Panašūs dokumentai
Temperatūros įtaka cheminės reakcijos greičiui. Dvišalės ir vienpusės reakcijos, jų molekuliškumas, tvarka, kinetinė klasifikacija. Aktyvių susidūrimų teorijos. Grandininės reakcijos, terminis sprogimas. Fotocheminių procesų rūšys, kvantinė išeiga.
paskaitų kursas pridėtas 2015-12-10
Dalyko ir objekto aprašymas, fizikinės ir koloidinės chemijos tikslai ir uždaviniai. Pagrindinių termodinamikos sąvokų aprašymas. Cheminė kinetika: cheminės reakcijos greitis, Arenijaus lygtis, kataliziniai procesai, homogeninė katalizė ir autokatalizė.
pamoka, pridėta 2014-02-05
Cheminės termodinamikos problemos. Fazių pusiausvyra ir sprendimai. Elektrolitų termodinaminė ir elektrostatinė teorija. Cheminių reakcijų kinetika. Dėsningumai, susiję su cheminių ir elektrocheminių energijos formų tarpusavio transformacija.
vadovas, pridėtas 2016-11-21
Katalizė yra cheminių reakcijų greičio keitimo procesas, kai yra medžiagos, vadinamos katalizatoriais. Informacija apie pramoninę katalizę ir jos vaidmenį ekologijoje. Energijos barjero perėjimas, vienalytė ir nevienalytė katalizė.
santrauka, pridėta 2009-11-07
Cheminės reakcijos greitis. Homogeninės ir nevienalytės reakcijos. Veikiančių masių dėsnis. Aktyvinimo energija. Katalizatoriaus poveikis. Cheminės pusiausvyros konstanta. Le Chatelier principo esmė. Molekuliškumo samprata ir reakcijos tvarka cheminėje kinetikoje.
pristatymas pridėtas 2013-04-23
Cheminės kinetikos samprata. Reagento koncentracijos, smulkumo, temperatūros ir katalizatoriaus ar inhibitoriaus buvimo veiksniai. „Reakcijos molekuliškumo“ sąvokos apibrėžimas. Katalizatoriaus esmė ir jo veikimas cheminėse reakcijose.
vadovas, pridėtas 2016-04-27
Fizikinės ir cheminės sistemos nevienalytės pusiausvyros dėsnio tyrimas stabilioje termodinaminėje pusiausvyroje. Daugiakomponentinių skysčių apžvalga. Kinetikos ir katalizės analizė. Medžiagos koncentracijos metmenys ir cheminių reakcijų klasifikacija.
pristatymas pridėtas 2013-09-29
Cheminių reakcijų esmės, požymių ir sąlygų analizė. Cheminių reakcijų klasifikavimas pagal įvairius kriterijus. Cheminės reakcijos greičio nustatymas. Katalizatoriaus sąvokos apibrėžimas, taip pat jo poveikio cheminės reakcijos greičiui apibūdinimas.
santrauka pridėta 2017-06-28
Cheminės kinetikos samprata, cheminės reakcijos greitis. Pagrindinis cheminės kinetikos dėsnis. Temperatūros įtaka cheminių reakcijų greičiui. Katalizės samprata ir esmė, katalizatoriaus principas. Matematinė cheminės pusiausvyros sąlyga.
vadovas, pridėtas 2015-09-18
Medžiagų koncentracijos, slėgio, reagentų kontaktinio paviršiaus, temperatūros įtaka cheminės reakcijos greičiui. Veikiančių masių dėsnis. Katalizės sąvoka yra reakcijos aktyvavimo energijos sumažėjimas, o slopinimas - jos aktyvavimo energijos padidėjimas.
D. x. n. , profesorius, pavadinto Rusijos chemijos technologijos universiteto Fizinės chemijos katedros vedėjas D. I. Mendelejeva Konyukhovas Valerijus Jurjevičius [apsaugotas el. paštas] ru vkontakte. ru
Literatūra Višnyakovas A. V., Kizim N. F. Fizinė chemija. M.: Chemija, 2012 Fizikinė chemija // Red. K. S. Krasnova. M.: Aukštoji mokykla, 2001 Stromberg A. G., Semchenko D. P. Fizikinė chemija. M.: Aukštoji mokykla, 1999. Fizikinės chemijos pagrindai. Teorija ir užduotys: Vadovėlis. Vadovas universitetams / V. V. Ereminas ir kiti M.: 2005 m.
Literatūra Atkins P. Fizikinė chemija. M.: Ramybė. 1980. Karapetyants M. Kh. Cheminė termodinamika. M.: Chemija, 1975 m.
LOMONOSOVAS Michailas Vasiljevičius (1711–65), pirmasis pasaulinės reikšmės rusų gamtos mokslininkas, poetas, padėjęs šiuolaikinės rusų literatūrinės kalbos pamatus, menininkas, istorikas, tautinio švietimo, mokslo ir ekonomikos plėtros čempionas. Gimė lapkričio 8 (19) dieną Denisovkos kaime (dabar Lomonosovo kaimas) pomorų šeimoje. Būdamas 19 metų išvyko studijuoti (nuo 1731 m. į slavų-graikų-lotynų akademiją Maskvoje, nuo 1735 m. į akademinį universitetą Sankt Peterburge, 1736-41 į Vokietiją). Nuo 1742 adjunktas, nuo 1745 Peterburgo mokslų akademijos akademikas.
1748 m. Mokslų akademijoje įkūrė pirmąją Rusijoje chemijos laboratoriją. Maskvos universitetas buvo įkurtas Lomonosovo iniciatyva (1755). Sukūrė atomines-molekulines materijos sandaros sampratas. Kalorijų teorijos dominavimo laikotarpiu jis teigė, kad šilumą lemia kraujo kūnelių judėjimas. Suformulavo materijos ir judėjimo išsaugojimo principą. Iš cheminių medžiagų sąrašo pašalintas flogistonas. Jis padėjo fizinės chemijos pagrindus.
Ištirta atmosferos elektra ir gravitacija. Jis plėtojo spalvų doktriną. Sukūrė daugybę optinių instrumentų. Atrado Veneros atmosferą. Jis apibūdino Žemės sandarą, paaiškino daugelio mineralų ir mineralų kilmę. Išleido metalurgijos vadovą. Jis pabrėžė Šiaurės jūros kelio ir Sibiro raidos tyrinėjimo svarbą. Atgaivino mozaikos ir smalt gamybos meną, su mokiniais kūrė mozaikinius paveikslus. Dailės akademijos narys (1763). Palaidotas Sankt Peterburge nekropolyje XVIII a.
Lomonosovo apibrėžimas: „Fizinė chemija yra mokslas, kuris, remdamasis fizikos nuostatomis ir eksperimentais, tiria, kas vyksta sudėtinguose kūnuose cheminių operacijų metu... Fizinė chemija gali būti vadinama chemine filosofija.
Vakarų Europoje fizikinės chemijos sukūrimo metais laikomi 1888-ieji, kai W. Ostwaldas pradėjo skaityti šį kursą, lydimas praktinių pratimų, pradėjo leisti žurnalą „Zeitschtift fur physikalische Chemie“. Tais pačiais metais Leipcigo universitete buvo organizuota Fizikinės chemijos katedra, vadovaujama W. Ostwaldo.
Gimęs ir ilgą laiką gyvenęs Rusijos imperijoje, būdamas 35 metų pakeitė Rusijos pilietybę į Vokietijos. Didžiąją savo gyvenimo dalį praleido Leipcige, kur buvo vadinamas „rusų profesoriumi“. Būdamas 25 metų apgynė daktaro disertaciją tema „Tūriniai cheminiai ir optiniai-cheminiai tyrimai“.
1887 m. jis priėmė pasiūlymą persikelti į Leipcigą, kur universitete įkūrė Fizikinės ir cheminės medžiagos institutą, kuriam vadovavo iki 1905 m. 1888 m. jis užėmė labai prestižinį Leipcigo universiteto fizikinės ir neorganinės chemijos skyrių. Šiose pareigose jis dirbo 12 metų.
Iš „Leipcigo mokyklos“ W. Ostwaldas išvyko: Nobelio premijos laureatai S. Arrhenius, J. Van't Hoffas, W. Nernstas, žymūs fizikochemikai G. Tammanas ir F. Donnanas, organinis chemikas J. Wislicensas, garsus amerikiečių chemikas G. N. Lewisas. Bėgant metams Ostvaldas ruošė rusų chemikus: I. A. Kablukovą, V. A. Kistjakovskį, L. V. Pisarževskį, A. V. Rakovskį, N. A. Šilovą ir kitus.
Vienas iš unikalių Ostvaldo bruožų buvo daugelį metų aktyviai atmetęs atominę-molekulinę teoriją (nors jis ir pasiūlė terminą „molis“). „Chemikas nemato jokių atomų. - Jis studijuoja tik paprastus ir suprantamus dėsnius, kurie paklūsta reagentų masės ir tūrio santykiams.
W. Ostwaldas sumanė parašyti gausų chemijos vadovėlį, kuriame žodis „atomas“ nė karto neminimas. Kalbėdamas 1904 m. balandžio 19 d. Londone su dideliu pranešimu Chemijos draugijos nariams, Ostwaldas bandė įrodyti, kad atomai neegzistuoja ir „tai, ką mes vadiname materija, yra tik tam tikroje vietoje susikaupusių energijų rinkinys“.
V. Ostvaldo garbei Tartu universiteto teritorijoje įrengta memorialinė lenta su užrašu estų, vokiečių ir anglų kalbomis.
numatyti, ar reakcija gali vykti spontaniškai; jei reakcija vyksta, tai kaip giliai (kokios reakcijos produktų pusiausvyros koncentracijos); jei yra reakcija, tai kokiu greičiu.
1. MEDŽIAGOS STRUKTŪRA Šiame skyriuje, remiantis kvantine mechanika (Schrödingerio lygtis), paaiškinama atomų ir molekulių sandara (elektroninės atomų ir molekulių orbitalės), kietųjų kūnų kristalinės gardelės ir kt., agregacijos būsenos. svarstomos medžiagos.
2. CHEMINĖ TERMODINAMIKA termodinamikos dėsnių (principų) pagrindu leidžia: apskaičiuoti cheminių reakcijų ir fizikinių ir cheminių procesų šiluminį poveikį, numatyti cheminių reakcijų kryptį, apskaičiuoti reagentų ir reakcijos produktų pusiausvyrines koncentracijas.
3. FAZIŲ PUSIAUSVYGŲ TERMODINAMIKA Nagrinėja fazių virsmų dėsningumus vienkomponentėse ir daugiakomponentėse (sprendinių) sistemose. Pagrindinis jo tikslas – nubraižyti nurodytų sistemų fazių pusiausvyros diagramas.
4. ELEKTROCHEMIJA Tiria elektrolitų tirpalų savybes, jų elgsenos ypatumus lyginant su molekuliniais tirpalais, tiria cheminių reakcijų energijos ir elektros energijos tarpusavio virsmo dėsningumus veikiant elektrocheminiams (galvaniniams) elementams ir elektrolizatoriams.
5. CHEMINĖ KINETIKA IR KATALIZĖ Tiriant cheminių reakcijų eigos laike dėsningumus, tiriama termodinaminių parametrų (slėgio, temperatūros ir kt.), katalizatorių ir inhibitorių buvimo įtaka reakcijų greičiui ir mechanizmui.
Atskirame moksle KOLOIDINĖ CHEMIJA išskiriama fizikinės chemijos skyrius - paviršiaus reiškinių ir išsklaidytų sistemų fizikinė chemija.
Klasikinė termodinamika yra teorinės fizikos šaka, tirianti įvairių rūšių energijos ir energijos perėjimų tarp sistemų šilumos ir darbo pavidalu (termo – šiluma, dinamo – judėjimas) modelius.
Termodinamika abstrahuojasi nuo bet kokio proceso priežasčių ir laiko, per kurį šis procesas vyksta, bet veikia tik su pradiniais ir galutiniais sistemos, dalyvaujančios bet kuriame fizikiniame ir cheminiame procese, parametrais. Neatsižvelgiama į atskirų molekulių savybes, tačiau naudojamos vidutinės sistemos, susidedančios iš daugelio molekulių, charakteristikos.
Cheminės termodinamikos uždaviniai yra: cheminių reakcijų ir fizikinių ir cheminių procesų šiluminio poveikio matavimas ir skaičiavimas, reakcijų krypties ir gylio numatymas, cheminės ir fazių pusiausvyros analizė ir kt.
1. 1. Pagrindinės TD sąvokos ir apibrėžimai Termodinamikoje visi mus dominantys procesai vyksta termodinaminėse sistemose. Sistema yra kūnas arba kūnų grupė, faktiškai arba mintyse identifikuotą stebėtojo aplinkoje.
Sistema yra mus supančio pasaulio dalis, kuri mus ypač domina. Visa kita visatoje yra aplinka (aplinka). Visuotinai pripažįstama, kad aplinka yra tokia didelė (turi begalinį tūrį), kad energijos mainai su termodinamine sistema nekeičia jos temperatūros.
Pagal energijos ir materijos mainų su aplinka pobūdį sistemos skirstomos: izoliuotos – negali keistis nei medžiaga, nei energija; uždari – jie gali keistis energija, bet negali – su medžiaga; atviri – jie gali keistis ir medžiaga, ir energija.
Pagal fazių skaičių sistemos skirstomos į: vienarūšes – susideda iš vienos fazės (Na.Cl tirpalas vandenyje); nevienalytė – sistemą sudaro kelios fazės, atskirtos viena nuo kitos sąsajomis. Heterogeninių sistemų pavyzdys – vandenyje, piene plūduriuojantis ledas (viena fazė yra riebalų lašeliai, kita – vandeninė terpė).
Fazė – tai vienarūšių sistemos dalių, turinčių tas pačias chemines ir fizines savybes, ir sąsajomis atskirtų nuo kitų sistemos dalių, visuma. Kiekviena fazė yra vienalytė nevienalytės sistemos dalis
Pagal komponentų skaičių sistemos skirstomos į vieno-dviejų, trijų komponentų ir daugiakomponentes. Komponentai yra atskiros cheminės medžiagos, sudarančios sistemą, kurią galima atskirti nuo sistemos ir egzistuoti už jos ribų.
Bet kuriai termodinaminei sistemai gali būti būdinga daugybė fizinių ir cheminių savybių, kurios turi tam tikras vertes: temperatūra, slėgis, šilumos laidumas, šiluminė talpa, komponentų koncentracija, dielektrinė konstanta ir kt.
Cheminė termodinamika nagrinėja tas savybes, kurios gali būti vienareikšmiškai išreikštos kaip temperatūros, slėgio, tūrio ar medžiagų koncentracijos sistemoje funkcija. Šios savybės vadinamos termodinaminėmis savybėmis.
Termodinaminės sistemos būsena laikoma nurodyta, jei nurodoma jos cheminė sudėtis, fazinė sudėtis ir nepriklausomų termodinaminių parametrų reikšmės. Nepriklausomi parametrai apima: slėgį (P), tūrį (V), temperatūrą (T), medžiagos n kiekį molių skaičiaus arba koncentracijos (C) pavidalu. Tai vadinami būsenos parametrais.
Pagal dabartinę vienetų sistemą (SI) pagrindiniai termodinaminiai parametrai nustatomi šiais vienetais: [m 3] (tūris); [Pa] (slėgis); [mol] (n); [K] (temperatūra). Išimties tvarka cheminėje termodinamikoje leidžiama naudoti nesisteminį slėgio vienetą – normalią fizinę atmosferą (atm), lygų 101,325 kPa.
Termodinaminiai parametrai ir savybės gali būti: Intensyvūs – nepriklauso nuo sistemos masės (tūrio). Tai temperatūra, slėgis, cheminis potencialas ir tt Ekstensyvūs – priklauso nuo sistemos masės (tūrio). Tai energija, entropija, entalpija ir kt. Formuojantis kompleksinei sistemai intensyvios savybės išlyginamos, o ekstensyviosios sumuojamos.
Bet koks sistemoje įvykęs pokytis, kurį lydi bent vieno termodinaminio būsenos parametro (sistemos savybių) pasikeitimas, vadinamas termodinaminiu procesu. Jei proceso eiga keičia sistemos cheminę sudėtį, toks procesas vadinamas chemine reakcija.
Paprastai proceso eigoje vienas (ar keli) parametrai išlaikomi pastovūs. Atitinkamai jie išskiriami: izoterminis procesas esant pastoviai temperatūrai (T = const); izobarinis procesas – esant pastoviam slėgiui (P = const); izochorinis procesas – esant pastoviam tūriui (V = const); adiabatinis procesas, kai nėra šilumos mainų su aplinka (Q = 0).
Kai procesai vyksta neizoliuotose sistemose, gali įvykti šilumos sugėrimas arba išsiskyrimas. Pagal šią savybę procesai skirstomi į egzoterminius (šiluma išsiskiria) endoterminius (šiluma absorbuojama).
Proceso eigoje sistema pereina iš vienos pusiausvyros būsenos į kitą pusiausvyros būseną Termodinaminė pusiausvyra – tai tokia sistemos būsena, kurioje yra šiluminė, mechaninė ir cheminė (elektrocheminė) pusiausvyra su aplinka ir tarp sistemos fazių. .
Pusiausvyros būsenos yra: stabilios; metastabilios. Procesas vadinamas pusiausvyra (kvazistatiniu), jei jis be galo lėtai praeina per nuolatinę sistemos pusiausvyros būsenų seką.
Savaime vykstantys procesai, kuriems įgyvendinti nereikia išorinės energijos, vadinami spontaniškais (pozityviais) procesais. kai procesui įgyvendinti iš aplinkos išgaunama energija, tai yra dirbama prie sistemos, tai procesas vadinamas nesavaiminiu (neigiamu).
Būsenos funkcijos Būsenos funkcijos – tai sistemos savybės (vidinė energija U, entalpija H, entropija S ir kt.), charakterizuoja tam tikrą sistemos būseną. Jų pokyčiai proceso eigoje nepriklauso nuo jo kelio ir yra nulemti tik pradinės ir galutinės sistemos būsenų.
Be galo mažas šios funkcijos pokytis yra bendras skirtumas d. U, d. S ir kt.:
Proceso (perėjimo) funkcijos Proceso funkcijos (šiluma Q, darbas W) - tai nėra sistemos savybės (jų nėra sistemoje), jos atsiranda proceso, kuriame dalyvauja sistema, eigoje.
Jei sistemoje nėra šilumos ir darbo, tai nėra prasmės kalbėti apie jų kitimą, galime kalbėti tik apie jų kiekį Q arba W konkrečiame procese. Jų kiekis priklauso nuo proceso atlikimo būdo. Be galo maži dydžiai reiškia Q, W.
Judėjimas yra materijos atributas. Energija yra judėjimo matas, tai yra kiekybinė ir kokybinė charakteristika. Energija yra sistemos būklės funkcija. Jo pokytis konkrečiame procese nepriklauso nuo proceso kelio ir yra nulemtas tik pradinės ir galutinės sistemos būsenų.
Yra žinoma daug skirtingų energijos rūšių: mechaninė, elektrinė, cheminė ir kt., tačiau iš sistemos į sistemą energija gali būti perduodama tik dviem pavidalais: šilumos arba darbo pavidalu.
Šiluma (Q) yra energijos perdavimo iš sistemos į sistemą forma dėl chaotiško besiliečiančių sistemų dalelių (molekulių, atomų, jonų ir kt.) judėjimo.
Termodinamikoje laikoma, kad į sistemą tiekiama šiluma yra teigiama (pavyzdžiui, endoterminės reakcijos šiluma), o iš sistemos pašalinta šiluma – neigiama (egzoterminės reakcijos šiluma). Termochemijoje yra atvirkščiai.
Darbas yra energijos perdavimo iš sistemos į sistemą forma dėl kryptingo mikro ar makro objektų judėjimo. Literatūroje darbas žymimas arba W (iš anglų kalbos „work“), arba A (iš vokiečių kalbos „arbait“).
Yra įvairių darbų tipų: mechaniniai, elektriniai, magnetiniai, paviršiaus pokyčiai ir tt Be galo mažas bet kokio pobūdžio darbas gali būti pavaizduotas kaip apibendrintos jėgos ir apibendrintos koordinatės pasikeitimo sandauga, pvz.:
Visų rūšių darbų suma, išskyrus darbą prieš išorines slėgio jėgas P – plėtimosi – suspaudimo darbai vadinami naudingu darbu W':
Termodinamikoje darbas laikomas teigiamu, jei jį atlieka pati sistema, ir neigiamu, jei jis atliekamas sistemoje. Remiantis IUPAC rekomendacijomis, darbas su sistema yra vertinamas teigiamai ("egoistinis" principas - teigiamas yra tai, kas padidina vidinę energiją).
Idealiųjų dujų plėtimosi darbas įvairiuose procesuose 1. Plėtimas į vakuumą: W = 0. 2. Izochorinis grįžtamasis plėtimasis: d. V = 0 W = 0
Termodinamikos išvados ir ryšiai formuluojami remiantis dviem postulatais ir trimis dėsniais. Bet kuri izoliuota sistema laikui bėgant patenka į pusiausvyros būseną ir negali spontaniškai iš jos išeiti (pirmasis postulatas) Tai yra, termodinamika neaprašo astronominio masto sistemų ir mikrosistemų su nedideliu dalelių skaičiumi.
Spontaniškas perėjimas iš nepusiausvyros būsenos į pusiausvyros būseną vadinamas atsipalaidavimu. Tai yra, pusiausvyros būsena būtinai bus pasiekta, tačiau tokio proceso trukmė nėra nustatyta, nes nėra laiko sampratos.
Antrasis postulatas Jei sistema A yra šiluminėje pusiausvyroje su sistema B, o kad - su sistema C, tai sistemos A ir C taip pat yra šiluminėje pusiausvyroje
Bet kurios termodinaminės sistemos U vidinė energija susideda iš visų sistemą sudarančių dalelių (molekulių, branduolių, elektronų, kvarkų ir kt.), įskaitant nežinomas energijos rūšis, kinetinės (judesio energijos) ir potencialios (sąveikos energijos) energijos. .
Sistemos vidinė energija priklauso nuo jos masės (ekstensyvios savybės), nuo sistemos medžiagos pobūdžio ir termodinaminių parametrų: U = f (V, T) arba U = (P, T) matuojama J / mol arba J / kilogramas. U yra būsenos funkcija, todėl U nepriklauso nuo proceso kelio, o yra nulemtas pradinės ir galutinės sistemos būsenos. d. U – pilnas diferencialas.
Sistemos vidinė energija gali keistis dėl energijos mainų su aplinka tik šilumos ar darbo pavidalu.
Šis faktas, kuris yra praktinės žmonijos patirties apibendrinimas, perteikia pirmąjį termodinamikos dėsnį (pradžia): U = Q - W Diferencine forma (be galo mažai proceso daliai): d. U = Q W
„Į sistemą tiekiama šiluma naudojama sistemos vidinei energijai didinti ir sistemos darbams atlikti.
Izoliuotai sistemai Q = 0 ir W = 0, tai yra, U = 0 ir U = const. Izoliuotos sistemos vidinė energija yra pastovi
Klausijaus formuluotėje: „Pasaulio energija yra pastovi“. Pirmosios rūšies amžinasis variklis (perpetum mobile) yra neįmanomas. Įvairios energijos formos pereina viena į kitą griežtai lygiaverčiais kiekiais. Energija neatsiranda ir nesunaikinama, o tik pereina iš sistemos į sistemą.
U funkcija yra adityvinė. Tai reiškia, kad jei dvi sistemos, apibūdinamos U 1 ir U 2 reikšmėmis, sujungiamos į vieną sistemą, tada gauta vidinė energija U 1 + 2 bus lygi jos sudedamųjų dalių energijų sumai: U 1 + 2 = U 1 + U 2
Bendru atveju šiluma Q yra proceso funkcija, tai yra jos kiekis priklauso nuo proceso kelio, tačiau dviem praktikai svarbiais atvejais šiluma įgyja būsenos funkcijos savybes, tai yra reikšmę. Q nustoja priklausyti nuo proceso kelio ir nustatoma tik pradinė ir galutinė sistemos būsenos.
Darysime prielaidą, kad proceso metu gali būti atliekami tik darbai prieš išorinio slėgio jėgas, o naudingi darbai W = 0: Q = d. U + P d. V, o kadangi V = const, tai P d. V = 0: QV = d. U arba neatskiriama forma: QV = Uк - Uн
Dar kartą manysime, kad naudingas darbas W = 0, tada: Q = d. U + P d. V, Kadangi Р = const, galima užrašyti: QР = d. U + d (PV), QP = d (U + P V). Pažymime: Н U + P V (entalpija) QР = d. H arba: QP = Hк - Hн
Taigi cheminės reakcijos šiluminis poveikis įgyja savybių kaip būsenos funkcija, kai P = const: QP = H; ties V = const: QV = U.
Kadangi cheminės reakcijos ir fizikiniai ir cheminiai procesai dažnai vykdomi esant pastoviam slėgiui (atvirame ore, ty esant P = const = 1 atm), praktikoje skaičiavimams dažnai naudojama entalpijos sąvoka, o ne vidinė energija. Kartais proceso žodis „šiluma“ be papildomo paaiškinimo pakeičiamas žodžiu „entalpija“, ir atvirkščiai. Pavyzdžiui, jie sako „išsilavinimo šiluma“, bet rašo f. N.
Bet jei mus dominantis procesas vyksta esant V = const (autoklave), tada reikia naudoti išraišką: QV = U.
Išskirkime išraišką: H = U + P V d. H = d. U + Pd. V + Vd. P, esant pastoviam slėgiui V d. P = 0 ir d. H = d. U + P d. V Integruota forma: H = U + P V
Idealioms dujoms galioja Clapeyrono-Mendelejevo lygtis: Р V = n R T, kur n yra dujų molių skaičius, R 8, 314 J / mol K yra universali dujų konstanta. Tada (esant T = const) P V = n R T. Galiausiai turime: H = U + n R T n - dujinių medžiagų molių skaičiaus kitimas reakcijos metu.
Pavyzdžiui, reakcijai: N 2 (g) + 3 H 2 (g) = 2 NH 3 (g) n = -2, o reakcijai: 2 H 2 O (g) 2 H 2 (g) + O 2 (d) n = 3.
Skirtumai tarp QV ir QP yra reikšmingi tik tada, kai reakcijoje dalyvauja dujinės medžiagos. Jei jų nėra arba jei n = 0, tada QV = QP.
Reakcijos terminis efektas suprantamas kaip energijos kiekis, išsiskiriantis arba sugertas reakcijos metu šilumos pavidalu, su sąlyga, kad: P = const arba V = const; kad pradinių medžiagų temperatūra būtų lygi reakcijos produktų temperatūrai; kad sistemoje neatliekami jokie kiti (naudingi) darbai, išskyrus išplėtimo ir suspaudimo darbus.
Entalpijos kitimas vykstant įvairiems procesams Procesas Matavimo sąlygos Hо, k J / mol C 2 H 6 O (l) + 3 O 2 (g) → 2 CO 2 (g) + 3 H 2 O (l) P = 1 atm T = 298 K - 1 370,68 Disociacijos šiluma: H 2 O (l) → H + + OH- P = 1 atm T = 298 K +57. 26 Neutralizacijos šiluma: H + + OH- → H 2 O (l) P = 1 atm T = 298 K - 57,26 Garavimo šiluma: H 2 O (l) → H 2 O (g) P = 1 atm T = 373 K +40. 67 Lydymosi šiluma: H 2 O (kr) → H 2 O (l) P = 1 atm T = 273 K +6. 02
QV arba QP pastovumo faktas, dar ilgai prieš susiformuojant cheminei termodinamikai kaip mokslui, buvo eksperimentiškai nustatytas G.I. būdų, kaip juos paversti vienas kitu.
Vokietis Ivanovičius Hessas (1802 - 1850) – vienas didžiausių Rusijos mokslininkų, Sankt Peterburgo Technologijos instituto profesorius. Gimė Ženevoje, o nuo mažens augo Sankt Peterburge. Medicininį išsilavinimą įgijo Jurjeve, baigęs dirbo Stokholme pas J. Berzelį. Hessas savo eksperimentais bandė nustatyti kelių šiluminių santykių dėsnį (panašų į D. Daltono kelių santykių dėsnį). Tai jam nepavyko (gamtoje tokio dėsnio nėra), tačiau eksperimentinių tyrimų dėka Hessas išvedė šilumos sumų pastovumo dėsnį (Heso dėsnį). Šis darbas, paskelbtas 1842 m., yra pirmojo termodinamikos dėsnio numatymas.
H1 = H2 + H3 = H4 + H5 + H6
CO 2 C + O 2 = CO 2 CO + 1/2 O 2 = CO 2 C + 1/2 O 2 = CO H 2 H 1 C CO H 3 H 1 = H 2 + H 3
Susidarymo šiluma – 1 mol tam tikros medžiagos susidarymo iš paprastų medžiagų šiluminis poveikis: f. H. Medžiagos vadinamos paprastomis, jei jos sudarytos iš tos pačios rūšies atomų. Tai, pavyzdžiui, azotas N 2, deguonis O 2, grafitas C ir kt.
Iš apibrėžimo matyti, kad vandens susidarymo šiluma yra lygi reakcijos šiluminiam poveikiui: Н 2 + 1/2 О 2 = Н 2 О QP = f. N
Jei reakcija vykdoma esant P = 1 atm, tada išmatuota reakcijos šiluma bus lygi f. Bet - standartinė vandens susidarymo šiluma. Paprastai f. Nenurodyta 298 K temperatūroje beveik visoms praktiškai naudojamoms medžiagoms: f. Nr. 298 (H2O).
Reakcijos produktai H prod f r H Pradinės medžiagos H Nuoroda. c-c f Paprastos medžiagos
Cheminės reakcijos šiluminis poveikis: a 1 A 1 + a 2 A 2 + = b 1 B 1 + b 2 B 2 + yra lygus reakcijos produktų susidarymo karščių sumai, atėmus šilumą pradinių medžiagų susidarymas (atsižvelgiant į stechiometrinius koeficientus ai ir bj):
1 pavyzdys: Apskaičiuokite benzeno garų hidrinimo reakcijos šiluminį poveikį (ši reakcija atliekama heterogeninių katalizatorių – platinos metalų paviršiuje): C 6 H 6 + 3 H 2 = C 6 H 12 esant 298 K ir P = 1 atm:
C6H6 (g) f. Ho 298, c.J / mol 82, 93 C 6 H 6 (g) 49, 04 C 6 H 12 (g) H 2 -123, 10 0 Medžiagos r. H 0298 = -123, 10 - (82, 93 +3 0) = -206, 03 k.J r. N 0298 = -123, 10– (49, 04 + 3 0) = -72, 14 K. J isp. H 0 = 82, 93 - 49, 04 = +33, 89 k J / mol
Degimo šiluma yra medžiagos gilios oksidacijos (degimo) reakcijos (į aukštesnius oksidus) šiluminis poveikis. Angliavandenilių atveju aukštesni oksidai yra H 2 O (l) ir CO 2. Šiuo atveju degimo šiluma, pavyzdžiui, metano, lygi reakcijos šiluminiam poveikiui: CH 4 + 2 O 2 = CO 2 + 2 H 2 O (l) QP = ox ... H
Jautis. Ho 298 vadinami standartinėmis degimo šiluma, jie pateikiami lentelėse esant 298 K. Čia "o" indeksas rodo, kad šilumai nustatomi esant standartinei būsenai (P = 1 atm), indeksas "ox" kilęs iš anglų k. oksidacija – oksidacija.
Degimo produktai (СО 2, Н 2 О) ir kt. H Ref. in-in oh. H prod Reakcijos produktai r. H Pradinės medžiagos
Cheminės reakcijos šiluminis efektas: a 1 A 1 + a 2 A 2 + = b 1 B 1 + b 2 B 2 + yra lygus pradinių medžiagų degimo šilumos sumai atėmus degimo šilumą reakcijos produktų (atsižvelgiant į stechiometrinius koeficientus ai ir bj):
2 pavyzdys: Naudodami medžiagų degimo šilumą, apskaičiuokite etanolio (vyno alkoholio) gavimo fermentuojant gliukozę reakcijos šiluminį poveikį. C 6 H 12 O 6 = 2 C 2 H 5 OH + 2 CO 2 r. Н 0298 = 2815, 8 - 2 1366, 91 2 ∙ 0 = 81, 98 kJ СО 2 degimo šiluma lygi nuliui.
Specifinė šiluma priklauso nuo temperatūros. Todėl skiriamos vidutinės ir tikrosios šilumos talpos. Vidutinė sistemos šiluminė talpa temperatūrų diapazone T 1 - T 2 yra lygi į sistemą tiekiamo šilumos kiekio Q santykiui su šio intervalo reikšme:
Tikroji šiluminė galia nustatoma pagal lygtį: Ryšys tarp tikrosios ir vidutinės šiluminės talpos išreiškiamas lygtimi:
Sistemos šiluminė talpa priklauso nuo jos masės (arba medžiagos kiekio), tai yra, tai yra plati sistemos savybė. Jei šiluminė talpa siejama su masės vienetu, tai gaunama intensyvi reikšmė – savitoji indo šiluminė talpa [J / kg K]. Jei C nurodome medžiagos kiekį sistemoje, gaunama molinė šiluminė talpa cm [J / mol K].
Išskirkite: šiluminė talpa esant pastoviam slėgiui Cp šiluminė talpa esant pastoviam tūriui Cv. Esant idealioms dujoms, nurodytos šiluminės talpos yra tarpusavyje susijusios lygtimi: Ср = С v + R
Medžiagų šiluminė talpa priklauso nuo temperatūros. Pavyzdžiui, ledo šiluminė talpa svyruoja nuo 34,70 J / mol K esant 250 K iki 37,78 J / mol K esant 273 K. Kietosioms medžiagoms Debye išvedė lygtį, kuri, esant temperatūrai, artimai 0 K, suteikia: CV = a T 3 (Debye'o T-kubų dėsnis), o dideliems: CV = 3 R.
Paprastai šiluminės talpos priklausomybė nuo temperatūros perteikiama naudojant empirines formos lygtis: kur a, b ir c yra const, jos pateikiamos medžiagų fizikinių ir cheminių savybių žinynuose.
Jei matematinė priklausomybė r. CP ir T nežinomas, tačiau yra eksperimentinės reakcijos dalyvių šiluminės talpos vertės skirtingose temperatūrose, tada grafikas nubraižytas r koordinatėmis. Co. P = f (T) ir grafiškai apskaičiuokite plotą po kreive per 298 - T 2, jis lygus integralui:
Jei nagrinėjamame temperatūrų diapazone įvyksta vienas ar keli fazių perėjimai, tada skaičiuojant r reikia atsižvelgti į jų šiluminį poveikį. H:
R skaičiavimo schema. H reakcijos esant savavališkai T temperatūrai yra tokios. Pirma, r apskaičiuojamas iš standartinių medžiagų susidarymo arba degimo karščių. H 298 reakcija (kaip aprašyta aukščiau). Be to, pagal Kirchhoff lygtį, šiluminis efektas apskaičiuojamas esant bet kokiai temperatūrai T:
Lentelėse parodytos beveik visų medžiagų susidarymo f standartinės šilumos (entalpijos). Ho 0 esant 0 K ir reikšmės: esant T temperatūrai (jos pateikiamos su 100 K intervalu).
Cheminės reakcijos šiluminis efektas apskaičiuojamas pagal lygtį: r. H 0 T = r. H 00 +
r. H 00 apskaičiuojamas taip pat, kaip ir r. H 0298, t. y. kaip produktų ir pradinių medžiagų susidarymo karščių sumų skirtumas (bet esant 0 K):
Vertės apskaičiuojamos: = prod ref. c-c atsižvelgiant į reakcijos stechiometrinius koeficientus.
Fizikinė chemija tiria santykius
cheminiai procesai ir fizikiniai reiškiniai,
kas juos lydi, rinkinius
modeliai tarp cheminių medžiagų
medžiagų ir jų sudėtis, struktūra
savybes, tyrinėja mechanizmą ir greitį
cheminės reakcijos priklausomai nuo
jų eigos sąlygos.
Fizikinė chemija atsirado ir vystėsi remiantis paraiška
fizikinių tyrimų metodai cheminėms savybėms tirti
medžiagų, taip pat tiriant medžiagų ir jų cheminės sudėties poveikį
fizikinių savybių struktūros.
Fizinės chemijos, kaip savarankiškos, atsiradimas
mokslas priklauso XVIII amžiaus viduriui.
1752–1754 m – pirmasis pasaulyje fizikinės chemijos kursas
(Lomonosovas M.V.)
XVIII amžiaus pabaiga - šiluminių ir šiluminių pajėgumų tyrimai
reakcijos efektai, kuriuos atliko Lavoisier ir Laplasas (1779 m
– 1784 m.)
1800 metais Berthelot pristatė cheminės pusiausvyros sampratą ir
reaguojančių medžiagų koncentracijos vertė.
Pirmoje XIX amžiaus pusėje. - išsivystęs atomizmas
Lomonosovo reprezentacijos Daltono, Gay Lussaco ir Avogadro darbuose
1830 m. – rasti elektrolizės dėsniai (Devi tyrimas,
Faradėjus, Berzelius)
1840 – rusų mokslininkas Hessas atrado pagrindinį
termochemijos dėsnis. 1865 – Beketovas vėl pradėjo dėstyti kursą
Fizinė chemija Charkovo universitete.
XIX amžiuje:
Mendelejevas (1869 m. periodinis įstatymas, taip pat
dujų slėgio tyrimas – būsenos lygtis
idealios dujos);
Guldbergas ir Vaage – masinių veiksmų dėsnis;
Van't – Hoffas – matematinė išraiška
kinetiniai modeliai;
Menšutkinas – cheminės medžiagos kinetika
reakcijos tirpaluose ir paaiškino tirpiklio vaidmenį (1887 m
G.);
Arenijus – elektrolizės teorija
disociacija (1887) ir tyrė temperatūros poveikį
dėl cheminių reakcijų greičio (1889).
J. Gibbsas (1873 - 1878) – termodinaminis
pusiausvyros teorija.
Le Chatelier 1881–1885 m suformuluotas
paprastai kurdavo kiekybinę teoriją
elektrolitinė disociacija. XX amžius:
Rutherfordas (1911) – branduolinis modelis
atomas.
Bohr (1913) – kiekybinė teorija
vandenilio atomas.
Kurnakovas – nauja kryptis
Daugiakomponentinių sistemų tyrimai:
fizikinės ir cheminės analizės plėtra – doktrina apie
fizikinių ir cheminių sistemų savybių priklausomybė nuo
kompozicija.
Debye ir Hückel (1923) – teorija
stiprių elektrolitų tirpalai.
Šilovas ir Semenovas – grandinės teorija
reakcijos ir katalizės teorija.
Pagrindiniai fizikinės chemijos skyriai. Jų svarba farmacijai
Cheminė termodinamikaFazių pusiausvyra
Sprendimai
Elektrochemija
Kinetika ir katalizė
Cheminė termodinamika. Pagrindinės sąvokos
Cheminė termodinamika manoenergetiniai aspektai (t. y. abipusės transformacijos
energijos, susijusios su energijos perdavimu tarp kūnų
šilumos ir darbo forma) įvairių procesų ir
nustato jų savaiminio tekėjimo sąlygas.
Klasikinės termodinamikos dalykas yra dėsnių tyrimas
su perėjimais susijusios įvairių rūšių energijos abipusės transformacijos
energija tarp kūnų šilumos ir darbo pavidalu.
Cheminės termodinamikos dalykas – dėsnių taikymas
klasikinė termodinamika į cheminius ir fizikinius bei cheminius reiškinius;
ji laiko cheminių reakcijų terminį poveikį, fazę
atskirų medžiagų ir mišinių perėjimai, cheminės pusiausvyros. Termodinamikos tyrimo objektas
yra termodinaminė sistema.
Sistema yra atskiras kūnas arba
kūnų grupė, faktiškai ar mintimis
atskirtas nuo aplinkos.
Aplinka yra visa tai
yra tiesioginis arba netiesioginis
susisiekti su sistema. Sistema vadinama termodinamine,
jei tarp jį sudarančių kūnų,
šilumos mainai gali vykti ir
medžiaga, ir jei sistema yra visiškai
aprašyta termodinamine
parametrus.
Priklausomai nuo sąveikos pobūdžio
sistemos išsiskiria su aplinka:
Atvira sistema yra...
ir tt (savarankiškai) Visų fizinių ir cheminių dalykų visuma
sistemos savybės vadinamos sistemos būsena.
Jam būdinga termodinamika
parametrai, kurie yra:
Intensyvios yra savybės, kurių nėra
priklauso nuo masės ir kurios išsilygina
sistemų kontaktas (temperatūra, slėgis,
tankis, koncentracija, cheminis potencialas).
Sistemos savybės, kurios priklauso nuo masės, vadinamos
platus (tūris, masė, šiluminė talpa,
vidinė energija, entalpija, entropija,
termodinaminiai potencialai). Platus
visos sistemos savybė lygi sumai
atitinkamas plačias individo savybes
komponentai, įtraukti į šią sistemą
(adityvumo savybė). Tie fizikiniai dydžiai, kurių vertė
visiškai lemia sistemos būseną ir
kurios pasiskolina tiesiogiai
matavimai vadinami parametrais
teigia.
Šių parametrų funkcijos vadinamos
valstybės funkcijos (negalimos
tiesioginis matavimas).
Būsenos funkcijos savybės:
1. Be galo mažas funkcijos f pokytis baigtas
diferencialas (žymimas df).
2. f pokytis pereinant sistemai iš 1 būsenos į
2 būsena nepriklauso nuo kelio df
procesas,
f 2 f1 a nustatomas
tik pradinė ir galutinė būsenos:
3. Dėl ciklinio
df 0 proceso būsenos funkcija ne
pakeitimai:
Termodinaminiai procesai ir jų klasifikacija
Savarankiškai!Vidinė energija
Vidinė energija (U) apibūdina bendrą atsargąsistemos energija. Tai apima visų rūšių energiją
Sudarančių dalelių judėjimas ir sąveika
sistema: molekulinio judėjimo kinetinė energija
(transliacinis ir rotacinis); tarpmolekulinė energija
dalelių pritraukimas ir atstūmimas; intramolekulinis arba
cheminė energija; elektroninio sužadinimo energija;
intrabranduolinė ir spindulinė energija.
Vidinės energijos kiekis priklauso nuo prigimties
medžiaga, jos masė ir temperatūra.
Neįmanoma išmatuoti visos atsargos U (be taško
nuoroda), todėl naudokite vidinio pakeitimą
energija (dU arba U):
U = Ufin-Uinit, J / mol.
Vidinė energija yra būsenos funkcija, ekstensyvi
dydžio.
Entalpija
Entalpija yra energija, kurią turisistema pastoviai
slėgis;
entalpija skaitine prasme lygi sumai
vidinė energija ir potencialas
sistemos energija.
H = U + pV.
ΔН = ΔU + pΔV.
Šiluma ir darbas
Vykdomas energijos perdavimas iš sistemos į aplinką ir atvirkščiaitik šilumos (Q) ir darbo (W) pavidalu -
dvi perdavimo formos
energijos.
Energijos perdavimo forma iš vienos sistemos dalies į
kitas dėl netvarkos
(chaotiškas) molekulių judėjimas vadinamas
šiluma, bet tvarkingai
(organizuotas) molekulių judėjimas pagal
veikiant tam tikrai jėgai – darbu.
Darbas ir šiluma yra susiję su procesu ir yra
proceso, o ne būsenos funkcijos.
Matuojama J/mol.
Pirmasis termodinamikos dėsnis
Formulės:1. Izoliuotos sistemos energija
pastovus.
2. Energija visiškai neišnyksta ir nedingsta
kyla iš nieko, jo perėjimas iš vieno
natūra kitame vyksta griežtai
lygiavertės sumos.
3. Pirmojo tipo nuolatinis variklis
neįmanoma, vadinasi
mašina, kuri veikia be jokių išlaidų
energijos. 4. Į sistemą tiekiamas šilumos kiekis
arba iš jos atimta, eina persirengti
vidinė energija ir atliktas darbas
sistema arba virš sistemos.
Matematinė išraiška:
Galutiniams pakeitimams: Q = U + W
Be galo mažiems elementariems procesams:
δQ = dU + δW = dU + pdV + δW ',
kur δW yra visų rūšių darbų suma, pdV – mechaninis darbas, δW – naudingas darbas (visi,
išskyrus mechaninius). Atsižvelgiant į tai, kad δW '0, tada
pdV> δW ':
δQ = dU + pdV.
Pirmasis termodinamikos dėsnis, taikomas tam tikriems procesams
1. Izoterminiai procesai. T = konst.δQ = dU + δW.
Nes U = 3/2 nRT, tada dU = 0 ir U = 0.
Tada: δQ = δW; δW = pdV; W = pdV.
nRT
p
Iš Mendelejevo – Kliperono lygties V
Nes
V2
nRT
W
dV nRT ln
V
V1
p
p1V1 = p2V2, tada W nRT ln 1.
p2
V2
QT = WT nRT ln
V1
p1
nRT ln
p2
.
.2. Izochoriniai procesai. V = konst.
δQ = dU + δW.
δW = pdV; ir nuo tada V = const, tada dV = 0 ir V = 0.
Tada δW = pdV = 0,
o galutiniams pakeitimams W = p V = 0.
Pirmasis termodinamikos dėsnis izochorijoje
procesai atrodys taip:
δQV = dU
dėl galutinių pakeitimų:
QV = U. 3. Izobariniai procesai. p = konst.
δQ = dU + δW;
δW = d (pV);
δQ = dU + d (рV) arba δQ = d (U + pV) = dH,
nuo H = U + pV.
Dėl galutinių pakeitimų:
QP = U + p V = N.
Esant idealioms dujoms, dirbkite
skaičiuojama: W = p V = nRT.
Pavadinimas: Fizinė chemija. Paskaitų konspektai.
Šis vadovėlis skirtas pedagoginės ir techninės krypties aukštųjų mokyklų Chemijos fakultetų studentams. Pateikiamos pagrindinės sąvokos ir procesai, sudarantys šiuolaikinę fizikinę chemiją. Medžiaga atitinka valstybės standartą. Vadovas rekomenduojamas siekiant padėti studentams pasiruošti egzaminams.
Fizikinė chemija – tai mokslas, aiškinantis cheminius reiškinius ir nustatantis jų dėsnius, remiantis bendraisiais fizikos principais.
Bendroji fizikinės chemijos užduotis – remiantis duomenimis apie molekulių struktūrą ir savybes, numatyti cheminio proceso eigą laike ir galutinį rezultatą.
Terminą „fizinė chemija“ pasiūlė M. V. Lomonosovas. Jis taip pat perskaitė pirmąjį savo knygos „Fizikinės chemijos įvadas“ kursą. 1860 m. N. N. Beketovas pirmą kartą įvedė fizikinę chemiją kaip specialią edukacinę discipliną, skaitė paskaitų kursą Charkovo universitete, įkūrė fizikinės chemijos katedrą. 1887 m. W. Ostwaldas įkūrė Leipcigo universiteto Fizinės chemijos katedrą. Jis taip pat leidžia pirmąjį periodinį fizikinės chemijos leidinį. Metais anksčiau I. A. Kablukovas dėstė kursą Maskvos universitete. Iki XIX amžiaus pabaigos. apibrėžė tris pagrindines fizikinės chemijos dalis: cheminę termodinamiką, cheminę kinetiką ir elektrochemiją.
Šiuo metu fizikinė chemija yra visiškai išsivysčiusi kaip mokslas, apimantis cheminę termodinamiką (termochemiją, fazių pusiausvyrą), papildantį cheminę kinetiką katalizė, taip pat sukūrė įvairius fizikinius ir cheminius analizės metodus.
Turinys
Įvadas
PASKAITA Nr. 1. Idealios dujos. Tikroji dujų būsenos lygtis
1. Molekulinės kinetinės teorijos elementai
2. Idealiųjų dujų būsenos lygtis
3. Dujų kinetinė teorija
4. Realių dujų būsenos lygtis
PASKAITA Nr. 2. Cheminė termodinamika
1. Sistemos ir jų klasifikacija
2. Termodinaminiai parametrai. Termodinamikos indikatoriai. Įtampos balansas
3. Pirmasis termodinamikos dėsnis. Kalorijų koeficientai. CP ir Cv funkcijų ryšys
4. Izoprocesai termodinamikoje. Helmholco energija
5. Procesai. Antrasis termodinamikos dėsnis
6. Carnot ciklas
7. Amžinojo judėjimo mašinos neįmanoma
PASKAITA Nr. 3. Sprendimai
1. Bendrosios sprendinių charakteristikos
2. Susikaupimas ir jo raiškos būdai
3. Dujų tirpumas skysčiuose
4. Neelektrolitų tirpalai. Raulo dėsnis ir jo pasekmės
5. Osmosas
6. Fugacity
7. Henriko dėsnis
PASKAITA Nr. 4. Katalizė
1. Katalizės fenomeno atradimo istorija
2. Katalizinės sąveikos mechanizmas. Katalizatorių tipai
PASKAITA Nr. 5. Cheminė pusiausvyra
1. Cheminės pusiausvyros samprata. Masinių veiksmų įstatymas
2. Cheminės reakcijos izotermos lygtis
3. Cheminės reakcijos izochorų, izobarų lygtys
4. KP apskaičiavimas (Temkin-Shvartsman metodas)
5. Cheminės pusiausvyros pusiausvyrinės sudėties apskaičiavimas
PASKAITA Nr. 6. Cheminė kinetika
1. Cheminės kinetikos samprata
2. Veiksniai, turintys įtakos cheminės reakcijos greičiui
PASKAITA Nr. 7. Metalų korozija
1. Pagrindinės sąvokos ir terminija
2. Metalų korozijos procesų klasifikacija
3. Korozijos pažeidimų rūšys
4. Apsaugos nuo korozijos būdai
PASKAITA Nr. 8. Fizikinė ir cheminė analizė
1. Fizinės ir cheminės analizės esmė
2. Vieno komponento sistemos
3. Fizikiniai ir cheminiai lydinių sudėties analizės metodai
PASKAITA Nr. 9. Termochemija
1. Termochemijos samprata
2. Heso dėsnis
3. Kirchhoffo dėsnis. Integralioji Kirchhoffo lygčių forma
PASKAITA Nr. 10. Galvaniniai elementai
1. Galvaninio elemento samprata
2. Cheminiai energijos šaltiniai
3. CPS regeneravimas ir panaudojimas
PASKAITA Nr. 11. Elektrochemija
1. Elektrochemijos samprata
2. Elektrodų procesai
3. Katodiniai ir anodiniai procesai galvanizuojant
4. Šiuolaikinės termodinaminės ir taikomosios elektrochemijos raidos tendencijos
PASKAITA Nr. 12. Teorinė elektrochemija
1. Asociacijos elektrolitų tirpaluose. Stipriųjų elektrolitų teorijos samprata. Veikla
2. Elektrolitų tirpalų termodinamika. DES tipai
3. Šiuolaikiniai elektrolitų tirpalų termodinaminių savybių aprašymo metodai
4. Elektrolitų tirpalų jonų termodinaminės charakteristikos
5. Nepusiausvyros reiškiniai joninėje sistemoje
6. Pusiausvyra sistemoje skystis-skystis
7. DES samprata. Modelinės DES struktūros sąvokos sąsajoje
8. Pirmos ir antros rūšies dirigentai
9. Etaloniniai elektrodai
PASKAITA Nr. 13. Elektrocheminė kinetika
1. Pagrindinės kinetinės charakteristikos ir jų skaičiavimo metodai
2. Elektrocheminės kinetikos lygtys, jų pritaikomumo ribos
3. Metalų ir lydinių elektrinio nusodinimo kinetinės ypatybės
4. Tirpiklio prigimties įtaka elektrocheminių reakcijų greičiui
5. Elektroosmozė
6. Elektrokapiliarinės kreivės
7. Elektrocheminė viršįtampis (įkrovos perdavimo viršįtampis)
8. Veiksniai, turintys įtakos vandenilio viršįtampai. Deguonies viršįtampis
PASKAITA Nr. 14. Teorinės ir taikomosios elektrochemijos taikymas
1. Taikomoji elektrochemija
2. Anglies elektrochemija
3. Bioelektrochemija
4. Stochastiniai procesai ir savaime besitvarkančios sistemos
5. Sudėtingos sudėties oksidų superlaidumo aukštoje temperatūroje reiškinio tyrimas
6. Elektrocheminių procesų modeliavimas
7. Galvanostatinių kreivių metodas
PASKAITA Nr. 15. Trečiasis termodinamikos dėsnis
Nemokamai atsisiųskite elektroninę knygą patogiu formatu, žiūrėkite ir skaitykite:
Atsisiųsti knygą fizinė chemija. Paskaitų konspektai. A. V. Berezovčiukas 2009 – fileskachat.com, greitai ir nemokamai atsisiunčiama.
Atskirų skaidrių pristatymo aprašymas:
1 skaidrė
Skaidrės aprašymas:
2 skaidrė
Skaidrės aprašymas:
3 skaidrė
Skaidrės aprašymas:
Dujos yra agreguota materijos būsena, kurioje molekulės juda chaotiškai, išsidėsčiusios dideliu atstumu viena nuo kitos. Kietosiose medžiagose atstumai tarp dalelių maži, traukos jėga atitinka atstūmimo jėgą. Skystis yra agregacijos būsena, tarpinė tarp kietos ir dujinės. Skystyje dalelės yra arti viena kitos ir gali judėti viena kitos atžvilgiu; skystis, kaip ir dujos, neturi apibrėžtos formos. Plazma yra labai iškrautos dujos, kuriose chaotiškai juda elektrinį krūvį turinčios dalelės – elektronai ir teigiamai įkrauti atomų ar jonų branduoliai.).
4 skaidrė
Skaidrės aprašymas:
Tos pačios medžiagos agregatinės būsenos nesiskiria cheminėmis savybėmis ir sudėtimi, nevienodos ir jų fizinės savybės. Pavyzdys yra H2O (vanduo). Fizinių savybių skirtumai atsiranda dėl to, kad dalelės dujiniuose, skystuose ir kietuose daiktuose yra nevienodu atstumu viena nuo kitos, dėl to tarp jų veikiančios traukos jėgos pasireiškia nevienodu laipsniu.
5 skaidrė
Skaidrės aprašymas:
Pagrindinės IKT nuostatos Visos medžiagos – skystos, kietos ir dujinės – susidaro iš smulkiausių dalelių – molekulių, kurios pačios susideda iš atomų („elementariųjų molekulių“). Cheminės medžiagos molekulės gali būti paprastos arba sudėtingos ir sudarytos iš vieno ar daugiau atomų. Molekulės ir atomai yra elektriškai neutralios dalelės. Tam tikromis sąlygomis molekulės ir atomai gali įgyti papildomą elektros krūvį ir virsti teigiamais arba neigiamais jonais. Atomai ir molekulės nuolat chaotiškai juda. Dalelės sąveikauja viena su kita elektrinio pobūdžio jėgomis. Gravitacinė sąveika tarp dalelių yra nereikšminga.
6 skaidrė
Skaidrės aprašymas:
1. Agregatų būsenų doktrina 1.1 Įvadas Fazinis perėjimas - medžiagos perėjimas iš vienos agregacijos būsenos į kitą L-G garinimas (garinimas) T-G sublimacija (sublimacija) G-F suskystėjimas (kondensacija) kietas ir skystas G-T desublimacija (kondensacija) TW lydymas WT kietėjimas (užšalimas) Fazinius perėjimus lydi šilumos sugėrimas arba išsiskyrimas
7 skaidrė
Skaidrės aprašymas:
1. Agregacijos būsenų doktrina 1.2. Dujinė medžiagos būsena Dujos – tai agreguota medžiagos būsena, kurioje jas sudarančios dalelės (atomai, molekulės, jonai) nėra surištos arba yra labai silpnai surištos sąveikos jėgų, juda laisvai, užpildydamos visą joms skirtą tūrį. Pagrindinės dujų charakteristikos: turi mažą tankį, nes toli viena nuo kitos esančios dalelės neturi nei savo formos, nei savo tūrio; jie visiškai užpildo indą, kuriame yra, įgauna formą ir lengvai suspaudžiami.
8 skaidrė
Skaidrės aprašymas:
Idealiųjų dujų būsenos lygtis Idealios dujos – tai teorinis dujų modelis, kuriame neatsižvelgiama į dujų dalelių dydį ir sąveiką ir atsižvelgiama tik į jų tamprius susidūrimus arba Idealios dujos yra dujos, kuriose tarp molekulių nėra traukos jėgų. .
9 skaidrė
Skaidrės aprašymas:
dujų dalelės (atomai, molekulės, jonai) laikomos materialiais taškais (ty neturi tūrio) tarp dalelių nėra tarpusavio traukos jėgų (tarpmolekulinių jėgų), molekulių sąveika sumažinama iki absoliučiai elastingų smūgių (ty smūgių). kurioje kinetinė energija visiškai perduodama iš vieno objekto į kitą) dujų dalelės (atomai, molekulės, jonai) turi dujų dalelių tūrį yra tarpusavyje sujungtos sąveikos jėgomis, kurios mažėja didėjant atstumui tarp dalelių, susidūrimai tarp molekulių nėra absoliučiai elastinga Idealios dujos Realios dujos 1. Agreguotų būsenų doktrina 1.2. Dujinė medžiagos būsena Tikros dujos yra panašios į idealias dujas stipriai retėjant ir esant normaliai temperatūrai
10 skaidrės
Skaidrės aprašymas:
Idealiųjų dujų būsenos lygtis (Mendelejevo-Clapeyrono lygtis) yra slėgio, tūrio ir temperatūros verčių ryšys: kur n yra dujų molių skaičius, R = 8,31431 J / mol.K) yra dujų konstanta Dujos, paklūstančios šiam dėsniui, vadinamos idealiomis. Dujų įstatymai
11 skaidrė
Skaidrės aprašymas:
Dujų dėsniai Esant pastoviai temperatūrai ir masei, dujų tūris yra atvirkščiai proporcingas jų slėgiui Tam tikros masės dujų tūris esant pastoviam slėgiui yra tiesiogiai proporcingas absoliučiai temperatūrai Tam tikros masės dujų slėgis esant pastoviam tūriui yra tiesiogiai proporcinga absoliučiai temperatūrai Boltzmanno konstanta: k = R / NA = 1,38 10-23 J / C
12 skaidrė
Skaidrės aprašymas:
Idealios dujos turi tą patį molinį tūrį. ties n. adresu. = 22,4140 dm3 (l) Esant kitoms temperatūroms ir slėgiams ši vertė skirsis! Dujų įstatymai
13 skaidrė
Skaidrės aprašymas:
Jie nepaklūsta idealių dujų dėsniams. Pagrindinės nukrypimų priežastys yra abipusis dujų molekulių pritraukimas ir jų pačių tūrio buvimas. Molinis tūris gali būti nukrypimų charakteristika. Tikros dujos
14 skaidrė
Skaidrės aprašymas:
Tikros dujos Tikros dujos nepaklūsta Mendelejevo – Clapeyrono lygčiai. Realių dujų būsenos lygtis (van der Waalso lygtis) vienam moliui n molių a - atsižvelgiama į tarpmolekulines sąveikas; b – atsižvelgiama į vidinį molekulių tūrį. Koeficientai a ir b skirtingoms dujoms skiriasi, todėl van der Waals lygtis nėra universali. Esant žemam slėgiui ir aukštai temperatūrai, van der Waalso lygtis virsta idealių dujų būsenos lygtimi.
15 skaidrė
Skaidrės aprašymas:
Pagrindinė skysčio savybė, išskirianti jį iš kitų agregatų būsenų, yra galimybė neribotą laiką keisti savo formą, veikiant tangentiniams mechaniniams įtempiams, net ir savavališkai mažiems, praktiškai išlaikant tūrį. Skysta būsena paprastai laikoma tarpine tarp kietosios ir dujinės: dujos neišlaiko nei tūrio, nei formos, o kietos medžiagos išlaiko abu. Skysta daikto būsena
16 skaidrė
Skaidrės aprašymas:
vibracinis-transliacinis molekulių judėjimas, nesuspaudžiamumas dėl vidinio slėgio, asociacija (poliarinių molekulių atveju), trumpojo nuotolio tvarkos buvimas, kai nėra ilgo nuotolio tvarkos, paviršiaus įtempimas, klampumas. Skysčių savybės:
17 skaidrė
