Kaj je definicija fizikalne kemije. Predmet fizikalne kemije

Obstaja znanost, ki na podlagi položajev in poskusov fizike razloži, kaj se dogaja v mešanih telesih med kemičnimi operacijami. "Prvo znanstveno revijo, namenjeno objavi člankov o fizikalni kemiji, sta leta 1887 ustanovila W. Ostwald in J. Van't Hoff.

F fizikalna kemija je glavna teoretična. temelj moderne kemija, ki temelji na tako pomembnih vejah fizike, kot je kvantna mehanika, statistična. fizika in termodinamika, nelinearna dinamika, teorija polja itd. Vključuje teorijo o strukturi otoka, vklj. o strukturi molekul, kemijski termodinamiki, kemijski kinetiki in katalizi. Kot ločene oddelke v fizikalni kemiji pogosto ločimo elektrokemijo, fotokemijo, fizikalno kemijo površinskih pojavov (vključno z adsorpcijo), sevalno kemijo, teorijo kovinske korozije in visoko molekularno fiziko. povez. Fizikalni kemiji so zelo blizu in so včasih neodvisni od nje. odseki koloidna kemija, fizikalno-kemijska analiza in kvantna kemija. Večina oddelkov fizikalne kemije ima dokaj jasne meje glede predmetov in metod raziskovanja ter metodoloških. lastnosti in rabljene naprave.

Sodobna stopnja razvoja fizikalne kemije, ki je del poglobljene analize splošnih kemijskih zakonov. preobrazbe na pomolu. ravni, široka uporaba mat. modeliranje, razširitev obsega zunanjih učinki na kemikalijo. sistem (visoke in kriogene temperature, visoki tlaki, močno sevanje in magnetni učinki), preučevanje ultrahitrih procesov, metode shranjevanja energije v kemikalijah. in-wah itd.

Uporaba kvantne teorije, predvsem kvantne mehanike, pri razlagi kem. pojavi so pomenili sredstva. povečala pozornost na raven interpretacije in privedla do dodelitve dveh smeri v kemiji. Smer, ki temelji na kvantnem mechu. teorija in deluje na mikroskopsko. raven razlage pojavov, ki se pogosto imenuje kem. fizika in smer, ki deluje z ansambli velikega števila delcev, kjer začne veljati statistična. zakoni, - fizikalna kemija. S to podrazdelitvijo je meja med fizikalno kemijo in kemijo. fizika ni m. b. izvedeno ostro, kar je še posebej očitno v teoriji kemijskih stopenj. p-tioni.

Nauk o zgradbi otoka in zgradbi molekulpovzema obsežno eksperimentiranje. material, pridobljen z uporabo takšnih fizičnih. metode, kot je molekularna spektroskopija, ki preučuje interakcijo. elektromagnet. sevanje z in-vom v razl. območja valovnih dolžin, foto- in rentgenska elektronska spektroskopija, elektronska difrakcija, nevtronska in rentgenska difrakcija, metode, ki temeljijo na magnetno-optični. učinki itd. Te metode omogočajo pridobivanje strukturnih podatkov o elektronski konfiguraciji molekul, ravnotežnih položajih in amplitudami vibracij jeder v molekulah in kondenzaciji. in-ve, o energetskem sistemu. ravni molekul in prehodi med njimi, o spremembah geoma. konfiguracije pri spreminjanju okolja molekule ali njenih posameznih fragmentov itd.

Skupaj z nalogo korelacije lastnosti v s svojo strukturo sovr. fizikalna kemija je aktivno vključena tudi v obratni problem napovedovanja strukture spojin z danim sv-ti.

Zelo pomemben vir informacij o strukturi molekul, njihovih značilnostih pri razgradnji. stanja in značilnosti kem. transformacije so rezultat kvantne kemije. izračuni. Kvantna kemija daje sistem konceptov in predstav, robovi se uporabljajo v fizikalni kemiji, ko se upošteva vedenje kemikalij. povezave na pomolu. ravni in pri vzpostavljanju korelacije med značilnostmi molekul, ki tvorijo v-v, in St. you of this in-Islands. Zahvaljujoč rezultatom kvantne kemije. izračuni potencialnih napitkov kem. sistemi v razgradnji. kvantna stanja in eksperiment. možnosti zadnjih let, zlasti razvoj laserske kemije, se je fizikalna kemija približala obsežni študiji sv. v vzbujenih in močno vznemirjenih stanjih, do analize strukturnih značilnosti Comm. v takih stanjih in posebnosti manifestacije teh lastnosti v dinamiki kem. preobrazbe.

Omejitev običajne termodinamike je, da omogoča le opis stanja ravnovesja in reverzibilnih procesov. Pravi nepovratni procesi so se pojavili v tridesetih letih. 20. stoletje termodinamika nepovratnih procesov. To področje fizikalne kemije preučuje neravnovesne makroskope. sistemi, v katerih se stopnja entropije lokalno ohranja konstantna (takšni sistemi so lokalno blizu ravnotežja). Omogoča vam razmislek o sistemih s kem. p-cija in prenos mase (difuzija), toplota, elektrika. dajatve itd.

Kemijska kinetikapreučuje kemijske transformacije. in-in v času, to je hitrost kemikalije. p-tioni, mehanizmi teh transformacij, pa tudi odvisnost kem. postopka o pogojih njegove izvedbe. Vzpostavlja vzorce izdajesestava transformatorskega sistema v času razkriva razmerje med hitrostjo kemikalije. p-cije in zunanje razmere ter preučuje tudi dejavnike, ki vplivajo na hitrost in smer kem. p-tioni.

Najbolj kemična. p-tioni je zapleten večstopenjski postopek, sestavljen iz ločenih osnovnih kemijskih aktov. transformacija, transport reagentov in prenos energije. Teoretično kem. kinetika vključuje preučevanje mehanizmov osnovnih p-tionov in izračuna konstante hitrosti takih procesov na podlagi idej in aparatov klasičnega. mehanike in kvantne teorije, se ukvarja z gradnjo modelov kompleksne kem. procesi, vzpostavi povezavo med strukturo kemikalij. spojine in njihove reakcije. sposobnost. Razkrivanje kinetike. vzorci kompleksnih p-cij (formalna kinetika) pogosto temeljijo na mat. modeliranje in vam omogoča, da preizkusite hipoteze o mehanizmih kompleksnih p-cij ter vzpostavite sistem diferencialov. ur-ny, ki opisuje rezultate procesa ob razpadu. zunaj pogoji.

Za kem. za kinetiko je značilna uporaba številnih fizikalnih. raziskovalne metode, ki omogočajo lokalno vzbujanje reagirajočih molekul, preučevanje hitrih (do femtosekundnih) transformacij in avtomatizacija registracije kinetike. podatke z njihovo hkratno obdelavo v računalniku itd. Kinetic se intenzivno kopiči. informacije prek bank kinetične. konstante, vklj. za kem. v ekstremnih razmerah.

Zelo pomemben del fizikalne kemije, tesno povezan s kemijo. kinetika je nauk o katalizi, to je sprememba hitrosti in smeri kemikalije. p-cija, kadar je izpostavljena vhodu (

Ministrstvo za izobraževanje Ruska federacija Politehniška univerza v Tomsku __________________________________________________________________________ N. A. Kolpakova, V. A. Kolpakov, S. V. Romanenko FIZIKALNA KEMIJA Učbenik I. del Tomsk 2004 UDK 541.1 Fizikalna kemija ... Učbenik / N. A. Kolpakova, V. A. Kolpakov, S. V. Romanenko. - Tomsk: Ed. TPU, 2004. - 1. del - 168 str. Učbenik zajema naslednja poglavja "Fizikalna kemija": osnovni zakoni termodinamike, kemijsko in fazno ravnovesje, termodinamika neelektrolitnih raztopin. Priročnik je bil pripravljen na Oddelku za fizikalno in analitično kemijo TPU in je namenjen izrednim študentom kemijskih specialnosti. Objavljeno po ukazu uredniškega in založniškega sveta Tomske politehnične univerze Recenzenti: L. N. Kurina. - prof. Oddelek za fizikalno kemijo TSU, doktor kem. znanosti; Buinovsky A.S. - Glava. oddelek Kemija TPU STU, doktor kem. znanosti. © Politehnična univerza Tomsk, 2004 © Avtorji, 2004 POGLAVJE 1. UVOD V FIZIKALNO KEMIJO 1.1. KRATEK ZGODOVINSKI OBRAT RAZVOJA FIZIKALNE KEMIJE Ime in opredelitev vsebine fizikalne kemije je prvi podal MV Lomonosov (1752): "Fizikalna kemija je znanost, ki bi morala na podlagi določb in fizikalnih poskusov razložiti razlog za to, kaj se zgodi s kemičnimi operacijami v zapletenih telesih" ... Pouk fizikalne kemije v Rusiji kot samostojno vedo je predstavil prof. NN Beketov leta 1860 na univerzi v Harkovu. Najpomembnejše teoretične in eksperimentalne študije Lomonosova so ga pripeljale do odkritij, ki še danes niso izgubila pomena. Lomonosov se je približal pravilni opredelitvi načela ohranjanja snovi in \u200b\u200bgibanja, kinetične narave toplote in opozoril tudi na nemožnost spontanega prehoda toplote iz hladnejšega telesa v toplejše, kar je trenutno ena od formulacij drugega zakona termodinamike. V naslednjem stoletju so bile izvedene raziskave, na podlagi katerih so bila narejena številna pomembna odkritja in posploševanja. KV Scheele na Švedskem (1773) in Fontana v Franciji (1777) sta odkrila adsorpcijo plinov; TE Lovits v Rusiji (1785) je odkril adsorpcijo iz raztopin. AL Lavoisier in PS Laplace v Franciji (1779–1784) sta preučevala toplotno sposobnost snovi in \u200b\u200btoplotne učinke reakcij. Na začetku XIX. G. Davy v Angliji in L. Zh. Thenard v Franciji sta odkrila katalitične reakcije, J. J. Berzelius na Švedskem (1835) pa je nadalje razvil koncept katalize. Temelji elektrokemije so bili postavljeni z raziskavami galvanskih celic, elektrolizo in prenosom toka v elektrolitih. Galvani in A. Volta v Italiji sta leta 1799 ustvarila galvansko celico. V. V. Petrov v Rusiji (1802) je odkril pojav električnega loka. T. Grothus v Rusiji (1805) je postavil temelje teorije elektrolize. Leta 1800 je G. Davy predstavil elektrokemično teorijo medsebojnega delovanja snovi: široko je uporabljal elektrolizo kemijske raziskave... M. Faraday, študent Davyja, v letih 1833–1834. oblikoval kvantitativne zakone elektrolize. BS Jacobi v Rusiji, ki je rešil probleme praktične uporabe postopka elektrolize, je leta 1836 odkril elektrooblikovanje. V prvi polovici XIX. zahvaljujoč delom D. Daltona v Angliji (1801–1803), J. L. Gay-Lussaca v Franciji (1802) in A. Avogadra v Italiji (1811), ki so odkrili najpomembnejše zakone plinaste države, so bili široko razviti atomistični koncepti. V isto obdobje spadajo tudi dela GI Hess (1802–1856) o termokemiji. K. Guldberg in P. Vaage na Norveškem (1864–1867), J. W. Gibbs v ZDA (1873–1878) so razvili termodinamično teorijo kemijskega ravnotežja, A. L. Le Chatelier iz Francije (1884) pa je odkril splošno načelo premika ravnotežje, ko se spremenijo zunanji pogoji. Nizozemski kemik J. H. Van't Hoff je razvil termodinamično teorijo kemijskega ravnovesja. Razvil je tudi kvantitativno teorijo razredčenih raztopin (1885–1889). Prenos električne energije v raztopinah sta v Nemčiji raziskovala IV Gittorf in FVG Kohlrausch. Švedski znanstvenik S. A. Arrhenius se je razvil v letih 1883–1887. teorija elektrolitske disocijacije. AM Butlerov, ki je ustvaril teorijo o strukturi organskih spojin, je pustil globok pečat na razvoju fizikalne kemije. Veliki ruski kemik D. I. Mendeleev (1834-1907) je odkril obstoj kritične temperature (1860), splošna enačba stanja plinov, (1874) in razvil kemijsko teorijo raztopin (1887). DP Konovalov (1889), študent Mendelejeva, je eden od ustanoviteljev teorije rešitev. Konec XIX. na področju teorije zgradbe snovi so bila odkrita številna večja odkritja, ki so dokazala kompleksnost zgradbe atoma in so imela veliko vlogo pri razvoju fizikalne kemije. Sem spadajo odkritja elektrona J. B. Perrina (1895) in J. Thomsona (1897), kvantna narava svetlobe R. Plancka (1900), obstoj svetlobnega tlaka P. N. Lebedeva (1899), študije (od 1898). ) pojava radioaktivnosti P. Curie in M. Sklodowska-Curie. Do začetka XX. Stoletja. fizikalna kemija je bila opredeljena kot veda, ki preučuje strukturo snovi, kemijsko termodinamiko, vključno s termokemijo in teorijo ravnotežja, raztopinami, kemijsko kinetiko in elektrokemijo. Uporabljene so bile nove teoretične metode, v ospredje pa so stopile študije strukture atomov, molekul in kristalov. V 20. stoletju se je najhitreje razvila teorija o strukturi snovi, zlasti o strukturi atomov in molekul. Glavni dosežek na tem področju je bila jedrska teorija atoma, ki jo je predlagal E. Rutherford (1911) in jo razvila v prvi kvantitativni teoriji vodikovega atoma, ki jo je razvil danski fizik N. Bohr (1913). Preučevanje narave kemijske vezi in zgradbe molekul se je razvijalo vzporedno s preučevanjem zgradbe atoma. Do začetka dvajsetih let 20. stoletja sta V. Kossel in G. N. Lewis razvila temelje elektronske teorije kemijske vezi. VG Heitler in F. London (1927) sta razvila kvantno-mehansko teorijo kemijske vezi. Na podlagi največjih odkritij fizike na področju atomske strukture in z uporabo teoretičnih metod kvantne mehanike in statistične fizike ter novih eksperimentalnih metod, kot je npr. rentgenska analiza, spektroskopija, masna spektroskopija, magnetne metode, metoda označenih atomov in drugi, so fiziki in fizikalni kemiki zelo napredovali pri preučevanju strukture molekul in kristalov ter pri razumevanju narave kemičnih vezi. Nauk o hitrostih je bil močno razvit kemijske reakcije , to je kemijska kinetika, ki je zdaj posebej povezana s preučevanjem strukture molekul in trdnosti vezi med atomi v molekuli. Pojavile so se in se uspešno razvijajo nove veje fizikalne kemije: magnetokemija, kemija sevanja, fizikalna kemija visokih polimerov, fizikalna kemija silikatov, plinska elektrokemija itd. Tako kot druge znanosti se je tudi fizikalna kemija in njene posamezne veje pojavile ali začele razvijati še posebej obdobja, ko je ena ali druga praktična potreba povzročala potrebo po hitrem razvoju katere koli panoge, in ta razvoj je zahteval trdno teoretično osnovo. Tu je treba opozoriti na glavne študije NS Kurnakova v fizikalno-kemijski analizi, delo na področju elektrokemije AN Frumkina, ustvarjanje teorije verižnih reakcij NN Semenov, razvoj teorije heterogene katalize AA Balandin. Fizikalna kemija ima vodilno vlogo pri reševanju številnih problemov, s katerimi se srečuje kemijska znanost in praksa. Trenutno je fizikalna kemija samostojna disciplina z lastnimi raziskovalnimi metodami in je teoretična osnova uporabnih kemijskotehničnih disciplin. 1.2. PREDMET IN PROBLEMI FIZIKALNE KEMIJE Fizikalna kemija je znanost o zakonih kemijskih procesov in fizikalnih pojavov. Glavna naloga fizikalne kemije je preučiti in razložiti osnovne zakonitosti, ki urejajo smer kemijskih procesov, stopnjo njihovega pojavljanja, vpliv okolja, nečistoč, sevanja, pogoje za doseganje največjega donosa koristnega proizvoda. Študij fizikalne kemije omogoča razumevanje zakonov kemije ter napovedovanje in nadzor kemijskih pojavov. Sodobna fizikalna kemija omogoča reševanje problemov učinkovitega vodenja proizvodnje, intenzifikacije in avtomatizacije proizvodnih procesov. Služi kot teoretična osnova za kemijsko tehnologijo. Tako pomembni proizvodni procesi v kemijski tehnologiji, kot so sinteza in oksidacija amoniaka, kontaktna proizvodnja žveplove kisline, proizvodnja etanola iz zemeljskega plina, krekiranje nafte in mnogi drugi, temeljijo na rezultatih fizikalno-kemijske študije reakcij, na katerih temeljijo 5 procesov. Brez fizikalne kemije je nemogoče rešiti problem ustvarjanja snovi z želenimi lastnostmi, razviti nove vire energije in številna druga vprašanja učinkovite proizvodnje. Zato znanje fizikalne kemije za bodoče procesne inženirje odpira velike možnosti za reševanje različnih problemov, ki se pojavljajo pri praktičnem delu inženirja v tovarnah in na raziskovalnih inštitutih. Ime znanosti - »fizikalna kemija« - odraža tako zgodovino njenega nastanka na stiku dveh znanosti - fizike in kemije, kot tudi dejstvo, da pri preučevanju kemijskih pojavov široko uporablja teoretične zakone in eksperimentalne metode fizike. 1.3. RAZVRSTITEV METOD FIZIKALNE KEMIJE V fizikalni kemiji se uporablja več teoretičnih metod.  Kvantna kemijska metoda uporablja lastnosti osnovnih delcev za opis kemijskih pretvorb. Zakoni kvantne mehanike se uporabljajo za opis lastnosti in reaktivnosti molekul ter narave kemijskih vezi, ki temeljijo na lastnostih osnovnih delcev, ki tvorijo molekule.  Termodinamična (fenomenološka) metoda temelji na več zakonih (postulatih), ki so posploševanje eksperimentalnih podatkov. Na njihovi podlagi omogoča ugotavljanje energijskih lastnosti sistema, predvidevanje poteka kemičnega procesa in njegovih rezultatov do trenutka ravnotežja.  Kvantno-statistična metoda razlaga lastnosti snovi na podlagi lastnosti molekul, ki tvorijo te snovi.  Kinetična metoda vam omogoča, da vzpostavite mehanizem in ustvarite teorijo kemijskih procesov s preučevanjem spremembe hitrosti kemičnih reakcij različnih dejavnikov. Za fizikalno kemijo je značilna široka uporaba matematike, ki ne le omogoča najbolj natančno izražanje teoretičnih zakonov, temveč je tudi potrebno orodje za njihovo določitev. 6 POGLAVJE 2. TEMELJNI ZAKONI TERMODINAMIKE Beseda "termodinamika" izhaja iz grškega term - toplota in dinamika - sila. Termodinamika je znanost o pretvarjanju različnih vrst energije iz ene v drugo. Kemijska termodinamika preučuje pretvorbo različnih vrst energije, ki se pojavi med potekom kemijskih reakcij. 2.1 OSNOVNI POJMOVI KEMIJSKE TERMODINAMIKE Sistem je ločeno telo ali skupina teles, ki medsebojno delujejo in so od okolice ločeni z realno ali namišljeno lupino (mejo). Odprti sistem je sistem, ki izmenjuje snovi (maso) in energijo (na primer toploto) z zunanjim okoljem. Izoliran sistem (ali zaprt sistem) je sistem, ki ne izmenjuje toplote in ne deluje z okoljem. Energija in prostornina izoliranega sistema sta skozi čas konstantna. Primer takega sistema je na primer termo. Če meja ne dopušča prehajanja toplote, se postopek, ki poteka v sistemu, imenuje adiabatski. Ko sistem izmenjuje toploto in deluje z okoljem, pride do sprememb tako v sistemu kot v okolju. Termodinamični sistemi so lahko homogeni ali heterogeni. Če znotraj sistema ni vmesnikov, ki ločujejo dele sistema z različno sestavo ali strukturo, potem ta sistem imenujemo homogen. Skladno s tem heterogeni sistem imenujemo sistem, sestavljen iz različnih delov, ki se razlikujejo po zgradbi oz kemična sestava ... Ti deli se imenujejo faze. Tako je faza del heterogenega sistema, ki ga omejuje vmesnik in je na vseh točkah enak fizikalnim in kemijskim lastnostim. Vsak sistem je sestavljen iz ene ali več snovi. Posamezne kemikalije, ki jih je mogoče izolirati iz sistema in obstajajo zunaj njega samostojno v obliki ločene faze, imenujemo sestavne snovi sistema. Na primer kozarec vsebuje vodo, v katero je potopljena platinasta plošča. Nad steklom je mešanica plinov: kisik, vodik in dušik. Ta sistem je trifazen in vsebuje pet sestavnih snovi. 7 Termodinamično stanje sistema je skupek vrednosti neodvisnih spremenljivk (sistemskih parametrov), ki določajo njegove lastnosti. Katero koli lastnost sistema lahko imenujemo termodinamični parameter stanja, če se šteje za eno od neodvisnih spremenljivk, ki določajo stanje sistema. Termodinamika obravnava snov kot neprekinjen medij in za raziskovanje uporablja takšne termodinamične parametre, ki so rezultat delovanja velikega števila delcev (makroparametri). Na primer, makroparametri kemijske reakcije, ki poteka tudi v "normalnih pogojih", so temperatura, tlak, prostornina, koncentracija, intenzivnost gravitacijskega, magnetnega, električnega in elektromagnetnega polja itd. "Normalni pogoji" so temperatura 20– 25 ° C, atmosferski tlak, tj. približno 101 kPa, pospešek gravitacije - v povprečju približno 9,8 m / s2, jakost magnetnega polja - v povprečju približno 40 A / m, jakost električnega polja - v povprečju približno 130 V / m, osvetljenost vidne svetlobe - v povprečju približno 500 luksov. Za označitev termodinamičnega stanja sistema je treba poznati ne vse lastnosti, temveč le njihovo najmanjše število, tako imenovane neodvisne parametre sistema. Pri opisovanju kemijskega procesa, ki poteka na Zemlji, praviloma ne navajamo značilnosti polja, saj so konstantne in zato ne vplivajo na sestavo in donos reakcijskih produktov. Če se kemični postopek izvaja v pogojih močnih magnetnih ali električnih polj ali pri močni izpostavljenosti ultravijolični, rentgenski ali celo vidni svetlobi, bodo parametri polja pomembno vplivali na sestavo in donos reakcijskih produktov. V tem primeru je treba navesti parametre polja. Termodinamične parametre delimo na obsežne in intenzivne. Količine, sorazmerne masi (ali količini snovi) obravnavane delovne tekočine ali termodinamičnega sistema, se imenujejo obsežne, so prostornina, notranja energija, entalpija itd. Intenzivne količine niso odvisne od mase termodinamičnega sistema. To sta na primer temperatura in tlak. Tlak je fizikalna veličina, enaka razmerju med silo, enakomerno porazdeljeno po površini telesa, in površino, ki je pravokotna na silo: p \u003d S Enota tlaka v SI - paskal (Pa) je tlak, ki ga povzroči sila 1 N enakomerno porazdeljene na površini 1 m2 pravokotno na smer sile: 1 N / m2 \u003d 1 Pa. V praksi se uporabljajo večkratne in manjkratne enote tlaka: kilopaskal 8 (103 Pa \u003d 1 kPa); megapaskal (106 Pa \u003d 1 MPa); hekpaskal (102 Pa \u003d 1 hPa), kot tudi zunaj sistemske enote - bar (1 bar \u003d 105 Pa). V skladu z zaključki molekularno-kinetične teorije je tlak plina posledica udarcev v steno posode kaotično neprekinjeno gibljivih molekul. Najenostavnejša razmerja med parametri in vedenjem molekul so dobljena za idealen plin. Idealen plin se razume kot plin, sestavljen iz elastičnih molekul, med katerimi ni sil interakcije, ki imajo zanemarljivo notranjo prostornino v primerjavi s prostornino, ki jo zaseda plin. Vsak pravi plin pri sorazmerno nizkem tlaku (blizu atmosferskega) se obnaša skoraj kot idealen plin (strogo pri p → 0). Enačba stanja idealnega plina - enačba Mendelejeva - Clapeyrona ima obliko: pV \u003d nRT, kjer je p tlak plina, Pa; V - prostornina, m3; n je količina plina, mol; R - univerzalna plinska konstanta, enaka 8.314 J / (mol K); T je absolutna temperatura, K. Temperatura označuje toplotno stanje sistema. Izkušnje lahko vzpostavijo koncept toplejšega in hladnejšega telesa, vendar temperature ni mogoče izmeriti neposredno. Določajo jo številčne vrednosti drugih fizikalnih parametrov, ki so odvisne od temperature, kar je osnova za izdelavo empiričnih temperaturnih lestvic. Kot takšni parametri lahko delujejo različne fizikalne veličine (termometrični parametri). Sem spadajo prostornina telesa pri konstantnem tlaku, tlak pri konstantni prostornini, električna prevodnost, termoelektromotorna sila, geometrijski parametri teles, svetlost luminiscence itd. Naprava za merjenje temperature se imenuje termometer. Za izdelavo katere koli empirične temperaturne lestvice se uporabljajo tri predpostavke: 1) velikost stopinje se nastavi z izbiro številčne vrednosti ∆T med dvema referenčnima temperaturnima točkama - temperaturnimi standardi; 2) položaj ničelne temperature na empirični lestvici je poljuben; 3) domneva se, da je termometrična funkcija linearna v danem temperaturnem območju. Kot referenčne točke se uporabljajo fazni prehodi čistih snovi. Na primer, za empirično stopnjo Celzija se za referenčni točki vzameta tališče in vrelišče vode pri atmosferskem tlaku (0 oziroma 100 stopinj). Interval med temi temperaturami je razdeljen na sto enakih delov (stopinj Celzija - ° C). Čeprav je mogoče objektivno temperaturno lestvico izdelati s katero koli teoretično določeno termometrično funkcijo, se v termodinamiki kot taka funkcija uporablja enačba stanja idealnega plina. Plinski termometer omogoča najnatančnejše (blizu absolutne temperaturne lestvice - Kelvinove lestvice) meritve temperature. Določanje temperature na skali plinskega termometra pa je precej težko delo, ki se izvede le za določitev absolutnih temperatur nekaj referenčnih točk faznih prehodov, ki se upoštevajo kot referenca. Vmesne temperature se običajno določajo z empiričnimi termometričnimi metodami. Mednarodna praktična temperaturna lestvica (IPST), sprejeta leta 1954, je trenutno najbolj natančen približek absolutni temperaturni lestvici. V nasprotju z empiričnimi lestvicami MPST uporablja eno eksperimentalno referenčno temperaturno točko. Kot taka je bila uporabljena temperatura trojne točke vode (kadar so led, voda in vodna para hkrati v ravnovesju). Temperatura trojne točke vode se izračuna v MPTSh za 273,16 K (natančno). Pri atmosferskem tlaku se led topi 0,01 ° nižje. Referenčna točka na Celzijevi lestvici - 0 ° С - ustreza 273,15 K. Številčna vrednost temperatur za vse druge referenčne točke (razen za trojno točko vode) se nenehno izboljšuje, ko se natančnost dela s plinskim termometrom poveča. Leta 1968 je bila priporočena uporaba dvanajstih referenčnih točk kot referenčnih temperaturnih točk, ki zajemajo interval od trojne točke vodika do tališča zlata. Trenutno je temperatura na Celzijevi lestvici (t) izražena kot razmerje do absolutne temperature (T), ki ima obliko: T \u003d 273,15 + t. Lastnosti sistema, ki jih lahko nedvoumno izrazimo kot funkcije temperature, tlaka in koncentracije snovi, ki tvorijo sistem, imenujemo termodinamične funkcije. Na primer toplotna zmogljivost, notranja energija, entropija itd. Če je sprememba termodinamične funkcije odvisna samo od začetnega in končnega stanja sistema in ni odvisna od poti procesa, potem se taka funkcija imenuje funkcija stanja sistema. Vsaka sprememba sistema, povezana s spremembo vsaj enega termodinamičnega parametra, se imenuje termodinamični proces. Krožni postopek ali cikel je postopek, pri katerem se termodinamični sistem, potem ko zapusti neko začetno stanje in opravi vrsto sprememb, vrne v isto stanje; v tem procesu je sprememba katerega koli parametra stanja enaka nič. deset

FIZIKALNA KEMIJA

Predmet fizikalne kemije. Njegov pomen

Razmerje med preučevanjem kemijskih in fizikalnih pojavov fizikalna kemija.Ta veja kemije je meja med kemijo in fiziko. Fizikalna kemija se s teoretičnimi in eksperimentalnimi metodami obeh znanosti ter lastnimi metodami ukvarja z večplastnim preučevanjem kemijskih reakcij in spremljajočih fizikalnih procesov. Ker pa tudi večstranska študija nikoli ni popolna in pojava ne zajema izčrpno, zakoni in zakonitosti fizikalne kemije, tako kot druge naravoslovne vede, vedno poenostavijo pojav in ga ne odražajo v celoti.

Hiter razvoj in naraščajoči pomen fizikalne kemije sta povezana z njenim mejnim položajem med fiziko in kemijo. Glavna splošna naloga fizikalne kemije je predvideti časovni potek procesa in končni rezultat (ravnotežno stanje) pod različnimi pogoji na podlagi podatkov o strukturi in lastnostih snovi, ki tvorijo preučevani sistem.

Kratek oris zgodovine razvoja fizikalne kemije

Izraz "fizikalna kemija" in opredelitev te znanosti je prvi podal MV Lomonosov, ki je v letih 1752-1754. prebral študentom Akademije znanosti tečaj fizikalne kemije in pustil rokopis tega predmeta "Uvod v resnično fizikalno kemijo" (1752). Lomonosov je opravil številne študije, katerih teme ustrezajo "Načrtu za tečaj fizikalne kemije" (1752), ki ga je sestavil, in programu eksperimentalnega dela "Izkušnje iz fizikalne kemije" (1754). Pod njegovim nadzorom je potekala tudi študentska delavnica iz fizikalne kemije.

Lomonosov je podal naslednjo definicijo fizikalne kemije: "Fizikalna kemija je znanost, ki na podlagi določb in fizikalnih poskusov pojasnjuje, kaj se dogaja v mešanih telesih med kemičnimi operacijami." Ta opredelitev je blizu sodobni.

Za razvoj fizikalne kemije je bilo zelo pomembno odkritje dveh zakonov termodinamike sredi 19. stoletja (S. Karno, J. R. Mayer, G. Helmholtz, D. P. Joule, R. Klausius, W. Thomson).

Število in raznolikost raziskav na področju, ki meji na fiziko in kemijo, je v 19. stoletju nenehno naraščalo. Razvita je bila termodinamična doktrina kemijskega ravnovesja (K. M. Gul'dberg, P. Waage, D. W. Gibbs). Raziskave LF Wilhelmija so postavile temelje za preučevanje hitrosti kemijskih reakcij (kemična kinetika). Preučevali smo prenos električne energije v raztopinah (I.V. Gittorf, F.V.G. Kolrausch), preučevali smo zakonitosti ravnotežja raztopin s paro (D. P. Konovalov) in razvijali teorijo raztopin (D. I. Mendeleev)

Priznanje fizikalne kemije kot samostojne znanosti in akademska disciplina izrazil z ustanovitvijo na Univerzi v Leipzigu (Nemčija) leta 1887 prvega oddelka za fizikalno kemijo, ki ga je vodil W. Ostwald, in ustanovitvijo prve znanstvene revije o fizikalni kemiji tam. Konec 19. stoletja je bila univerza v Leipzigu središče za razvoj fizikalne kemije, vodilni fiziki in kemiki pa so bili W. Ostwald, J. H. Van't Hoff, S. Arrhenius in W. Nernst. V tem času so bile opredeljene tri glavne veje fizikalne kemije - kemijska termodinamika, kemijska kinetika in elektrokemija.

Na najpomembnejša področja znanosti, katerih razvoj je potreben pogoj tehnični napredek, vključuje preučevanje kemijskih procesov; fizikalna kemija igra vodilno vlogo pri razvoju tega problema.

Oddelki iz fizikalne kemije. Raziskovalne metode

Kemijska termodinamika. V tem poglavju so na podlagi zakonov splošne termodinamike predstavljeni zakoni kemijskega ravnovesja in teorija faznih ravnovesjev.

Cilj teorije raztopin je pojasniti in napovedati lastnosti raztopin (homogene mešanice več snovi) na podlagi lastnosti snovi, ki sestavljajo raztopino.

Nauk o površinskih pojavih. Preučene so različne lastnosti površinskih plasti trdnih snovi in \u200b\u200btekočin (vmesniki med fazami); eden glavnih preučevanih pojavov v površinskih plasteh je adsorpcija(kopičenje snovi v površinski plasti).

V sistemih, kjer so vmesniki med tekočo, trdno in plinovito fazo zelo razviti (emulzije, megle, hlapi itd.), Lastnosti površinskih slojev dobijo temeljni pomen in določajo številne posebne lastnosti celotnega sistema kot celote. Taka razpršeni (mikroheterogeni)sistemov koloidna kemija,ki je velik neodvisen del fizikalne kemije.

Zgornji seznam glavnih odsekov fizikalne kemije ne zajema nekaterih področij in manjših odsekov te znanosti, ki jih lahko obravnavamo kot dele večjih odsekov ali kot samostojne oddelke fizikalne kemije. Še enkrat je treba poudariti tesno medsebojno povezanost različnih vej fizikalne kemije. Pri preučevanju katerega koli pojava je treba uporabiti arzenal konceptov, teorij in raziskovalnih metod mnogih področij kemije (in pogosto tudi drugih ved). Šele ob začetnem seznanitvi s fizikalno kemijo je mogoče v izobraževalne namene razdeliti gradivo v navedene oddelke.

Fizikalne in kemijske raziskovalne metode... Osnovne metode fizikalne kemije so naravno metode fizike in kemije. To je predvsem eksperimentalna metoda - preučevanje odvisnosti lastnosti snovi od zunanjih pogojev, eksperimentalno preučevanje zakonov poteka različnih procesov in zakonov kemijskega ravnovesja.

Teoretična interpretacija eksperimentalnih podatkov in ustvarjanje koherentnega sistema znanja temelji na metodah teoretične fizike.

Termodinamična metoda, ki je ena izmed njih, vam omogoča kvantitativno povezovanje različnih lastnosti snovi ("makroskopske" lastnosti) in izračun ene od teh lastnosti na podlagi eksperimentalnih vrednosti drugih lastnosti.

POGLAVJE I.
PRVI ZAKON TERMODINAMIKE

Toplota in delo

Spremembe oblik gibanja med prehodom iz enega telesa v drugo in ustrezne energetske preobrazbe so zelo raznolike. Oblike samega prehoda gibanja in z njim povezane prehode energije lahko razdelimo v dve skupini.

Prva skupina vključuje le eno obliko prehoda gibanja s kaotičnimi trki molekul dveh kontaktnih teles, tj. s toplotno prevodnostjo (in hkrati s sevanjem). Ukrep tako posredovanega gibanja je toplota .

V drugo skupino spadajo različne oblike prehoda gibanja, katerih skupna značilnost je gibanje makroskopskih mas pod delovanjem kakršnih koli zunanjih sil usmerjene narave. Takšni so dviganje teles v gravitacijskem polju, prehod določene količine električne energije iz višjega elektrostatičnega potenciala v nižjega, raztezanje plina pod pritiskom itd. Splošno merilo gibanja, ki se prenaša s takšnimi metodami, je služba .

Toplota in delo kakovostno in količinsko označujeta dve različni obliki prenosa gibanja iz enega dela materialnega sveta v drugega.

Prenos gibanja je neke vrste zapleteno gibanje snovi, katere dve glavni obliki ločimo. Toplota in delo sta merilo teh dveh zapletenih oblik gibanja snovi in \u200b\u200bju je treba obravnavati kot obliki energije.

Skupna lastnost toplote in dela je, da so pomembni le v obdobju, v katerem se ti procesi odvijajo. Med takšnimi procesi se v nekaterih telesih gibanje v določenih oblikah zmanjšuje in ustrezna energija zmanjšuje, v drugih telesih pa se gibanje v enaki ali drugačni obliki povečuje in ustrezne vrste energije povečujejo.

Ne govorimo o zalogi toplote ali delu v katerem koli telesu, temveč le o toploti in delu določenega procesa. Po njegovem zaključku ni več treba govoriti o prisotnosti toplote ali delu v telesih.

Notranja energija

Za nekrožni postopek enakovrednost (I, 1) ni izpolnjena, saj se sistem ne vrne v prvotno stanje. Namesto tega lahko zapišemo enakovrednosti za nekrožni postopek (brez koeficienta k):

Ker so meje integracije na splošno poljubne, potem za osnovne količine dWin dQ:

d Vprašanje ¹ d W,

torej:

d Vprašanje - d W ¹ 0

Označimo razliko dQ - dW za kateri koli osnovni termodinamični proces skozi dU:

dU º d Vprašanje - d W(I, 2)

ali za končni postopek:

– (I, 2a)

Če se vrnemo k krožnemu procesu, dobimo (iz enačbe I, 1):

\u003d - \u003d 0 (I, 3)

Tako količina dUje skupna razlika nekaterih funkcij stanja sistema. Ko se sistem vrne v prvotno stanje (po ciklični spremembi), vrednost te funkcije pridobi prvotno vrednost.

Funkcija stanja sistema U,definirano z enačbami (I, 2) ali (I, 2a) notranja energija sistemov .

Očitno lahko izraz (I, 2a) zapišemo na naslednji način:

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

U 2 – U 1 \u003d ∆U \u003d Q - W

To sklepanje empirično utemeljuje prisotnost določene funkcije stanja sistema, ki ima pomen celotne mere vseh gibanj, ki jih sistem premore.

Z drugimi besedami, notranja energija vključuje translacijsko in rotacijsko energijo molekul, energijo vibracij atomov in skupin atomov v molekuli, energijo gibanja elektronov, znotrajjedrsko in druge vrste energije, to je celoto vseh vrst energije delcev v sistemu, z izjemo potencialne in kinetične energije samega sistema ...

Recimo, da je bil ciklični postopek izveden tako, da po vrnitvi sistema v prvotno stanje notranja energija sistema ni dobila začetne vrednosti, ampak se je povečala. V tem primeru bi ponovitev krožnih procesov povzročila kopičenje energije v sistemu. Ustvarila bi možnost pretvorbe te energije v delo in pridobivanja dela na ta način ne na račun toplote, temveč "iz nič", saj sta v krožnem procesu delo in toplota enakovredni, kar kažejo neposredni poskusi.

Nezmožnost izvedbe določenega cikla gradnje trajni gibalni stroj (perpetuum mobile) prve vrste,dajanje dela brez porabe enakovredne količine druge vrste energije dokazuje negativni rezultat tisočletnih človeških izkušenj. Ta rezultat vodi do istega zaključka, do katerega smo prišli v določeni, vendar bolj strogi obliki, pri analizi Joulejevih poskusov.

Ponovno oblikujmo dobljeni rezultat. Celotna oskrba sistema z energijo (njegova notranja energija) se zaradi cikličnega procesa vrne na prvotno vrednost, torej ima notranja energija sistema v določenem stanju eno določeno vrednost in ni odvisna od sprememb, ki jih je imel sistem pred prihodom. tej državi.

Z drugimi besedami, notranja energija sistema je nedvoumna, neprekinjena in končna funkcija stanja sistema.

Sprememba notranje energije sistema je določena z izrazom (I, 2b); za krožni postopek velja izraz (I, 3). Z neskončno majhno spremembo nekaterih lastnosti (parametrov) sistema se neskončno malo spreminja tudi notranja energija sistema. To je lastnost neprekinjene funkcije.

V termodinamiki ni treba uporabljati splošne opredelitve pojma notranja energija. Formalna kvantitativna definicija z izrazi (I, 2) ali (I, 2a) zadostuje za vsa nadaljnja termodinamična razmišljanja in zaključke.

Ker je notranja energija sistema funkcija njegovega stanja, je, kot že rečeno, povečanje notranje energije z neskončno majhnimi spremembami parametrov stanj sistema skupna razlika funkcije stanja. Razdelitev integrala v enačbi (I, 3) na dva integrala po odsekih poti od stanja 1 državi 2 (pot "a") (glej sliko I) in obratno - od države 2 državi 1 (drug način "b" ), - dobimo:

(I, 4)

(I, 5)

Do enakega rezultata pridemo s primerjavo poti "a" in "c" ali "b" in "c" itd.

Slika: I. Shema krožnega (cikličnega) procesa.

Izraz (I, 5) to kaže prirastek notranje energije sistema med prehodom iz enega stanja v drugo ni odvisen od poti procesa, ampak je odvisen samo od začetnega in končnega stanja sistema.

Prvi zakon termodinamike

Prvi zakon termodinamike je neposredno povezan z zakonom o ohranjanju energije. Omogoča vam izračun ravnovesja energije med različnimi procesi, vključno s kemičnimi reakcijami.

Iz zakona o ohranjanju energije izhaja:

Q \u003d ∆U + W

Nastali izraz za zaprt sistem lahko beremo takole: toplota, ki se dovaja v sistem, se porabi samo za spreminjanje notranje energije in opravljanje del.

Zgornja izjava v zvezi z enačbama (I, 3) in (I, 5) služi kot formulacija prvega zakona termodinamike (v kombinaciji z enačbo (I, 2), ki daje kvantitativno definicijo notranje energije).

Prvi zakon termodinamike je kvantitativna formula zakona o ohranjanju energije, ki se uporablja za procese, povezane s pretvorbo toplote in dela.

Iz izraza (I, 2a) lahko dobimo še eno formulacijo prvega zakona termodinamike. V izoliranem sistemu dQ \u003d 0 in dW \u003d 0, potem dU \u003d 0; zato za vse procese, ki se pojavljajo v izoliranem sistemu:

(I, 6)

tj. notranja energija izoliranega sistema je konstantna ... Ta formulacija prvega zakona termodinamike je kvantitativni izraz splošnega zakona o ohranjanju energije, ki se uporablja za določene pogoje in končne sisteme, po katerem energija ne nastaja ali izginja.

Opozoriti je treba, da prvi zakon termodinamike ne omogoča iskanja skupne vrednosti notranje energije sistema v katerem koli stanju, saj enačbe, ki izražajo prvi zakon, vodijo v izračun samo spremembe energije sistema v različnih procesih. Prav tako ni mogoče neposredno izmeriti spremembe notranje energije v makroskopskih procesih; to spremembo je mogoče izračunati le z uporabo enačbe (I, 2b) ob upoštevanju merljivih količin - toplote in dela tega postopka.

Upoštevajte, da toplota in delo (vsak posebej) nimata lastnosti funkcije stanja, izražene z enačbo (I, 3) ali (I, 5) in inherentne notranji energiji. Toplota in delo procesa, ki sistem prenaša iz stanja 1 v stanje 2, sta na splošno odvisna od poti postopka in vrednosti δQ in δW niso razlike funkcije države, ampak so preprosto neskončno majhne količine, ki jih bomo imenovali elementarna toplinain osnovno delo.

Tako je notranja razlika v energiji dUima druge matematične lastnosti kot osnovna toplota dQ in delo dW... To je bistveno pri gradnji sistema termodinamike.

Enačbe države

Številne lastnosti sistema v ravnovesju in njegovih sestavnih faz so medsebojno odvisne. Sprememba enega izmed njih povzroči spremembe tudi drugih. Kvantitativna funkcionalna razmerja med lastnostmi sistema (faze) se lahko odražajo z enačbami različnih vrst.

Med temi enačbami je najpomembnejša enačba stanjafaza, ki v integralni obliki poveže tlak, temperaturo, gostoto (ali prostornino), sestavo in druge lastnosti vsake faze sistema v ravnovesju.

Enačba stanja je tesno povezana s termodinamičnimi enačbami sistema in njegovih homogenih delov (faz), vendar je ni mogoče v posebni obliki razbrati iz osnovnih enačb termodinamike in jo je treba empirično najti ali pridobiti z metodami statistične fizike, ki temelji na molekularnih parametrih (tj. Količinah značilnost strukture in lastnosti posameznih molekul). Najpreprostejše enačbe stanja so enačbe za pline pri nizkih tlakih: enačba Clapeyron - Mendeleev, Van der Waalsova enačba itd.

Prisotnost enačb stanja in drugih enačb, ki povezujejo različne lastnosti faze, vodi do dejstva, da je za nedvoumno karakterizacijo stanja sistema dovolj le nekaj, nekaj neodvisnih lastnosti. Te lastnosti se imenujejo neodvisne spremenljivkeali parametri stanjasistemov. Preostale lastnosti so funkcije parametrov stanja in so enolično določene, če so podane vrednosti slednjih. Poleg tega pri številnih težavah ni pomembno, ali poznamo posebne enačbe stanja preučevanih faz; pomembno je le, da ustrezne odvisnosti vedno dejansko obstajajo.

Tako stanje sistema določajo neodvisne spremenljivke (parametri stanja), katerih število je odvisno od narave določenega sistema, njihova izbira pa je načeloma poljubna in povezana z premisleki o smotrnosti. Za določitev stanja najpreprostejših sistemov - homogenih in konstantnih po masi in sestavi v času (sestavljeni iz ene faze in se ne spreminjajo kemično) - je dovolj, da iz števila treh (prostornina) poznamo dve neodvisni spremenljivki V,pritisk Pin temperature T).V bolj zapletenih sistemih lahko neodvisne spremenljivke vključujejo koncentracije, električni naboj, elektrostatični potencial, jakost magnetnega polja in druge.

Kalorični koeficienti

Notranja energija sistema, ki je funkcija stanja, je funkcija neodvisnih spremenljivk (parametrov stanja) sistema.

V najpreprostejših sistemih

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

od kod celotni diferencial U :

dU \u003d dV + dT (1,8)

Nadomeščanje vrednosti dUod enačbe (I, 8) do enačbe (I, 2) najdemo:

δQ \u003d dV + dT + δW (I, 9)

Če je v preučevanem sistemu delo samo na raztezanju in ni električnega dela, gravitacijskih sil, površinskih sil itd., Potem d W = PdV.Potem

δQ \u003d + P dV + dT (I, 9a)

Označevanje koeficientov diferencialov neodvisnih spremenljivk v enačbi (I, 9a) s simboli l in C V,dobimo:

δQ \u003d ldV + C V dT(1,10)

Iz enačb (I, 9a) in (I, 10) sledi:

= l \u003d + P(I, 11)

\u003d C V \u003d

Količine in ne predstavljajo izpeljank katere koli funkcije. Prvi je toplota izotermične ekspanzijetelo. Ta količina, katere dimenzija sovpada z dimenzijo tlaka, je vsota zunanjega tlaka in izraza ; ki odraža medsebojno privlačnost molekul. Ta izraz je majhen za realne pline in zelo velik (v primerjavi z običajnimi vrednostmi zunanjega tlaka) za tekočine in trdne snovi.

Količina C V, v skladu z enačbo (I, 11), je toplotna zmogljivost pri stalni prostornini... Toplota, ki jo sistem konstantno absorbira, se v celoti porabi za povečanje notranje energije (pod pogojem, da so odsotne vse vrste del, vključno z ekspanzijskimi deli).

Koeficienti celotne notranje energetske razlike za spremenljivke Vin Timajo preprost fizični pomen, kot je prikazano zgoraj.

Izbira kot neodvisne spremenljivke Pin Tali Vin P in ob upoštevanju notranje energije kot funkcije teh parov spremenljivk lahko podobno dobimo:

d Vprašanje = hdP + C P dT(I, 10a)

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

kjer so količine h, C P,c in l sta z izpeljankama notranje energije povezana z bolj zapletenima razmerjema od predstavljenih v enačbi (I, 11). Upoštevajte to C p \u003dtukaj je toplotna zmogljivost pri stalnem tlaku,a h = – povečanje toplote izotermičnega tlaka.Slednja vrednost je v bistvu negativna.

Kvote l, h, C. V , C P,se imenuje c in λ kalorični koeficienti.Imeti samostojen fizični pomen (zlasti C P, C V in l), so tudi koristne pomožne količine za termodinamične sklepe in izračune.

Delo različnih procesov

Številni energijski procesi so združeni pod imenom delo; skupna lastnost teh procesov je poraba energije sistema za premagovanje sile, ki deluje od zunaj. Takšni procesi vključujejo na primer gibanje mas na potencialnem polju. Če pride do premika proti gradientu sile, potem sistem porabi energijo v obliki dela; količina dela je pozitivna. Med gibanjem po gradientu sile sistem prejme energijo v obliki dela od zunaj; količina dela je negativna. To je delo dvigovanja določene mase v gravitacijskem polju. Osnovno delo v tem primeru:

d W = – mgdH

kje m - telesna masa; H - višina nad začetno ničelno ravnjo. Pri razširitvi sistema na zunanji pritisk P,sistem opravlja delo , osnovno delo je v tem primeru enako PdV (V 1in V 2 -začetni in končni obseg sistema).

Ko se električni naboj premakne q v električnem polju proti smeri potencialnega padca j in na območju, kjer je potencialna sprememba dj,in tudi s povečanjem naboja telesa s potencialom j, za znesek dq opravljeno delo na sistemu, njegova vrednost je v prvem primeru enaka - qdj, in v drugem primeru - jdq.

Podobno lahko izrazimo delo povečevanja vmesnika S med homogenimi deli sistema (faze): d W \u003d -s dS,
kjer je s površinska napetost.

Na splošno osnovno delo dW je vsota več kakovostno različnih osnovnih del:

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

Tukaj P, -mg, -σ, -j - sile v splošnem pomenu (splošne sile)ali dejavniki intenzivnosti; V, H, S, q – splošne koordinateali dejavniki zmogljivosti.

V vsakem posameznem primeru je treba določiti, katere vrste dela so možne v preučevanem sistemu, in z zbiranjem ustreznih izrazov za dW, uporabite jih v enačbi (I, 2a). Integracija enačbe (I, 12) in izračun dela za določen postopek sta možna le v primerih, ko je postopek v ravnovesju in je enačba stanja znana.

Za zelo veliko sistemov je mogoče vrsto enačbe (I, 12) omejiti na en izraz - delo širitve.

Delo ekspanzije v ravnotežnih procesih izražajo različne enačbe, ki izhajajo iz enačbe stanja. Nekaj \u200b\u200bjih je:

1) Proces, ki poteka s konstantno glasnostjo (izohorni postopek; V \u003d const):

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

2) Postopek poteka pri stalnem tlaku (izobarni postopek; P \u003d const):

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

3) Postopek poteka pri konstantni temperaturi (izotermični postopek, T \u003d const). Delo razširitve idealnega plina, za katerega PV \u003d nRT:

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

Entalpija

Enačba prvega zakona termodinamike za procese, pri katerih se izvaja samo ekspanzijsko delo, ima obliko:

δQ \u003d dU + PdV (I, 19)

Če postopek teče pri konstantnem tlaku, potem z integracijo dobimo:

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)

Kot Pin V - parametri stanja, a U Je funkcija države, potem vsota U + PVje tudi funkcija države in njena sprememba v procesu ni odvisna od poti procesa, temveč le od začetnega in končnega stanja. Ta funkcija se imenuje entalpijain je označen s simbolom H... Z določitvijo vrednosti Hsluži identiteti:

H U + PV (I, 22)

Iz enačbe (I, 21) izhaja, da je toplota, absorbirana pri konstantnem tlaku, enaka povečanju entalpije D H in ni odvisno od poti procesa:

(I, 21a)

Drugi zakon termodinamike

Najpogostejši in zagotovo spontani so procesi prenosa toplote iz vročega telesa v hladno (toplotna prevodnost) in prehod iz dela v toploto (trenje). Stoletna vsakodnevna, tehnična in znanstvena praksa človeštva je pokazala vsakodnevno resničnost teh procesov, pa tudi nemožnost spontanega pojavljanja povratnih procesov, ki so s praktičnega vidika zelo mamljivi (delo zaradi odvajanja toplote iz teles, ki obdajajo delovno tekočino). To daje podlago za trditev, da edini rezultat katerega koli sklopa procesov ne more biti prehod toplote iz manj ogrevanega telesa v bolj ogrevanega. (Klavzijev postulat).

Inverzni prehod toplote iz bolj ogrevanega telesa v manj ogrevanega je običajen neravnovesni postopek prenosa toplote s pomočjo prevodnosti toplote. Tega ni mogoče obrniti, torej risati v nasprotno smer skozi isto zaporedje stanj. Toda to ni dovolj: če je v sistemu potekal postopek neposrednega prenosa toplote, potem nikakor ni mogoče izvesti takšnega zaporedja kakršnih koli procesov, zaradi česar bi vsa telesa, ki sodelujejo pri prenosu toplote, prišla v prvotno stanje in v drugih telesih ne bi prišlo do sprememb. Postopek prevodnosti toplote je nepovraten.

Drugo splošno stališče, ki ima enako eksperimentalno podlago, trdi naslednje: edini rezultat katerega koli sklopa procesov ne more biti pretvorba toplote v delo (tj. Absorpcija toplote s strani sistema iz okolja in vračanje dela, enakovredno tej toploti). Tako je spontani postopek pretvorbe dela v toploto (s trenjem) nepovraten (tako kot toplotna prevodnost).

Zadnjo trditev lahko navedemo drugače: toplota najhladnejšega telesa, ki sodeluje v procesu, ne more služiti kot vir dela (Thomsonov postulat).

Obe določbi (Clausiusova in Thomsonova postulata) sta formulaciji drugega zakona termodinamike in sta si enakovredni, se pravi, vsako od njih je mogoče dokazati na podlagi druge.

Ker se prehod toplote ali njeno pretvorbo v delo šteje za edini rezultat procesa, je očitno nujno, da se sistem, ki sodeluje pri izmenjavi toplote, kot rezultat procesa ali niza procesov vrne v prvotno stanje. S takšnim cikličnim postopkom se notranja energija sistema ne bo spremenila.

Recimo, da je druga od zgornjih formulacij (zlasti v zadnji obliki) napačna. Potem bi bilo mogoče zgraditi stroj, ki deluje v ciklih, katerega "delovna tekočina" bi se občasno vrnila v prvotno stanje, ta stroj pa bi deloval zaradi toplote, ki jo od zunaj absorbira telo, nič bolj segreto kot sam sistem in vsa druga telesa, ki obkrožajo sistem ... Tak postopek bi potekal, ne da bi kršil prvi zakon termodinamike (delo zaradi toplote), vendar je v praksi enakovredno pridobivanju dela iz nič, saj bi imel vsak stroj skoraj neizčrpen vir toplote v okolju. Tako se je lahko parnik premikal, odvzemal toploto oceanski vodi in ni potreboval goriva. Tak stroj se imenuje perpetuum mobile (večni gibalni stroj) druge vrste.Na podlagi te definicije je mogoče oblikovati drugi zakon termodinamike, ki daje Thomsonovemu postulatu drugačno obliko: perpetuum mobile druge vrste je nemogoč.

Poudariti je treba, da določbe Clausiusa in Thomsona ter trditev o nezmožnosti perpetuum mobile druge vrste niso dokazane na podlagi drugih zakonov ali predpisov. So predpostavke, ki so upravičene z vsemi posledicami, ki iz njih izhajajo, vendar jih ni mogoče dokazati v vseh možnih primerih.

Dajmo še eno formulacijo drugega zakona termodinamike, ki je seveda precej natančen in kratek. Ta formulacija vsebuje postulat o obstoju nove državne funkcije, s katero se izraža razlika med reverzibilnimi in nepovratnimi procesi:

Metode izračuna entropije

Enačbi (II, 1) in (II, 1a), ki določata entropijo, sta edini začetni enačbi za termodinamični izračun spremembe entropije sistema. Če nadomestimo osnovno toploto v enačbi (II, 1a) z njenimi izrazi skozi kalorične koeficiente (glej enačbi (I, 10) in (I, 10a)), dobimo za ravnotežne procese:

KJ / mol; temperatura taljenja t mn. \u003d 5,5 ° C ( T= 278,5 TO). Zato je sprememba entropije 1 krtbenzen pri taljenju (talilna entropija) je enak:

DS pl. \u003d35,06 J / mol

2. Ogrevanje pri stalnem tlaku (izobarni postopek; P \u003d const). Iz enačb (I, 18a) in (II, 1a) dobimo:

DS \u003d(II, 6)

Poiščimo spremembo entropije enega mola aluminija pri segrevanju s 25 na 600 ° C. Resnično molsko toplotno zmogljivost aluminija lahko izrazimo z enačbo:

C p \u003d 565,5 + 0,290 T.Po enačbi (II, 6) bo sprememba entropije enaka:

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

Planckov postulat. Absolutne vrednosti entropije

Enačbe (II, 3) ni mogoče uporabiti za izračun absolutne vrednosti entropije sistema. Takšno možnost ponuja nov, nedokazljiv položaj, ki ne izhaja iz dveh zakonov termodinamike, ki jo je oblikoval M. Planck (1912). V skladu s to določbo se imenuje planckov postulat, entropija posamezne kristalne snovi pri absolutni ničli je enaka nič:

Natančno rečeno, Planckov postulat velja samo za posamezne snovi, katerih kristali so idealno zgrajeni (v kristalni rešetki vsa mesta zasedajo molekule ali atomi, ki se redno izmenjujejo in redno usmerjajo). Takšni kristali se imenujejo idealna toga telesa.Pravi kristali niso taki, saj njihova kristalna mreža ni popolnoma zgrajena.

Entropija kristalne rešetke, zgrajene nekoliko naključno, je večja od entropije popolnoma zgrajene kristalna rešetka... Zato imajo pravi kristali tudi pri 0 K entropijo večjo od nič. Vendar pa so entropije pravih dobro oblikovanih kristalov posameznih snovi pri absolutni ničli majhne.

V skladu s Planckovim postulatom ima enačba (II, 6) za idealno togo telo obliko:

Planckov postulat se uporablja pri termodinamičnem proučevanju kemijskih procesov za izračun absolutnih vrednosti entropije kemičnih spojin - količin, ki so zelo pomembne pri izračunu kemijskih ravnotežij.

Entropija se pogosto uporablja v tehnični termodinamiki (toplotna tehnika) kot eden pomembnih parametrov delovne tekočine v toplotnem stroju, na primer vodna para. Vrednosti entropije vodne pare v tem stanju se izračunajo v primerjavi s standardnim stanjem - običajno 0 ° С in 1 amm.Te vrednosti entropije se uporabljajo za konstruiranje t.i. diagrami stanja entropijevodna para v koordinatah S-Tali S-H(Mollierjev diagram). V takih diagramih, podobno kot diagrami V-Pmogoče je prikazati različne procese, ki se pojavljajo v delovnem telesu toplotnega stroja in tvorijo obratovalne cikle stroja.

Na koncu je treba opozoriti, da se nam ni treba poglabljati na področje termodinamike. Naš cilj je le ponazoriti glavne ideje te znanosti in razložiti razloge, zakaj se je mogoče zanašati na njene argumente.

Končno sta dva zakona termodinamike pogosto oblikovana takole:

Prvi zakon: Energija vesolja je vedno stalna.

Drugi zakon: entropija vesolja se vedno povečuje.

3. izd., Rev. - M.: Višja šola, 2001 - 512 str., 319 str.

Učbenik je sestavljen v skladu s programom fizikalne kemije.

Prva knjiga podrobno opisuje naslednja poglavja tečaja: kvantno-mehanske osnove teorije kemijske vezi, zgradba atomov in molekul, spektralne metode za proučevanje molekularne strukture, fenomenološka in statistična termodinamika, termodinamika raztopin in fazna ravnotežja.

V drugem delu poglavja predmeta fizikalna kemija, elektrokemija, kemijska kinetika in kataliza so predstavljeni na podlagi konceptov, razvitih v prvem delu knjige - struktura snovi in \u200b\u200bstatistična termodinamika. Oddelek "Kataliza" odraža kinetiko heterogenih in difuzijskih procesov, termodinamiko adsorpcije in vprašanja reaktivnosti.

Za univerzitetne študente, ki študirajo na kemijskih inženirskih posebnostih

1. knjiga

Oblika: djvu

Velikost: 11,2 MB

Prenesi: drive.google

2. knjiga.

Oblika: djvu

Velikost: 7 Mb

Prenesi: drive.google

VSEBINA Knjiga 1.
Predgovor. 3.
Uvod 6
Oddelek prvi. Kvantno-mehanska utemeljitev teorije molekularne strukture in kemijske vezi
POGLAVJE 1. Zgradba atoma 9
§ 1.1. Kvantno-mehanske značilnosti mikrodelcev 9
§ 1.2. Vodiku podoben atom 11
§ 1.3. Atomske orbitale vodiku podobnega atoma 14
§ 1.4. Elektronski spin 21
§ 1.5. 23. Večelektronski atomi
§ 1.6. Paulijevo načelo 26
§ 1.7. Elektronske konfiguracije atomov 28
Poglavje 2. Molekule. Teoretične metode, ki se uporabljajo za preučevanje zgradbe molekul in kemijskih vezi 34
§ 2.1. Molekula. Potencialna površina. Ravnotežna konfiguracija 34
§ 2.2. Teorija kemijske vezi in njene naloge. Schrödingerjeva enačba za molekule 39
§ 2.3. Variacijska metoda za reševanje Schrödingerjeve enačbe 42
§ 2.4. Dve glavni metodi teorije molekularne strukture. Metoda valentne vezi in metoda molekularne orbite 44
§ 2.5. Osnovne ideje molekularno-orbitalne metode 49
§ 2.6. Približen opis molekularne orbitale pri metodi MO LCAO 50
§ 2.7. Molekula U v metodi MO LCAO. Izračun energije in valovne funkcije z variacijsko metodo 53
§ 2.8. Molekula H v metodi MO LCAO. Kovalentna vez 58
Poglavje 3. Dvoatomske molekule v metodi MO LCAO 62
§ 3.1. Molekularne orbitale homonuklearnih dvoatomskih molekul 62
§ 3.2. Elektronske konfiguracije in lastnosti homonuklearnih molekul, ki jih tvorijo atomi elementov prvega in drugega obdobja 65
§ 3.3. Heteronuklearne dvoatomske molekule 73
§ 3.4. Polarna komunikacija. Električni dipolni moment molekule 78
§ 3.5. Nasičenost kovalentne vezi 81
§ 3.6. Obveznost dajalca-akceptorja 82
§ 3.7. Jonska vez. Polarnost kemijske vezi 84
Poglavje 4. Poliatomske molekule v metodi MO 88
§ 4.1. Molekularne orbitale v večatomskih molekulah. Orbitalna simetrija. Delokalizirane in lokalizirane orbitale. Molekula NHO 88
§ 4.2. Opis molekule metana. Delokaliziran in lokaliziran MO. Orbitalna hibridizacija 95
§ 4.3. Napovedovanje ravnotežnih konfiguracij molekul 99
§ 4.4. Netoge molekule 101
§ 4.5. Molekule z več vezmi v MO LCAO 104
§ 4.6. Hückelova metoda 108
§ 4.7. Opis aromatskih sistemov v metodi MOX 110
§ 4.8. Kemijska vez v koordinacijskih spojinah. Teorija ligandskega polja 117
§ 4.9. Jonska vez v kristalu 126
Poglavje 5. Medmolekularne interakcije 129
§ 5.1. Van der Waalsove sile. Druge vrste nespecifičnih interakcij 129
§ 5.2. Vodikova vez 136
Drugi oddelek. Spektralne metode za preučevanje zgradbe in energijskega stanja molekul
Poglavje 6. Splošne informacije o molekularnih spektrih. Elementi teorije molekularnih spektrov 141
§ 6.1. Intramolekularno gibanje in elektromagnetni spekter. 141
§ 6.2. Molekularna emisija, absorpcija in Ramanov spekter. EPR in NMR Spectra 145
§ 6.3. Rotacijski spekter dvoatomske molekule (togi približevalni rotator) 150
§ 6.4. Vibracijsko-rotacijski spekter dvoatomske molekule. Približevanje harmoničnega oscilatorja 156
§ 6.5. Molekula je anharmonični oscilator. Struktura vibracijskega spektra 162
§ 6.6. Elektronski spektri. Določanje disociacijske energije dvoatomskih molekul 169
§ 6.7. Rotacijski spektri in stroge poliamomske molekule ... 171
§ 6.8. Vibracije, spekter in struktura mnogoatomskih molekul
§ 6.9. Uporaba vibracijskih spektrov za določanje strukture molekul 180
§ 6.10. Vpliv medmolekularne interakcije medija in agregatnega stanja na vibracijski spekter 183
Tretji oddelek. Kemijska termodinamika
POGLAVJE 7. Splošni pojmi. Prvi zakon termodinamike in njegova uporaba 186
§ 7.1. Predmet in naloge kemijske termodinamike 186
§ 7.2. Osnovni pojmi in definicije kemijske termodinamike 188
§ 7.3. Prvi zakon termodinamike. Nekrožni procesi 199
§ 7.4. Specifična toplota 202
§ 7.5. Vpliv temperature na toplotno zmogljivost. Temperaturni nizi .. 208
§ 7.6. Kvantna teorija toplotne kapacitete kristalne snovi 211
§ 7.7. Kvantno-statistična teorija toplotne kapacitete plinaste snovi 215
§ 7.8. Toplotni učinki. Hessov zakon 217
§ 7.9. Uporaba Hess-ovega zakona pri izračunu toplotnih učinkov 220
§ 7.10. Odvisnost toplotnega učinka od temperature. Kirchhoffova enačba 227
Poglavje 8. Drugi zakon termodinamike in njegov dodatek 235
§ 8.1. Spontani in nespontani procesi. Drugi zakon termodinamike 235
§ 8.2. Entropija 236
§ 8.3. Sprememba entropije v nestatičnih procesih 239
§ 8.4. Sprememba entropije kot merilo smeri in ravnotežja v izoliranem "sistemu 240
§ 8.5. Značilne funkcije. Termodinamični potenciali 241
§ 8.6. Merila za možnost spontanega procesa in ravnotežja v zaprtih sistemih 249
§ 8.7. Spremembe entropije v nekaterih procesih 251
§ 8.8. Gibbsova energija mešanice idealnih plinov. Kemijski potencial 261
§ 8.9. Splošni pogoji za kemijsko ravnovesje
§ 8.10. Zakon igralskih množic. Konstanta ravnotežja za reakcije v plinski fazi 266
§ 8.11. Izotermna enačba reakcije 271
§ 8.12. Uporaba zakona o množičnem delovanju za izračun sestave ravnotežne mešanice 273
§ 8.13. Vpliv temperature na kemijsko ravnovesje. Izobarjeva enačba reakcije 282
§ 8.14. Integralna oblika temperaturne odvisnosti spremembe Gibbsove energije in ravnotežne konstante 284
§ 8.15. Kemijsko ravnovesje v heterogenih sistemih 286
Poglavje 9. Tretji zakon termodinamike in izračun kemijskega ravnotežja 289
§ 9.1. Toplotni Nernstov izrek. Tretji zakon termodinamike 289
§ 9.2. Izračun spremembe standardne Gibbsove energije in ravnotežne konstante po metodi Temkin - Shvartsman 294
§ 9.3. Izračun spremembe standardne Gibbsove energije in ravnotežne konstante z uporabo zmanjšanih Gibbsovih energijskih funkcij 297
§ 9.4. Adiabatske reakcije 299
POGLAVJE 10. Kemijsko ravnovesje v realnih sistemih 303
§ 10.1. Fugabilnost in koeficient fugabilnosti plinov 303
§ 10.2. Izračun kemijskega ravnovesja v realnem plinskem sistemu pri visokih tlakih 312
§ 10.3. Izračun kemijskega ravnovesja v sistemih, v katerih hkrati poteka več reakcij 314
POGLAVJE 11. Uvod v statistično termodinamiko 320
§ 11.1. Statistična fizika in statistična termodinamika. Makroskopski in mikroskopski opis stanja sistema 320
§ 11.2. Mikroskopski opis stanja po metodi klasične mehanike 323
§ 11.3. Mikroskopski opis stanja z metodo kvantne mehanike. Kvantna statistika 324
§ 11.4. Dve vrsti povprečij (mikrokanonično in kanonično povprečje) 325
§ 11.5. Razmerje med entropijo in statistično težo. Statistična narava drugega zakona termodinamike 326
§ 11.6. Sistem je v termostatu. Kanonična Gibbsova distribucija. 330
§ 11.7. Vsota stanja sistemov in njegov odnos do energije. Helmholtz 335
§ 11.8. Vsota po stanju delcev 337
§ 11.9. Izražanje termodinamičnih funkcij v vsoti nad stanji sistema 340
§ 11.10. Vsota po stanju sistema enodimenzionalnih harmonskih oscilatorjev. Termodinamične lastnosti monatomske trdne snovi po Einsteinovi teoriji 343
§ 11.11. Boltzmannova kvantna statistika. Maxwellov zakon molekularne porazdelitve hitrosti 346
§ 11.12. Fermi - Dirac in Bose - Einsteinova statistika 352
§ 11.13 Splošne formule za izračun termodinamičnih funkcij iz molekularnih podatkov 353
§ 11.14 Izračun termodinamičnih funkcij idealnega plina ob predpostavki togega vrtenja in harmoničnih vibracij molekul 357
Oddelek četrti. Rešitve
POGLAVJE 12. Splošne značilnosti rešitev 365
§ 12.1. Klasifikacija rešitev 365
§ 12.2. Koncentracija raztopin 367
5 12.3. Specifičnost rešitev. Vloga medmolekularnih in kemijskih interakcij, koncept solvatacije 368
§ 12.4. Glavne usmeritve v razvoju teorije rešitev 372
§ 12.5. Termodinamični pogoji za tvorjenje raztopin
§ 12.6. Delne molske količine 375
§ 12.7. Osnovne metode za določanje delnih molskih količin
§ 12.8. Delne in relativne delne molske entalpije 381
§ 12.9. Toplote raztapljanja in redčenja
§ 12.10 Termodinamične lastnosti idealnih tekočih raztopin 386
§ 12.11.3 Raoulov zakon 390
§ 12.12. Vrelišče idealne raztopine 392
§ 12.13 Zmrzišče idealne raztopine 395
§ 12.14.0 Motični tlak idealne raztopine 397
§ 12.15 Neidealne rešitve 400
§ 12.16. Izjemno razredčene, pravilne in atermične raztopine
§ 12.17. Dejavnost. Koeficient aktivnosti. 404 standardno stanje
§ 12.18.0smotični faktor 407
§ 12.19 Metode za določanje dejavnosti 409
§ 12.20 Povezava koeficienta aktivnosti in aktivnosti s termodinamičnimi lastnostmi raztopine in presežnimi termodinamičnimi funkcijami 412
Oddelek 5 Fazna ravnotežja
Poglavje 13. Termodinamična teorija faznih ravnotežij 415
§ 13.1. Osnovni pojmi 415
§ 13.2. Pogoji faznega ravnovesja 418
§ 13.3. Pravilo Gibbsove faze 419
Poglavje 14. Enodelni sistemi 421
§ 14.1. Uporaba pravila Gibbsove faze pri enokomponentnih sistemih 421
§ 14.2. Fazni prehodi prve in druge vrste 422
§ 14.3. Clapeyron-Clausius enačba 425
§ 14.4. Tlak nasičene pare 423
§ 14.5. Diagrami stanja enokomponentnih sistemov 429
§ 14.6. Diagram stanja ogljikovega dioksida 431
§ 14.7. Diagram stanja vode 432
§ 14.8. Žveplov diagram 433
§ 14.9. Enantiotropni in monotropni fazni prehodi 435
Poglavje 15. Dvokomponentni sistemi 436
§ 15.1. Metoda fizikalne in kemijske analize 436
§ 15.2. Uporaba pravila Gibbsove faze pri dvokomponentnih sistemih 437
§ 15.3. Ravnotežna raztopina plin - tekočina v dvokomponentnih sistemih
§ 15.4. Ravnotežna tekočina - tekočina v dvokomponentnih sistemih 442
§ 15.5. Ravnotežna raztopina para - tekočina v dvokomponentnih sistemih
§ 15.6. Fizikalno-kemijske osnove destilacije raztopin
§ 15.7. Kristali ravnotežja - tekoča raztopina v dvokomponentnih sistemih 457
§ 15.8. Ravnotežna tekočina - plin in kristali - plin (para) v dvokomponentnih sistemih
§ 15–9. Izračuni iz diagramov stanja 476
Poglavje 16. Trodelni sistemi 482
§ 16.1. Uporaba pravila Gibbsove faze pri trikomponentnih sistemih 482
§ 16.2. Grafični prikaz sestave 482 ternarnega sistema
§ 16.3. Kristali ravnotežja - tekoča raztopina v trikomponentnih sistemih 484
§ 16.4. Ravnotežna tekočina - tekočina v trikomponentnih sistemih 489
§ 16.5. Porazdelitev topljene snovi med dvema tekočima fazama. Ekstrakcija 491
Dodatek 495
Kazalo 497

VSEBINA 2. knjiga.
Predgovor 3
Oddelek šesti. Elektrokemija
POGLAVJE 17. Raztopine, elektroliti 4
§ 17.1. Element elektrokemije 4
§ 17.2. Specifičnost raztopin elektrolitov 5
§ 17.3. Elektrolitska disocijacija v raztopini 6
§ 17.4. Povprečno ionska aktivnost in koeficient aktivnosti 10
§ 17.5. Osnovni koncepti elektrostatične teorije močnih elektrolitov po Debyeju in Hückelu 13
§ 17.6. Osnovni pojmi teorije asociacije ionov 22
§ 17.7. Termodinamične lastnosti ionov 24
§ 17.8. Termodinamika ionske solvatacije 28
POGLAVJE 18. Neravnovesni pojavi v elektrolitih. Električna prevodnost elektrolitov
§ 18.1. Osnovni pojmi. Faradayevi zakoni 30
§ 18.2. Gibanje ionov v električnem polju. Številke ionskega transporta. 32
§ 18.3. Električna prevodnost elektrolitov. Specifična električna prevodnost 37
§ 18.4. Električna prevodnost elektrolitov. Molska električna prevodnost 39
§ 18.5. Molska električna prevodnost hidronijevih in hidroksidnih ionov 43
§ 18.6. Električna prevodnost nevodnih raztopin 44
§ 18.7. Električna prevodnost trdnih in staljenih elektrolitov 46
§ 18.8. Konduktometrija 47
POGLAVJE 19. Ravnotežni elektrodni procesi 49
§ 19.1. Osnovni pojmi 49
§ 19.2. EMR elektrokemičnega sistema. Potencial elektrode 51
§ 19.3. Pojav potencialnega skoka na vmesniku raztopina-kovina 53
§ 19.4. Difuzijski potencial 55
§ 19.5. Struktura dvojnega električnega sloja na vmesniku raztopina-kovina 56
§ 19.6. Reverzibilna termodinamika elektrokemični sistemi 60
§ 19.7. Razvrstitev reverzibilnih elektrod 64
§ 19.8. Potenciali elektrod v nevodnih raztopinah 74
§ 19.9. Elektrokemijska vezja 75
§ 19.10. Uporaba teorije elektrokemijskih sistemov pri proučevanju ravnotežja v raztopinah 82
§ 19.11. Potenciometrija 85
Oddelek sedmi. Kinetika kemijskih reakcij
POGLAVJE 20. Zakoni kemijske kinetike 93
§ 20.1. Splošni pojmi in opredelitve 93
§ 20.2. Hitrost kemijske reakcije 95
§ 20.3. Zakon o množičnem delovanju in načelo neodvisnosti poteka reakcij 101
POGLAVJE 21. Kinetika kemijskih reakcij v zaprtih sistemih. 105
§ 21.1. Enostranske reakcije prvega reda 105
§ 21.2. Enostranske reakcije drugega reda 109
§ 21.3. Enostranske reakcije n-tega reda 111
§ 21.4. Metode za določanje vrstnega reda reakcije 112
§ 21.5. Dvostranski odzivi prvega reda 113
§ 21.6. Dvostranski odzivi drugega reda 116
Oddelek 21.T. Vzporedne enostranske reakcije 117
§ 21.8. Enostranske zaporedne reakcije 119
§ 21.9. Kvazistacionarna metoda koncentracije 125
Poglavje 22. Kinetika reakcij v odprtih sistemih 127
§ 22.1. Kinetika reakcij v idealnem mešalnem reaktorju 127
§ 22.2. Kinetika reakcij v vtičnem reaktorju 129
Poglavje 23. Teorija osnovnega akta kemijske interakcije 133
§ 23.1. Elementarno kemijsko dejanje 133
§ 23.2. Teorija aktivnih trkov 137
§ 23.3. Aktivirana kompleksna teorija 141
§ 23.4. Predeksponencialni faktor v Arrheniusovi enačbi po teoriji prehodnega stanja 154
§ 23.5. MO simetrija in energija aktivacije kemijskih reakcij 159
POGLAVJE 24. Kinetika reakcij v raztopinah, verižne in fotokemične reakcije 166
§ 24.1. Značilnosti kinetike reakcij v raztopinah 166
§ 24.2. Vpliv okolja na konstanto hitrosti reakcije 170
§ 24.3. Kinetika ionskih reakcij v raztopinah 178
§ 24.4. Verižne reakcije 181
§ 24.5. Fotokemijske reakcije 189
Poglavje 25. Kinetika elektrodnih procesov 196
§ 25.1. Hitrost elektrokemijske reakcije. Menjalni tok 196
§ 25.2. Polarizacija elektrod 197
§ 25.3. Difuzijska prenapetost 199
§ 25.4. Elektrokemijska prenapetost 205
§ 25.5. Druge vrste prenapetosti
5 25.6. Temperaturno-kinetična metoda za določanje narave polarizacije v elektrokemijskih procesih 211
§ 25.7. Prenapetost med elektrolitskim razvojem vodika 213
§ 25.8. Elektroliza. Napetost razgradnje 217
§ 25.9. Pojavi polarizacije v kemičnih virih električnega toka 220
§ 25.10. Elektrokemijska korozija kovin. Pasivnost kovin. Metode protikorozijske zaščite 222
Oddelek osem. Kataliza
POGLAVJE 26. Načela katalitičnega delovanja 228
§ 26.1. Osnovni pojmi in definicije 228
§ 26.2. Značilnosti kinetike katalitičnih reakcij 232
§ 26.3. Aktivacijska energija katalitskih reakcij 237
§ 26.4. Interakcija reagentov s katalizatorjem in principi katalitičnega delovanja
Poglavje 27. Homogena kataliza 245
§ 27.1. Kislinsko-bazična kataliza 246
§ 27.2. Redoks kataliza 255
§ 27.3. Encimska kataliza 260
§ 27.4. Avtokataliza, inhibicija in šaržne katalitične reakcije 266
§ 27.5. Industrijska uporaba in možnosti za razvoj homogene katalize 271
POGLAVJE 28. Heterogena kataliza. 273
§ 28.1. Struktura površine heterogenih katalizatorjev 273
§ 28.2. Adsorpcija kot stopnja heterogenih katalitičnih reakcij 277
§ 28.3. Mehanizem heterogenih katalitskih reakcij 282
§ 28.4. Kinetika heterogenih katalitskih reakcij na enako dostopni površini 285
§ 28.5. Makrokinetika heterogenih katalitskih procesov 292
§ 28.6. Industrijska uporaba heterogene katalize 300
Literatura 303
Dodatek 305
Kazalo 312
Kazalo 316

Fizikalna kemija se je začela sredi 18. stoletja. Izraz "fizikalna kemija" v sodobnem razumevanju metodologije znanosti in vprašanj teorije znanja pripada M. V. Lomonosovu, ki je študentom univerze v Sankt Peterburgu prvič prebral "Tečaj prave fizikalne kemije". V preambuli teh predavanj poda naslednjo opredelitev: "Fizikalna kemija je znanost, ki mora na podlagi določb in fizikalnih poskusov pojasniti razlog za to, kaj se zgodi s kemičnimi postopki v zapletenih telesih." Znanstvenik se v delih svoje korpuskularno-kinetične teorije toplote ukvarja z vprašanji, ki v celoti ustrezajo zgornjim težavam in metodam. Takšni so tudi poskusni ukrepi, ki služijo za potrditev posameznih hipotez in določb tega koncepta. MV Lomonosov je sledil tem načelom na številnih področjih raziskav: pri razvoju in praktičnem izvajanju "znanosti o steklu", ki jo je ustanovil, v različnih poskusih, namenjenih potrditvi zakona o ohranjanju snovi in \u200b\u200bsile (gibanje); - v delih in eksperimentih, povezanih s teorijo raztopin - je razvil obsežen program raziskav tega fizikalno-kemijskega pojava, ki je v razvoju do danes.

Sledil je več kot stoletni premor in DI Mendeleev je bil eden prvih v Rusiji, ki je konec petdesetih let preučeval fizikalno-kemijske študije.

Naslednji tečaj fizikalne kemije je leta 1865 že prebral N. N. Beketov na univerzi Harkov.

Prvi oddelek za fizikalno kemijo v Rusiji je bil odprt leta 1914 na Fizično-matematični fakulteti Univerze v Sankt Peterburgu; jeseni je M. S. Vrevsky, študent D. P. Konovalova, začel brati obvezni tečaj in praktične ure fizikalne kemije.

Prvo znanstveno revijo, namenjeno objavljanju člankov o fizikalni kemiji, sta leta 1887 ustanovila W. Ostwald in J. Van't Hoff.

Predmet fizikalne kemije

Fizikalna kemija je glavna teoretična podlaga sodobna kemijaz uporabo teoretičnih metod tako pomembnih vej fizike, kot so kvantna mehanika, statistična fizika in termodinamika, nelinearna dinamika, teorija polja itd. Vključuje teorijo o strukturi snovi, ki vključuje: zgradbo molekul, kemijsko termodinamiko, kemijsko kinetiko in katalizo. Kot ločeni odseki v fizikalni kemiji ločimo tudi elektrokemijo, fotokemijo, fizikalno kemijo površinskih pojavov (vključno z adsorpcijo), sevalno kemijo, teorijo kovinske korozije, fizikalno kemijo spojin z visoko molekulsko maso (glej fiziko polimerov) itd. So zelo blizu fizikalna kemija in se včasih štejejo za njene neodvisne odseke koloidne kemije, fizikalno-kemijske analize in kvantne kemije. Večina delov fizikalne kemije ima dokaj jasne meje glede predmetov in metod raziskovanja, metodoloških značilnosti in uporabljene opreme.

Razlika med fizikalno kemijo in kemijsko fiziko

Podobni članki
Pogovorite se:
Stiki O projektu in izdaji Oglaševanje na spletni strani zemljevid strani

2020 ap37.ru. Vrt. Okrasno grmičevje. Bolezni in škodljivci.