Documente similare
Influența temperaturii asupra vitezei unei reacții chimice. Reacții bilaterale și unilaterale, molecularitatea lor, ordinea, clasificarea cinetică. Teorii ale coliziunilor active. Reacții în lanț, explozie termică. Tipuri de procese fotochimice, randament cuantic.
curs de prelegeri adăugat la 12.10.2015
Descrierea subiectului și obiectului, scopurile și obiectivele chimiei fizice și coloidale. Descrierea conceptelor de bază ale termodinamicii. Cinetica chimică: viteza de reacție chimică, ecuația lui Arrhenius, procese catalitice, cataliză omogenă și autocataliză.
tutorial, adăugat 05/02/2014
Probleme de termodinamică chimică. Echilibru de fază și soluții. Teoria termodinamică și electrostatică a electroliților. Cinetica reacțiilor chimice. Regularități asociate cu transformarea reciprocă a formelor chimice și electrochimice de energie.
manual, adăugat la 21.11.2016
Cataliza este procesul de modificare a vitezei reacțiilor chimice în prezența unor substanțe numite catalizatori. Informații despre cataliza industrială și rolul acesteia în ecologie. Trecând prin bariera energetică, cataliză omogenă și eterogenă.
rezumat, adăugat 11.07.2009
Viteza unei reacții chimice. Reacții omogene și eterogene. Legea maselor care actioneaza. Energie activatoare. Efectul catalizatorului. Constanta de echilibru chimic. Esența principiului Le Chatelier. Conceptul de molecularitate și ordinea reacțiilor în cinetica chimică.
prezentare adaugata 23.04.2013
Conceptul de cinetică chimică. Factori de concentrație de reactant, finețe, temperatură și prezența catalizatorului sau inhibitorului. Definiția conceptului de „molecularitate de reacție”. Esența catalizatorului și acțiunea acestuia în reacții chimice.
manual, adăugat 27.04.2016
Studiul legii echilibrelor eterogene a unui sistem fizico-chimic în echilibru termodinamic stabil. Prezentare generală a fluidelor multicomponente. Analiza cineticii și catalizei. O schiță a concentrației de materie și clasificarea reacțiilor chimice.
prezentare adaugata 29.09.2013
Analiza esenței, semnelor și condițiilor reacțiilor chimice. Clasificarea reacțiilor chimice după diverse criterii. Determinarea vitezei unei reacții chimice. Definirea conceptului de catalizator, precum și caracterizarea efectului acestuia asupra vitezei unei reacții chimice.
rezumat adăugat la 28.06.2017
Conceptul de cinetică chimică, viteza unei reacții chimice. Legea de bază a cineticii chimice. Influența temperaturii asupra vitezei reacțiilor chimice. Conceptul și esența catalizei, principiul catalizatorului. Condiția matematică pentru echilibrul chimic.
manual, adăugat 18.09.2015
Influența concentrației de substanțe, a presiunii, a suprafeței de contact a reactivilor, a temperaturii asupra vitezei unei reacții chimice. Legea maselor care actioneaza. Conceptul de cataliză este o scădere a energiei de activare a unei reacții, iar inhibiția este o creștere a energiei de activare a acesteia.
D. x. n. , profesor, șef al departamentului de chimie fizică a Universității Ruse de Tehnologie Chimică numită după D. I. Mendeleeva Koniuhov Valeri Iurievici [email protected] ru vkontakte. ru
Literatură Vishnyakov A. V., Kizim N. F. Chimie fizică. M.: Chimie, 2012 Chimie fizică // Ed. K. S. Krasnova. M.: Liceu, 2001 Stromberg A. G., Semchenko D. P. Chimie fizică. M.: Liceu, 1999. Fundamentele Chimiei Fizice. Teorie și sarcini: manual. Manual pentru universități / V. V. Eremin și colab. M.: 2005.
Literatură Atkins P. Chimie fizică. M.: Pace. 1980. Karapetyants M. Kh. Termodinamică chimică. M.: Chimie, 1975.
LOMONOSOV Mihail Vasilyevich (1711 -65), primul om de știință natural rus de importanță mondială, poet care a pus bazele limbii literare ruse moderne, artist, istoric, campion al dezvoltării educației naționale, științei și economiei. Născut pe 8 noiembrie (19) în satul Denisovka (acum satul Lomonosovo) într-o familie Pomor. La 19 ani a plecat la studii (din 1731 la Academia slavo-greco-latină din Moscova, din 1735 la Universitatea Academică din Sankt Petersburg, în 1736-41 în Germania). Din 1742 un adjunct, din 1745 un academician al Academiei de Științe din Petersburg.
În 1748 a fondat primul laborator chimic din Rusia la Academia de Științe. Universitatea din Moscova a fost fondată la inițiativa lui Lomonosov (1755). Conceptele atomo-moleculare dezvoltate ale structurii materiei. În perioada de dominanță a teoriei calorice, el a susținut că căldura se datorează mișcării corpusculilor. A formulat principiul conservării materiei și a mișcării. Eliminat flogistul din lista agenților chimici. El a pus bazele chimiei fizice.
A investigat electricitatea atmosferică și gravitația. El a avansat doctrina culorii. A creat o serie de instrumente optice. Am descoperit atmosfera de pe Venus. El a descris structura Pământului, a explicat originea multor minerale și minerale. A publicat un ghid de metalurgie. El a subliniat importanța cercetării Rutei Mării Nordului și a dezvoltării Siberiei. A reînviat arta mozaicului și a producției de smalt, a creat picturi cu mozaic împreună cu elevii săi. Membru al Academiei de Arte (1763). Îngropat la Sankt Petersburg în necropola secolului al XVIII-lea.
Definiția lui Lomonosov: „Chimia fizică este o știință care studiază, pe baza prevederilor și experimentelor fizicii, ceea ce se întâmplă în corpurile complexe în timpul operațiilor chimice... Chimia fizică poate fi numită filozofie chimică.”
În Europa de Vest, este considerat anul înființării chimiei fizice în 1888, când W. Ostwald a început să citească acest curs, însoțit de exerciții practice, și a început să publice revista „Zeitschift fur physikalische Chemie”. În același an, la Universitatea din Leipzig a fost organizată Departamentul de Chimie Fizică sub conducerea lui W. Ostwald.
Născut și trăit multă vreme în Imperiul Rus, la 35 de ani și-a schimbat cetățenia rusă în germană. La Leipzig și-a petrecut cea mai mare parte a vieții, unde a fost numit „profesorul rus”. La 25 de ani și-a susținut teza de doctorat pe tema „Cercetare chimică în vrac și optic-chimică”.
În 1887 a acceptat oferta de a se muta la Leipzig, unde a înființat Institutul de fizico-chimic la universitate, pe care l-a condus până în 1905. În 1888, a ocupat o secție foarte prestigioasă de chimie fizică și anorganică la Universitatea din Leipzig. În această funcție, a lucrat timp de 12 ani.
De la „Școala din Leipzig” au plecat W. Ostwald: laureații Nobel S. Arrhenius, J. Van't Hoff, W. Nernst, celebrii fizicochimiști G. Tamman și F. Donnan, chimistul organic J. Wislicens, celebrul chimist american G. N. Lewis. De-a lungul anilor, Ostwald a pregătit chimiști ruși: I. A. Kablukov, V. A. Kistyakovsky, L. V. Pisarzhevsky, A. V. Rakovsky, N. A. Shilov și alții.
Una dintre caracteristicile unice ale lui Ostwald a fost mulți ani de respingere activă a teoriei atomo-moleculare (deși el a propus termenul de „aluniță”). „Chimistul nu vede niciun atom. - Studiază doar legi simple și ușor de înțeles, care se supun raporturilor de masă și volum ale reactivilor. "
W. Ostwald a reuşit să scrie un manual voluminos de chimie în care cuvântul „atom” nu este niciodată menţionat. Vorbind pe 19 aprilie 1904 la Londra, cu un mare raport către membrii Societății de Chimie, Ostwald a încercat să demonstreze că atomii nu există și „ceea ce numim materie este doar o colecție de energii adunate într-un loc dat”.
În cinstea lui V. Ostwald, pe teritoriul Universității din Tartu a fost instalată o placă memorială cu o inscripție în limba estonă, germană și engleză.
preziceți dacă reacția poate avea loc spontan; dacă reacția continuă, atunci cât de adânc (care sunt concentrațiile de echilibru ale produselor de reacție); dacă există o reacție, atunci cu ce viteză.
1. STRUCTURA MATERIEI În această secțiune, pe baza mecanicii cuantice (ecuația Schrödinger), sunt explicate structura atomilor și moleculelor (orbitalii electronici ai atomilor și moleculelor), rețelele cristaline de solide etc., precum și stările de agregare. de materie sunt luate în considerare.
2. TERMODINAMICA CHIMICA pe baza legilor (principiilor) termodinamicii permite: calcularea efectelor termice ale reactiilor chimice si proceselor fizico-chimice, prezicerea directiei reactiilor chimice, calcularea concentratiilor de echilibru ale reactivilor si produselor de reactie.
3. TERMODINAMICA ECHILIBRILOR DE FAZĂ Studiază regularitățile tranzițiilor de fază în sistemele monocomponente și multicomponente (soluții). Scopul său principal este de a reprezenta diagramele de echilibru de fază ale sistemelor indicate.
4. ELECTROCHIMIE Studiază proprietățile soluțiilor de electroliți, particularitățile comportamentului lor în comparație cu soluțiile moleculare, investighează modelele de interconversie a energiei reacțiilor chimice și a energiei electrice în timpul funcționării celulelor electrochimice (galvanice) și electrolizoarelor.
5. CINETICA CHIMICA SI CATALIZA Studiind regularitatile cursului reactiilor chimice in timp, investigheaza influenta asupra vitezei si mecanismului reactiilor a parametrilor termodinamici (presiunea, temperatura, etc.), prezenta catalizatorilor si inhibitorilor.
Într-o știință separată, CHIMIA COLOIDĂ, se distinge o secțiune a chimiei fizice - chimia fizică a fenomenelor de suprafață și a sistemelor dispersate.
Termodinamica clasică este o ramură a fizicii teoretice și studiază modelele de interconversii ale diferitelor tipuri de energie și tranziții energetice între sisteme sub formă de căldură și lucru (termo - căldură, dinamo - mișcare).
Termodinamica face abstracție de la cauzele oricărui proces și de timpul în care are loc acest proces, dar operează doar cu parametrii inițiali și finali ai sistemului care participă la orice proces fizico-chimic. Proprietățile moleculelor individuale nu sunt luate în considerare, dar sunt utilizate caracteristicile medii ale sistemelor formate din multe molecule.
Sarcinile termodinamicii chimice sunt: măsurarea și calcularea efectelor termice ale reacțiilor chimice și proceselor fizico-chimice, prezicerea direcției și profunzimii reacțiilor, analiza echilibrelor chimice și de fază etc.
1. 1. Concepte de bază și definiții ale TD În termodinamică, toate procesele care ne interesează au loc în sisteme termodinamice. Un sistem este un corp sau un grup de corpuri, identificate efectiv sau mental de către observator în mediu.
Sistemul este o parte a lumii înconjurătoare care ne interesează în mod special. Orice altceva din univers este mediul (mediul). Este în general acceptat că mediul este atât de mare (are un volum infinit) încât schimbul de energie cu un sistem termodinamic nu îi modifică temperatura.
După natura schimbului de energie și materie cu mediul, sistemele sunt clasificate: izolate - nu pot face schimb nici de materie, nici de energie; închise - pot face schimb de energie, dar nu pot - cu materia; deschise - pot face schimb atât de materie, cât și de energie.
După numărul de faze, sistemele se împart în: omogene - constau dintr-o fază (soluție de Na. Cl în apă); eterogen - sistemul cuprinde mai multe faze, separate între ele prin interfețe. Un exemplu de sisteme eterogene este gheața care plutește în apă, lapte (picăturile de grăsime sunt o fază, mediul apos este alta).
O fază este un set de părți omogene ale unui sistem care au aceleași proprietăți chimice și fizice și sunt separate de alte părți ale sistemului prin interfețe. Fiecare fază este o parte omogenă a unui sistem eterogen
După numărul de componente, sistemele sunt împărțite în una-două, trei componente și multicomponente. Componentele sunt substanțele chimice individuale care alcătuiesc un sistem care pot fi izolate de sistem și există în afara acestuia.
Orice sistem termodinamic poate fi caracterizat printr-un ansamblu de un număr mare de proprietăți fizice și chimice care iau anumite valori: temperatură, presiune, conductivitate termică, capacitate termică, concentrații ale componentelor, constantă dielectrică etc.
Termodinamica chimică se ocupă de acele proprietăți care pot fi exprimate fără ambiguitate în funcție de temperatură, presiune, volum sau concentrații de substanțe dintr-un sistem. Aceste proprietăți se numesc proprietăți termodinamice.
Starea unui sistem termodinamic este considerată specificată dacă sunt indicate compoziția sa chimică, compoziția de fază și valorile parametrilor termodinamici independenți. Parametrii independenți includ: presiunea (P), volumul (V), temperatura (T), cantitatea de substanță n sub forma unui număr de moli sau sub formă de concentrații (C). Aceștia se numesc parametri de stare.
Conform sistemului actual de unități (SI), principalii parametri termodinamici sunt stabiliți în următoarele unități: [m 3] (volum); [Pa] (presiune); [mol] (n); [K] (temperatura). Ca excepție, în termodinamica chimică, este permisă utilizarea unității de presiune în afara sistemului, atmosfera fizică normală (atm), egală cu 101,325 kPa.
Parametrii și proprietățile termodinamice pot fi: Intensive - nu depind de masa (volumul) sistemului. Acestea sunt temperatura, presiunea, potențialul chimic etc. Extensive - depind de masa (volumul) sistemului. Acestea sunt energia, entropia, entalpia etc. În timpul formării unui sistem complex, proprietățile intensive sunt nivelate, iar cele extensive sunt rezumate.
Orice modificare care are loc în sistem și este însoțită de o modificare a cel puțin unui parametru termodinamic de stare (proprietățile sistemului) se numește proces termodinamic. Dacă cursul procesului schimbă compoziția chimică a sistemului, atunci un astfel de proces se numește reacție chimică.
De obicei, pe parcursul procesului, unul (sau mai mulți) parametri sunt menținuți constant. În consecință, se disting: proces izoterm la temperatură constantă (T = const); proces izobar - la presiune constantă (P = const); proces izocor - la volum constant (V = const); proces adiabatic în absența schimbului de căldură cu mediul (Q = 0).
Atunci când procesele au loc în sisteme neizolate, poate avea loc absorbția sau eliberarea căldurii. În conformitate cu această caracteristică, procesele sunt împărțite în exoterme (căldura este eliberată) endoterme (căldura este absorbită).
Pe parcursul procesului, sistemul trece de la o stare de echilibru la o alta stare de echilibru.Echilibrul termodinamic este starea sistemului in care exista echilibru termic, mecanic si chimic (electrochimic) cu mediul si intre fazele sistemului. .
Stările de echilibru sunt: stabile; metastabil. Un proces se numește echilibru (cvasi-static) dacă trece infinit lent printr-o succesiune continuă de stări de echilibru ale sistemului.
Procesele care apar de la sine și nu necesită energie externă pentru implementarea lor sunt numite procese spontane (pozitive). când se extrage energie din mediu pentru implementarea procesului, adică se lucrează asupra sistemului, atunci procesul se numește nespontan (negativ).
Funcții de stare Funcțiile de stare sunt proprietăți ale sistemului (energia internă U, entalpia H, entropia S etc.), ele caracterizează starea dată a sistemului. Modificările lor în cursul procesului nu depind de calea acestuia și sunt determinate doar de stările inițiale și finale ale sistemului.
Modificarea infinitezimală în această funcție este diferența totală d. U, d. S, etc.:
Funcții de proces (de tranziție) Funcții de proces (căldură Q, lucru W) - nu sunt proprietăți ale sistemului (nu sunt în sistem), ele apar în cursul procesului la care sistemul participă.
Dacă nu există căldură și lucru în sistem, atunci nu are sens să vorbim despre schimbarea lor, putem vorbi doar despre cantitatea lor Q sau W într-un anumit proces. Cantitățile lor depind de modul în care se desfășoară procesul. Mărimile infinitezimale reprezintă Q, W.
Mișcarea este un atribut al materiei. Energia este o măsură a mișcării, adică o caracteristică cantitativă și calitativă. Energia este o funcție a stării sistemului. Schimbarea sa într-un anumit proces nu depinde de calea procesului și este determinată doar de stările inițiale și finale ale sistemului.
Sunt cunoscute multe tipuri diferite de energie: mecanică, electrică, chimică etc., dar de la sistem la sistem energia nu poate fi transferată decât sub două forme: sub formă de căldură sau de lucru.
Căldura (Q) este o formă de transfer de energie de la un sistem la altul, datorită mișcării haotice a particulelor (molecule, atomi, ioni etc.) a sistemelor în contact.
În termodinamică, se presupune că căldura furnizată sistemului este pozitivă (de exemplu, căldura unei reacții endoterme), iar căldura îndepărtată din sistem se presupune a fi negativă (căldura unei reacții exoterme). În termochimie, opusul este adevărat.
Munca este o formă de transfer de energie de la sistem la sistem datorită mișcării dirijate a micro- sau macro-obiectelor. În literatură, lucrarea este desemnată fie W (din engleză „work”), fie A (din germană „arbait”).
Există diferite tipuri de muncă: mecanică, electrică, magnetică, modificări de suprafață etc. O muncă infinitezimală de orice fel poate fi reprezentată ca produsul unei forțe generalizate și o modificare a unei coordonate generalizate, de exemplu:
Suma tuturor tipurilor de lucru, cu excepția muncii împotriva forțelor de presiune exterioare P - lucru de dilatare - compresie se numește lucru util W ':
În termodinamică, munca este considerată pozitivă dacă este efectuată de sistemul însuși și negativă dacă este efectuată pe sistem. Conform recomandărilor IUPAC, se consideră pozitivă munca efectuată asupra sistemului (principiul „egoist” - pozitiv este cel care mărește energia internă)
Lucrul de dilatare a unui gaz ideal în diverse procese 1. Expansiune în vid: W = 0. 2. Expansiune reversibilă izocorică: d. V = 0 W = 0
Concluziile și relațiile termodinamicii sunt formulate pe baza a două postulate și a trei legi. Orice sistem izolat în timp ajunge la o stare de echilibru și nu o poate părăsi spontan (primul postulat) Adică termodinamica nu descrie sisteme de scară astronomică și microsisteme cu un număr mic de particule (
O tranziție spontană de la o stare de neechilibru la o stare de echilibru se numește relaxare. Adică, se va atinge în mod necesar o stare de echilibru, dar durata unui astfel de proces nu este determinată, deoarece nu există conceptul de timp.
Al doilea postulat Dacă sistemul A este în echilibru termic cu sistemul B și că - cu sistemul C, atunci sistemele A și C sunt și ele în echilibru termic
Energia internă a oricărui sistem termodinamic U constă din energiile cinetice (energia de mișcare) și potențiale (energia de interacțiune) ale tuturor particulelor (molecule, nuclee, electroni, quarci etc.) care alcătuiesc sistemul, inclusiv tipuri necunoscute de energie. .
Energia internă a unui sistem depinde de masa acestuia (proprietatea extensivă), de natura substanței sistemului și de parametrii termodinamici: U = f (V, T) sau U = (P, T) se măsoară în J/mol sau J / kg. U este o funcție de stare, prin urmare U nu depinde de calea procesului, ci este determinată de starea inițială și finală a sistemului. d. U - diferenţial complet.
Energia internă a sistemului se poate modifica ca urmare a schimbului de energie cu mediul înconjurător numai sub formă de căldură sau muncă.
Acest fapt, care este o generalizare a experienței practice a omenirii, transmite prima lege (începutul) termodinamicii: U = Q - W În formă diferențială (pentru o parte infinit de mică a procesului): d. U = Q W
„Căldura furnizată sistemului este utilizată pentru a crește energia internă a sistemului și pentru a efectua lucrări de către sistem.”
Pentru un sistem izolat, Q = 0 și W = 0, adică U = 0 și U = const. Energia internă a unui sistem izolat este constantă
În formularea lui Clausius: „Energia lumii este constantă”. O mașină cu mișcare perpetuă de primul fel (perpetum mobile) este imposibilă. Diferite forme de energie trec una în alta în cantități strict echivalente. Energia nu apare și nu este distrusă, ci doar trece de la sistem la sistem.
Funcția U este aditivă. Aceasta înseamnă că, dacă două sisteme caracterizate prin valorile U 1 și U 2 sunt combinate într-un singur sistem, atunci energia internă rezultată U 1 + 2 va fi egală cu suma energiilor părților sale constitutive: U 1 + 2 = U 1 + U 2
În cazul general, căldura Q este o funcție a procesului, adică cantitatea sa depinde de traseul procesului, dar în două cazuri importante pentru practică, căldura dobândește proprietățile unei funcții de stare, adică valoarea lui. Q încetează să mai depindă de calea procesului, dar se determină doar stările inițiale și finale ale sistemului.
Vom presupune că în timpul procesului se poate efectua numai lucru împotriva forțelor presiunii externe, iar lucru util W = 0: Q = d. U + P d. V, și deoarece V = const, atunci P d. V = 0: QV = d. U sau în formă integrală: QV = Uк - Uн
Din nou vom presupune că munca utilă W = 0, atunci: Q = d. U + P d. V, Deoarece Р = const, se poate nota: QР = d. U + d (PV), QP = d (U + P V). Să desemnăm: Н U + P V (entalpie) QР = d. H sau: QP = Hк - Hн
Astfel, efectul termic al unei reacții chimice capătă proprietăți în funcție de stare la P = const: QP = H; la V = const: QV = U.
Deoarece reacțiile chimice și procesele fizico-chimice sunt adesea efectuate la presiune constantă (în aer liber, adică la P = const = 1 atm), în practică, conceptul de entalpie este adesea folosit pentru calcule, mai degrabă decât energia internă. Uneori, cuvântul „căldură” al procesului este înlocuit fără explicații suplimentare cu „entalpie” și invers. De exemplu, ei spun „căldura educației”, dar scrie f. N.
Dar dacă procesul care ne interesează are loc la V = const (într-o autoclavă), atunci trebuie folosită expresia: QV = U.
Să diferențiem expresia: H = U + P V d. H = d. U + Pd. V + Vd. P, la presiune constantă V d. P = 0 și d. H = d. U + P d. V În formă integrală: H = U + P V
Pentru un gaz ideal, ecuația Clapeyron-Mendeleev este valabilă: Р V = n R T, unde n este numărul de moli ai gazului, R 8, 314 J / mol K este constanta universală a gazului. Apoi (la T = const) P V = n R T. În final avem: H = U + n R T n - modificarea numărului de moli de substanțe gazoase în timpul reacției.
De exemplu, pentru reacție: N 2 (g) + 3 H 2 (g) = 2 NH 3 (g) n = -2, iar pentru reacție: 2 H 2 O (g) 2 H 2 (g) + O 2 ( d) n = 3.
Diferențele dintre QV și QP sunt semnificative numai atunci când substanțele gazoase participă la reacție. Dacă nu există, sau dacă n = 0, atunci QV = QP.
Efectul termic al reacției se înțelege ca cantitatea de energie eliberată sau absorbită în cursul reacției sub formă de căldură, cu condiția ca: P = const sau V = const; că temperatura materiilor prime este egală cu temperatura produselor de reacție; că în sistem nu se efectuează nicio altă lucrare (utilă), cu excepția lucrărilor de dilatare și comprimare.
Modificarea entalpiei în cursul diferitelor procese Proces Condiții de măsurare H®, 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 Căldura de disociere: H 2 O (l) → H + + OH- P = 1 atm T = 298 K +57. 26 Căldura de neutralizare: H + + OH- → H 2 O (l) P = 1 atm T = 298 K - 57,26 Căldura de vaporizare: H 2 O (l) → H 2 O (g) P = 1 atm T = 373 K +40. 67 Căldura de fuziune: H 2 O (cr) → H 2 O (l) P = 1 atm T = 273 K +6. 02
Faptul de constanță a QV sau QP, cu mult înainte de formarea termodinamicii chimice ca știință, a fost stabilit experimental de către G.I. modalități de a le transforma unul în celălalt.
German Ivanovich Hess (1802 - 1850) - unul dintre cei mai mari oameni de știință ruși, profesor la Institutul Tehnologic din Sankt Petersburg. Născut la Geneva și crescut de mic în Sankt Petersburg. Și-a primit studiile medicale la Yuryev, după absolvire a lucrat la Stockholm sub J. Berzelius. Hess a încercat în experimentele sale să stabilească legea rapoartelor termice multiple (asemănătoare legii rapoartelor multiple a lui D. Dalton). Acest lucru nu a reușit (nu există o astfel de lege în natură), dar în urma unor studii experimentale, Hess a derivat legea constanței sumelor căldurii (legea lui Hess). Această lucrare, publicată în 1842, este o anticipare a primei legi a termodinamicii.
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
Căldura de formare - efectul de căldură al formării a 1 mol dintr-o substanță dată din substanțe simple: f. H. Substanțele se numesc simple dacă sunt formate din atomi de același fel. Acestea sunt, de exemplu, azotul N2, oxigenul O2, grafitul C etc.
Din definiție rezultă că căldura de formare a apei este egală ca mărime cu efectul de căldură al reacției: Н 2 + 1/2 О 2 = Н 2 О QP = f. N
Dacă reacția este efectuată la P = 1 atm, atunci căldura de reacție măsurată va fi egală cu f. Dar - căldura standard de formare a apei. De obicei f. Nu este tabelat la 298 K pentru aproape toate substanțele utilizate în practică: f. Nr 298 (H20).
Produși de reacție H prod f r H Substanțe inițiale H Ref. c-c f Substanţe simple
Efectul de căldură al unei reacții chimice: a 1 A 1 + a 2 A 2 + = b 1 B 1 + b 2 B 2 + este egal cu suma căldurilor de formare a produselor de reacție minus suma căldurilor de formarea materiilor prime (ținând cont de coeficienții stoichiometrici ai și bj):
Exemplul 1: Calculați efectul termic al reacției de hidrogenare a vaporilor de benzen (această reacție se efectuează pe suprafața catalizatorilor eterogene - metale de platină): C 6 H 6 + 3 H 2 = C 6 H 12 la 298 K și 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 Substanţa 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. H0 = 82, 93 - 49, 04 = +33, 89 k J/mol
Căldura de ardere este efectul de căldură al reacției de oxidare profundă (combustie) a unei substanțe (la oxizi superiori). În cazul hidrocarburilor, oxizii mai mari sunt H 2 O (l) și CO 2. În acest caz, căldura de ardere, de exemplu, a metanului este egală cu efectul termic al reacției: CH 4 + 2 O 2 = CO 2 + 2 H 2 O (l) QP = ox ... H
Boul. Ho 298 se numesc călduri standard de combustie, sunt tabulate la 298 K. Aici, indicele „o” indică faptul că căldurile sunt determinate la o stare standard (P = 1 atm), indicele „ox” provine din engleză - oxidare – oxidare.
Produse de ardere (СО 2, Н 2 О) och. H Ref. in-in oh. H prod Produse de reactie r. H Materiale de pornire
Efectul termic al unei reacții chimice: a 1 A 1 + a 2 A 2 + = b 1 B 1 + b 2 B 2 + este egal cu suma căldurilor de ardere ale materiilor prime minus suma căldurilor de ardere a produșilor de reacție (ținând cont de coeficienții stoichiometrici ai și bj):
Exemplul 2: Folosind căldura de combustie a substanțelor, se calculează efectul termic al reacției de obținere a etanolului (alcool de vin) prin fermentarea glucozei. C6H12O6 = 2C2H5OH + 2CO2r. Н 0298 = 2815, 8 - 2 1366, 91 2 ∙ 0 = 81, 98 kJ Căldura de ardere a lui СО 2 este egală cu zero.
Căldura specifică depinde de temperatură. Prin urmare, se face o distincție între capacitățile termice medii și reale. Capacitatea termică medie a sistemului în intervalul de temperatură T 1 - T 2 este egală cu raportul dintre cantitatea de căldură furnizată sistemului Q și valoarea acestui interval:
Capacitatea termică adevărată este determinată de ecuația: Relația dintre capacitatea termică adevărată și cea medie este exprimată prin ecuația:
Capacitatea termică a unui sistem depinde de masa lui (sau cantitatea de materie), adică este o proprietate extinsă a sistemului. Dacă capacitatea termică este raportată la o unitate de masă, atunci se obține o valoare intensivă - capacitatea termică specifică a vasului [J / kg K]. Dacă ne referim la C la cantitatea de substanță din sistem, capacitatea de căldură molară se obține cm [J / mol K].
Se disting: capacitatea termică la presiune constantă Cp capacitatea termică la volum constant Cv. În cazul unui gaz ideal, capacitățile termice indicate sunt legate între ele prin ecuația: Ср = С v + R
Capacitatea termică a substanțelor depinde de temperatură. De exemplu, capacitatea termică a gheții variază de la 34,70 J/mol K la 250 K până la 37,78 J/mol K la 273 K. Pentru solide, Debye a derivat o ecuație care, pentru temperaturi apropiate de 0 K, dă: CV = a T 3 (Legea lui Debye a cuburilor T), iar pentru cele înalte: CV = 3 R.
De obicei, dependența capacității termice de temperatură este transmisă folosind ecuații empirice de forma: unde a, b și c sunt const, acestea sunt date în cărțile de referință ale proprietăților fizice și chimice ale substanțelor.
Dacă dependența matematică r. CP versus T este necunoscut, dar există valori experimentale ale capacității de căldură a participanților la reacție la diferite temperaturi, apoi un grafic este reprezentat în coordonatele r. Co. P = f (T) și calculați grafic aria de sub curbă în intervalul 298 - T 2, este egală cu integrala:
Dacă una sau mai multe tranziții de fază au loc în intervalul de temperatură luat în considerare, atunci efectele lor termice trebuie luate în considerare la calcularea r. H:
Schema de calcul pentru r. Reacțiile H la o temperatură T arbitrară sunt după cum urmează. În primul rând, r este calculat din căldurile standard de formare sau căldurile de ardere a substanțelor. Reacţia H298 (aşa cum este descrisă mai sus). În plus, conform ecuației lui Kirchhoff, efectul termic este calculat la orice temperatură T:
Tabelele arată căldurile standard (entalpiile) formației f pentru aproape toate substanțele. Ho 0 la 0 K şi valori: la temperatura T (sunt date cu un interval de 100 K).
Efectul termic al unei reacții chimice se calculează prin ecuația: r. H0T = r. H 00 +
r. H 00 se calculează în același mod ca și r. H 0298, adică ca diferență dintre sumele căldurilor de formare a produselor și a substanțelor inițiale (dar la 0 K):
Se calculează valorile: = ref. c-c ţinând cont de coeficienţii stoichiometrici ai reacţiei.
Chimia fizică studiază relația
procese chimice și fenomene fizice,
care îi însoțesc, decorează
modele între chimicale
compoziția, structura substanțelor și a acestora
proprietăți, explorează mecanismul și viteza
reacţii chimice în funcţie de
condiţiile cursului lor.
Chimia fizică a apărut și s-a dezvoltat pe baza aplicației
metode de cercetare fizică pentru studiul proprietăților chimice
substanțe, precum și studierea efectului compoziției chimice a substanțelor și a acestora
structuri pentru proprietăți fizice.
Apariția chimiei fizice ca independentă
știința aparține mijlocului secolului al XVIII-lea.
În 1752 - 1754 - primul curs din lume de chimie fizică
(Lomonosov M.V.)
Sfârșitul secolului al XVIII-lea - studii de capacitati termice si termice
efecte de reacție efectuate de Lavoisier și Laplace (1779
- 1784)
În 1800 Berthelot a introdus conceptul de echilibru chimic și
valoarea concentrației reactanților.
În prima jumătate a secolului al XIX-lea. - dezvoltat atomistic
reprezentări ale lui Lomonosov în operele lui Dalton, Gay Lussac și Avogadro
1830 - au fost găsite legile electrolizei (cercetări de Devi,
Faraday, Berzelius)
1840 - Omul de știință rus Hess a descoperit principalul
legea termochimiei. 1865 - Beketov a reintrodus predarea cursului
chimie fizică la Universitatea Harkov.
secolul al XIX-lea:
Mendeleev (legea periodică din 1869, precum și
studiul presiunii gazelor - ecuația de stare
gaz ideal);
Guldberg și Vaage - legea acțiunii în masă;
Van't - Hoff - expresie matematică
modele cinetice;
Menshutkin - cinetica chimiei
reacții în soluții și a clarificat rolul solventului (1887
G.);
Arrhenius - teoria electrolitică
disociere (1887) și a investigat efectul temperaturii
asupra vitezei reacţiilor chimice (1889).
J. Gibbs (1873 - 1878) - termodinamic
teoria echilibrului.
Le Chatelier în 1881 - 1885 formulate
a creat de obicei o teorie cantitativă
disociere electrolitică. secolul XX:
Rutherford (1911) - model nuclear
atom.
Bohr (1913) - teorie cantitativă
un atom de hidrogen.
Kurnakov - o nouă direcție în
studii ale sistemelor multicomponente:
dezvoltarea analizei fizico-chimice – doctrina a
dependenţa proprietăţilor sistemelor fizico-chimice de
compoziţie.
Debye și Hückel (1923) - teorie
soluții de electroliți puternici.
Shilov și Semenov - teoria lanțurilor
reacţii şi teoria catalizei.
Principalele secțiuni ale chimiei fizice. Importanța lor pentru farmacie
Termodinamica chimicaEchilibru de fază
Soluții
Electrochimie
Cinetică și cataliză
Termodinamica chimica. Noțiuni de bază
Termodinamica chimică considerăaspecte energetice (adică transformări reciproce
energiile asociate cu transferul de energie între corpuri în
forma căldurii şi a muncii) a diverselor procese şi
determină condiţiile fluxului lor spontan.
Tema termodinamicii clasice este studiul legilor
transformări reciproce ale diferitelor tipuri de energie asociate tranzițiilor
energie între corpuri sub formă de căldură și muncă.
Tema termodinamicii chimice este aplicarea legilor
termodinamică clasică la fenomene chimice și fizico-chimice;
ea consideră efectele termice ale reacțiilor chimice, fază
tranziții ale substanțelor și amestecurilor individuale, echilibre chimice. Obiect de studiu în termodinamică
este un sistem termodinamic.
Un sistem este un corp separat sau
un grup de corpuri, efectiv sau mental
separat de mediu.
Mediul este totul
este direct sau indirect
contactul cu sistemul. Sistemul se numește termodinamic,
dacă între corpurile care o compun,
schimbul de căldură poate avea loc şi
substanță și dacă sistemul este complet
descrise prin termodinamică
parametrii.
În funcţie de natura interacţiunii
sistemele se disting cu mediul înconjurător:
Un sistem deschis este...
etc. (pe cont propriu) Totalitatea tuturor elementelor fizice și chimice
proprietățile sistemului se numesc starea sistemului.
Se caracterizează prin termodinamică
parametri care sunt:
Intense sunt proprietăți care nu sunt
depind de masa si care se egalizeaza la
contactul sistemelor (temperatura, presiune,
densitate, concentrație, potențial chimic).
Se numesc proprietățile sistemului care depind de masă
extins (volum, masă, capacitate termică,
energie internă, entalpie, entropie,
potenţiale termodinamice). Extensiv
proprietatea sistemului ca întreg este egală cu suma
proprietăți extinse corespunzătoare ale individului
componente incluse în acest sistem
(proprietatea aditivității). Acele mărimi fizice, a căror valoare
determină complet starea sistemului şi
care se împrumută direct
măsurătorile se numesc parametri
state.
Funcțiile acestor parametri sunt numite
funcții de stat (nu sunt adaptate
măsurare directă).
Proprietățile funcției de stare:
1. Modificarea infinitezimală a funcției f este completă
diferenţial (notat cu df).
2. Modificarea f în timpul trecerii sistemului de la starea 1 la
starea 2 nu depinde de calea df
proces,
se determină f 2 f1 a
doar stările inițiale și finale:
3. Ca urmare a ciclicului
df 0 funcția stare proces nu
schimbări:
Procese termodinamice și clasificarea lor
Pe cont propriu!Energie interna
Energia internă (U) caracterizează stocul totalenergia sistemului. Include toate tipurile de energie
mișcarea și interacțiunea particulelor care alcătuiesc
sistem: energia cinetică a mișcării moleculare
(translațional și rotațional); energie intermoleculară
atragerea și respingerea particulelor; intramolecular sau
energie chimica; energia de excitație electronică;
energie intranucleara si radianta.
Cantitatea de energie internă depinde de natură
substanță, masa și temperatura acesteia.
Este imposibil să măsurați stocul complet U (niciun punct
referință), prin urmare, utilizați o modificare în interior
energie (dU sau U):
U = Ufin-Uinit, J/mol.
Energia internă este o funcție de stare, extinsă
magnitudinea.
Entalpie
Entalpia este energia deținută desistem constant
presiune;
entalpia este numeric egală cu suma
energia și potențialul intern
energia sistemului.
H = U + pV.
ΔН = ΔU + pΔV.
Caldura si munca
Se realizează transferul de energie din sistem către mediu și inversnumai sub formă de căldură (Q) și lucru (W) -
două forme de transmitere
energie.
Forma de transfer de energie dintr-o parte a sistemului către
alta din cauza dezordonate
mișcarea (haotică) a moleculelor se numește
căldură, dar în ordine
mișcarea (organizată) a moleculelor sub
prin acţiunea unei anumite forţe – prin muncă.
Munca și căldura sunt legate de proces și sunt
funcțiile unui proces, nu ale unei stări.
Măsurat în J/mol.
Prima lege a termodinamicii
Formulări:1. Energia unui sistem izolat
constant.
2. Energia nu dispare complet și nu dispare
ia naștere din nimic, trecerea sa dintr-unul
fel în celălalt se întâmplă în strict
sume echivalente.
3. Mașină cu mișcare perpetuă de primul fel
imposibil, ceea ce înseamnă
mașină care funcționează fără costuri
energie. 4. Cantitatea de căldură furnizată sistemului
sau luat de la ea, merge să se schimbe
energia internă și munca depusă
sistem sau deasupra sistemului.
Expresie matematică:
Pentru modificările finale: Q = U + W
Pentru procesele elementare infinitezimale:
δQ = dU + δW = dU + pdV + δW ',
unde δW este suma tuturor tipurilor de lucru, pdV este lucrul mecanic, δW ’este munca utilă (toate,
cu excepția celor mecanice). Considerând că δW ’0, atunci
pdV> δW ':
δQ = dU + pdV.
Prima lege a termodinamicii aplicată anumitor procese
1. Procese izoterme. T = const.δQ = dU + δW.
pentru că U = 3/2 nRT, apoi dU = 0 și U = 0 de asemenea.
Atunci: δQ = δW; δW = pdV; W = pdV.
nRT
p
Din ecuația Mendeleev - Cliperon V
pentru că
V2
nRT
W
dV nRT ln
V
V1
p
p1V1 = p2V2, apoi W nRT ln 1.
p2
V2
QT = WT nRT ln
V1
p1
nRT ln
p2
.
.2. Procese izocorice. V = const.
δQ = dU + δW.
δW = pdV; iar din moment ce V = const, apoi dV = 0 și V = 0.
Atunci δW = pdV = 0,
iar pentru modificările finale W = p V = 0.
Prima lege a termodinamicii în izocor
procesele vor arăta astfel:
δQV = dU
pentru modificările finale:
QV = U. 3. Procese izobare. p = const.
δQ = dU + δW;
δW = d (pV);
δQ = dU + d (рV) sau δQ = d (U + pV) = dH,
de cand H = U + pV.
Pentru modificările finale:
QP = U + p V = N.
În cazul gazului ideal, funcționează
calculat: W = p V = nR T.
Titlu: Chimie fizică. Note de curs.
Acest manual este destinat studenților facultăților de chimie ale instituțiilor de învățământ superior de direcție pedagogică și tehnică. Sunt prezentate conceptele și procesele de bază care alcătuiesc chimia fizică modernă. Materialul respectă standardele de stat. Manualul este recomandat pentru a ajuta studenții să se pregătească pentru examene.
Chimia fizică este știința care explică fenomenele chimice și stabilește legile acestora pe baza principiilor generale ale fizicii.
Sarcina generală a chimiei fizice este de a prezice cursul în timp al unui proces chimic și rezultatul final pe baza datelor privind structura și proprietățile moleculelor.
Termenul de „chimie fizică” a fost propus de MV Lomonosov. A citit și primul curs la propria carte „Introduction to Physical Chemistry”. În 1860, NN Beketov a introdus pentru prima dată chimia fizică ca disciplină educațională specială, a susținut un curs de prelegeri la Universitatea Harkov, a creat departamentul de chimie fizică. În 1887 W. Ostwald a organizat Departamentul de Chimie Fizică la Universitatea din Leipzig. De asemenea, publică primul periodic de chimie fizică. Cu un an mai devreme, I. A. Kablukov a predat un curs la Universitatea din Moscova. Până la sfârșitul secolului al XIX-lea. a definit trei secțiuni principale ale chimiei fizice: termodinamica chimică, cinetica chimică și electrochimia.
În prezent, chimia fizică s-a dezvoltat pe deplin ca știință, care include termodinamica chimică (termochimia, echilibrul de fază), completând cinetica chimică cu cataliza și a creat, de asemenea, o varietate de metode fizico-chimice de analiză.
Cuprins
Introducere
PRELEGERE Nr. 1. Gaz ideal. Ecuația de stare a gazului real
1. Elemente de teorie cinetică moleculară
2. Ecuația stării gazului ideal
3. Teoria cinetică a gazelor
4. Ecuația de stare a gazului real
PRELERE Nr. 2. Termodinamică chimică
1. Sisteme și clasificarea lor
2. Parametrii termodinamici. Indicatori termodinamici. Echilibrul de tensiune
3. Prima lege a termodinamicii. Coeficienții calorici. Relația dintre funcțiile CP și Cv
4. Izoprocese în termodinamică. Energia Helmholtz
5. Procese. A doua lege a termodinamicii
6. Ciclul Carnot
7. Imposibilitatea unei mașini cu mișcare perpetuă
PRELEȚARE Nr. 3. Soluții
1. Caracteristicile generale ale solutiilor
2. Concentrarea și modalitățile de exprimare
3. Solubilitatea gazelor în lichide
4. Soluții de neelectroliți. Legea lui Raoult și consecințele ei
5. Osmoza
6. Fugacitate
7. Legea lui Henry
PRELEGERE Nr. 4. Cataliza
1. Istoria descoperirii fenomenului de cataliză
2. Mecanismul interacțiunii catalitice. Tipuri de catalizatori
PRELEGERE Nr. 5. Echilibru chimic
1. Conceptul de echilibru chimic. Legea acțiunii în masă
2. Ecuația izotermei unei reacții chimice
3. Ecuații ale izocorilor, izobarelor unei reacții chimice
4. Calculul KP (metoda Temkin-Shvartsman)
5. Calculul compoziției de echilibru a echilibrului chimic
PRELEZA Nr. 6. Cinetica chimica
1. Conceptul de cinetică chimică
2. Factori care afectează viteza de reacție chimică
PRELEGERE Nr. 7. Coroziunea metalelor
1. Concepte de bază și terminologie
2. Clasificarea proceselor de coroziune a metalelor
3. Tipuri de deteriorare prin coroziune
4. Metode de protecție împotriva coroziunii
PRELERE Nr. 8. Analize fizico-chimice
1. Esența analizei fizice și chimice
2. Sisteme monocomponente
3. Metode fizico-chimice de analiză a compoziţiei aliajelor
PRELEGERE Nr. 9. Termochimie
1. Conceptul de termochimie
2. Legea lui Hess
3. Legea lui Kirchhoff. Forma integrală a ecuațiilor Kirchhoff
PRELEGERE Nr. 10. Celule galvanice
1. Conceptul de celulă galvanică
2. Surse de energie chimică
3. Regenerarea și utilizarea CPS
PRELARE Nr. 11. Electrochimie
1. Conceptul de electrochimie
2. Procese cu electrozi
3. Procese catodice și anodice în galvanizare
4. Tendințe moderne în dezvoltarea electrochimiei termodinamice și aplicate
PRELARE Nr. 12. Electrochimie teoretică
1. Asocieri în soluții de electroliți. Conceptul teoriei electroliților puternici. Activitate
2. Termodinamica soluţiilor electrolitice. tipuri DES
3. Abordări moderne ale descrierii proprietăților termodinamice ale soluțiilor de electroliți
4. Caracteristicile termodinamice ale ionilor din soluțiile de electroliți
5. Fenomene de neechilibru în sistemul ionic
6. Echilibru în sistemul lichid-lichid
7. Conceptul de DES. Concepte model ale structurii DES la interfață
8. Conductori de primul și al doilea fel
9. Electrozi de referință
PRELEGERE Nr. 13. Cinetică electrochimică
1. Caracteristici cinetice de bază și metode de calcul a acestora
2. Ecuații de cinetică electrochimică, limitele aplicabilității lor
3. Caracteristici cinetice ale electrodepunerii metalelor și aliajelor
4. Influența naturii solventului asupra vitezei reacțiilor electrochimice
5. Electroosmoza
6. Curbe electrocapilare
7. Supratensiune electrochimică (supratensiune de transfer de sarcină)
8. Factori care afectează supratensiunea hidrogenului. Supratensiune de oxigen
PRELEȚARE Nr. 14. Aplicarea electrochimiei teoretice și aplicate
1. Electrochimie aplicată
2. Electrochimia carbonului
3. Bioelectrochimie
4. Procese stocastice și sisteme de auto-organizare
5. Investigarea fenomenului de supraconductivitate la temperatură înaltă în oxizi de compoziție complexă
6. Simularea proceselor electrochimice
7. Metoda curbelor galvanostatice
PRELEZA Nr. 15. A treia lege a termodinamicii
Descărcați gratuit o carte electronică într-un format convenabil, vizionați și citiți:
Descărcați cartea Chimie fizică. Note de curs. A. V. Berezovchuk 2009 - fileskachat.com, descărcare rapidă și gratuită.
Descrierea prezentării pentru diapozitive individuale:
1 tobogan
Descriere diapozitiv:
2 tobogan
Descriere diapozitiv:
3 slide
Descriere diapozitiv:
Gazul este o stare agregată a materiei, în care moleculele se mișcă haotic, situate la mare distanță unele de altele. La solide, distanțele dintre particule sunt mici, forța de atracție corespunde forței de repulsie. Lichidul este o stare de agregare, intermediară între solid și gazos. Într-un lichid, particulele sunt situate aproape una de cealaltă și se pot mișca unele față de altele; un lichid, ca un gaz, nu are o formă definită. Plasma este un gaz foarte descărcat în care particulele încărcate electric se mișcă haotic - electroni și nuclee de atomi sau ioni încărcate pozitiv.).
4 slide
Descriere diapozitiv:
Stările agregate ale aceleiași substanțe nu diferă în proprietăți chimice și compoziție, iar proprietățile lor fizice nu sunt aceleași. Un exemplu este H2O (apa). Diferențele de proprietăți fizice se datorează faptului că particulele din obiectele gazoase, lichide și solide sunt situate la o distanță inegală unele de altele, datorită căruia forțele de atracție care acționează între ele se manifestă într-un grad inegal.
5 slide
Descriere diapozitiv:
Principalele prevederi ale TIC Toate substanțele - lichide, solide și gazoase - sunt formate din cele mai mici particule - molecule, care sunt formate din atomi ("molecule elementare"). Moleculele unei substanțe chimice pot fi simple sau complexe și constau din unul sau mai mulți atomi. Moleculele și atomii sunt particule neutre din punct de vedere electric. În anumite condiții, moleculele și atomii pot dobândi o sarcină electrică suplimentară și se pot transforma în ioni pozitivi sau negativi. Atomii și moleculele sunt într-o mișcare haotică continuă. Particulele interacționează între ele prin forțe de natură electrică. Interacțiunea gravitațională dintre particule este neglijabilă.
6 slide
Descriere diapozitiv:
1. Doctrina stărilor agregate 1.1 Introducere Tranziție de fază - trecerea unei substanțe de la o stare de agregare la alta L-G vaporizare (evaporare) T-G sublimare (sublimare) G-F lichefiere (condensare) solid și lichid G-T desublimare (condensare) stare - condensat Topirea TW Solidificarea WT (înghețarea) Tranzițiile de fază sunt însoțite de absorbția sau eliberarea de căldură
7 slide
Descriere diapozitiv:
1. Doctrina stărilor de agregare 1.2. Starea gazoasă a materiei Gazul este o stare agregată a materiei în care particulele sale constitutive (atomi, molecule, ioni) nu sunt legate sau sunt foarte slab legate de forțele de interacțiune, se mișcă liber, umplând întregul volum care le este furnizat. Principalele caracteristici ale gazelor: au o densitate redusă, deoarece particulele departe unele de altele nu au nici propria lor formă, nici propriul volum; ele umplu complet vasul în care se află, iau forma și se comprimă ușor.
8 slide
Descriere diapozitiv:
Ecuația de stare a unui gaz ideal Gazul ideal este un model teoretic de gaz în care dimensiunea și interacțiunea particulelor de gaz sunt neglijate și sunt luate în considerare doar ciocnirile elastice ale acestora sau Gazul ideal este un gaz în care nu există forțe de atracție între molecule. .
9 slide
Descriere diapozitiv:
particulele de gaz (atomi, molecule, ioni) sunt luate ca puncte materiale (adică, nu au volum) între particule nu există forțe de atracție reciprocă (forțe intermoleculare), interacțiunea dintre molecule se reduce la impacturi absolut elastice (adică impacturi). în care energia cinetică este transferată complet de la un obiect la altul) particulele de gaz (atomi, molecule, ioni) au un volum de particule de gaz sunt interconectate prin forțe de interacțiune, care scad odată cu creșterea distanței dintre particule, ciocnirile între molecule nu sunt absolut elastic Gaz ideal Gaz real 1. Doctrina stărilor agregate 1.2. Starea gazoasă a materiei Un gaz real este similar cu un gaz ideal sub rarefacție puternică și la temperaturi obișnuite
10 diapozitive
Descriere diapozitiv:
Ecuația de stare pentru un gaz ideal (ecuația Mendeleev-Clapeyron) este o relație între valorile presiunii, volumului și temperaturii: unde n este numărul de moli de gaz, R = 8,31431 J / mol.K) este constanta de gaz Gaz care respectă această lege, numit ideal. Legile gazelor
11 diapozitiv
Descriere diapozitiv:
Legile gazelor La temperatură și masă constante, volumul unui gaz este invers proporțional cu presiunea acestuia Volumul unei mase date de gaz la presiune constantă este direct proporțional cu temperatura absolută Presiunea unei mase date de gaz la un volum constant este direct proporțional cu temperatura absolută constanta Boltzmann: k = R / NA = 1,38 10-23 J / C
12 slide
Descriere diapozitiv:
Gazele ideale au același volum molar. la n. la. = 22,4140 dm3 (l) La alte temperaturi și presiuni, această valoare va fi diferită! Legile gazelor
13 diapozitiv
Descriere diapozitiv:
Ele nu respectă legile gazelor ideale. Principalele motive ale abaterilor sunt atracția reciprocă a moleculelor de gaz și prezența propriului volum.Volumul molar poate servi ca o caracteristică a abaterilor.Gaze reale.
14 slide
Descriere diapozitiv:
Gaze reale Gazele reale nu respectă ecuația Mendeleev – Clapeyron. Ecuația de stare a unui gaz real (ecuația van der Waals) pentru un mol pentru n moli a - ia în considerare interacțiunile intermoleculare; b - ţine cont de volumul intrinsec al moleculelor. Coeficienții a și b sunt diferiți pentru diferite gaze, astfel încât ecuația van der Waals nu este universală. La presiuni scăzute și temperaturi ridicate, ecuația van der Waals se transformă în ecuația de stare pentru un gaz ideal.
15 slide
Descriere diapozitiv:
Proprietatea principală a unui lichid care îl deosebește de alte stări agregate este capacitatea de a-și schimba forma la nesfârșit sub acțiunea unor tensiuni mecanice tangențiale, chiar arbitrar de mici, menținând practic volumul. O stare lichidă este de obicei considerată intermediară între un solid și un gaz: un gaz nu păstrează nici volum, nici formă, în timp ce un solid le păstrează pe ambele. Starea lichidă a obiectului
16 diapozitiv
Descriere diapozitiv:
mișcarea vibrațional-translațională a moleculelor, incompresibilitatea datorită presiunii interne, asociere (în cazul moleculelor polare), prezența ordinului de rază scurtă în absența ordinii de rază lungă, tensiunea superficială, vâscozitatea. Proprietățile lichidelor:
17 diapozitiv
