Dokumente të ngjashme
Efekti i temperaturës në shpejtësinë e një reaksioni kimik. Reaksionet dypalëshe dhe të njëanshme, molekulariteti, renditja, klasifikimi kinetik i tyre. Teoritë e përplasjeve aktive. Reaksionet zinxhir, shpërthimi termik. Llojet e proceseve fotokimike, rendimenti kuantik.
kurs leksionesh, shtuar 10.12.2015
Karakteristikat e lëndës dhe objektit, qëllimet dhe objektivat e kimisë fizike dhe koloidale. Përshkrimi i koncepteve bazë të termodinamikës. Kinetika kimike: shpejtësia e reaksionit kimik, ekuacioni Arrhenius, proceset katalitike, kataliza homogjene dhe autokataliza.
tutorial, shtuar 05/02/2014
Probleme të termodinamikës kimike. Ekuilibri fazor dhe zgjidhjet. Teoria termodinamike dhe elektrostatike e elektroliteve. Kinetika e reaksioneve kimike. Modelet që lidhen me transformimin e ndërsjellë të formave kimike dhe elektrokimike të energjisë.
manual, shtuar më 21.11.2016
Kataliza është procesi i ndryshimit të shpejtësisë së reaksioneve kimike në prani të substancave të quajtura katalizatorë. Informacion mbi katalizën industriale dhe rolin e saj në ekologji. Kalimi nëpër barrierën e energjisë, kataliza homogjene dhe heterogjene.
abstrakt, shtuar 07.11.2009
Shpejtësia e një reaksioni kimik. Reaksionet homogjene dhe heterogjene. Ligji i masave aktive. Energjia e aktivizimit. Ndikimi i katalizatorit. Konstanta e ekuilibrit kimik. Thelbi i parimit të Le Chatelier. Koncepti i molekularitetit dhe renditja e reaksionit në kinetikën kimike.
prezantim, shtuar 23.04.2013
Koncepti i kinetikës kimike. Faktorë të tillë si përqendrimi i reaktantëve, pastërtia, temperatura dhe prania e një katalizatori ose frenuesi. Përkufizimi i konceptit "molekulariteti i reaksionit". Thelbi i katalizatorit dhe veprimi i tij në reaksionet kimike.
manual, shtuar më 27.04.2016
Studimi i ligjit të ekuilibrave heterogjenë të një sistemi fiziko-kimik në ekuilibër të qëndrueshëm termodinamik. Rishikimi i lëngjeve me shumë përbërës. Analiza e kinetikës dhe katalizës. Ese për përqendrimin e një lënde dhe klasifikimin e reaksioneve kimike.
prezantim, shtuar 29.09.2013
Analiza e thelbit, shenjave dhe kushteve të reaksioneve kimike. Klasifikimi i reaksioneve kimike sipas kritereve të ndryshme. Përcaktimi i shpejtësisë së një reaksioni kimik. Përkufizimi i konceptit të një katalizatori, si dhe një përshkrim i efektit të tij në shpejtësinë e një reaksioni kimik.
abstrakt, shtuar 28.06.2017
Koncepti i kinetikës kimike, shpejtësia e një reaksioni kimik. Ligji themelor i kinetikës kimike. Efekti i temperaturës në shpejtësinë e reaksioneve kimike. Koncepti dhe thelbi i katalizës, parimi i katalizatorit. Gjendja matematikore e ekuilibrit kimik.
manual, shtuar më 18.09.2015
Ndikimi i përqendrimit të substancave, presionit, sipërfaqes së kontaktit të reagentëve, temperaturës në shpejtësinë e një reaksioni kimik. Ligji i masave aktive. Koncepti i katalizës është një ulje në energjinë e aktivizimit të një reaksioni, dhe frenimi është një rritje në energjinë e aktivizimit të tij.
D. x. n. , Profesor, Shef i Departamentit të Kimisë Fizike, Universiteti Teknik Kimik Rus me emrin. D. I. Mendeleeva Konyukhov Valery Yurievich [email i mbrojtur] ru vkontakte. sq
Literatura Vishnyakov A.V., Kizim N.F. Kimi fizike. Moskë: Kimi, 2012 Kimi fizike // Ed. K. S. Krasnova. M.: Shkolla e Lartë, 2001 Stromberg A. G., Semchenko D. P. Kimi fizike. M. : Shkolla e lartë, 1999. Bazat e kimisë fizike. Teoria dhe detyrat: Proc. Shtesa për universitetet / V. V. Eremin et al. M.: 2005.
Literatura Atkins P. Kimi fizike. M.: Mir. 1980. Karapetyants M.Kh Termodinamika kimike. Moskë: Kimi, 1975.
LOMONOSOV Mikhail Vasilyevich (1711-65), shkencëtari i parë rus i natyrës me rëndësi botërore, një poet që hodhi themelet e gjuhës letrare moderne ruse, një artist, një historian, një avokat i zhvillimit të arsimit kombëtar, shkencës dhe ekonomisë. Lindur më 8 nëntor (19) në fshatin Denisovka (tani fshati Lomonosovo) në një familje Pomor. Në moshën 19-vjeçare u largua për të studiuar (që nga viti 1731 në Akademinë sllavo-greko-latine në Moskë, nga 1735 në Universitetin Akademik në Shën Petersburg, më 1736-41 në Gjermani). Nga 1742 adjunct, nga 1745 akademik i Akademisë së Shkencave të Shën Petersburgut.
Në 1748 ai themeloi laboratorin e parë kimik në Rusi në Akademinë e Shkencave. Me iniciativën e Lomonosov, u themelua Universiteti i Moskës (1755). Ai zhvilloi ide atomike dhe molekulare për strukturën e materies. Gjatë dominimit të teorisë së kalorive, ai argumentoi se nxehtësia është për shkak të lëvizjes së trupave. Ai formuloi parimin e ruajtjes së materies dhe lëvizjes. Flogistoni përjashtohet nga numri i agjentëve kimikë. Vuri themelet e kimisë fizike.
Hulumtoi elektricitetin dhe gravitetin atmosferik. Propozoi doktrinën e ngjyrës. Krijoi një sërë instrumentesh optike. Zbuluar atmosferën në Venus. Përshkroi strukturën e Tokës, shpjegoi origjinën e shumë mineraleve dhe mineraleve. Botoi një udhëzues për metalurgjinë. Ai theksoi rëndësinë e eksplorimit të Rrugës së Detit të Veriut, zhvillimin e Siberisë. Ai ringjalli artin e mozaikëve dhe prodhimin e smaltit, krijoi piktura mozaike me studentët e tij. Anëtar i Akademisë së Arteve (1763). Ai u varros në Shën Petersburg në Nekropolin e shekullit të 18-të.
Përkufizimi i Lomonosov: "Kimia fizike është një shkencë që studion, në bazë të dispozitave dhe eksperimenteve të fizikës, atë që ndodh në trupa komplekse gjatë operacioneve kimike .... Kimia fizike mund të quhet filozofi kimike.
Në Evropën Perëndimore është zakon të konsiderohet viti 1888 si viti i krijimit të kimisë fizike, kur W. Ostwald filloi të lexonte këtë kurs, të shoqëruar me ushtrime praktike dhe filloi të botonte revistën Zeitschtift fur physikalische Chemie. Në të njëjtin vit, në Universitetin e Lajpcigut u organizua Departamenti i Kimisë Fizike nën udhëheqjen e W. Ostwald.
I lindur dhe jetuar për një kohë të gjatë në Perandorinë Ruse, në moshën 35 vjeçare ai ndryshoi shtetësinë ruse në gjermane. Në Lajpcig, ai kaloi pjesën më të madhe të jetës së tij, ku u quajt "profesor rus". Në moshën 25 vjeçare mbrojti disertacionin e doktoraturës me temë “Kërkimet vëllimore-kimike dhe optokimike”.
Në 1887, ai pranoi një ofertë për t'u transferuar në Leipzig, ku themeloi Institutin e Fizikës dhe Kimisë në universitet, të cilin e drejtoi deri në vitin 1905. Në 1888, ai pushtoi Departamentin shumë prestigjioz të Kimisë Fizike dhe Inorganike në Universitetin e Leipzig . Ai punoi në këtë pozicion për 12 vjet.
Nga "Shkolla e Leipzigut" e W. Ostwald dolën: nobelistët S. Arrhenius, J. Van't Hoff, W. Nernst, fizikokimistë të famshëm G. Tamman dhe F. Donnan, kimisti organik J. Wislicens, kimisti i famshëm amerikan GN. Lewis. Me kalimin e viteve, kimistët rusë u trajnuan në Ostwald: I. A. Kablukov, V. A. Kistyakovsky, L. V. Pisarzhevsky, A. V. Rakovsky, N. A. Shilov dhe të tjerë.
Një nga veçoritë unike të Ostwald ishte refuzimi i tij aktiv shumëvjeçar i teorisë atomike-molekulare (megjithëse ai propozoi termin "nishan"). “Kimisti nuk sheh asnjë atom. "Ai eksploron vetëm ligje të thjeshta dhe të kuptueshme që rregullojnë raportet e masës dhe vëllimit të reagentëve."
W. Ostwald shpiku të shkruante një libër voluminoz të kimisë në të cilin fjala "atom" nuk përmendet kurrë. Duke folur më 19 prill 1904 në Londër me një raport të madh për anëtarët e Shoqërisë Kimike, Ostwald u përpoq të provonte se atomet nuk ekzistojnë dhe "ajo që ne e quajmë materie është vetëm një koleksion energjish të mbledhura së bashku në një vend të caktuar".
Për nder të V. Ostwald, në territorin e Universitetit të Tartu u vendos një pllakë përkujtimore me një mbishkrim në estonez, gjermanisht dhe anglisht.
parashikoni nëse një reagim mund të vazhdojë spontanisht; nëse reaksioni vazhdon, atëherë sa thellë (cilat janë përqendrimet e ekuilibrit të produkteve të reaksionit); Nëse reagimi vazhdon, atëherë me çfarë shpejtësie.
1. STRUKTURA E SUBSTANCËS Në këtë pjesë, në bazë të mekanikës kuantike (ekuacioni i Schrödinger-it), shpjegohet struktura e atomeve dhe molekulave (orbitalet elektronike të atomeve dhe molekulave), rrjetat kristalore të trupave të ngurtë etj., janë shpjeguar gjendjet agregate të materies. konsiderohen.
2. TERMODINAMIKA KIMIKE bazuar në ligjet (fillimet) e termodinamikës ju lejon të: llogaritni efektet termike të reaksioneve kimike dhe proceseve fiziko-kimike, të parashikoni drejtimin e reaksioneve kimike, të llogaritni përqendrimet ekuilibër të reaktantëve dhe produkteve të reaksionit.
3. TERMODINAMIKA E EKUILIBRIMIN FAZOR Ai studion rregullsitë e kalimeve fazore në sistemet njëkomponente dhe shumëkomponente (zgjidhje). Qëllimi i tij kryesor është të ndërtojë diagrame të ekuilibrit fazor për këto sisteme.
4. ELEKTROKIMIA Studion vetitë e tretësirave të elektrolitit, veçoritë e sjelljes së tyre në krahasim me tretësirat molekulare, eksploron modelet e ndërthurjes së energjisë së reaksioneve kimike dhe energjisë elektrike gjatë funksionimit të qelizave elektrokimike (galvanike) dhe elektrolizuesve.
5. KINETIKA DHE KATALIZA KIMIKE Studion rregullsitë e ecurisë së reaksioneve kimike në kohë, hulumton ndikimin e parametrave termodinamikë (presioni, temperatura etj.), prania e katalizatorëve dhe inhibitorëve në shpejtësinë dhe mekanizmin e reaksioneve.
Në një shkencë të veçantë, KIMIA E KOLLOIDIT dallohet nga një seksion i kimisë fizike - kimia fizike e fenomeneve sipërfaqësore dhe sistemeve të shpërndara.
Termodinamika klasike është një degë e fizikës teorike dhe studion modelet e ndërkonvertimeve të llojeve të ndryshme të tranzicionit të energjisë dhe energjisë midis sistemeve në formën e nxehtësisë dhe punës (termo - nxehtësi, dinamo - lëvizje).
Termodinamika abstrakton nga shkaqet që shkaktojnë çdo proces, dhe nga koha gjatë së cilës ndodh ky proces, por funksionon vetëm me parametrat fillestarë dhe përfundimtarë të sistemit të përfshirë në çdo proces fizik dhe kimik. Vetitë e molekulave individuale nuk merren parasysh, por përdoren karakteristikat mesatare të sistemeve që përbëhen nga shumë molekula.
Detyrat e termodinamikës kimike janë: matja dhe llogaritja e efekteve termike të reaksioneve kimike dhe proceseve fiziko-kimike, parashikimi i drejtimit dhe thellësisë së reaksioneve, analiza e ekuilibrave kimikë dhe fazor, etj.
1. 1. Konceptet dhe përkufizimet bazë të TD Në termodinamikë, të gjitha proceset me interes për ne ndodhin në sistemet termodinamike. Sistemi - një trup ose një grup trupash, të identifikuara në fakt ose mendërisht nga një vëzhgues në mjedis.
Sistemi është pjesa e botës përreth për të cilën ne jemi veçanërisht të interesuar. Çdo gjë tjetër në univers është mjedisi (mjedisi). Në përgjithësi pranohet se mjedisi është aq i madh (ka një vëllim të pafund) saqë shkëmbimi i energjisë me një sistem termodinamik nuk e ndryshon temperaturën e tij.
Sipas natyrës së shkëmbimit të energjisë dhe materies me mjedisin, sistemet klasifikohen: të izoluara - nuk mund të shkëmbejnë as lëndë dhe as energji; i mbyllur - mund të shkëmbejë energji, por nuk mund - materie; i hapur - mund të shkëmbejë si lëndën ashtu edhe energjinë.
Sipas numrit të fazave, sistemet ndahen në: homogjene - përbëhen nga një fazë (tretësirë Na. Cl në ujë); heterogjene - sistemi përfshin disa faza, të ndara nga njëra-tjetra me ndërfaqe. Një shembull i sistemeve heterogjene është akulli që noton në ujë, qumësht (pikat e yndyrës - një fazë, mjedisi ujor - një tjetër).
Një fazë është një grup pjesësh homogjene të një sistemi që kanë të njëjtat veti kimike dhe fizike dhe janë të ndara nga pjesët e tjera të sistemit me ndërfaqe fazore. Çdo fazë është një pjesë homogjene e një sistemi heterogjen
Sipas numrit të komponentëve, sistemet ndahen në një-dy-komponent, tre-komponent dhe shumë-komponent. Komponentët janë kimikate individuale që përbëjnë një sistem që mund të izolohet nga sistemi dhe të ekzistojë jashtë tij.
Çdo sistem termodinamik mund të karakterizohet nga një grup i një numri të madh të vetive fizike dhe kimike që marrin vlera të caktuara: temperatura, presioni, përçueshmëria termike, kapaciteti i nxehtësisë, përqendrimet e përbërësve, konstanta dielektrike, etj.
Në termodinamikën kimike, merret me ato veti që mund të shprehen pa mëdyshje si funksione të temperaturës, presionit, vëllimit ose përqendrimeve të substancave në një sistem. Këto veti quhen veti termodinamike.
Gjendja e një sistemi termodinamik konsiderohet e dhënë nëse tregohet përbërja e tij kimike, përbërja fazore dhe vlerat e parametrave të pavarur termodinamikë. Parametrat e pavarur përfshijnë: presionin (P), vëllimin (V), temperaturën (T), sasinë e substancës n në formën e një numri molesh ose në formën e përqendrimeve (C). Ata quhen parametra të gjendjes.
Sipas sistemit aktual të njësive (SI), parametrat kryesorë termodinamikë vendosen në njësitë e mëposhtme: [m 3] (vëllimi); [Pa] (presion); [mol] (n); [K] (temperaturë). Si përjashtim, në termodinamikën kimike, lejohet përdorimi i një njësie presioni jashtë sistemit, atmosfera fizike normale (atm), e barabartë me 101. 325 k. Pa
Parametrat dhe vetitë termodinamike mund të jenë: Intensive - nuk varen nga masa (vëllimi) i sistemit. Këto janë temperatura, presioni, potenciali kimik etj. Të gjera - varen nga masa (vëllimi) i sistemit. Këto janë energjia, entropia, entalpia, etj. Kur formohet një sistem kompleks, vetitë intensive rreshtohen dhe ato të gjera përmblidhen.
Çdo ndryshim që ndodh në sistem dhe shoqërohet me një ndryshim në të paktën një parametër të gjendjes termodinamike (vetitë e sistemit) quhet proces termodinamik. Nëse rrjedha e procesit ndryshon përbërjen kimike të sistemit, atëherë një proces i tillë quhet reaksion kimik.
Zakonisht, gjatë rrjedhës së procesit, çdo një (ose disa) parametër mbahen konstant. Prandaj, ata dallojnë: një proces izotermik në një temperaturë konstante (T = konst); procesi izobarik - në presion konstant (P = konst); procesi izokorik - në një vëllim konstant (V = konst); proces adiabatik në mungesë të shkëmbimit të nxehtësisë me mjedisin (Q = 0).
Kur proceset ndodhin në sisteme jo të izoluara, nxehtësia mund të absorbohet ose lirohet. Në përputhje me këtë karakteristikë, proceset ndahen në ekzotermike (lirohet nxehtësia) dhe endotermike (nxehtësia përthithet).
Gjatë procesit sistemi kalon nga një gjendje ekuilibri në një gjendje tjetër ekuilibër.Ekuilibri termodinamik është gjendja e sistemit në të cilën vërehet ekuilibri termik, mekanik dhe kimik (elektrokimik) me mjedisin dhe ndërmjet fazave të sistemit.
Gjendjet e ekuilibrit janë: të qëndrueshme; metastabile. Një proces quhet ekuilibër (kuazi-statik) nëse ai kalon pafundësisht ngadalë përmes një sekuence të vazhdueshme të gjendjeve ekuilibër të sistemit.
Proceset që ndodhin vetë dhe nuk kërkojnë energji të jashtme për zbatimin e tyre quhen procese spontane (pozitive). kur nga mjedisi nxirret energji për realizimin e procesit, pra punohet në sistem, atëherë procesi quhet jo spontan (negativ).
Funksionet e gjendjes Funksionet e gjendjes janë vetitë e sistemit (energjia e brendshme U, entalpia H, entropia S, etj.), ato karakterizojnë gjendjen e dhënë të sistemit. Ndryshimet e tyre gjatë procesit nuk varen nga rruga e tij dhe përcaktohen vetëm nga gjendjet fillestare dhe përfundimtare të sistemit.
Një ndryshim pafundësisht i vogël në këtë funksion është diferenciali total i d. U, d. S etj.:
Funksionet e procesit (tranzicionit) Funksionet e procesit (nxehtësia Q, puna W) - ato nuk janë veti të sistemit (nuk janë në sistem), ato lindin gjatë procesit në të cilin sistemi merr pjesë.
Nëse nuk ka ngrohje dhe punë në sistem, atëherë është e pakuptimtë të flasim për ndryshimin e tyre, mund të flasim vetëm për sasinë e tyre Q ose W në një proces të caktuar. Sasia e tyre varet nga mënyra se si kryhet procesi. Sasi pafundësisht të vogla shënohen me Q, W.
Lëvizja është një atribut i materies. Masa e lëvizjes, d.m.th., karakteristika sasiore dhe cilësore, është energjia. Energjia është funksion i gjendjes së sistemit. Ndryshimi i tij në një proces të caktuar nuk varet nga rruga e procesit dhe përcaktohet vetëm nga gjendjet fillestare dhe përfundimtare të sistemit.
Njihen shumë lloje të ndryshme të energjisë: mekanike, elektrike, kimike, etj., por energjia mund të kalojë nga sistemi në sistem vetëm në dy forma: në formën e nxehtësisë ose të punës.
Nxehtësia (Q) është një formë e transferimit të energjisë nga sistemi në sistem për shkak të lëvizjes kaotike të grimcave (molekulave, atomeve, joneve, etj.) të sistemeve kontaktuese.
Në termodinamikë, nxehtësia e furnizuar në sistem supozohet të jetë pozitive (për shembull, nxehtësia e një reaksioni endotermik), dhe nxehtësia e hequr nga sistemi është negative (nxehtësia e një reaksioni ekzotermik). Në termokimi, e kundërta është e vërtetë.
Puna është një formë e transferimit të energjisë nga sistemi në sistem për shkak të lëvizjes së drejtuar të mikro- ose makro-trupave. Në literaturë, puna shënohet ose me W (nga anglishtja "punë") ose A (nga gjermanishtja "arbait").
Ekzistojnë lloje të ndryshme të punës: ndryshime mekanike, elektrike, magnetike, sipërfaqësore, etj. Një punë pafundësisht e vogël e çdo lloji mund të përfaqësohet si produkt i një force të përgjithësuar dhe një ndryshimi në një koordinatë të përgjithësuar, për shembull:
Shuma e të gjitha llojeve të punës, me përjashtim të punës kundër forcave të presionit të jashtëm P - puna e zgjerimit - ngjeshjes, quhet punë e dobishme W ':
Në termodinamikë, puna konsiderohet pozitive nëse kryhet nga vetë sistemi dhe negative nëse kryhet në sistem. Sipas rekomandimeve të IUPAC, është zakon që puna e bërë në sistem të konsiderohet pozitive (parimi "egoist" është pozitiv që rrit energjinë e brendshme)
Puna e zgjerimit të një gazi ideal në procese të ndryshme 1. Zgjerimi në vakum: W = 0. 2. Zgjerimi i kthyeshëm izokorik: d. V = 0 W = 0
Përfundimet dhe marrëdhëniet e termodinamikës janë formuluar në bazë të dy postulateve dhe tre ligjeve. Çdo sistem i izoluar përfundimisht vjen në një gjendje ekuilibri dhe spontanisht nuk mund të dalë prej tij (postulati i parë) Kjo do të thotë, termodinamika nuk përshkruan sisteme të shkallës astronomike dhe mikrosisteme me një numër të vogël grimcash (
Kalimi spontan nga një gjendje jo-ekuilibri në një gjendje ekuilibri quhet relaksim. Kjo do të thotë, gjendja e ekuilibrit do të arrihet domosdoshmërisht, por kohëzgjatja e një procesi të tillë nuk është e përcaktuar dhe nuk ka koncept të kohës.
Postulati i dytë Nëse sistemi A është në ekuilibër termik me sistemin B, dhe sistemi B është në ekuilibër termik me sistemin C, atëherë sistemet A dhe C janë gjithashtu në ekuilibër termik
Energjia e brendshme e çdo sistemi termodinamik U është shuma e energjisë kinetike (energjia e lëvizjes) dhe potenciali (energjia e ndërveprimit) të të gjitha grimcave (molekulave, bërthamave, elektroneve, kuarkeve, etj.) që përbëjnë sistemin, duke përfshirë llojet e panjohura të energji.
Energjia e brendshme e një sistemi varet nga masa e tij (vetia e gjerë), nga natyra e substancës së sistemit dhe nga parametrat termodinamikë: U = f(V, T) ose U = (P, T) matet në J/mol. ose J/kg. U është një funksion i gjendjes, kështu që U nuk varet nga rruga e procesit, por përcaktohet nga gjendja fillestare dhe përfundimtare e sistemit. d. U është diferenciali total.
Energjia e brendshme e sistemit mund të ndryshojë si rezultat i shkëmbimit të energjisë me mjedisin vetëm në formën e nxehtësisë ose punës.
Ky fakt, i cili është një përgjithësim i përvojës praktike të njerëzimit, përcjell ligjin (fillimin) e parë të termodinamikës: U = Q – W Në formë diferenciale (për një pjesë infinite të vogël të procesit): d. U = QW
"Nxehtësia e furnizuar në sistem shkon për të rritur energjinë e brendshme të sistemit dhe performancën e punës nga sistemi."
Për një sistem të izoluar, Q = 0 dhe W = 0, d.m.th., U = 0 dhe U = konst. Energjia e brendshme e një sistemi të izoluar është konstante
Në formulimin e Clausius: "Energjia e botës është konstante". Një makinë me lëvizje të përhershme e llojit të parë (perpetum mobile) është e pamundur. Forma të ndryshme të energjisë kalojnë në njëra-tjetrën në sasi rreptësisht ekuivalente. Energjia nuk lind dhe nuk shkatërrohet, por vetëm kalon nga sistemi në sistem.
Funksioni U është aditiv. Kjo do të thotë që nëse dy sisteme të karakterizuara nga vlerat U 1 dhe U 2 kombinohen në një sistem të vetëm, atëherë energjia e brendshme që rezulton U 1+2 do të jetë e barabartë me shumën e energjive të pjesëve përbërëse të tij: U 1+ 2 = U 1 + U 2
Në rastin e përgjithshëm, nxehtësia Q është një funksion i procesit, dmth sasia e saj varet nga rruga e procesit, por në dy raste të rëndësishme për praktikë, nxehtësia fiton vetitë e një funksioni të gjendjes, dmth, vlera e Q pushon së varen nga rruga e procesit, dhe përcaktohen vetëm gjendjet fillestare dhe përfundimtare të sistemit.
Supozojmë se gjatë procesit mund të kryhet vetëm punë kundër forcave të presionit të jashtëm dhe punë e dobishme W = 0: Q = d. U+P d. V, dhe meqenëse V = konst, atëherë P d. V = 0: QV = d. U ose në formë integrale: QV \u003d Uk - Un
Sërish supozojmë se puna e dobishme W = 0, atëherë: Q = d. U+P d. V, Meqenëse P = const, mund të shkruajmë: QP = d. U + d(PV), QP = d(U + P V). Shënoni: Н U + P V (entalpi) QР = d. H ose: QP \u003d Hk - Hn
Kështu, efekti termik i një reaksioni kimik fiton vetitë e një funksioni të gjendjes në P = konst: QP = H; për V = konst: QV = U.
Meqenëse reaksionet kimike dhe proceset fiziko-kimike kryhen më shpesh në një presion konstant (në ajër të hapur, domethënë në P = const = 1 atm), në praktikë, koncepti i entalpisë përdoret më shpesh për llogaritje, sesa i brendshëm. energji. Ndonjëherë fjala "nxehtësi" e procesit zëvendësohet pa shpjegime të mëtejshme me "entalpi", dhe anasjelltas. Për shembull, ata thonë "nxehtësia e formimit", por shkruajnë f. N.
Por nëse procesi me interes për ne vazhdon në V = const (në një autoklave), atëherë duhet të përdoret shprehja: QV = U.
Të dallojmë shprehjen: Н = U + P V d. H = d. U+Pd. V+Vd. P, në presion konstant V d. P = 0 dhe d. H = d. U+P d. V Në formë integrale: H = U + P V
Për një gaz ideal, ekuacioni Clapeyron-Mendeleev është i vlefshëm: P V \u003d n R T, ku n është numri i moleve të gazit, R 8, 314 J / mol K është konstanta universale e gazit. Atëherë (në T = konst) P V = n R T. Së fundi, kemi: H = U + n R T n është ndryshimi i numrit të moleve të substancave të gazta gjatë reaksionit.
Për shembull, për reaksionin: N 2 (g) + 3 H 2 (g) \u003d 2 NH 3 (g) n \u003d -2, dhe për reaksionin: 2 H 2 O (g) 2 H 2 (g ) + O 2 (d) n = 3.
Dallimet midis QV dhe QP janë të rëndësishme vetëm kur substancat e gazta marrin pjesë në reaksion. Nëse nuk ka asnjë, ose nëse n = 0, atëherë QV = QP.
Nën efektin termik të reaksionit kuptoni sasinë e energjisë së çliruar ose të absorbuar gjatë reaksionit në formën e nxehtësisë, me kusht që: P = konst ose V = konst; se temperatura e materialeve fillestare është e barabartë me temperaturën e produkteve të reaksionit; se në sistem nuk bëhet asnjë punë tjetër (e dobishme), përveç punës së tkurrjes zgjeruese.
Ndryshimi i entalpisë gjatë proceseve të ndryshme Procesi Kushtet e matjes Ho, 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 Nxehtësia e shpërbërjes: H 2 O(l) → H+ + OH- P = 1 atm T = 298 K +57. 26 Nxehtësia e neutralizimit: H+ + OH- → H 2 O (l) P = 1 atm T = 298 K − 57. 26 Nxehtësia e avullimit: H 2 O (l) → H 2 O (g) P = 1 atm T = 373 K+40. 67 Nxehtësia e shkrirjes: H 2 O (cr) → H 2 O (l) P = 1 atm T = 273 K +6. 02
Fakti i qëndrueshmërisë së QV ose QP, shumë kohë përpara formimit të termodinamikës kimike si shkencë, u vërtetua eksperimentalisht nga GI Hess (ligji i qëndrueshmërisë së shumave të nxehtësisë ose ligji i Hess): Efekti i nxehtësisë i një reaksioni kimik varet nga lloji dhe gjendja e substancave fillestare dhe produkteve të reaksionit dhe nuk varet nga mënyrat për t'i shndërruar ato në njëra-tjetrën.
German Ivanovich Hess (1802 - 1850) - një nga shkencëtarët më të mëdhenj rusë, profesor në Institutin Teknologjik në Shën Petersburg. Lindur në Gjenevë, dhe rritur që në moshë të re në Shën Petersburg. Mjekësinë e mori në Juriev, pas mbarimit të universitetit punoi në Stokholm me J. Berzelius. Hess u përpoq në eksperimentet e tij të vendoste ligjin e raporteve të shumëfishta termike (i ngjashëm me ligjin e raporteve të shumëfishta të D. Dalton). Ai nuk pati sukses në këtë (nuk ka një ligj të tillë në natyrë), por si rezultat i studimeve eksperimentale, Hess nxori ligjin e qëndrueshmërisë së shumave të nxehtësisë (ligji i Hess). Kjo vepër, e botuar në 1842, është një parashikim i ligjit të parë të termodinamikës.
H 1 \u003d H 2 + H 3 \u003d H 4 + H 5 + H 6
CO 2 C + O 2 \u003d CO 2 CO + 1/2 O 2 \u003d CO 2 C + 1/2 O 2 \u003d CO H 2 H 1 C CO H 3 H 1 \u003d H 2 + H 3
Nxehtësia e formimit - efekti termik i formimit të 1 mol të një lënde të caktuar nga substanca të thjeshta: f. H. Substancat e thjeshta quhen substanca që përbëhen nga atome të të njëjtit lloj. Ky, për shembull, është azoti N 2, oksigjen O 2, grafiti C, etj.
Nga përkufizimi rezulton se nxehtësia e formimit të ujit është e barabartë në madhësi me efektin termik të reaksionit: H 2 + 1/2 O 2 = H 2 O QP = f. H
Nëse reaksioni kryhet në P = 1 atm, atëherë nxehtësia e matur e reaksionit do të jetë e barabartë me f. Ho është nxehtësia standarde e formimit të ujit. Zakonisht vlerat e f. Por tabeluar në 298 K për pothuajse të gjitha substancat e përdorura në praktikë: f. Ho 298 (H 2 O).
Produktet e reaksionit H prod f r H Materialet fillestare H Ref. c-c f Substanca të thjeshta
Efekti termik i një reaksioni kimik: a 1 A 1 + a 2 A 2 + = b 1 B 1 + b 2 B 2 + është i barabartë me shumën e nxehtësisë së formimit të produkteve të reaksionit minus shumën e nxehtësisë së formimi i substancave fillestare (duke marrë parasysh koeficientët stekiometrikë ai dhe bj):
Shembulli 1: Llogaritni efektin e nxehtësisë së reaksionit të hidrogjenizimit të avullit të benzenit (ky reaksion kryhet në sipërfaqen e katalizatorëve heterogjenë - metalet e platinit): C 6 H 6 + 3 H 2 \u003d C 6 H 12 në 298 K dhe P \ u003d 1 atm:
C 6 H 6 (g) f. Ho 298, q J/mol 82,93 C 6 H 6 (g) 49,04 C 6 H 12 (g) H 2 -123,10 0 Substanca r. H 0298 \u003d -123,10 - (82,93 +3 0) \u003d -206,03 k. J r. H 0298 \u003d -123, 10– (49, 04 + 3 0) \u003d -72, 14 k. J isp. H 0 \u003d 82,93 - 49,04 \u003d +33,89 k. J / mol
Nxehtësia e djegies është efekti termik i reaksionit të oksidimit të thellë (djegie) të një substance (tek oksidet më të larta). Në rastin e hidrokarbureve, oksidet më të larta janë H 2 O (l) dhe CO 2. Në këtë rast, nxehtësia e djegies, për shembull, e metanit është e barabartë me efektin e nxehtësisë së reaksionit: CH 4 + 2 O 2 \u003d CO 2 + 2 H 2 O (l) QP \u003d kau . H
vlerat e kaut. Ho 298 quhet nxehtësia standarde e djegies, ato janë renditur në 298 K. Këtu indeksi "o" tregon që ngrohjet përcaktohen në gjendjen standarde (P \u003d 1 atm), indeksi "oh" vjen nga anglishtja - oksidim - oksidim.
Produktet e djegies (CO 2, H 2 O) oh. H Ref. në-në oh. N prod Produktet e reagimit r. H Materialet fillestare
Efekti termik i një reaksioni kimik: a 1 A 1 + a 2 A 2 + = b 1 B 1 + b 2 B 2 + është i barabartë me shumën e nxehtësisë së djegies së substancave fillestare minus shumën e nxehtësisë së djegia e produkteve të reaksionit (duke marrë parasysh koeficientët stekiometrikë ai dhe bj):
Shembulli 2: Duke përdorur nxehtësinë e djegies së substancave, llogaritni efektin termik të reaksionit për prodhimin e etanolit (alkoolit të verës) duke fermentuar glukozën. C 6 H 12 O 6 \u003d 2 C 2 H 5 OH + 2 CO 2 r. H 0298 \u003d 2815,8 - 2 1366,91 2 ∙ 0 \u003d 81,98 kJ Nxehtësia e djegies së CO 2 është zero.
Kapaciteti i nxehtësisë varet nga temperatura. Prandaj, bëhet një dallim midis kapaciteteve mesatare dhe të vërteta të nxehtësisë. Kapaciteti mesatar i nxehtësisë i sistemit në intervalin e temperaturës T 1 - T 2 është i barabartë me raportin e sasisë së nxehtësisë së furnizuar në sistemin Q me vlerën e këtij intervali:
Kapaciteti i vërtetë i nxehtësisë përcaktohet nga ekuacioni: Marrëdhënia midis kapacitetit të vërtetë dhe mesatare të nxehtësisë shprehet me ekuacionin:
Kapaciteti termik i një sistemi varet nga masa e tij (ose sasia e lëndës), d.m.th., kjo është një veti e gjerë e sistemit. Nëse kapaciteti i nxehtësisë i atribuohet një njësie masive, atëherë fitohet një vlerë intensive - kapaciteti specifik i nxehtësisë sud [J / kg K]. Nëse, megjithatë, ia atribuojmë C sasisë së substancës së sistemit, marrim kapacitetin molar të nxehtësisë cm [J / mol K].
Ekzistojnë: kapaciteti i nxehtësisë në presion konstant Cp; kapaciteti i nxehtësisë në vëllim konstant Cv. Në rastin e një gazi ideal, këto kapacitete të nxehtësisë janë të ndërlidhura nga ekuacioni: Ср = С v + R
Kapaciteti termik i substancave varet nga temperatura. Për shembull, kapaciteti i nxehtësisë së akullit varion nga 34,70 J/mol K në 250 K në 37,78 J/mol K në 273 K. Për trupat e ngurtë, Debye nxori një ekuacion që, për temperatura afër 0 K, jep: СV= a T 3 (ligji i Debye për kubet T), dhe për ato të larta: СV=3 R.
Zakonisht, varësia e kapacitetit të nxehtësisë nga temperatura transmetohet duke përdorur ekuacione empirike të formës: ku a, b dhe c janë konst, ato jepen në librat referencë të vetive fiziko-kimike të substancave.
Nëse varësia matematikore r. CP nga T është i panjohur, por ka vlera eksperimentale të kapacitetit të nxehtësisë së pjesëmarrësve të reaksionit në temperatura të ndryshme, atëherë një grafik vizatohet në koordinatat r. Co. P \u003d f (T) dhe llogaritni grafikisht zonën nën kurbë brenda 298 - T 2, është e barabartë me integralin:
Nëse një ose më shumë kalime fazore ndodhin në intervalin e konsideruar të temperaturës, atëherë efektet e tyre termike duhet të merren parasysh gjatë llogaritjes së r. H:
Skema e llogaritjes r. Reaksionet H në një temperaturë arbitrare T janë si më poshtë. Së pari, r llogaritet nga nxehtësitë standarde të formimit ose nxehtësitë e djegies së substancave. Reaksioni H 298 (siç përshkruhet më sipër). Më tej, sipas ekuacionit Kirchhoff, efekti termik llogaritet në çdo temperaturë T:
Tabelat tregojnë nxehtësitë standarde (entalpitë) e formimit f për pothuajse të gjitha substancat. Ho 0 në 0 K dhe vlerat: në temperaturën T (janë dhënë me një interval prej 100 K).
Efekti termik i një reaksioni kimik llogaritet me ekuacionin: r. H 0 T = r. H00+
r. H 00 llogaritet në të njëjtën mënyrë si r. H 0298 d.m.th., si diferenca midis shumave të nxehtësisë së formimit të produkteve dhe substancave fillestare (por në 0 K):
Vlerat llogariten: = prod ref. in-in, duke marrë parasysh koeficientët stoikiometrikë të reaksionit.
Kimia fizike studion marrëdhëniet
proceset kimike dhe dukuritë fizike,
që i shoqërojnë, vendos
modelet midis kimikateve
përbërja, struktura e substancave dhe e tyre
vetitë, eksploron mekanizmin dhe shpejtësinë
reaksionet kimike në varësi të
kushtet e rrjedhjes së tyre.
Kimia fizike u ngrit dhe u zhvillua në bazë të aplikacionit
metodat e kërkimit fizik për studimin e vetive kimike
substancave, si dhe studimi i ndikimit të përbërjes kimike të substancave dhe i tyre
ndërtesa për vetitë fizike.
Shfaqja e kimisë fizike si një e pavarur
shkenca daton në mesin e shekullit të 18-të.
Në 1752 - 1754. - Kursi i parë në botë i kimisë fizike
(Lomonosov M.V.)
Fundi i shekullit të 18-të – studime të kapaciteteve termike dhe termike
efektet e reaksioneve të kryera nga Lavoisier dhe Laplace (1779
- 1784)
Në 1800, Berthelot prezantoi konceptin e ekuilibrit kimik dhe
vlera e përqendrimit të reaktantëve.
Në gjysmën e parë të shekullit XIX. - zhvilluar atomistike
përfaqësimet e Lomonosov në veprat e Dalton, Gay-Lussac dhe Avogadro
1830 - gjeti ligjet e elektrolizës (kërkim Devi,
Faraday, Berzelius)
1840 - shkencëtari rus Hess zbuloi kryesorin
ligji i termokimisë. 1865 - Beketov rifuti mësimin e kursit
Kimi fizike në Universitetin e Kharkovit.
Shekulli XIX:
Mendeleev (ligji periodik i 1869, si dhe
studimi i presionit të gazit - ekuacioni i gjendjes
gaz ideal);
Guldberg dhe Waage - ligji i veprimit të masave;
Van't Hoff - shprehje matematikore
modele kinetike;
Menshutkin - kinetika e kimikatit
reaksionet në tretësira dhe sqaruan rolin e tretësit (1887
G.);
Arrhenius - zhvilloi teorinë e elektrolitikës
disociimi (1887) dhe hetoi efektin e temperaturës
mbi shpejtësinë e reaksioneve kimike (1889).
J. Gibbs (1873 - 1878) - termodinamik
teoria e ekuilibrit.
Le Chatelier në 1881 - 1885 të formuluara
në përgjithësi krijoi teorinë e sasisë
disociimi elektrolitik. Shekulli XX:
Rutherford (1911) - modeli bërthamor
atom.
Bohr (1913) - teoria sasiore
një atom hidrogjeni.
Kurnakov - një drejtim i ri në
Hulumtimi i sistemeve me shumë komponentë:
zhvillimi i analizave fizike dhe kimike - doktrina e
varësia e vetive të sistemeve fiziko-kimike nga
përbërjen.
Debye dhe Hückel (1923) - Teori
tretësirat e elektroliteve të forta.
Shilov dhe Semenov - teoria e zinxhirit
reaksionet dhe teoria e katalizës.
Seksionet kryesore të kimisë fizike. Rëndësia e tyre për farmacinë
Termodinamika kimikeBilanci i fazës
Zgjidhjet
Elektrokimia
Kinetika dhe kataliza
Termodinamika kimike. Konceptet bazë
Termodinamika kimike merr parasyshaspektet e energjisë (d.m.th. transformimet e ndërsjella
energjia e lidhur me transferimin e energjisë ndërmjet trupave në
forma e nxehtësisë dhe punës) e proceseve të ndryshme dhe
përcakton kushtet për rrjedhjen e tyre spontane.
Lënda e termodinamikës klasike është studimi i ligjeve
transformimet reciproke të llojeve të ndryshme të energjisë që lidhen me tranzicionet
energjia ndërmjet trupave në formë të nxehtësisë dhe punës.
Lënda e termodinamikës kimike është zbatimi i ligjeve
termodinamika klasike ndaj dukurive kimike dhe fiziko-kimike;
merr parasysh efektet termike të reaksioneve kimike, fazë
kalimet e substancave dhe përzierjeve individuale, ekuilibrat kimikë. Objekti i studimit në termodinamikë
është një sistem termodinamik.
Një sistem është një trup i vetëm ose
një grup trupash, realisht ose mendërisht
të ndara nga mjedisi.
Ambienti është gjithçka
është direkt ose indirekt
kontakt me sistemin. Sistemi quhet termodinamik,
nëse midis trupave që e përbëjnë atë,
mund të bëhet shkëmbimi i nxehtësisë
substancë, dhe nëse sistemi është plotësisht
përshkruar nga termodinamik
parametrave.
Në varësi të natyrës së ndërveprimit
sistemet dallohen me mjedisin:
Një sistem i hapur është...
etj. (me vete) Tërësia e të gjitha fizike dhe kimike
vetitë e sistemit quhet gjendja e sistemit.
Karakterizohet me termodinamikë
parametrat që janë:
Pronat intensive janë prona që nuk janë
varen nga masa dhe cilat janë të rreshtuara në
sistemet e kontaktit (temperatura, presioni,
dendësia, përqendrimi, potenciali kimik).
Vetitë e një sistemi që varen nga masa quhen
i gjerë (vëllimi, masa, kapaciteti i nxehtësisë,
energjia e brendshme, entalpia, entropia,
potencialet termodinamike). të gjerë
vetia e sistemit në tërësi është e barabartë me shumën
vetitë përkatëse të gjera të individit
komponentët e përfshirë në këtë sistem
(vetia e aditivitetit). Ato sasi fizike vlera e të cilave
përcakton plotësisht gjendjen e sistemit dhe
të cilat janë drejtpërdrejt
dimension quhen parametra
shteteve.
Funksionet e këtyre parametrave thirren
funksionet shtetërore (jo të përshtatshme për
matje direkte).
Karakteristikat e funksionit të gjendjes:
1. Një ndryshim pafundësisht i vogël në funksionin f është i plotë
diferencial (shënohet df).
2. Ndryshimi i f gjatë kalimit të sistemit nga gjendja 1 në
gjendja 2 nuk varet nga shtegu df
procesi,
f 2 f1
vetëm gjendjet e tij fillestare dhe përfundimtare:
3. Si rezultat i ciklike
df 0 funksioni i gjendjes së procesit jo
ndryshimet:
Proceset termodinamike dhe klasifikimi i tyre
Më vete!Energjia e brendshme
Energjia e brendshme (U) karakterizon stokun totalenergjinë e sistemit. Ai përfshin të gjitha llojet e energjisë
lëvizja dhe bashkëveprimi i grimcave që përbëjnë
sistemi: energjia kinetike e lëvizjes molekulare
(përkthimore dhe rrotulluese); energji ndërmolekulare
tërheqja dhe zmbrapsja e grimcave; intramolekulare ose
energji kimike; energjia e ngacmimit elektronik;
energjia intranukleare dhe rrezatuese.
Vlera e energjisë së brendshme varet nga natyra
substanca, masa dhe temperatura e saj.
Furnizimi i plotë U nuk mund të matet (pa pikë
referencë), kështu që përdorni ndryshimin në të brendshme
energjia (dU ose U):
U \u003d Ufin-Unach, J / mol.
Energjia e brendshme është një funksion shtetëror, i gjerë
vlerë.
Entalpia
Entalpia është energjia qësistemi në konstante
presioni;
entalpia është numerikisht e barabartë me shumën
energjinë dhe potencialin e brendshëm
energjinë e sistemit.
H \u003d U + pV.
ΔН = ΔU + pΔV.
Ngrohtësi dhe punë
Bëhet transferimi i energjisë nga sistemi në mjedis dhe anasjelltasvetëm në formën e nxehtësisë (Q) dhe punës (W) -
dy forma transmetimi
energji.
Forma e transferimit të energjisë nga një pjesë e sistemit në
një tjetër për shkak të çrregullimit
Lëvizja (kaotike) e molekulave quhet
ngrohtësi, por me rregull
lëvizja (e organizuar) e molekulave nën
veprimi i një force të caktuar - punë.
Puna dhe nxehtësia janë të lidhura me procesin dhe janë
funksionet e procesit, jo funksionet shtetërore.
Matur në J / mol.
Ligji i parë i termodinamikës
Formulimet:1. Energjia e një sistemi të izoluar
konstante.
2. Energjia nuk zhduket pa lënë gjurmë dhe nuk zhduket
lind nga asgjëja, kalimi i saj nga një
specie në një tjetër duke hyrë në mënyrë rigoroze
sasi ekuivalente.
3. Perpetuum mobile i llojit të parë
e pamundur, që do të thotë
makineri qe punon pa kosto
energji. 4. Sasia e nxehtësisë së furnizuar në sistem
ose hiqet prej tij, shkon për të ndryshuar
energjinë e brendshme dhe punën e bërë
sistem ose mbi sistem.
Shprehje matematikore:
Për ndryshimet e fundme: Q= U + W
Për proceset elementare pafundësisht të vogla:
δQ = dU + δW = dU + pdV + δW’,
ku δW është shuma e të gjitha llojeve të punës, pdV është punë mekanike, δW është punë e dobishme (të gjitha,
përveç mekanike). Duke supozuar se δW' 0, atëherë
pdV > δW':
δQ = dU + pdV.
Ligji i parë i termodinamikës i zbatuar në disa procese
1. Proceset izotermike. T = konst.δQ = dU + δW.
Sepse U = 3/2 nRT, pastaj dU = 0 dhe U = 0 gjithashtu.
Atëherë: δQ = δW; δW = pdV; W = PDV.
nRT
fq
Nga ekuacioni Mendeleev-Klaiperon V
Sepse
V2
nRT
W
dV nRT ln
V
V1
fq
p1V1 = p2V2, pastaj W nRT ln 1 .
p2
V2
QT = WT nRT ln
V1
p1
nRTln
p2
.
.2. Proceset izokorike. V = konst.
δQ = dU + δW.
δW = pdV; dhe që nga ajo kohë V = konst, pastaj dV = 0 dhe V = 0.
Atëherë δW = pdV = 0,
dhe për ndryshime të fundme W = p V = 0.
Ligji i parë i termodinamikës në izokorik
proceset do të duken kështu:
δQV = dU
për ndryshimet në fund:
QV=U. 3. Proceset izobarike. p = konst.
δQ = dU + δW;
δW = d(pV);
δQ = dU + d(pV) ose δQ = d(U + pV) = dH,
sepse H \u003d U + pV.
Për ndryshimet në fund:
QP \u003d U + p V \u003d H.
Në rastin e një gazi ideal, punoni
llogaritur: W = p V = nR T.
Titulli: Kimi fizike. Shënime leksioni.
Ky manual është i destinuar për studentët e fakulteteve kimike të institucioneve të arsimit të lartë të drejtimit pedagogjik dhe teknik. Përshkruhen konceptet dhe proceset kryesore që përbëjnë kiminë fizike moderne. Materiali plotëson standardin shtetëror. Manuali rekomandohet për t'i ndihmuar studentët të përgatiten për provime.
Kimia fizike është një shkencë që shpjegon fenomenet kimike dhe vendos modelet e tyre bazuar në parimet e përgjithshme të fizikës.
Detyra e përgjithshme e kimisë fizike është të parashikojë rrjedhën kohore të një procesi kimik dhe rezultatin përfundimtar bazuar në të dhënat mbi strukturën dhe vetitë e molekulave.
Termi "kimi fizike" u propozua nga M. V. Lomonosov. Ai gjithashtu lexoi kursin e parë në librin e tij "Hyrje në Kimi Fizike". Në 1860, N. N. Beketov prezantoi për herë të parë kiminë fizike si një disiplinë të veçantë akademike, lexoi një kurs leksionesh në Universitetin e Kharkovit dhe krijoi Departamentin e Kimisë Fizike. Në 1887, W. Ostwald organizoi një departament të kimisë fizike në Universitetin e Leipzig. Ai boton gjithashtu të parin periodik për kiminë fizike. Një vit më parë, I. A. Kablukov dha një kurs në Universitetin e Moskës. Nga fundi i shekullit XIX. u përcaktuan tre seksione kryesore të kimisë fizike: termodinamika kimike, kinetika kimike dhe elektrokimia.
Aktualisht, kimia fizike është formuar plotësisht si shkencë, e cila përfshin termodinamikën kimike (termokimia, ekuilibri fazor), duke plotësuar kinetikën kimike me katalizën, dhe gjithashtu ka krijuar një sërë metodash analize fizike dhe kimike.
Tabela e përmbajtjes
Prezantimi
LEKTURA № 1. Gaz ideal. Ekuacioni i gjendjes së gazit real
1. Elementet e teorisë molekulare-kinetike
2. Ekuacioni i gjendjes për një gaz ideal
3. Teoria kinetike e gazeve
4. Ekuacioni i gjendjes së një gazi real
LEKTURA № 2. Termodinamika kimike
1. Sistemet dhe klasifikimi i tyre
2. Parametrat termodinamikë. Treguesit termodinamikë. Bilanci i tensionit
3. Ligji i parë i termodinamikës. koeficientët kalorikë. Marrëdhënia ndërmjet funksioneve CP dhe Cv
4. Izoproceset në termodinamikë. Energjia e Helmholcit
5. Proceset. Ligji i dytë i termodinamikës
6. Cikli Carnot
7. Pamundësia e një makinerie me lëvizje të përhershme
LEKTURA Nr 3. Zgjidhje
1. Karakteristikat e përgjithshme të tretësirave
2. Përqendrimi dhe mënyrat e shprehjes së tij
3. Tretshmëria e gazeve në lëngje
4. Tretësirat e jo-elektroliteve. Ligji i Raoult dhe pasojat e tij
5. Osmozë
6. Fugaciteti
7. Ligji i Henrit
LEKTURA Nr 4. Kataliza
1. Historia e zbulimit të fenomenit të katalizës
2. Mekanizmi i bashkëveprimit katalitik. Llojet e katalizatorëve
LEKTURA Nr 5. Ekuilibri kimik
1. Koncepti i ekuilibrit kimik. Ligji i masave që veprojnë
2. Ekuacioni i izotermisë së reaksionit kimik
3. Ekuacionet e izokoreve, izobareve të një reaksioni kimik
4. Llogaritja e KP (metoda Temkin-Schwartzman)
5. Llogaritja e përbërjes ekuilibër të ekuilibrit kimik
LEKTURA Nr 6. Kinetika kimike
1. Koncepti i kinetikës kimike
2. Faktorët që ndikojnë në shpejtësinë e një reaksioni kimik
LEKTURA Nr 7. Korrozioni i metaleve
1. Konceptet dhe terminologjia bazë
2. Klasifikimi i proceseve të korrozionit të metaleve
3. Llojet e dëmtimeve nga korrozioni
4. Metodat e mbrojtjes nga korrozioni
LEKTURA Nr 8. Analiza fizike dhe kimike
1. Thelbi i analizës fizike dhe kimike
2. Sistemet me një komponent
3. Metodat fiziko-kimike për analizimin e përbërjes së lidhjeve
LEKTURA Nr 9. Termokimia
1. Koncepti i termokimisë
2. Ligji i Hesit
3. Ligji i Kirchhoff-it. Forma integrale e ekuacioneve Kirchhoff
LEKTURA Nr 10. Qelizat galvanike
1. Koncepti i një qelize galvanike
2. Burimet e rrymës kimike
3. Rigjenerimi dhe asgjësimi i HIT-ve
LEKTURA Nr 11. Elektrokimi
1. Koncepti i elektrokimisë
2. Proceset e elektrodës
3. Proceset katodike dhe anode në pllakosje
4. Tendencat moderne në zhvillimin e elektrokimisë termodinamike dhe të aplikuar
LEKTURA Nr 12. Elektrokimia teorike
1. Shoqërimet në tretësirat e elektroliteve. Koncepti i teorisë së elektroliteve të forta. Aktiviteti
2. Termodinamika e tretësirave të elektroliteve. Llojet DES
3. Qasje moderne për përshkrimin e vetive termodinamike të tretësirave të elektrolitit
4. Karakteristikat termodinamike të joneve në tretësirat e elektroliteve
5. Dukuritë jo ekuilibër në sistemin jonik
6. Ekuilibri në sistemin lëng-lëng
7. Koncepti i DES. Idetë model rreth strukturës së një DPP në kufirin e fazës
8. Dirigjentë të llojit të parë dhe të dytë
9. Elektrodat referuese
LEKTURA Nr 13. Kinetika elektrokimike
1. Karakteristikat kryesore kinetike dhe metodat e llogaritjes së tyre
2. Ekuacionet e kinetikës elektrokimike, kufijtë e zbatueshmërisë së tyre
3. Veçoritë kinetike të elektrodepozitimit të metaleve dhe lidhjeve
4. Ndikimi i natyrës së tretësit në shpejtësinë e reaksioneve elektrokimike
5. Elektrozmoza
6. Lakoret elektrokapilare
7. Mbitensioni elektrokimik (mbitensioni i transferimit të ngarkesës)
8. Faktorët që ndikojnë në mbitensionin e hidrogjenit. Rritja e oksigjenit
LEKTURA Nr 14. Zbatimi i elektrokimise teorike dhe aplikative
1. Elektrokimia e aplikuar
2. Elektrokimia e karbonit
3. Bioelektrokimia
4. Proceset stokastike dhe sistemet vetëorganizuese
5. Studimi i dukurisë së superpërcjellshmërisë në temperaturë të lartë në oksidet me përbërje komplekse
6. Modelimi i proceseve elektrokimike
7. Metoda e kurbave galvanostatike
LEKTURA Nr 15. Ligji i tretë i termodinamikës
Shkarkoni falas e-libër në një format të përshtatshëm, shikoni dhe lexoni:
Shkarkoni librin Kimia Fizike. Shënime leksioni. Berezovchuk A.V. 2009 - fileskachat.com, shkarkim i shpejtë dhe pa pagesë.
Përshkrimi i prezantimit në sllajde individuale:
1 rrëshqitje
Përshkrimi i rrëshqitjes:
2 rrëshqitje
Përshkrimi i rrëshqitjes:
3 rrëshqitje
Përshkrimi i rrëshqitjes:
Gazi është një gjendje e grumbullimit të një lënde në të cilën molekulat lëvizin rastësisht, të vendosura në një distancë të madhe nga njëra-tjetra. Në trupat e ngurtë, distancat midis grimcave janë të vogla, forca e tërheqjes korrespondon me forcën e zmbrapsjes. Lëngu është një gjendje grumbullimi ndërmjet të ngurtë dhe të gaztë. Në një lëng, grimcat janë afër njëra-tjetrës dhe mund të lëvizin në lidhje me njëra-tjetrën; Një lëng, si një gaz, nuk ka formë fikse. Plazma është një gaz shumë i rrallë, në të cilin grimcat e ngarkuara elektrike që lëvizin rastësisht janë elektrone dhe bërthama të atomeve ose joneve të ngarkuara pozitivisht.).
4 rrëshqitje
Përshkrimi i rrëshqitjes:
Gjendjet agregate të së njëjtës substancë nuk ndryshojnë në vetitë kimike dhe përbërjen, dhe vetitë e tyre fizike nuk janë të njëjta. Një shembull është H2O (uji). Dallimet në vetitë fizike janë për shkak të faktit se grimcat në substanca të gazta, të lëngshme dhe të ngurta janë të vendosura në distanca të pabarabarta nga njëra-tjetra, për shkak të së cilës forcat e tërheqjes që veprojnë midis tyre manifestohen në një shkallë të pabarabartë.
5 rrëshqitje
Përshkrimi i rrëshqitjes:
Dispozitat themelore të MKT Të gjitha substancat - të lëngshme, të ngurta dhe të gazta - formohen nga grimcat më të vogla - molekulat, të cilat vetë përbëhen nga atome ("molekula elementare"). Molekulat e një lënde kimike mund të jenë të thjeshta ose komplekse dhe përbëhen nga një ose më shumë atome. Molekulat dhe atomet janë grimca elektrike neutrale. Në kushte të caktuara, molekulat dhe atomet mund të fitojnë një ngarkesë elektrike shtesë dhe të kthehen në jone pozitive ose negative. Atomet dhe molekulat janë në lëvizje të vazhdueshme kaotike. Grimcat ndërveprojnë me njëra-tjetrën nga forcat që janë të natyrës elektrike. Ndërveprimi gravitacional midis grimcave është i papërfillshëm.
6 rrëshqitje
Përshkrimi i rrëshqitjes:
1. Doktrina e gjendjeve të agregatit 1.1 Hyrje Faza e tranzicionit - kalimi i një lënde nga një gjendje agregate në një gjendje tjetër - T-L i shkrirë i kondensuar ngurtësim (ngrirje) L-T Tranzicionet fazore shoqërohen me thithjen ose çlirimin e nxehtësisë.
7 rrëshqitje
Përshkrimi i rrëshqitjes:
1. Doktrina e gjendjeve agregate 1.2. Gjendja e gaztë e materies Gazi është gjendja e grumbullimit të lëndës në të cilën grimcat përbërëse të tij (atomet, molekulat, jonet) nuk janë të lidhura ose të lidhura shumë dobët nga forcat e ndërveprimit, lëvizin lirshëm, duke mbushur të gjithë vëllimin që u është dhënë. Karakteristikat kryesore të gazeve: kanë një densitet të ulët, sepse grimcat janë larg njëra-tjetrës dhe nuk kanë as formën e tyre dhe as vëllimin e tyre; mbushin plotësisht enën në të cilën ndodhen, marrin formën e saj dhe ngjeshen lehtësisht.
8 rrëshqitje
Përshkrimi i rrëshqitjes:
Ekuacioni i gjendjes së gazit ideal Gazi ideal është një model gazi teorik në të cilin neglizhohen madhësia dhe ndërveprimi i grimcave të gazit dhe merren parasysh vetëm përplasjet e tyre elastike.Gazi ideal është një gaz në të cilin nuk ka forca tërheqëse ndërmjet molekulave .
9 rrëshqitje
Përshkrimi i rrëshqitjes:
grimcat e gazit (atomet, molekulat, jonet) merren si pika materiale (d.m.th., ato nuk kanë vëllim) nuk ka forca të tërheqjes reciproke midis grimcave (forcat ndërmolekulare) ndërveprimi ndërmjet molekulave është reduktuar në ndikime absolutisht elastike (dmth ndikimet në të cilat energjia kinetike transferohet plotësisht nga një objekt në tjetrin) grimcat e gazit (atomet, molekulat, jonet) kanë një vëllim grimcat e gazit janë të ndërlidhura nga forcat e ndërveprimit që zvogëlohen me rritjen e distancës midis grimcave përplasjet midis molekulave nuk janë absolutisht elastike Gaz ideal Gazi real 1. Doktrina e gjendjeve agregate 1.2. Gjendja e gaztë e materies Një gaz i vërtetë është i ngjashëm me një gaz ideal nën rrallim të fortë dhe në temperatura të zakonshme
10 rrëshqitje
Përshkrimi i rrëshqitjes:
Ekuacioni i gjendjes së një gazi ideal (ekuacioni Mendeleev-Clapeyron) është një relacion që lidh vlerat e presionit, vëllimit dhe temperaturës: ku n është numri i moleve të gazit, R = 8,31431 J / mol. K) - konstante e gazit Gazi që i bindet këtij ligji, i quajtur ideal. Ligjet e gazit
11 rrëshqitje
Përshkrimi i rrëshqitjes:
Ligjet e gazit Në temperaturë dhe masë konstante, vëllimi i një gazi është në përpjesëtim të zhdrejtë me presionin e tij Vëllimi i një mase të caktuar të gazit në presion konstant është drejtpërdrejt proporcional me temperaturën absolute Presioni i një mase të caktuar gazi në vëllim konstant është drejtpërdrejt proporcionale me konstanten e Boltzmann-it te temperatures absolute: k=R/NA=1,38 10-23 J/K
12 rrëshqitje
Përshkrimi i rrëshqitjes:
Gazet ideale kanë të njëjtin vëllim molar. në n. y. = 22,4140 dm3 (l) Në temperatura dhe presione të tjera, kjo vlerë do të jetë e ndryshme! Ligjet e gazit
13 rrëshqitje
Përshkrimi i rrëshqitjes:
Ata nuk u binden ligjeve të gazeve ideale. Arsyet kryesore të devijimeve janë tërheqja reciproke e molekulave të gazit dhe prania e vëllimit të tyre.Vëllimi molar mund të shërbejë si karakteristikë e devijimeve Gazet reale
14 rrëshqitje
Përshkrimi i rrëshqitjes:
Gazet reale Gazet reale nuk i binden ekuacionit Mendeleev-Klapeyron. Ekuacioni i gjendjes së një gazi real (ekuacioni van der Waals) për një mol për n mol a - merr parasysh ndërveprimet ndërmolekulare; b - merr parasysh vëllimin e brendshëm të molekulave. Koeficientët a dhe b për gazra të ndryshëm janë të ndryshëm, kështu që ekuacioni van der Waals nuk është universal. Në presione të ulëta dhe temperatura të larta, ekuacioni van der Waals bëhet ekuacioni i gjendjes për një gaz ideal.
15 rrëshqitje
Përshkrimi i rrëshqitjes:
Vetia kryesore e një lëngu, e cila e dallon atë nga gjendjet e tjera të grumbullimit, është aftësia për të ndryshuar formën e tij për një kohë të pacaktuar nën veprimin e streseve mekanike tangjenciale, qoftë edhe në mënyrë arbitrare të vogla, duke ruajtur praktikisht vëllimin. Gjendja e lëngshme zakonisht konsiderohet e ndërmjetme midis një të ngurtë dhe një gazi: një gaz nuk ruan as vëllim dhe as formë, ndërsa një i ngurtë i ruan të dyja. Gjendja e lëngët e lëndës
16 rrëshqitje
Përshkrimi i rrëshqitjes:
Lëvizja vibrative-përkthyese e molekulave, moskompresueshmëria për shkak të presionit të brendshëm, shoqërimi (në rastin e molekulave polare), prania e rendit me rreze të shkurtër në mungesë të rendit me rreze të gjatë, tensioni sipërfaqësor, viskoziteti. Vetitë e lëngjeve:
17 rrëshqitje
