systém vymieňa teplo a pracuje s prostredím, dôjde k zmenám v systéme aj v prostredí. Termodynamické systémy môžu byť homogénne alebo heterogénne. Ak vo vnútri systému nie sú žiadne rozhrania, ktoré oddeľujú časti systému, ktoré sa líšia zložením alebo štruktúrou, potom sa tento systém nazýva homogénny. Podľa toho sa heterogénny systém nazýva systém pozostávajúci z rôznych častí, ktoré sa líšia štruktúrou resp chemické zloženie ... Tieto časti sa nazývajú fázy. Fáza je teda súčasťou heterogénneho systému ohraničeného rozhraním a vyznačujúceho sa rovnakými fyzikálnymi a chemickými vlastnosťami vo všetkých bodoch. Každý systém sa skladá z jednej alebo viacerých látok. Jednotlivé chemikálie, ktoré sa dajú izolovať zo systému a existujú mimo neho nezávisle vo forme samostatnej fázy, sa nazývajú základné látky systému. Napríklad pohár obsahuje vodu, do ktorej sa ponorí platinová platňa. Nad sklom je zmes plynov: kyslík, vodík a dusík. Tento systém je trojfázový, obsahuje päť základných látok. 7 Termodynamický stav systému je súborom hodnôt nezávislých premenných (parametrov systému), ktoré určujú jeho vlastnosti. Akákoľvek vlastnosť systému sa dá nazvať termodynamickým parametrom stavu, ak sa považuje za jednu z nezávislých premenných, ktoré určujú stav systému. Termodynamika považuje hmotu za spojité médium a na výskum využíva také termodynamické parametre, ktoré sú výsledkom pôsobenia veľkého množstva častíc (makroparametrov). Napríklad makroparametre chemickej reakcie prebiehajúcej aj za „normálnych podmienok“ sú teplota, tlak, objem, koncentrácia, intenzita gravitačného, \u200b\u200bmagnetického, elektrického a elektromagnetického poľa atď. „Normálne podmienky“ sú teplota 20– 25 ° C, atmosférický tlak, t.j. asi 101 kPa, gravitačné zrýchlenie - v priemere asi 9,8 m / s2, intenzita magnetického poľa - v priemere asi 40 A / m, intenzita elektrického poľa - v priemere asi 130 V / m, osvetlenie viditeľným svetlom - v priemere asi 500 luxov. Na charakterizáciu termodynamického stavu systému je potrebné poznať nie všetky vlastnosti, ale iba ich najmenší počet, takzvané nezávislé parametre systému. Spravidla pri opise chemického procesu prebiehajúceho na Zemi neuvádzame vlastnosti poľa, pretože sú konštantné, a preto neovplyvňujú zloženie a výťažok reakčných produktov. Ak sa chemický proces uskutočňuje v podmienkach silného magnetického alebo elektrického poľa alebo pri intenzívnom vystavení ultrafialovému žiareniu, röntgenovým lúčom alebo dokonca viditeľnému svetlu, potom budú mať parametre poľa významný vplyv na zloženie a výťažok reakčných produktov. V takom prípade musia byť zadané parametre poľa. Termodynamické parametre sú rozdelené na rozsiahle a intenzívne. Veličiny úmerné hmotnosti (alebo množstvu hmoty) uvažovanej pracovnej tekutiny alebo termodynamického systému sa nazývajú rozsiahle, ide o objem, vnútornú energiu, entalpiu atď. Intenzívne množstvá nezávisia od hmotnosti termodynamického systému. Sú to napríklad teplota a tlak. Tlak je fyzikálna veličina, ktorá sa rovná pomeru sily rovnomerne rozloženej po povrchu tela k ploche umiestnenej kolmo na silu: p \u003d S Jednotka tlaku v SI - pascal (Pa) je tlak spôsobený silou 1 N rovnomerne rozloženou na povrchu 1 m2 kolmom na smer sily: 1 N / m2 \u003d 1 Pa. V praxi sa používa viac a viacnásobné jednotky tlaku: kilopascal 8 (103 Pa \u003d 1 kPa); megapascal (106 Pa \u003d 1 MPa); hectapascal (102 Pa \u003d 1 hPa), ako aj mimosystémová jednotka - bar (1 bar \u003d 105 Pa). Podľa záverov molekulárnej kinetickej teórie je tlak plynu výsledkom úderov o stenu nádoby chaoticky kontinuálne sa pohybujúcich molekúl. Najjednoduchšie vzťahy medzi parametrami a správaním sa molekúl sa získajú pre ideálny plyn. Ideálnym plynom sa rozumie plyn pozostávajúci z elastických molekúl, medzi ktorými nepôsobia žiadne sily interakcie, ktoré majú zanedbateľný vnútorný objem v porovnaní s objemom, ktorý tento plyn zaberá. Akýkoľvek skutočný plyn pri relatívne nízkom tlaku (blízkom atmosférickému) sa správa takmer ako ideálny plyn (striktne pri p → 0). Stavová rovnica ideálneho plynu - Mendelejevova - Clapeyronova rovnica - má tvar: pV \u003d nRT, kde p je tlak plynu, Pa; V - objem, m3; n je množstvo plynu, mol; R - univerzálna plynová konštanta rovnajúca sa 8,314 J / (mol K); T je absolútna teplota, K. Teplota charakterizuje tepelný stav systému. Skúsenosti môžu vytvoriť koncept teplejšieho a chladnejšieho tela, ale teplotu nie je možné merať priamo. Je určená číselnými hodnotami ďalších fyzikálnych parametrov, ktoré závisia od teploty, čo je základom pre konštrukciu empirických teplotných stupníc. Ako také parametre môžu pôsobiť rôzne fyzikálne veličiny (termometrické parametre). Patria sem objem tela pri konštantnom tlaku, tlak pri konštantnom objeme, elektrická vodivosť, termoelektromotorická sila, geometrické parametre telies, jas luminiscencie atď. Zariadenie na meranie teploty sa nazýva teplomer. Na zostrojenie akejkoľvek empirickej teplotnej stupnice sa používajú tri predpoklady: 1) veľkosť stupňa sa stanoví výberom numerickej hodnoty ∆T medzi dvoma referenčnými teplotnými bodmi - teplotnými normami; 2) poloha nuly teploty na empirických stupniciach je ľubovoľná; 3) predpokladá sa, že teplomerná funkcia je v danom teplotnom rozsahu lineárna. Ako referenčné body sa používajú fázové prechody čistých látok. Napríklad pre empirickú stupnicu Celzia sa ako referenčné body berú teploty topenia a varu vody pri atmosférickom tlaku (0, respektíve 100 stupňov). Interval medzi týmito teplotami je rozdelený na sto rovnakých častí (stupne Celzia - ° C). Aj keď objektívna teplotná stupnica môže byť zostrojená pomocou akejkoľvek teoreticky určenej termometrickej funkcie, v termodynamike sa ako taká používa ideálna stavová rovnica ideálneho plynu. Plynový teplomer umožňuje najpresnejšie (blízke stupnici absolútnej teploty - Kelvinovej stupnici) meranie teploty. Stanovenie teploty na stupnici plynového teplomeru je však dosť náročná práca, ktorá sa vykonáva iba na stanovenie absolútnych teplôt niekoľkých referenčných bodov fázových prechodov, ktoré sa berú ako referenčné. Stredné teploty sa zvyčajne určujú empirickými termometrickými metódami. Medzinárodná praktická teplotná stupnica (IPST), prijatá v roku 1954, je najpresnejšou aproximáciou absolútnej teplotnej stupnice v tejto fáze. Na rozdiel od empirických mierok používa MPST jeden experimentálny referenčný teplotný bod. Ako taký bod sa použila teplota trojitého bodu vody (keď je súčasne v rovnováhe ľad, voda a vodná para). Teplota trojného bodu vody sa meria v MPTSh pre 273,16 K (presne). Za atmosférického tlaku sa ľad topí o 0,01 ° nižšie. Referenčný bod na stupnici Celzia - 0 ° С - zodpovedá 273,15 K. Číselná hodnota teplôt pre všetky ostatné referenčné body (okrem trojitého bodu vody) sa neustále zdokonaľuje, keď sa zvyšuje presnosť práce s plynovým teplomerom. V roku 1968 sa odporúčalo použiť ako referenčné teplotné body dvanásť referenčných bodov pokrývajúcich interval od trojitého bodu vodíka po bod topenia zlata. V súčasnosti je teplota na stupnici Celzia (t) vyjadrená ako vzťah s absolútnou teplotou (T), ktorá má tvar: T \u003d 273,15 + t. Vlastnosti systému, ktoré možno jednoznačne vyjadriť ako funkcie teploty, tlaku a koncentrácie látok tvoriacich systém, sa nazývajú termodynamické funkcie. Napríklad tepelná kapacita, vnútorná energia, entropia atď. Ak zmena termodynamickej funkcie závisí iba od počiatočného a konečného stavu systému a nezávisí od dráhy procesu, potom sa takáto funkcia nazýva funkciou stavu systému. Akákoľvek zmena v systéme spojená so zmenou aspoň jedného z termodynamických parametrov sa nazýva termodynamický proces. Kruhový proces alebo cyklus je proces, pri ktorom sa termodynamický systém po opustení počiatočného stavu a sérii zmien, vráti do rovnakého stavu; v tomto procese sa zmena ktoréhokoľvek parametra stavu rovná nule. desať

FYZIKÁLNA CHÉMIA

Predmet fyzikálna chémia. Jeho význam

Vzťah štúdií chemických a fyzikálnych javov fyzikálna chémia.Toto odvetvie chémie je hranicou medzi chémiou a fyzikou. Pomocou teoretických a experimentálnych metód oboch vied a tiež vlastných metód sa fyzikálna chémia zaoberá mnohostranným štúdiom chemických reakcií a sprievodných fyzikálnych procesov. Pretože ani multilaterálna štúdia nie je nikdy úplná a nepokrýva tento jav vyčerpávajúcim spôsobom, zákony a zákonitosti fyzikálnej chémie, podobne ako iné prírodné vedy, tento jav vždy zjednodušujú a neodrážajú ho v plnej miere.

Prudký rozvoj a rastúci význam fyzikálnej chémie súvisia s jej hraničnou pozíciou medzi fyzikou a chémiou. Hlavnou všeobecnou úlohou fyzikálnej chémie je predpovedať časový priebeh procesu a konečný výsledok (rovnovážny stav) za rôznych podmienok na základe údajov o štruktúre a vlastnostiach látok, ktoré tvoria študovaný systém.

Stručný náčrt histórie vývoja fyzikálnej chémie

Pojem „fyzikálna chémia“ a definíciu tejto vedy ako prvý uviedol MV Lomonosov, ktorý v rokoch 1752-1754. prečítal študentom Akadémie vied kurz fyzikálnej chémie a zanechal rukopis tohto kurzu „Úvod do skutočnej fyzikálnej chémie“ (1752). Lomonosov uskutočnil mnoho štúdií, ktorých témy zodpovedajú ním zostavenému „Plánu kurzu fyzikálnej chémie“ (1752) a programu experimentálnych prác „Skúsenosti z fyzikálnej chémie“ (1754). Pod jeho dohľadom sa tiež konala študentská dielňa fyzikálnej chémie.

Lomonosov uviedol nasledujúcu definíciu fyzikálnej chémie: „Fyzikálna chémia je veda, ktorá na základe ustanovení a experimentov fyziky vysvetľuje, čo sa deje v zmiešaných telách počas chemických operácií.“ “ Táto definícia je blízka modernej.

Pre rozvoj fyzikálnej chémie mal veľký význam objav dvoch zákonov termodynamiky v polovici 19. storočia (S. Karno, J. R. Mayer, G. Helmholtz, D. P. Joule, R. Klausius, W. Thomson).

Počet a rozmanitosť výskumu v oblasti hraničiacej s fyzikou a chémiou v 19. storočí ustavične rástli. Bola vyvinutá termodynamická doktrína chemickej rovnováhy (K.M. Gul'dberg, P. Waage, D.W. Gibbs). Výskum LF Wilhelmi položil základ pre štúdium rýchlostí chemických reakcií (chemická kinetika). Skúmal sa prenos elektriny do roztokov (I.V. Gittorf, F.V.G. Kolrausch), študovali sa zákony rovnováhy roztokov s parami (D.P. Konovalov) a rozpracovala sa teória roztokov (D.I. Mendeleev).

Uznanie fyzikálnej chémie ako samostatnej vedy a akademická disciplína sa vyjadril pri založení prvého ústavu fyzikálnej chémie na univerzite v Lipsku (Nemecko) v roku 1887 pod vedením W. Ostwalda a pri založení prvého vedeckého časopisu o fyzikálnej chémii na tejto univerzite. Na konci 19. storočia bola lipská univerzita centrom rozvoja fyzikálnej chémie a poprednými fyzikmi a chemikmi boli W. Ostwald, J. H. Van't Hoff, S. Arrhenius a W. Nernst. Do tejto doby boli definované tri hlavné odvetvia fyzikálnej chémie - chemická termodynamika, chemická kinetika a elektrochémia.

K najdôležitejším oblastiam vedy, ktorých rozvoj je nevyhnutná podmienka technický pokrok zahŕňa štúdium chemických procesov; fyzikálna chémia hrá vedúcu úlohu pri vývoji tohto problému.

Úseky fyzikálnej chémie. Výskumné metódy

Chemická termodynamika. V tejto časti sú na základe zákonov všeobecnej termodynamiky predstavené zákony chemickej rovnováhy a teória fázových rovnováh.

Teória roztokov si kladie za cieľ vysvetliť a predpovedať vlastnosti roztokov (homogénne zmesi viacerých látok) na základe vlastností látok, z ktorých sa roztok skladá.

Doktrína povrchových javov. Študujú sa rôzne vlastnosti povrchových vrstiev pevných látok a kvapalín (rozhrania medzi fázami); jedným z hlavných študovaných javov v povrchových vrstvách je adsorpcia(hromadenie hmoty v povrchovej vrstve).

V systémoch, kde sú rozhrania medzi kvapalnou, tuhou a plynnou fázou vysoko rozvinuté (emulzie, hmly, výpary atď.), Nadobúdajú vlastnosti povrchových vrstiev zásadný význam a určujú mnohé zo zvláštnych vlastností celého systému ako celku. Taký rozptýlené (mikroheterogénne)systémy sú študované koloidná chémia,čo je veľká samostatná časť fyzikálnej chémie.

Vyššie uvedený zoznam hlavných častí fyzikálnej chémie nezahŕňa niektoré oblasti a menšie časti tejto vedy, ktoré možno považovať za časti väčších častí alebo za samostatné časti fyzikálnej chémie. Je potrebné ešte raz zdôrazniť úzke prepojenie rôznych odvetví fyzikálnej chémie. Pri štúdiu každého javu je potrebné použiť arzenál koncepcií, teórií a metód výskumu mnohých oblastí chémie (a často aj iných vied). Iba s počiatočným oboznámením sa s fyzikálnou chémiou je možné na vzdelávacie účely distribuovať materiál do uvedených častí.

Metódy fyzikálneho a chemického výskumu... Základné metódy fyzikálnej chémie sú prirodzene metódami fyziky a chémie. Jedná sa predovšetkým o experimentálnu metódu - štúdium závislosti vlastností látok od vonkajších podmienok, experimentálne štúdium zákonitostí priebehu rôznych procesov a zákonitostí chemickej rovnováhy.

Teoretická interpretácia experimentálnych údajov a vytvorenie uceleného systému poznatkov je založená na metódach teoretickej fyziky.

Termodynamická metóda, ktorý je jedným z nich, vám umožňuje kvantitatívne spojiť rôzne vlastnosti látky („makroskopické“ vlastnosti) a vypočítať jednu z týchto vlastností na základe experimentálnych hodnôt iných vlastností.

KAPITOLA I.
PRVÉ ZÁKONY TERMODYNAMIKY

Teplo a práca

Zmeny vo formách pohybu počas jeho prechodu z jedného tela do druhého a zodpovedajúce transformácie energie sú veľmi rozmanité. Formy samotného prechodu pohybu a prechody energie s ním spojené možno rozdeliť do dvoch skupín.

Do prvej skupiny patrí iba jedna forma prechodu pohybu chaotickými zrážkami molekúl dvoch kontaktných telies, t.j. vedením tepla (a súčasne sálaním). Miera takto prenášaného pohybu je teplo .

Do druhej skupiny patria rôzne formy prechodu pohybu, ktorých spoločným znakom je pohyb makroskopických hmôt pod pôsobením akýchkoľvek vonkajších síl usmernenej povahy. Sú to zdvíhanie telies v gravitačnom poli, prechod určitého množstva elektriny z vyššieho elektrostatického potenciálu na nižší, expanzia plynu pod tlakom atď. Všeobecná miera pohybu prenášaného týmito metódami je práca .

Teplo a práca charakterizujú kvalitatívne a kvantitatívne dve rôzne formy prenosu pohybu z jednej časti hmotného sveta do druhej.

Prenos pohybu je druh komplexného pohybu hmoty, ktorého dve hlavné formy rozlišujeme. Teplo a práca sú mierou týchto dvoch zložitých foriem pohybu hmoty a mali by sa považovať za formy energie.

Spoločnou vlastnosťou tepla a práce je, že na nich záleží len počas časových období, počas ktorých tieto procesy prebiehajú. V priebehu takýchto procesov sa v niektorých telách pohyb v určitých formách znižuje a zodpovedajúca energia klesá, zatiaľ čo v iných telách sa zvyšuje pohyb v rovnakých alebo iných formách a zodpovedajúce druhy energie sa zväčšujú.

Nehovoríme o zásobe tepla alebo práci v akomkoľvek tele, ale iba o teple a práci určitého procesu. Po jeho dokončení nie je potrebné hovoriť o prítomnosti tepla alebo práci v telách.

Vnútorná energia

Pre nekruhový proces nie je splnená rovnosť (I, 1), pretože systém sa nevráti do pôvodného stavu. Namiesto toho je možné písať rovnosti pre nekruhový proces (s vynechaním koeficientu k):

Pretože limity integrácie sú všeobecne ľubovoľné, potom pre elementárne veličiny dWa dQ:

d Q ¹ d Ž,

teda:

d Q - d Ž ¹ 0

Označme rozdiel dQ - dW pre akýkoľvek elementárny termodynamický proces dU:

dU º d Q - d Ž(Ja, 2)

alebo pre konečný proces:

– (I, 2a)

Vrátime sa k kruhovému procesu a získame (z rovnice I, 1):

\u003d - \u003d 0 (I, 3)

Teda množstvo dUje celkový rozdiel niektorej funkcie stavu systému. Keď sa systém vráti do pôvodného stavu (po cyklickej zmene), hodnota tejto funkcie získa pôvodnú hodnotu.

Funkcia stavu systému U,definované rovnosťou (I, 2) alebo (I, 2a) vnútorná energia systémov .

Je zrejmé, že výraz (I, 2a) možno napísať takto:

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

U 2 – U 1 \u003d ∆U \u003d Q - W

Táto úvaha empiricky zdôvodňuje prítomnosť určitej funkcie stavu systému, ktorá má význam pre celkovú mieru všetkých pohybov, ktoré systém vlastní.

Inými slovami, vnútorná energia zahŕňa translačnú a rotačnú energiu molekúl, vibračnú energiu atómov a skupín atómov v molekule, energiu pohybu elektrónov, intranukleárnu a iné druhy energie, to znamená súhrn všetkých druhov energie častíc v systéme, s výnimkou potenciálnej a kinetickej energie samotného systému ...

Predpokladajme, že cyklický proces prebiehal tak, že po návrate systému do pôvodného stavu vnútorná energia systému nezobrala svoju pôvodnú hodnotu, ale vzrástla. V takom prípade by opakovanie kruhových procesov spôsobilo akumuláciu energie v systéme. Vytvorila by sa možnosť premeny tejto energie na prácu a získania týmto spôsobom práce nie na úkor tepla, ale „z ničoho“, pretože v kruhovom procese sú práca a teplo navzájom rovnocenné, čo ukazujú priame experimenty.

Neschopnosť implementovať špecifikovaný cyklus zostavovania perpetuum mobile (perpetuum mobile) prvého druhu,dávať prácu bez vynaloženia ekvivalentného množstva iného druhu energie, dokazuje negatívny výsledok tisícročných ľudských skúseností. Tento výsledok vedie k rovnakému záveru, ktorý sme získali v konkrétnej, ale prísnejšej podobe, analýzou Jouleho experimentov.

Sformulujme získaný výsledok znova. Celková dodávka energie do systému (jeho vnútorná energia) v dôsledku cyklického procesu sa vráti na pôvodnú hodnotu, to znamená, že vnútorná energia systému v danom stave má jednu definitívnu hodnotu a nezávisí od toho, aké zmeny podstúpil systém pred príchodom. do tohto stavu.

Inými slovami, vnútorná energia systému je jednoznačnou, spojitou a konečnou funkciou stavu systému.

Zmena vnútornej energie systému je určená výrazom (I, 2b); pre kruhový proces je výraz (I, 3) platný. Pri nekonečne malej zmene niektorých vlastností (parametrov) systému sa vnútorná energia systému tiež zmení nekonečne málo. Toto je vlastnosť spojitej funkcie.

V rámci termodynamiky nie je potrebné používať všeobecnú definíciu pojmu vnútorná energia. Formálna kvantitatívna definícia pomocou výrazov (I, 2) alebo (I, 2a) je dostatočná pre všetky ďalšie termodynamické úvahy a závery.

Pretože vnútorná energia systému je funkciou jeho stavu, potom, ako už bolo povedané, je zvýšenie vnútornej energie s nekonečne malými zmenami v parametroch stavov systému celkovým rozdielom štátnej funkcie. Rozdelenie integrálu v rovnici (I, 3) na dva integrály cez úseky cesty od štátu 1 štátu 2 (cesta „a“) \u200b\u200b(pozri obr. I) a naopak - zo stavu 2 štátu 1 (iný spôsob „b“ ), - dostaneme:

(I, 4)

(I, 5)

K rovnakému výsledku dospejeme porovnaním ciest „a“ a „c“ alebo „b“ a „c“ atď.

Obrázok: I. Schéma kruhového (cyklického) procesu.

Výraz (I, 5) to ukazuje prírastok vnútornej energie systému počas jeho prechodu z jedného stavu do druhého nezávisí od dráhy procesu, ale závisí iba od počiatočného a konečného stavu systému.

Prvý zákon termodynamiky

Prvý zákon termodynamiky priamo súvisí so zákonom zachovania energie. Umožňuje vám vypočítať energetickú bilanciu v priebehu rôznych procesov vrátane chemických reakcií.

Zo zákona o zachovaní energie vyplýva:

Q \u003d ∆U + W

Výsledný výraz pre uzavretý systém je možné čítať takto: teplo dodávané do systému sa vynakladá iba na zmenu jeho vnútornej energie a vykonávanie práce.

Vyššie uvedené tvrdenie týkajúce sa rovníc (I, 3) a (I, 5) slúži ako formulácia prvého zákona termodynamiky (v kombinácii s rovnicou (I, 2), ktorá dáva kvantitatívnu definíciu vnútornej energie).

Prvý zákon termodynamiky je kvantitatívna formulácia zákona zachovania energie použitého na procesy spojené s transformáciou tepla a práce.

Ďalšiu formuláciu prvého zákona termodynamiky možno získať z výrazu (I, 2a). V izolovanom systéme dQ \u003d 0 a dW \u003d 0potom dU \u003d 0; pre všetky procesy prebiehajúce v izolovanom systéme:

(I, 6)

t.j. vnútorná energia izolovaného systému je konštantná ... Táto formulácia prvého zákona termodynamiky je kvantitatívnym vyjadrením všeobecného zákona zachovania energie aplikovaného na konkrétne podmienky a konečné systémy, podľa ktorého energia nevzniká alebo zaniká.

Je potrebné poznamenať, že prvý zákon termodynamiky neumožňuje nájsť celkovú hodnotu vnútornej energie systému v žiadnom stave, pretože rovnice vyjadrujúce prvý zákon vedú k výpočtu iba zmeny energie systému v rôznych procesoch. Rovnako tak nemožno priamo zmerať zmenu vnútornej energie v makroskopických procesoch; túto zmenu je možné vypočítať iba pomocou rovnice (I, 2b), berúc do úvahy merateľné veličiny - teplo a prácu tohto procesu.

Všimnite si, že teplo a práca (každý zvlášť) nemajú vlastnosť funkcie stavu, ktorá je vyjadrená rovnicou (I, 3) alebo (I, 5) a je obsiahnutá vo vnútornej energii. Teplo a práca procesu, ktorý prenáša systém zo stavu 1 do stavu 2, vo všeobecnosti závisia od dráhy procesu a hodnoty 5Q a 5 d nie sú diferenciály štátnej funkcie, ale sú jednoducho nekonečne malými veličinami, ktoré budeme nazývať elementárne teploa elementárna práca.

Teda vnútorný rozdiel energie dUmá iné matematické vlastnosti ako elementárne teplo dQ a práca dW... To je nevyhnutné pri konštrukcii systému termodynamiky.

Štátne rovnice

Mnoho vlastností systému v rovnováhe a jeho základných fázach sú vzájomne závislé. Zmena jedného z nich spôsobí zmenu ostatných. Kvantitatívne funkčné vzťahy medzi vlastnosťami systému (fázy) možno odrážať rovnicami rôznych typov.

Z týchto rovníc je najdôležitejšie stavová rovnicafáza, ktorá v integrálnej forme spája tlak, teplotu, hustotu (alebo objem), zloženie a ďalšie vlastnosti každej fázy systému v rovnováhe.

Stavová rovnica úzko súvisí s termodynamickými rovnicami systému a jeho homogénnych častí (fáz), nemožno ju však v konkrétnej podobe odvodiť zo základných termodynamických rovníc a je potrebné ju nájsť empiricky alebo ju získať metódami štatistickej fyziky založenými na molekulárnych parametroch (t. J. Veličinách charakterizujúca štruktúru a vlastnosti jednotlivých molekúl). Najjednoduchšie stavové rovnice sú rovnice pre plyny pri nízkych tlakoch: Clapeyronova - Mendelejevova rovnica, van der Waalsova rovnica atď.

Prítomnosť stavových rovníc a iných rovníc spájajúcich rôzne vlastnosti fázy vedie k tomu, že na jednoznačnú charakterizáciu stavu systému stačí znalosť iba niekoľkých málo nezávislých vlastností. Tieto vlastnosti sa nazývajú nezávislé premennéalebo stavové parametresystémov. Zvyšok vlastností sú funkciami parametrov stavu a sú jednoznačne určené, ak sú špecifikované. Navyše pri mnohých problémoch nezáleží na tom, či poznáme konkrétne stavové rovnice skúmaných fáz; je len dôležité, aby zodpovedajúce závislosti vždy skutočne existovali.

Stav systému teda určujú nezávislé premenné (parametre stavu), ktorých počet závisí od povahy konkrétneho systému a ich výber je v zásade ľubovoľný a súvisí s úvahami o účelnosti. Na určenie stavu najjednoduchších systémov - homogénnych a konštantných v čase v hmote a zložení (pozostávajúcich z jednej fázy a chemicky sa nemeniacich) - stačí poznať dve nezávislé premenné z počtu troch (objem V,tlak Pa teplota T).V zložitejších systémoch môžu nezávislé premenné zahŕňať koncentrácie, elektrický náboj, elektrostatický potenciál, intenzitu magnetického poľa a ďalšie.

Kalorické koeficienty

Vnútorná energia systému, ktorá je funkciou štátu, je funkciou nezávislých premenných (stavových parametrov) systému.

V najjednoduchších systémoch

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

odkiaľ je celkový rozdiel U :

dU \u003d dV + dT (1,8)

Nahradenie hodnoty dUz rovnice (I, 8) do rovnice (I, 2) nájdeme:

5Q \u003d dV + dT + 5W (I, 9)

Ak v skúmanom systéme existuje iba práca na rozpínanie a neexistujú žiadne elektrické práce, gravitačné sily, povrchové sily atď., Potom d Ž = PdV.Potom

δQ \u003d + P dV + dT (I, 9a)

Označenie koeficientov diferenciálov nezávislých premenných v rovnici (I, 9a) symbolmi l a ŽIVOTOPIS,dostaneme:

5Q \u003d ldV + C V dT(1,10)

Z rovníc (I, 9a) a (I, 10) vyplýva:

= l \u003d + P(I, 11)

\u003d C V \u003d

Množstvá a nepredstavujú deriváty akejkoľvek funkcie. Prvý z nich je teplo izotermickej expanzietelo. Táto veličina, ktorej dimenzia sa zhoduje s dimenziou tlaku, je súčtom vonkajšieho tlaku a pojmu ; čo odráža vzájomnú príťažlivosť molekúl. Tento termín je malý pre skutočné plyny a veľmi veľký (v porovnaní s obvyklými hodnotami vonkajšieho tlaku) pre kvapaliny a tuhé látky.

Množstvo ŽIVOTOPIS, v súlade s rovnicou (I, 11), je tepelná kapacita pri konštantnom objeme... Teplo absorbované systémom pri konštantnom objeme sa úplne vynakladá na zvýšenie vnútornej energie (za predpokladu, že absentujú všetky typy prác, vrátane expanzných prác).

Koeficienty celkového rozdielu vnútornej energie pre premenné V.a Tmajú jednoduchý fyzický význam, ako je uvedené vyššie.

Výber ako nezávislé premenné Pa Talebo V.a P a keď vezmeme do úvahy vnútornú energiu ako funkciu týchto párov premenných, môžeme podobne získať:

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

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

kde množstvá h, C P,c a l súvisia s derivátmi vnútornej energie zložitejšími vzťahmi, ako sú vzťahy uvedené v rovnici (I, 11). Poznač si to C p \u003dtam je tepelná kapacita pri konštantnom tlaku,a h = – zvýšenie tepla izotermického tlaku.Posledná uvedená hodnota je v podstate záporná.

Kurzy l, h, C. V. , C P,c a λ sa volajú kalorické koeficienty.Mať nezávislý fyzický význam (najmä C P, C. V a l), sú tiež užitočnými pomocnými veličinami pre termodynamické závery a výpočty.

Práca rôznych procesov

Mnoho energetických procesov je zjednotených pod menom práce; spoločnou vlastnosťou týchto procesov je výdaj energie systému na prekonanie sily pôsobiacej zvonku. Medzi také procesy patrí napríklad pohyb hmôt v potenciálnom poli. Ak dôjde k pohybu proti silovému gradientu, potom systém trávi energiu vo forme práce; množstvo práce je pozitívne. Pri pohybe pozdĺž silového gradientu systém prijíma energiu vo forme práce zvonku; množstvo práce je záporné. Toto je práca na zdvíhaní určitej hmotnosti v gravitačnom poli. Základná práca v tomto prípade:

d Ž = – mgdH

kde m - telesná hmotnosť; H - výška nad počiatočnou nulovou úrovňou. Pri rozširovaní systému vystaveného vonkajšiemu tlaku P,systém robí prácu , elementárna práca je v tomto prípade rovnaká PdV (V 1a V 2 -počiatočný a konečný objem systému).

Pri pohybe elektrického náboja q v elektrickom poli proti smeru poklesu potenciálu j a v oblasti, kde je potenciálna zmena dj,a tiež so zvýšením náboja tela s potenciálom j, o sumu dq na systéme sa pracuje, jeho hodnota je v prvom prípade rovnaká - qdj, a v druhom prípade - jdq.

Podobne môžeme vyjadriť prácu na zvýšení rozhrania S medzi homogénnymi časťami systému (fázami): d Ž \u003d -s dS,
kde s je povrchové napätie.

Všeobecne platí, že elementárna práca dW je súhrn niekoľkých kvalitatívne odlišných elementárnych diel:

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

Tu P, -mg, -σ, -j - sily v zovšeobecnenom zmysle (zovšeobecnené sily)alebo faktory intenzity; V, H, S, q – zovšeobecnené súradnicealebo kapacitné faktory.

V každom konkrétnom prípade je potrebné určiť, aké typy práce sú v študovanom systéme možné, a zostavením vhodných výrazov pre dW, použite ich v rovnici (I, 2a). Integrácia rovnice (I, 12) a výpočet práce pre konkrétny proces sú možné iba v tých prípadoch, keď je proces v rovnováhe a je známa stavová rovnica.

Pre veľmi veľa systémov je možné obmedziť sériu rovníc (I, 12) na jeden pojem - prácu rozširovania.

Dielo expanzie v rovnovážnych procesoch je vyjadrené rôznymi rovnicami vyplývajúcimi zo stavovej rovnice. Tu sú niektoré z nich:

1) Proces, ktorý prebieha pri konštantnom objeme (izochorický proces; V \u003d konšt):

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

2) Proces prebiehajúci pri konštantnom tlaku (izobarický proces; P \u003d konšt):

W \u003d = P (V2 - V1) \u003d PDV (I, 14)

3) Proces prebieha pri konštantnej teplote (izotermický proces, T \u003d konšt). Práca na expanzii ideálneho plynu, pre ktorý PV \u003d nRT:

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

Entalpia

Rovnica prvého termodynamického zákona pre procesy, pri ktorých sa vykonáva iba expanzná práca, má formu:

δQ \u003d dU + PdV (I, 19)

Ak proces beží pri konštantnom tlaku, potom integráciou dostaneme:

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)

Pretože Pa V. - parametre stavu, a U Je funkcia štátu, potom súčet U + PVje tiež funkciou štátu a jeho zmena v procese nezávisí od priebehu procesu, ale iba od počiatočného a konečného stavu. Táto funkcia sa nazýva entalpiaa je označený symbolom H... Stanovením hodnoty Hslúži identite:

H U + PV (I, 22)

Z rovnice (I, 21) vyplýva, že teplo absorbované pri konštantnom tlaku sa rovná zvýšeniu entalpie D H a nezávisí to od cesty procesu:

(I, 21a)

Druhý zákon termodynamiky

Najbežnejšie a určite spontánne sú procesy prenosu tepla z horúceho tela na studené (tepelná vodivosť) a prechod z práce na teplo (trenie). Stáročná každodenná, technická a vedecká prax ľudstva ukázala každodennú realitu týchto procesov, ako aj nemožnosť spontánneho výskytu reverzných procesov, ktoré sú z praktického hľadiska veľmi lákavé (získanie práce v dôsledku odvodu tepla z telies obklopujúcich pracovnú tekutinu). To dáva dôvod tvrdiť, že jediným výsledkom akejkoľvek sady procesov nemôže byť prechod tepla z menej zahriateho telesa na viac vyhrievané. (Clausiusov postulát).

Inverzný prechod tepla z viac ohriateho telesa do menej ohriateho je obvyklý nerovnovážny proces prenosu tepla pomocou vedenia tepla. Nedá sa to vrátiť späť, to znamená, že tou istou postupnosťou stavov sa dá nakresliť opačným smerom. To však nestačí: ak v systéme prešiel proces priameho prenosu tepla, potom nie je možné v žiadnom prípade vykonať taký sled akýchkoľvek procesov, v dôsledku ktorých by všetky orgány podieľajúce sa na prestupe tepla prišli do pôvodného stavu a v iných orgánoch by nenastali žiadne zmeny. Proces vedenia tepla je nevratný.

Ďalšia všeobecná ponuka, ktorá má rovnaký experimentálny základ, tvrdí nasledovné: jediným výsledkom akejkoľvek sady procesov nemôže byť transformácia tepla na prácu (t. J. Absorpcia tepla systémom z prostredia a návrat práce ekvivalentný tomuto teplu). Spontánny proces premeny práce na teplo (trením) je teda nevratný (rovnako ako tepelná vodivosť).

Posledné tvrdenie možno uviesť rôzne: teplo najchladnejšieho orgánu zúčastňujúceho sa na procese nemôže slúžiť ako zdroj práce (Thomsonov postulát).

Obidve ustanovenia (postuláty Clausiusa a Thomsona) sú formuláciami druhého termodynamického zákona a sú si navzájom rovnocenné, to znamená, že každé z nich možno dokázať na základe druhého.

Pretože prechod tepla alebo jeho premena na prácu sa považuje za jediný výsledok procesu, je zjavne nevyhnutné, aby sa systém zúčastňujúci sa výmeny tepla vrátil v dôsledku procesu alebo súboru procesov do pôvodného stavu. Pri takomto cyklickom procese sa vnútorná energia systému nezmení.

Predpokladajme, že druhá z vyššie uvedených formulácií (najmä v poslednej podobe) je nesprávna. Potom by bolo možné zostrojiť stroj fungujúci v cykloch, ktorého „pracovná tekutina“ by sa pravidelne vracala do pôvodného stavu, a tento stroj by dával prácu vďaka teplu absorbovanému zvonka z tela, ktoré by nebolo viac zahrievané ako samotný systém a všetky ostatné orgány obklopujúce systém ... Takýto proces by prebiehal bez porušenia prvého zákona termodynamiky (práca spôsobená teplom), ale v praxi sa to rovná získaniu práce z ničoho, pretože akýkoľvek stroj by mal v prostredí takmer nevyčerpateľný zdroj tepla. Takže parník sa mohol pohybovať, odoberať teplo oceánskej vode a nepotrebovať palivo. Takýto stroj sa nazýva perpetuum mobile (perpetuum mobile) druhého druhu.Na základe tejto definície je možné formulovať druhý zákon termodynamiky, čo dáva Thomsonovmu postulátu inú formu: večný mobil druhého druhu je nemožný.

Je potrebné zdôrazniť, že ustanovenia Clausius a Thomson, ako aj tvrdenie o nemožnosti perpetuum mobile druhého druhu nie sú preukázané na základe iných zákonov alebo iných právnych predpisov. Sú to predpoklady, ktoré sú odôvodnené všetkými dôsledkami, ktoré z nich vyplývajú, ale nemožno ich dokázať pre všetky možné prípady.

Dajme ešte jednu formuláciu druhého zákona termodynamiky, ktorá je samozrejme celkom presná a krátka. Táto formulácia obsahuje postulát existencie novej štátnej funkcie, prostredníctvom ktorej sa vyjadruje rozdiel medzi reverzibilnými a nevratnými procesmi:

Metódy výpočtu entropie

Rovnice (II, 1) a (II, 1a), ktoré určujú entropiu, sú jediné počiatočné rovnice pre termodynamický výpočet zmeny entropie systému. Nahradením elementárneho tepla v rovnici (II, 1a) jeho vyjadrením prostredníctvom kalorických koeficientov (pozri rovnice (I, 10) a (I, 10a)), získame pre rovnovážné procesy:

KJ / mol; teplota topenia t pl. \u003d 5,5 ° C ( T= 278,5 TO). Preto zmena entropie 1 krtkobenzén pri topení (entropia topenia) sa rovná:

DS pl. \u003d35,06 J / mol

2. Zahrievanie pri konštantnom tlaku (izobarický proces; P \u003d konšt). Z rovníc (I, 18a) a (II, 1a) získame:

DS \u003d(II, 6)

Nájdeme zmenu entropie jedného molu hliníka pri zahriatí z 25 na 600 ° C. Skutočnú molárnu tepelnú kapacitu hliníka možno vyjadriť rovnicou:

C p \u003d 565,5 + 0,290 T.Podľa rovnice (II, 6) sa zmena entropie bude rovnať:

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

Planckov postulát. Absolútne hodnoty entropie

Rovnicu (II, 3) nie je možné použiť na výpočet absolútnej hodnoty entropie systému. Takúto možnosť poskytuje nová, nedokázateľná pozícia, ktorá nevyplýva z dvoch termodynamických zákonov, ktoré sformuloval M. Planck (1912). Podľa tohto ustanovenia tzv planckov postulát, entropia jednotlivej kryštalickej látky pri absolútnej nule je nula:

Striktne povedané, Planckov postulát platí iba pre jednotlivé látky, ktorých kryštály sú ideálne skonštruované (v kryštalickej mriežke sú všetky miesta obsadené molekulami alebo atómami, pravidelne sa striedajú a sú pravidelne orientované). Takéto kryštály sa nazývajú ideálne tuhé telá.Skutočné kryštály nie sú také, pretože ich kryštálová mriežka nie je dokonale postavená.

Entropia kryštálovej mriežky, postavená trochu náhodne, je väčšia ako entropia dokonale zostrojenej kryštálová mriežka... Preto skutočné kryštály aj pri 0 K majú entropiu väčšiu ako nula. Avšak entropie skutočných dobre tvarovaných kryštálov jednotlivých látok pri absolútnej nule sú malé.

V súlade s Planckovým postulátom má rovnica (II, 6) pre ideálne tuhé telo tvar:

Planckov postulát sa používa pri termodynamickom štúdiu chemických procesov na výpočet absolútnych hodnôt entropie chemických zlúčenín - veličín, ktoré majú veľký význam pri výpočte chemických rovnováh.

Entropia sa široko používa v technickej termodynamike (tepelné inžinierstvo) ako jeden z dôležitých parametrov pracovnej tekutiny v tepelnom motore, napríklad vodnej pary. Hodnoty entropie vodnej pary v tomto stave sa počítajú v porovnaní s niektorými štandardnými stavmi - zvyčajne 0 ° С a 1 amm.Tieto hodnoty entropie sa používajú na zostrojenie tzv entropické stavové diagramyvodná para v súradniciach S-Talebo S-H(Mollierov diagram). V takýchto schémach podobné diagramom V-Pje možné znázorniť rôzne procesy prebiehajúce v pracovnom telese tepelného motora a tvoriace prevádzkové cykly stroja.

Na záver treba poznamenať, že sa nemusíme ponoriť do oblasti termodynamiky. Naším cieľom je iba ilustrovať hlavné myšlienky tejto vedy a vysvetliť dôvody, prečo je možné spoliehať sa na jej argumenty.

Napokon sú dva termodynamické zákony často formulované takto:

Prvý zákon: Energia vesmíru je vždy konštantná.

Druhý zákon: Entropia vesmíru sa neustále zvyšuje.

3. vydanie, Rev. - M.: Vyššia škola, 2001 - 512 s., 319 s.

Učebnica je zostavená v súlade s programom fyzikálnej chémie.

Prvá kniha podrobne popisuje nasledujúce časti kurzu: kvantovo-mechanické základy teórie chemickej väzby, štruktúra atómov a molekúl, spektrálne metódy na štúdium molekulárnej štruktúry, fenomenologická a štatistická termodynamika, termodynamika roztokov a fázové rovnováhy.

V druhej časti časti kurzu fyzikálna chémia, elektrochémia, chemická kinetika a katalýza sú prezentované na základe koncepcií rozvinutých v prvej časti knihy - štruktúra hmoty a štatistická termodynamika. Časť „Katalýza“ odráža kinetiku heterogénnych a difúznych procesov, termodynamiku adsorpcie a problémy s reaktivitou.

Pre študentov vysokých škôl študujúcich v špecializáciách chemického inžinierstva.

Kniha 1.

Formát: djvu

Veľkosť: 11,2 MB

Stiahnuť ▼: drive.google

Kniha 2.

Formát: djvu

Veľkosť: 7 Mb

Stiahnuť ▼: drive.google

OBSAH Kniha 1.
Predhovor. 3
Úvod 6
Prvý oddiel. Kvantovo-mechanické zdôvodnenie teórie molekulárnej štruktúry a chemickej väzby
KAPITOLA 1. Štruktúra atómu 9
§ 1.1. Kvantovo-mechanické vlastnosti mikročastíc 9
§ 1.2. Atóm podobný vodíku 11
§ 1.3. Atómové orbitaly atómu podobného vodíku 14
§ 1.4. Elektrónová rotácia 21
§ 1.5. Atómy s viacerými elektrónmi 23
§ 1.6. Pauliho princíp 26
§ 1.7. Elektronické konfigurácie atómov 28
KAPITOLA 2. Molekuly. Teoretické metódy použité na štúdium štruktúry molekúl a chemických väzieb 34
§ 2.1. Molekula. Potenciálny povrch. Rovnovážna konfigurácia 34
§ 2.2. Teória chemickej väzby a jej úlohy. Schrödingerova rovnica pre molekuly 39
§ 2.3. Variačná metóda riešenia Schrödingerovej rovnice 42
§ 2.4. Dve hlavné metódy teórie molekulárnej štruktúry. Metóda valenčnej väzby a metóda molekulárnej orbity 44
§ 2.5. Základné myšlienky molekulárnej orbitálnej metódy 49
§ 2.6. Približný popis molekulárneho orbitálu v metóde MO LCAO 50
§ 2.7. Molekula U v metóde MO LCAO. Výpočet energie a vlnovej funkcie variačnou metódou 53
§ 2.8. Molekula H v metóde MO LCAO. Kovalentná väzba 58
Kapitola 3. Diatomické molekuly v metóde MO LCAO 62
§ 3.1. Molekulárne orbitaly homonukleárnych dvojatómových molekúl 62
§ 3.2. Elektronické konfigurácie a vlastnosti homonukleárnych molekúl tvorených atómami prvkov prvej a druhej periódy 65
§ 3.3. Heteronukleárne dvojatómové molekuly 73
§ 3.4. Polárna komunikácia. Elektrický dipólový moment molekuly 78
§ 3.5. Nasýtenie kovalentnej väzby 81
§ 3.6. Väzba darcu a príjemcu 82
§ 3.7. Iónová väzba. Polarita chemickej väzby 84
Kapitola 4. Polyatomické molekuly v metóde MO 88
§ 4.1. Molekulárne orbitaly v polyatómových molekulách. Orbitálna symetria. Delokalizované a lokalizované orbitaly. Molekula NHO 88
§ 4.2. Opis molekuly metánu. Delokalizovaný a lokalizovaný MO. Orbitálna hybridizácia 95
§ 4.3. Predikcia rovnovážnych konfigurácií molekúl 99
§ 4.4. Netuhé molekuly 101
§ 4.5. Molekuly s viacnásobnými väzbami v MO LCAO 104
§ 4.6. Hückelova metóda 108
§ 4.7. Opis aromatických systémov v metóde MOX 110
§ 4.8. Chemická väzba v koordinačných zlúčeninách. Teória ligandového poľa 117
§ 4.9. Iónová väzba v kryštáli 126
Kapitola 5. Intermolekulárne interakcie 129
§ 5.1. Van der Waalsove sily. Iné typy nešpecifických interakcií 129
§ 5.2. Vodíková väzba 136
Oddiel dva. Spektrálne metódy na štúdium štruktúry a energetických stavov molekúl
Kapitola 6. Všeobecné informácie o molekulárnych spektrách. Základy teórie molekulárnych spektier 141
§ 6.1. Intramolekulárny pohyb a elektromagnetické spektrum. 141
§ 6.2. Molekulárna emisia, absorpcia a Ramanove spektrá. EPR a NMR spektrum 145
§ 6.3. Rotačné spektrum dvojatómovej molekuly (aproximácia tuhého rotátora) 150
§ 6.4. Vibračno-rotačné spektrum dvojatómovej molekuly. Harmonický oscilátor Aproximácia 156
§ 6.5. Molekula je anharmonický oscilátor. Štruktúra vibračného spektra 162
§ 6.6. Elektronické spektrá. Stanovenie disociačnej energie dvojatómových molekúl 169
§ 6.7. Rotačné spektrá a prísne polyatómové molekuly ... 171
§ 6.8. Vibrácie, spektrum a štruktúra polyatómových molekúl 175
§ 6.9. Pomocou vibračných spektier určíme štruktúru molekúl 180
§ 6.10. Vplyv intermolekulárnej interakcie média a stavu agregácie na vibračné spektrum 183
Tretí oddiel. Chemická termodynamika
KAPITOLA 7. Všeobecné pojmy. Prvý zákon termodynamiky a jeho aplikácia 186
§ 7.1. Predmet a úlohy chemickej termodynamiky 186
§ 7.2. Základné pojmy a definície chemickej termodynamiky 188
§ 7.3. Prvý zákon termodynamiky. Nekruhové procesy 199
§ 7.4. Merné teplo 202
§ 7.5. Vplyv teploty na tepelnú kapacitu. Teplotné rady .. 208
§ 7.6. Kvantová teória tepelnej kapacity kryštalickej hmoty 211
§ 7.7. Kvantovo-štatistická teória tepelnej kapacity plynných látok 215
§ 7.8. Tepelné účinky. Hessov zákon 217
§ 7.9. Uplatnenie Hessovho zákona na výpočet tepelných účinkov 220
§ 7.10. Závislosť tepelného účinku od teploty. Kirchhoffova rovnica 227
Kapitola 8. Druhý zákon termodynamiky a jeho dodatok 235
§ 8.1. Spontánne a spontánne procesy. Druhý zákon termodynamiky 235
§ 8.2. Entropia 236
§ 8.3. Zmena entropie v nestatických procesoch 239
§ 8.4. Zmena entropie ako kritéria smeru a rovnováhy v izolovanom "systéme 240
§ 8.5. Charakteristické funkcie. Termodynamické potenciály 241
§ 8.6. Kritériá pre možnosť spontánneho procesu a rovnováhy v uzavretých systémoch 249
§ 8.7. Zmeny entropie v niektorých procesoch 251
§ 8.8. Gibbsova energia zo zmesi ideálnych plynov. Chemický potenciál 261
§ 8.9. Všeobecné podmienky chemickej rovnováhy 265
§ 8.10. Zákon pôsobiacich más. Rovnovážna konštanta pre reakcie v plynnej fáze 266
§ 8.11. Izotermická rovnica reakcie 271
§ 8.12. Použitie zákona o hromadnej akcii na výpočet zloženia rovnovážnej zmesi 273
§ 8.13. Vplyv teploty na chemickú rovnováhu. Isobarova reakčná rovnica 282
§ 8.14. Integrálna forma teplotnej závislosti zmeny Gibbsovej energie a rovnovážnej konštanty 284
§ 8.15. Chemická rovnováha v heterogénnych systémoch 286
Kapitola 9. Tretí zákon termodynamiky a výpočet chemickej rovnováhy 289
§ 9.1. Termálna Nernstova veta. Tretí zákon termodynamiky 289
§ 9.2. Výpočet zmeny štandardnej Gibbsovej energie a rovnovážnej konštanty metódou Temkin - Shvartsman 294
§ 9.3. Výpočet zmeny štandardnej Gibbsovej energie a rovnovážnej konštanty pomocou funkcií zníženej Gibbsovej energie 297
§ 9.4. Adiabatické reakcie 299
KAPITOLA 10. Chemická rovnováha v skutočných systémoch 303
§ 10.1. Fugačná kapacita a koeficient prchavosti plynov 303
§ 10.2. Výpočet chemickej rovnováhy v systéme skutočného plynu pri vysokých tlakoch 312
§ 10.3. Výpočet chemickej rovnováhy v systémoch, v ktorých dochádza k niekoľkým reakciám súčasne 314
KAPITOLA 11. Úvod do štatistickej termodynamiky 320
§ 11.1. Štatistická fyzika a štatistická termodynamika. Makroskopický a mikroskopický opis stavu systému 320
§ 11.2. Mikroskopický popis stavu metódou klasickej mechaniky 323
§ 11.3. Mikroskopický popis stavu metódou kvantovej mechaniky. Kvantová štatistika 324
§ 11.4. Dva typy priemerov (mikrokanonické a kanonické priemery) 325
§ 11.5. Vzťah medzi entropiou a štatistickou váhou. Štatistická podstata druhého termodynamického zákona 326
§ 11.6. Systém je v termostate. Kanonická Gibbsova distribúcia. 330
§ 11.7. Súčet nad stavmi systému a jeho vzťahom k energii. Helmholtz 335
§ 11.8. Súčet nad stavmi častíc 337
§ 11.9. Vyjadrenie termodynamických funkcií z hľadiska súčtu nad stavmi systému 340
§ 11.10. Súčet nad stavmi sústavy jednorozmerných harmonických oscilátorov. Termodynamické vlastnosti monatomickej tuhej látky podľa Einsteinovej teórie 343
§ 11.11. Boltzmannova kvantová štatistika. Maxwellov zákon distribúcie molekulárnych rýchlostí 346
§ 11.12. Štatistiky Fermi - Dirac a Bose - Einstein 352
§ 11.13 Všeobecné vzorce na výpočet termodynamických funkcií z molekulárnych údajov 353
§ 11.14 Výpočet termodynamických funkcií ideálneho plynu za predpokladu tuhej rotácie a harmonických vibrácií molekúl 357
Oddiel štvrtý. Riešenia
KAPITOLA 12. Všeobecné charakteristiky riešení 365
§ 12.1. Klasifikácia riešení 365
§ 12.2. Koncentrácia riešení 367
5 12.3. Špecifickosť riešení. Úloha intermolekulárnych a chemických interakcií, koncept solvatácie 368
§ 12.4. Hlavné smery vo vývoji teórie riešení 372
§ 12.5. Termodynamické podmienky na tvorbu roztokov
§ 12.6. Čiastočné molárne množstvá 375
§ 12.7. Základné metódy stanovenia parciálnych molárnych hodnôt 379
§ 12.8. Čiastočné a relatívne čiastočné molárne entalpie 381
§ 12.9. Teploty na rozpustenie a zriedenie 382
§ 12.10 Termodynamické vlastnosti ideálnych kvapalných roztokov 386
§ 12.11.3 Raoulov zákon 390
§ 12.12. Bod varu ideálneho riešenia 392
§ 12.13 Bod tuhnutia ideálneho riešenia 395
§ 12.14.0Smotický tlak ideálneho riešenia 397
§ 12.15. Neideálne riešenia 400
§ 12.16. Extrémne zriedené, pravidelné a atermálne roztoky 402
§ 12.17. Činnosť. Koeficient aktivity. 404 štandardný stav
§ 12.18.0smotický faktor 407
§ 12.19 Metódy určovania činností 409
§ 12.20 Spojenie koeficientu aktivity a aktivity s termodynamickými vlastnosťami roztoku a prebytočnými termodynamickými funkciami 412
Oddiel 5 Fázové rovnováhy
Kapitola 13. Termodynamická teória fázových rovnováh 415
§ 13.1. Základné koncepty 415
§ 13.2. Podmienky fázovej rovnováhy 418
§ 13.3. Gibbsovo fázové pravidlo 419
Kapitola 14. Jednodielne systémy 421
§ 14.1. Uplatňovanie Gibbsovho fázového pravidla na jednozložkové systémy 421
§ 14.2. Fázové prechody prvého a druhého druhu 422
§ 14.3. Clapeyron-Clausiova rovnica 425
§ 14.4. Tlak nasýtenej pary 423
§ 14.5. Stavové diagramy jednozložkových systémov 429
§ 14.6. Stavový diagram oxidu uhličitého 431
§ 14.7. Diagram vodného stavu 432
§ 14.8. Sírový diagram 433
§ 14.9. Enantiotropné a monotropné fázové prechody 435
Kapitola 15. Dvojzložkové systémy 436
§ 15.1. Metóda fyzikálnej a chemickej analýzy 436
§ 15.2. Aplikácia Gibbsovho fázového pravidla na dvojzložkové systémy 437
§ 15.3. Rovnovážny plyn - kvapalný roztok v dvojzložkových systémoch 438
§ 15.4. Rovnovážna kvapalina - kvapalina v dvojzložkových systémoch 442
§ 15.5. Rovnovážny roztok para - kvapalina v dvojzložkových systémoch 444
§ 15.6. Fyzikálnochemické základy destilácie roztokov 453
§ 15.7. Rovnovážné kryštály - kvapalný roztok v dvojzložkových systémoch 457
§ 15.8. Rovnovážna kvapalina - plyn a kryštály - plyn (para) v dvojzložkových systémoch 476
§ 15-9. Výpočty zo stavových diagramov 476
Kapitola 16. Trojdielne systémy 482
§ 16.1. Aplikácia Gibbsovho fázového pravidla na trojzložkové systémy 482
§ 16.2. Grafické znázornenie zloženia ternárneho systému 482
§ 16.3. Rovnovážné kryštály - kvapalný roztok v trojzložkových systémoch 484
§ 16.4. Rovnovážna kvapalina - kvapalina v trojzložkových systémoch 489
§ 16.5. Distribúcia rozpustenej látky medzi dvoma kvapalnými fázami. Extrakcia 491
Dodatok 495
Register 497

OBSAH Kniha 2.
Predhovor 3
Šiesty oddiel. Elektrochémia
KAPITOLA 17. Roztoky, elektrolyty 4
§ 17.1. Elektrochémia Bod 4
§ 17.2. Špecifickosť roztokov elektrolytov 5
§ 17.3. Elektrolytická disociácia v roztoku 6
§ 17.4. Priemerná iónová aktivita a koeficient aktivity 10
§ 17.5. Základné pojmy elektrostatickej teórie silných elektrolytov od Debyeho a Hückela 13
§ 17.6. Základné pojmy teórie asociácie iónov 22
§ 17.7. Termodynamické vlastnosti iónov 24
§ 17.8. Termodynamika iónovej solvatácie 28
KAPITOLA 18. Nerovnovážné javy v elektrolytoch. Elektrická vodivosť elektrolytov 30
§ 18.1. Základné pojmy. Faradayove zákony 30
§ 18.2. Pohyb iónov v elektrickom poli. Iónové transportné čísla. 32
§ 18.3. Elektrická vodivosť elektrolytov. Špecifická elektrická vodivosť 37
§ 18.4. Elektrická vodivosť elektrolytov. Molárna elektrická vodivosť 39
§ 18.5. Molárna elektrická vodivosť iónov hydrónia a hydroxidu 43
§ 18.6. Elektrická vodivosť nevodných roztokov 44
§ 18.7. Elektrická vodivosť tuhých a roztavených elektrolytov 46
§ 18.8. Konduktometria 47
KAPITOLA 19. Procesy rovnovážnej elektródy 49
§ 19.1. Základné pojmy 49
§ 19.2. EMF elektrochemického systému. Potenciál elektródy 51
§ 19.3. Vznik potenciálneho skoku na rozhraní kov - riešenie 53
§ 19.4. Difúzny potenciál 55
§ 19.5. Štruktúra elektrickej dvojvrstvy na rozhraní roztok-kov 56
§ 19.6. Reverzibilná termodynamika elektrochemické systémy 60
§ 19.7. Klasifikácia reverzibilných elektród 64
§ 19.8. Elektródové potenciály v nevodných roztokoch 74
§ 19.9. Elektrochemické obvody 75
§ 19.10. Aplikácia teórie elektrochemických systémov na štúdium rovnováhy v roztokoch 82
§ 19.11. Potenciometria 85
Oddiel siedmy. Kinetika chemických reakcií
KAPITOLA 20. Zákony chemickej kinetiky 93
§ 20.1. Všeobecné pojmy a definície 93
§ 20.2. Rýchlosť chemickej reakcie 95
§ 20.3. Zákon hromadnej akcie a princíp nezávislosti priebehu reakcií 101
KAPITOLA 21. Kinetika chemických reakcií v uzavretých systémoch. 105
§ 21.1. Jednostranné reakcie prvého rádu 105
§ 21.2. Jednostranné reakcie druhého rádu 109
§ 21.3. Jednostranné reakcie deviateho rádu 111
§ 21.4. Metódy stanovenia poradia reakcie 112
§ 21.5. Bilaterálne reakcie prvého rádu 113
§ 21.6. Bilaterálne reakcie druhého rádu 116
Oddiel 21.T. Paralelné jednostranné reakcie 117
§ 21.8. Jednostranné postupné reakcie 119
§ 21.9. Kvázistacionárna metóda koncentrácie 125
Kapitola 22. Kinetika reakcií v otvorených systémoch 127
§ 22.1. Kinetika reakcií v ideálnom miešacom reaktore 127
§ 22.2. Kinetika reakcií v piestovom reaktore 129
Kapitola 23. Teória elementárneho aktu chemickej interakcie 133
§ 23.1. Elementárny chemický akt 133
§ 23.2. Teória aktívnych kolízií 137
§ 23.3. Teória aktivovaného komplexu 141
§ 23.4. Preexponenciálny faktor v Arrheniovej rovnici podľa teórie prechodného stavu 154
§ 23.5. MO symetria a aktivačná energia chemických reakcií 159
KAPITOLA 24. Kinetika reakcií v roztokoch, reťazec a fotochemické reakcie 166
§ 24.1. Vlastnosti kinetiky reakcií v roztokoch 166
§ 24.2. Vplyv prostredia na konštantu reakčnej rýchlosti 170
§ 24.3. Kinetika iónových reakcií v roztokoch 178
§ 24.4. Reťazové reakcie 181
§ 24.5. Fotochemické reakcie 189
Kapitola 25. Kinetika procesov elektród 196
§ 25.1. Rýchlosť elektrochemickej reakcie. Výmenný prúd 196
§ 25.2. Polarizácia elektród 197
§ 25.3. Difúzne prepätie 199
§ 25.4. Elektrochemické prepätie 205
§ 25.5. Ostatné typy prepätia 210
5 25.6. Teplotno-kinetická metóda na stanovenie povahy polarizácie v elektrochemických procesoch 211
§ 25.7. Prepätie počas elektrolytického vývoja vodíka 213
§ 25.8. Elektrolýza. Rozkladové napätie 217
§ 25.9. Polarizačné javy v chemických zdrojoch elektrického prúdu 220
§ 25.10. Elektrochemická korózia kovov. Pasivita kovov. Metódy ochrany proti korózii 222
Oddiel osem. Katalýza
KAPITOLA 26. Zásady katalytického pôsobenia 228
§ 26.1. Základné pojmy a definície 228
§ 26.2. Vlastnosti kinetiky katalytických reakcií 232
§ 26.3. Aktivačná energia katalytických reakcií 237
§ 26.4. Interakcia reagencií s katalyzátorom a princípy katalytického pôsobenia 241
Kapitola 27. Homogénna katalýza 245
§ 27.1. Acidobázická katalýza 246
§ 27.2. Redoxná katalýza 255
§ 27.3. Enzymatická katalýza 260
§ 27.4. Autokatalýza, inhibícia a dávkové katalytické reakcie 266
§ 27.5. Priemyselné aplikácie a perspektívy vývoja homogénnej katalýzy 271
KAPITOLA 28. Heterogénna katalýza. 273
§ 28.1. Štruktúra povrchu heterogénnych katalyzátorov 273
§ 28.2. Adsorpcia ako etapa heterogénnych katalytických reakcií 277
§ 28.3. Mechanizmus heterogénnych katalytických reakcií 282
§ 28.4. Kinetika heterogénnych katalytických reakcií na rovnako prístupnom povrchu 285
§ 28.5. Makrokinetika heterogénnych katalytických procesov 292
§ 28.6. Priemyselné aplikácie heterogénnej katalýzy 300
Literatúra 303
Dodatok 305
Register 312
Obsah 316

Fyzikálna chémia začala v polovici 18. storočia. Pojem „fyzikálna chémia“ v modernom ponímaní metodológie vedy a otázok teórie poznania patrí M. V. Lomonosovovi, ktorý po prvýkrát prečítal kurz skutočnej fyzikálnej chémie študentom petrohradskej univerzity. V preambule týchto prednášok uvádza nasledujúcu definíciu: „Fyzikálna chémia je veda, ktorá musí na základe fyzikálnych ustanovení a experimentov vysvetliť príčinu toho, čo sa deje chemickými operáciami v zložitých telách.“ Vedec sa v dielach svojej korpuskulárno-kinetickej teórie tepla zaoberá otázkami, ktoré plne zodpovedajú vyššie uvedeným problémom a metódam. Takúto povahu majú aj experimentálne činnosti, ktoré slúžia na potvrdenie jednotlivých hypotéz a ustanovení tohto konceptu. MV Lomonosov sa riadil týmito zásadami v mnohých oblastiach svojho výskumu: pri vývoji a praktickej realizácii ním založenej „vedy o skle“ v rôznych experimentoch venovaných potvrdeniu zákona zachovania hmoty a sily (pohybu); - v dielach a experimentoch týkajúcich sa teórie riešení - vypracoval rozsiahly program výskumu tohto fyzikálno-chemického javu, ktorý je v procese vývoja dodnes.

Nasledovala viac ako storočná prestávka a DI Mendelejev bol koncom 50. rokov 19. storočia jedným z prvých v Rusku, ktorý študoval fyzikálno-chemické štúdie.

Ďalší kurz fyzikálnej chémie si už N.N.Beketov prečítal na Charkovovej univerzite v roku 1865.

Prvá katedra fyzikálnej chémie v Rusku bola otvorená v roku 1914 na Fakulte fyziky a matematiky Petrohradskej univerzity; na jeseň začala M. D. Vrevská, študentka D.P. Konovalova, čítať povinný kurz a praktické hodiny z fyzikálnej chémie.

Prvý vedecký časopis určený na publikovanie článkov o fyzikálnej chémii založili v roku 1887 W. Ostwald a J. Van't Hoff.

Predmet fyzikálna chémia

Fyzikálna chémia je hlavným teoretickým základom moderná chémiapomocou teoretických metód takých dôležitých odvetví fyziky, ako sú kvantová mechanika, štatistická fyzika a termodynamika, nelineárna dynamika, teória poľa atď. Zahŕňa teóriu štruktúry hmoty vrátane: štruktúry molekúl, chemickej termodynamiky, chemickej kinetiky a katalýzy. Elektrochémia, fotochémia, fyzikálna chémia povrchových javov (vrátane adsorpcie), radiačná chémia, teória korózie kovov, fyzikálna chémia zlúčenín s vysokou molekulovou hmotnosťou (pozri fyzika polymérov) atď. Sa tiež vo fyzickej chémii rozlišujú ako samostatné oddiely. fyzikálna chémia a niekedy sa považujú za jej nezávislé oddiely koloidnej chémie, fyzikálno-chemickej analýzy a kvantovej chémie. Väčšina častí fyzikálnej chémie má pomerne jasné hranice, pokiaľ ide o objekty a metódy výskumu, metodologické znaky a použité prístroje.

Rozdiel medzi fyzikálnou chémiou a chemickou fyzikou

Podobné články
Diskutovať:
Kontakty O projekte a vydaní Reklama na webových stránkach mapa stránok

2020 ap37.ru. Záhrada. Okrasné kríky. Choroby a škodcovia.