Liknande dokument
Temperaturens inverkan på hastigheten av en kemisk reaktion. Bilaterala och unilaterala reaktioner, deras molekylaritet, ordning, kinetisk klassificering. Teorier om aktiva kollisioner. Kedjereaktioner, termisk explosion. Typer av fotokemiska processer, kvantutbyte.
föreläsningskurs, tillagd 2015-10-12
Egenskaper för ämnet och objektet, mål och mål för fysikalisk och kolloidal kemi. Beskrivning av termodynamikens grundläggande begrepp. Kemisk kinetik: kemisk reaktionshastighet, Arrhenius-ekvationen, katalytiska processer, homogen katalys och autokatalys.
utbildningsmanual, tillagd 2014-02-05
Problem med kemisk termodynamik. Fasjämvikt och lösningar. Termodynamisk och elektrostatisk teori för elektrolyter. Kinetik för kemiska reaktioner. Regelbundenheter förknippade med ömsesidig omvandling av kemiska och elektrokemiska energiformer.
utbildningsmanual, tillagd 2016-11-21
Katalys är en process som innebär att hastigheten för kemiska reaktioner ändras i närvaro av ämnen som kallas katalysatorer. Information om industriell katalys och dess roll i ekologi. Passage genom energibarriären, homogen och heterogen katalys.
abstrakt, tillagt 2009-11-07
Hastigheten för en kemisk reaktion. Homogena och heterogena reaktioner. Massaktionens lag. Aktiverings energi. Katalysatorns inverkan. Kemisk jämviktskonstant. Kärnan i Le Chateliers princip. Begreppet molekylaritet och reaktionsordning i kemisk kinetik.
presentation, tillagd 2013-04-23
Begreppet kemisk kinetik. Faktorer inkluderar koncentration av reaktanter, malningsgrad, temperatur och närvaro av katalysator eller inhibitor. Definition av begreppet "reaktionsmolekylaritet". Kärnan i en katalysator och dess verkan i kemiska reaktioner.
manual, tillagd 2016-04-27
Studie av lagen om heterogena jämvikter i ett fysikalisk-kemiskt system i stabil termodynamisk jämvikt. Genomgång av flerkomponentvätskor. Analys av kinetik och katalys. Uppsats om koncentrationen av ett ämne och klassificeringen av kemiska reaktioner.
presentation, tillagd 2013-09-29
Analys av väsen, egenskaper och villkor för kemiska reaktioner. Klassificering av kemiska reaktioner enligt olika kriterier. Bestämning av hastigheten för en kemisk reaktion. Definition av begreppet katalysator, samt en beskrivning av dess effekt på hastigheten av en kemisk reaktion.
abstrakt, tillagt 2017-06-28
Begreppet kemisk kinetik, hastigheten för en kemisk reaktion. Grundlag för kemisk kinetik. Temperaturens inverkan på hastigheten för kemiska reaktioner. Konceptet och essensen av katalys, principen för driften av katalysatorn. Matematiskt villkor för kemisk jämvikt.
utbildningsmanual, tillagd 2015-09-18
Inverkan av koncentrationen av ämnen, tryck, kontaktyta av reagenser, temperatur på hastigheten för en kemisk reaktion. Massaktionens lag. Konceptet med katalys är en minskning av aktiveringsenergin för en reaktion, och inhibering är en ökning av dess aktiveringsenergi.
D. x. n. , professor, chef för institutionen för fysikalisk kemi, Russian Chemical Technical University uppkallad efter. D. I. Mendeleev Konyukhov Valery Yuryevich volkon_1@mail. ru vkontakte. ru
Litteratur Vishnyakov A.V., Kizim N.F. Fysikalisk kemi. M.: Kemi, 2012 Fysikalisk kemi//Ed. K. S. Krasnova. M.: Högre skola, 2001 Stromberg A. G., Semchenko D. P. Fysikalisk kemi. M.: Higher School, 1999. Grunderna i fysikalisk kemi. Teori och uppgifter: Proc. En manual för universitet/V. V. Eremin et al. M.: 2005.
Litteratur Atkins P. Fysikalisk kemi. M.: Mir. 1980. Karapetyants M. Kh Kemisk termodynamik. M.: Kemi, 1975.
LOMONOSOV Mikhail Vasilyevich (1711 -65), den första ryska naturvetaren av världsbetydande betydelse, poet som lade grunden till det moderna ryska litterära språket, konstnär, historiker, förkämpe för utvecklingen av inhemsk utbildning, vetenskap och ekonomi. Född den 8 november (19) i byn Denisovka (numera byn Lomonosovo) i en pomorfamilj. Vid 19 års ålder gick han för att studera (från 1731 vid den slavisk-grekisk-latinska akademin i Moskva, från 1735 vid det akademiska universitetet i St. Petersburg, 1736-41 i Tyskland). Från 1742 adjungerad, från 1745 akademiker vid S:t Petersburgs vetenskapsakademi.
År 1748 grundade han det första kemiska laboratoriet i Ryssland vid Vetenskapsakademien. På initiativ av Lomonosov grundades Moskvas universitet (1755). Han utvecklade atomära och molekylära koncept om materiens struktur. Under perioden av dominans av kaloriteorin, hävdade han att värme beror på rörelsen av blodkroppar. Formulerade principen om bevarande av materia och rörelse. Uteslut flogiston från listan över kemiska medel. Lade grunden till fysikalisk kemi.
Undersökte atmosfärisk elektricitet och gravitation. Han lade fram teorin om färg. Skapat ett antal optiska instrument. Upptäckte atmosfären på Venus. Han beskrev jordens struktur, förklarade ursprunget till många mineraler och mineraler. Publicerade en manual om metallurgi. Han betonade vikten av att utforska den norra sjövägen och utveckla Sibirien. Han återupplivade mosaikkonsten och tillverkningen av smalt och skapade mosaikmålningar med sina elever. Ledamot av Konstakademien (1763). Begravd i S:t Petersburg i Necropolis på 1700-talet.
Lomonosovs definition: "Fysikalisk kemi är en vetenskap som studerar, på grundval av fysikens principer och experiment, vad som händer i komplexa kroppar under kemiska operationer .... Fysikalisk kemi kan kallas kemisk filosofi."
I Västeuropa är det allmänt accepterat att 1888 var det år då den fysiska kemin skapades, när W. Ostwald började undervisa i denna kurs, åtföljd av praktiska övningar, och började publicera tidskriften "Zeitschtift fur physikalische Chemie". Samma år organiserades institutionen för fysikalisk kemi vid universitetet i Leipzig under ledning av W. Ostwald.
Född och levde länge i det ryska imperiet, vid 35 års ålder bytte han ryskt medborgarskap mot tyskt. I Leipzig tillbringade han större delen av sitt liv, där han kallades den "ryske professorn". Vid 25 års ålder försvarade han sin doktorsavhandling på ämnet "Volymkemisk och optisk-kemisk forskning."
1887 accepterade han ett erbjudande om att flytta till Leipzig, där han grundade det fysikaliska kemiska institutet vid universitetet, som han ledde fram till 1905. 1888 ockuperade han den mycket prestigefyllda avdelningen för fysikalisk och oorganisk kemi vid universitetet i Leipzig. Han arbetade i denna position i 12 år.
Från "Leipzig-skolan" i W. Ostwald kom: Nobelpristagarna S. Arrhenius, J. Van't Hoff, W. Nernst, kända fysikaliska kemister G. Tammann och F. Donnan, organisk kemist J. Wislicens, berömda amerikanske kemisten G. N. Lewis. Under åren utbildade sig ryska kemister under Ostwald: I. A. Kablukov, V. A. Kistyakovsky, L. V. Pisarzhevsky, A. V. Rakovsky, N. A. Shilov och andra.
En av Ostwalds unika egenskaper var hans många år av aktiva icke-erkännande av atommolekylärteorin (även om han föreslog termen "mullvad"). "Kemisten ser inga atomer. "Han studerar bara enkla och begripliga lagar som styr mass- och volymförhållandena för reagenser."
V. Ostwald lyckades skriva en omfattande lärobok i kemi där ordet "atom" aldrig nämns. När han talade den 19 april 1904 i London med en stor rapport till medlemmar av Chemical Society, försökte Ostwald bevisa att atomer inte existerar, och "det vi kallar materia är bara en samling energier samlade på en given plats."
För att hedra V. Ostwald installerades en minnestavla med en inskription på estniska, tyska och engelska på Tartus universitets territorium
förutsäga om en reaktion kan ske spontant; om reaktionen inträffar, hur djupt då (vilka är jämviktskoncentrationerna av reaktionsprodukterna); Om reaktionen inträffar, med vilken hastighet då?
1. MATERIENS STRUKTUR I detta avsnitt förklaras på basis av kvantmekaniken (Schrodingers ekvation), strukturen för atomer och molekyler (elektronorbitaler hos atomer och molekyler), kristallgitter av fasta ämnen etc. och de aggregerade tillstånden för frågan övervägs.
2. KEMISK TERMODYNAMIK baserad på termodynamikens lagar (principer) låter dig: beräkna de termiska effekterna av kemiska reaktioner och fysikaliska och kemiska processer, förutsäga riktningen för kemiska reaktioner, beräkna jämviktskoncentrationerna av reagenser och reaktionsprodukter.
3. TERMODYNAMIK HOS FASJÄKVIKTER Studerar mönstren för fasövergångar i enkomponent- och flerkomponentsystem (lösningar). Dess huvudsakliga mål är att konstruera fasjämviktsdiagram för dessa system.
4. ELEKTROKEMI Studerar egenskaperna hos elektrolytlösningar, egenskaperna hos deras beteende i jämförelse med molekylära lösningar, utforskar mönstren för omvandling av energin från kemiska reaktioner och elektrisk energi under driften av elektrokemiska (galvaniska) celler och elektrolysörer.
5. KEMISK KINETIK OCH KATALYS Studerar mönstren för kemiska reaktioner över tid, studerar inverkan av termodynamiska parametrar (tryck, temperatur, etc.), närvaron av katalysatorer och inhibitorer på reaktionshastigheten och mekanismen för reaktioner.
En separat vetenskap, KOLLOIDKEMI, inkluderar ett avsnitt av fysikalisk kemi - den fysikaliska kemin av ytfenomen och dispergerade system.
Klassisk termodynamik är en gren av teoretisk fysik och studerar mönstren för ömsesidiga omvandlingar av olika typer av energi och energiövergångar mellan system i form av värme och arbete (termo - värme, dynamo - rörelse).
Termodynamik abstraherar från orsakerna som orsakar varje process och den tid under vilken denna process inträffar, men arbetar bara med de initiala och slutliga parametrarna för systemet som deltar i någon fysisk och kemisk process. Egenskaperna hos enskilda molekyler tas inte med i beräkningen, men de genomsnittliga egenskaperna hos system som består av många molekyler används.
Den kemiska termodynamikens uppgifter är: mätning och beräkning av de termiska effekterna av kemiska reaktioner och fysikalisk-kemiska processer, förutsägelse av reaktionernas riktning och djup, analys av kemiska och fasjämvikter, etc.
1. 1. Grundläggande begrepp och definitioner av TD Inom termodynamiken sker alla processer av intresse för oss i termodynamiska system. Ett system är en kropp eller grupp av kroppar som faktiskt eller mentalt identifieras av en observatör i miljön.
Ett system är en del av omvärlden som intresserar oss särskilt. Allt annat i universum är miljön (omgivningen). Det är allmänt accepterat att miljön är så stor (har en oändlig volym) att energiutbytet med ett termodynamiskt system inte ändrar dess temperatur.
Baserat på arten av utbytet av energi och materia med miljön klassificeras systemen: isolerade - kan inte utbyta vare sig materia eller energi; stängda - de kan utbyta energi, men kan inte utbyta materia; öppen - kan utbyta både materia och energi.
Baserat på antalet faser är systemen indelade i: homogena - består av en fas (en lösning av Na. Cl i vatten); heterogen - systemet innehåller flera faser, separerade från varandra av gränssnitt. Ett exempel på heterogena system är is som flyter i vatten, mjölk (fettdroppar är en fas, vattenhaltigt medium är en annan).
En fas är en samling homogena delar av ett system som har samma kemiska och fysikaliska egenskaper och som är separerade från andra delar av systemet genom fasgränssnitt. Varje fas är en homogen del av ett heterogent system
Baserat på antalet komponenter delas systemen in i: en-, två-, trekomponents och flerkomponents. Komponenter är enskilda kemiska ämnen som utgör ett system som kan isoleras från systemet och existera utanför det.
Varje termodynamiskt system kan kännetecknas av en uppsättning av ett stort antal fysikaliska och kemiska egenskaper som antar vissa värden: temperatur, tryck, värmeledningsförmåga, värmekapacitet, komponentkoncentrationer, dielektricitetskonstant, etc.
Kemisk termodynamik handlar om de egenskaper som entydigt kan uttryckas som funktioner av temperatur, tryck, volym eller koncentrationer av ämnen i systemet. Dessa egenskaper kallas termodynamiska egenskaper.
Tillståndet för ett termodynamiskt system anses givet om dess kemiska sammansättning, fassammansättning och värden för oberoende termodynamiska parametrar anges. Oberoende parametrar inkluderar: tryck (P), volym (V), temperatur (T), mängd ämne n i form av ett antal mol eller i form av koncentrationer (C). Dessa kallas tillståndsparametrar.
Enligt det nuvarande enhetssystemet (SI) specificeras de huvudsakliga termodynamiska parametrarna i följande enheter: [m 3] (volym); [Pa] (tryck); [mol] (n); [K] (temperatur). Som ett undantag är det inom kemisk termodynamik tillåtet att använda en tryckenhet utanför systemet, den normala fysiska atmosfären (atm), lika med 101,325 kPa
Termodynamiska parametrar och egenskaper kan vara: Intensiva - de beror inte på systemets massa (volym). Dessa är temperatur, tryck, kemisk potential etc. Omfattande - de beror på systemets massa (volym). Dessa är energi, entropi, entalpi etc. När ett komplext system bildas jämnas intensiva egenskaper ut, och extensiva egenskaper summeras.
Varje förändring som sker i ett system och åtföljs av en förändring i minst en termodynamisk tillståndsparameter (systemets egenskaper) kallas en termodynamisk process. Om en process förändrar systemets kemiska sammansättning kallas en sådan process för en kemisk reaktion.
Normalt hålls en (eller flera) parametrar konstanta under en process. Följaktligen särskiljer de: isotermisk process vid konstant temperatur (T = const); isobar process - vid konstant tryck (P = const); isokorisk process - vid konstant volym (V = const); adiabatisk process i frånvaro av värmeväxling med omgivningen (Q = 0).
När processer sker i oisolerade system kan värme absorberas eller frigöras. I enlighet med denna egenskap delas processer in i exotermisk (värme frigörs) och endotermisk (värme absorberas).
Under processen övergår systemet från ett jämviktstillstånd till ett annat jämviktstillstånd Termodynamisk jämvikt är det tillstånd i systemet där termisk, mekanisk och kemisk (elektrokemisk) jämvikt observeras med omgivningen och mellan systemets faser.
Jämviktstillstånd är: stabila; metastabil. En process kallas jämvikt (kvasistatisk) om den passerar oändligt långsamt genom en kontinuerlig sekvens av jämviktstillstånd i systemet.
Processer som sker av sig själva och inte kräver extern energi för att genomföra dem kallas spontana (positiva) processer. när energi utvinns ur miljön för att genomföra en process, det vill säga arbete utförs på systemet, kallas processen icke-spontan (negativ).
Tillståndsfunktioner Tillståndsfunktioner är egenskaper hos systemet (intern energi U, entalpi H, entropi S, etc.), de karakteriserar ett givet tillstånd i systemet. Deras förändringar under processen beror inte på dess väg och bestäms endast av systemets initiala och slutliga tillstånd.
En oändlig förändring i en given funktion är den totala differentialen d. U, d. S osv:
Process (övergång) funktioner Processfunktioner (värme Q, arbete W) - de är inte egenskaper hos systemet (de finns inte i systemet), de uppstår under den process som systemet deltar i.
Om det inte finns någon värme och arbete i systemet, är det meningslöst att prata om deras förändring, vi kan bara prata om deras kvantitet Q eller W i en viss process. Deras kvantiteter beror på processens väg. Infinitesimala kvantiteter betecknas med Q, W.
Rörelse är en egenskap hos materia. Måttet på rörelse, det vill säga en kvantitativ och kvalitativ egenskap, är energi. Energi är en funktion av systemets tillstånd. Dess förändring i en viss process beror inte på processens väg och bestäms endast av systemets initiala och slutliga tillstånd.
Många olika typer av energi är kända: mekanisk, elektrisk, kemisk, etc., men energi kan röra sig från system till system endast i två former: i form av värme eller arbete.
Värme (Q) är en form av energiöverföring från system till system på grund av den kaotiska rörelsen av partiklar (molekyler, atomer, joner, etc.) i kontaktsystem.
Inom termodynamik antas värmen som tillförs systemet vara positiv (till exempel värmen från en endoterm reaktion), och värmen som tas bort från systemet antas vara negativ (värmen från en exoterm reaktion). Inom termokemi är det tvärtom.
Arbete är en form av energiöverföring från system till system på grund av den riktade rörelsen av mikro- eller makrokroppar. I litteraturen betecknas arbete antingen W (från engelskan "work") eller A (från tyskans "arbait").
Det finns olika typer av arbete: mekaniska, elektriska, magnetiska, ytförändringar, etc. Infinitesimalt arbete av vilket slag som helst kan representeras som produkten av en generaliserad kraft och en förändring i en generaliserad koordinat, till exempel:
Summan av alla typer av arbete med undantag för arbete mot yttre tryckkrafter P - expansionsarbetet - kompression kallas nyttigt arbete W’:
Inom termodynamik anses arbete vara positivt om det utförs av systemet självt och negativt om det utförs på systemet. Enligt IUPAC:s rekommendationer anses arbete som utförs på ett system vara positivt (den "egoistiska" principen är att det som ökar den interna energin är positivt)
Expansionsarbete av en idealgas i olika processer 1. Expansion till vakuum: W = 0. 2. Isokorisk reversibel expansion: d. V=0 W=0
Termodynamikens slutsatser och samband formuleras utifrån två postulat och tre lagar. Varje isolerat system kommer till ett jämviktstillstånd över tiden och kan inte spontant lämna det (första postulatet) Det vill säga termodynamik beskriver inte system av astronomisk skala och mikrosystem med ett litet antal partiklar (
Den spontana övergången från ett icke-jämviktstillstånd till ett jämviktstillstånd kallas avslappning. Det vill säga, ett jämviktstillstånd kommer definitivt att uppnås, men varaktigheten av en sådan process bestäms inte, etc. det finns inget begrepp om tid.
Andra postulatet Om system A är i termisk jämvikt med system B, och det systemet är i termisk jämvikt med system C, är system A och C också i termisk jämvikt
Den inre energin i varje termodynamiskt system U består av kinetiska (rörelseenergi) och potentiella (interaktionsenergi) energier för alla partiklar (molekyler, kärnor, elektroner, kvarkar, etc.) som utgör systemet, inklusive okända typer av energi.
Den inre energin i ett system beror på dess massa (extensiv egenskap), på typen av substans i systemet och termodynamiska parametrar: U = f(V, T) eller U = (P, T) mäts i J/mol eller J/kg. U är en tillståndsfunktion, så U är inte beroende av processvägen, utan bestäms av systemets initiala och slutliga tillstånd. d. U – full differential.
Den inre energin i ett system kan förändras som ett resultat av energiutbyte med omgivningen endast i form av värme eller arbete.
Detta faktum, som är en generalisering av mänsklighetens praktiska erfarenheter, förmedlar termodynamikens första lag (början): U = Q – W I differentiell form (för en oändlig del av processen): d. U=QW
"Värme som tillförs systemet går till att öka den interna energin i systemet och utföra arbete på systemet."
För ett isolerat system är Q = 0 och W = 0, dvs U = 0 och U = konst. Den inre energin i ett isolerat system är konstant
I Clausius formulering: "Världens energi är konstant." En evighetsmaskin av det första slaget (perpetum mobile) är omöjligt. Olika former av energi omvandlas till varandra i strikt ekvivalenta mängder. Energi varken dyker upp eller förstörs, utan rör sig bara från system till system.
Funktionen U är additiv. Detta betyder att om två system som kännetecknas av värdena för U 1 och U 2 kombineras till ett enda system, kommer den resulterande interna energin U 1 + 2 att vara lika med summan av energierna i dess beståndsdelar: U 1 + 2 = U 1 + U 2
I det allmänna fallet är värme Q en funktion av processen, d.v.s. dess kvantitet beror på processens väg, men i två fall som är viktiga för praktiken får värme egenskaperna hos en tillståndsfunktion, dvs. Q upphör att bero på processens väg, men bestäms endast initiala och slutliga tillstånd av systemet.
Vi kommer att anta att under processen endast kan arbetas mot yttre tryckkrafter, och det användbara arbetet är W = 0: Q = d. U+P d. V, och eftersom V = const, då P d. V = 0: QV = d. U eller i integrerad form: QV = Uк – Un
Återigen antar vi att det användbara arbetet är W = 0, då: Q = d. U+P d. V, Eftersom P = const, kan vi skriva: QP = d. U + d(RV), QР = d(U + P V). Låt oss beteckna: H U + P V (entalpi) QР = d. H eller: QP = Hk – Hn
Således får den termiska effekten av en kemisk reaktion egenskaper som en tillståndsfunktion vid P = const: QP = H; för V = const: QV = U.
Eftersom kemiska reaktioner och fysikalisk-kemiska processer ofta utförs vid konstant tryck (i det fria, d.v.s. vid P = const = 1 atm), används i praktiken begreppet entalpi snarare än intern energi för beräkningar. Ibland ersätts ordet "värme" i en process utan ytterligare förklaring med "entalpi" och vice versa. Till exempel säger de "bildningsvärme", men skriver f. N.
Men om processen vi är intresserade av sker vid V = const (i en autoklav), så ska uttrycket användas: QV = U.
Låt oss skilja på uttrycket: H = U + P V d. H = d. U+Pd. V+Vd. P, vid konstant tryck Vd. P = 0 och d. H = d. U+P d. V I integrerad form: H = U + P V
För en idealgas är Clapeyron-Mendeleevs ekvation giltig: Р V = n R T, där n är antalet mol gas, R 8, 314 J/mol K är den universella gaskonstanten. Då (vid T = const) P V = n R T. Slutligen har vi: H = U + n R T n – förändring av antalet mol gasformiga ämnen under reaktionen.
Till exempel, för reaktionen: N 2 (g) + 3 H 2 (g) = 2 NH 3 (g) n = -2, och för reaktionen: 2 H 2 O (l) 2 H 2 (g) + O 2(d) n = 3.
Skillnaderna mellan QV och QP är betydande endast när gasformiga ämnen är inblandade i reaktionen. Om det inte finns några, eller om n = 0, så är QV = QP.
Den termiska effekten av en reaktion förstås som mängden energi som frigörs eller absorberas under en reaktion i form av värme, förutsatt att: P = const eller V = const; att temperaturen hos utgångsämnena är lika med temperaturen hos reaktionsprodukterna; att inget annat arbete (användbart) utförs i systemet förutom arbetet med expansion och komprimering.
Entalpiförändring under olika processer Process Mätförhållanden Ho, kJ/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 Dissociationsvärme: H 2 O(l) → H+ + OH- P = 1 atm T = 298 K +57. 26 Neutralisationsvärme: H+ + OH- → H 2 O (l) P = 1 atm T = 298 K − 57. 26 Förångningsvärme: H 2 O (l) → H 2 O (g) P = 1 atm T = 373 K +40. 67 Smältvärme: H2O(cr) → H2O(l) P = 1 atm T = 273 K +6. 02
Faktumet om beständigheten hos QV eller QP, långt före formaliseringen av kemisk termodynamik som en vetenskap, fastställdes experimentellt av G. I. Hess (lagen om konstanthet av värmemängder eller Hess' lag): Den termiska effekten av en kemisk reaktion beror på utgångsämnenas och reaktionsprodukternas typ och tillstånd och är inte beroende av hur de omvandlas till varandra.
Tyska Ivanovich Hess (1802 - 1850) - en av de största ryska forskarna, professor vid det tekniska institutet i St. Petersburg. Född i Genève och uppvuxen från tidig ålder i St. Petersburg. Läkarutbildningen fick han i Juryev, efter examen från universitetet arbetade han i Stockholm hos J. Berzelius. I sina experiment försökte Hess fastställa lagen för multipla termiska förhållanden (liknande D. Daltons lag om multipla förhållanden). Han misslyckades med att göra detta (det finns ingen sådan lag i naturen), men som ett resultat av experimentella studier härledde Hess lagen om värmemängds konstanthet (Hess lag). Detta arbete, publicerat 1842, är en föregripande av termodynamikens första lag.
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
Bildningsvärme – den termiska effekten av bildandet av 1 mol av ett givet ämne från enkla ämnen: f. H. Ämnen som består av atomer av samma typ kallas enkla. Detta är till exempel kväve N2, syre O2, grafit C osv.
Av definitionen följer att bildningsvärmet för vatten är lika stor som reaktionens termiska effekt: H 2 + 1/2 O 2 = H 2 O QP = f. N
Om reaktionen utförs vid P = 1 atm, kommer det uppmätta reaktionsvärmet att vara lika med f. Ho - standardvärmen för bildning av vatten. Typiskt f-värden. Men tabellerad vid 298 K för nästan alla ämnen som används i praktiska aktiviteter: f. Ho 298 (H2O).
Reaktionsprodukter H prod f r H Initiala ämnen H Ref. in-c f Enkla ämnen
Den termiska effekten av en kemisk reaktion: a 1 A 1 + a 2 A 2 + = b 1 B 1 + b 2 B 2 + är lika med summan av bildningsvärmen för reaktionsprodukterna minus summan av värmen av bildning av utgångsämnena (med hänsyn till de stökiometriska koefficienterna ai och bj):
Exempel 1: Beräkna den termiska effekten av hydreringsreaktionen av bensenånga (denna reaktion utförs på ytan av heterogena katalysatorer - platinametaller): C 6 H 6 + 3 H 2 = C 6 H 12 vid 298 K och P = 1 atm:
C6H6(g) f. Ho 298, k. J/mol 82,93 C 6 H 6(g) 49,04 C 6 H 12(g) H 2 -123,10 0 Ämne r. N 0298 = -123,10 – (82,93 +3 0) = -206,03 k. J r. N 0298 = -123,10–(49,04 + 3 0) = -72,14 k. J använd. H 0 = 82,93 – 49,04 = +33,89 kJ/mol
Förbränningsvärme är den termiska effekten av reaktionen av djup oxidation (förbränning) av ett ämne (till högre oxider). När det gäller kolväten är de högre oxiderna H 2 O (l) och CO 2. I detta fall är förbränningsvärmen av till exempel metan lika med reaktionens termiska effekt: CH 4 + 2 O 2 = CO2 + 2 H2O (1) QP = ox. H
Värderingar ox. Ho 298 kallas standardförbränningsvärme, de är tabellerade vid 298 K. Här indikerar indexet "o" att värmen bestäms vid standardtillståndet (P = 1 atm), indexet "oh" kommer från engelska - oxidation - oxidation.
Förbränningsprodukter (CO 2, H 2 O) oh. H Ref. Hoppsan. N prod Reaktionsprodukter r. H Utgångsmaterial
Den termiska effekten av en kemisk reaktion: a 1 A 1 + a 2 A 2 + = b 1 B 1 + b 2 B 2 + är lika med summan av utgångsämnenas förbränningsvärme minus summan av värmen av förbränning av reaktionsprodukterna (med hänsyn till de stökiometriska koefficienterna ai och bj):
Exempel 2: Använd ämnens förbränningsvärme och beräkna den termiska effekten av reaktionen för framställning av etanol (vinalkohol) genom jäsning av glukos. C6H12O6 = 2 C2H5OH + 2 CO2 r. N 0298 = 2815,8 – 2 1366,91 2∙ 0 = 81,98 kJ Förbränningsvärmen av CO 2 är noll.
Värmekapaciteten beror på temperaturen. Därför görs en skillnad mellan genomsnittlig och sann värmekapacitet. Systemets genomsnittliga värmekapacitet i temperaturområdet T 1 – T 2 är lika med förhållandet mellan mängden värme som tillförs systemet Q och värdet för detta intervall:
Den sanna värmekapaciteten bestäms av ekvationen: Förhållandet mellan den sanna och genomsnittliga värmekapaciteten uttrycks av ekvationen:
Värmekapaciteten hos ett system beror på dess massa (eller mängd ämne), det vill säga det är en omfattande egenskap hos systemet. Om värmekapaciteten är relaterad till en massaenhet, erhålls ett intensivt värde - specifik värmekapacitet [J/kg K]. Om vi relaterar C till mängden ämne i systemet får vi den molära värmekapaciteten cm [J/mol K].
De särskiljs: värmekapacitet vid konstant tryck Cp, värmekapacitet vid konstant volym Cv. I fallet med en idealgas är de angivna värmekapaciteterna relaterade till varandra med ekvationen: Ср = С v + R
Ämnes värmekapacitet beror på temperaturen. Till exempel varierar isens värmekapacitet från 34,70 J/mol K vid 250 K till 37,78 J/mol K vid 273 K. För fasta ämnen härledde Debye en ekvation som för temperaturer nära 0 K ger: CV= a T 3 ( Debyes lag om T-kuber), och för höga: CV=3 R.
Vanligtvis förmedlas värmekapacitetens beroende av temperatur med hjälp av empiriska ekvationer av formen: där a, b och c är konst, ges de i referensböcker över ämnens fysikaliska och kemiska egenskaper.
Om det matematiska beroendet r. CP kontra T är okänd, men det finns experimentella värden på värmekapaciteten hos reaktionsdeltagare vid olika temperaturer, sedan ritas en graf i r-koordinater. Co. P = f(T) och grafiskt beräkna arean under kurvan inom 298 - T 2, den är lika med integralen:
Om en eller flera fasövergångar inträffar i det aktuella temperaturområdet, bör deras termiska effekter beaktas vid beräkning av r. H:
Beräkningsschema r. Reaktionerna vid en godtycklig temperatur T är som följer. Först beräknas r med hjälp av standardvärmen för bildning eller förbränningsvärme av ämnen. H 298-reaktioner (såsom beskrivits ovan). Därefter, med hjälp av Kirchhoff-ekvationen, beräknas den termiska effekten vid vilken temperatur T som helst:
Tabellerna visar standardvärmen (entalpier) för bildning f för nästan alla ämnen. Ho 0 vid 0 K och värden: vid temperatur T (de ges med ett intervall på 100 K).
Den termiska effekten av en kemisk reaktion beräknas med hjälp av ekvationen: r. HOT = r. H00+
r. H 00 beräknas på samma sätt som r. H 0298 d.v.s. som skillnaden i summan av bildningsvärmen för produkter och utgångsämnen (men vid 0 K):
Värdena är beräknade: = forts ref. c-c med hänsyn till de stökiometriska reaktionskoefficienterna.
Fysikalisk kemi studerar samband
kemiska processer och fysikaliska fenomen,
som följer med dem, fastställer
mönster mellan kemikalier
ämnens sammansättning, struktur och deras
egenskaper, utforskar mekanism och hastighet
kemiska reaktioner beroende på
villkoren för deras uppkomst.
Fysikalisk kemi uppstod och utvecklades utifrån applikationen
fysikaliska forskningsmetoder för att studera kemiska egenskaper
ämnen, samt studera inverkan av ämnens kemiska sammansättning och deras
strukturer på fysikaliska egenskaper.
Uppkomsten av fysikalisk kemi som en oberoende
vetenskapen går tillbaka till mitten av 1700-talet.
1752 - 1754 – världens första kurs i fysikalisk kemi
(Lomonosov M.V.)
Slutet av 1700-talet – studier av värmekapacitet och termisk
effekter av reaktioner utförda av Lavoisier och Laplace (1779
– 1784)
År 1800 introducerade Berthelot begreppet kemisk jämvikt och
koncentrationsvärdet för de reagerande ämnena.
Under första hälften av 1800-talet. – utvecklad atomistisk
representationer av Lomonosov i verk av Dalton, GayLussac och Avogadro
1830 - lagarna för elektrolys hittades (forskning av Devi,
Faraday, Berzelius)
1840 - den ryska vetenskapsmannen Hess upptäckte huvudet
termokemins lag. 1865 - Beketov introducerade igen undervisningen i kursen
fysikalisk kemi vid Kharkov universitet.
1800-talet:
Mendeleev (periodisk lag från 1869, liksom
studie av gastryck - tillståndsekvation
idealisk gas);
Guldberg och Waage - lagen om massaktion;
Van't Hoff - matematiskt uttryck
kinetiska mönster;
Menshutkin – studerad kemisk kinetik
reaktioner i lösningar och lösningsmedlets roll klargjordes (1887
G.);
Arrhenius - utvecklade teorin om elektrolytik
dissociation (1887) och studerade temperaturens inverkan
om hastigheten för kemiska reaktioner (1889).
J. Gibbs (1873 – 1878) – termodynamisk
jämviktsteori.
Le Chatelier 1881 - 1885 formulerade
skapade vanligtvis en kvantitativ teori
elektrolytisk dissociation. XX-talet:
Rutherford (1911) – kärnkraftsmodell
atom.
Bohr (1913) – kvantitativ teori
väteatom.
Kurnakov - en ny riktning i
studier av flerkomponentsystem:
utveckling av fysikalisk och kemisk analys - läran om
beroende av egenskaperna hos fysikalisk-kemiska system på
sammansättning.
Debye och Hückel (1923) – teori
lösningar av starka elektrolyter.
Shilov och Semenov – kedjeteori
reaktioner och teori om katalys.
Grundläggande avsnitt av fysikalisk kemi. Deras betydelse för apoteket
Kemisk termodynamikFasjämvikt
Lösningar
Elektrokemi
Kinetik och katalys
Kemisk termodynamik. Grundläggande koncept
Kemisk termodynamik övervägerenergetiska aspekter (d.v.s. interkonverteringar
energier associerade med överföring av energi mellan kroppar i
form av värme och arbete) av olika processer och
bestämmer förutsättningarna för deras spontana förekomst.
Ämnet för klassisk termodynamik är studiet av lagarna
ömsesidiga omvandlingar av olika typer av energi i samband med övergångar
energi mellan kroppar i form av värme och arbete.
Ämnet för kemisk termodynamik är tillämpningen av lagarna
klassisk termodynamik till kemiska och fysikalisk-kemiska fenomen;
den tar hänsyn till de termiska effekterna av kemiska reaktioner, fas
övergångar av enskilda ämnen och blandningar, kemiska jämvikter. Studieobjekt i termodynamik
är ett termodynamiskt system.
Ett system är en separat kropp eller
grupp av kroppar, faktiskt eller mentalt
separeras från miljön.
Miljön är allt
är direkt eller indirekt
kontakt med systemet. Systemet kallas termodynamiskt
om mellan de organ som utgör den,
värme kan utbytas och
substans, och om systemet är helt
beskrivs av termodynamisk
parametrar.
Beroende på interaktionens karaktär
system med miljön:
Ett öppet system är...
etc. (på egen hand) Helheten av alla fysiska och kemiska
egenskaperna hos systemet kallas systemets tillstånd.
Den kännetecknas av termodynamisk
parametrar som är:
Intensiv - det här är egenskaper som inte är det
beror på massa och vilka planas ut vid
kontaktsystem (temperatur, tryck,
densitet, koncentration, kemisk potential).
Egenskaper hos ett system som är beroende av massa kallas
omfattande (volym, massa, värmekapacitet,
intern energi, entalpi, entropi,
termodynamiska potentialer). Omfattande
egenskapen för systemet som helhet är lika med summan
motsvarande omfattande egenskaper hos individen
komponenter som ingår i detta system
(additivitetsegenskap). Dessa fysiska storheter vars värde
bestämmer helt systemets tillstånd och
som är direkt mottagliga
mätning kallas parametrar
skick.
Funktionerna för dessa parametrar kallas
statliga funktioner (inte föremål för
direkt mätning).
Egenskaper för statliga funktioner:
1. En oändlig förändring av funktionen f är klar
differential (betecknad df).
2. Ändring i f när systemet övergår från tillstånd 1 till
tillstånd 2 är inte beroende av DF-väg
bearbeta,
f 2 f1 a bestäms
endast dess initiala och slutliga tillstånd:
3. Som ett resultat av cyklisk
df 0 processstatusfunktion ej
ändringar:
Termodynamiska processer och deras klassificering
På egen hand!Inre energi
Intern energi (U) kännetecknar den totala reservensystemets energi. Det inkluderar alla typer av energi
rörelse och interaktion av partiklar som utgör
system: kinetisk energi av molekylär rörelse
(translationell och roterande); intermolekylär energi
attraktion och avstötning av partiklar; intramolekylär eller
kemisk energi; elektronisk excitationsenergi;
intranukleär och strålningsenergi.
Mängden intern energi beror på naturen
ämne, dess massa och temperatur.
Den totala tillförseln U kan inte mätas (ingen poäng
referens), därför använder de ändringen i intern
energi (dU eller U):
U=Uend-Ustart, J/mol.
Intern energi är en funktion av tillstånd, omfattande
storlek.
Entalpi
Entalpi är den energi som ägs avsystem vid konstant
tryck;
entalpi är numeriskt lika med summan
intern energi och potential
systemets energi.
H = U + pV.
ΔН = ΔU + pΔV.
Värme och arbete
Energiöverföring från systemet till miljön och vice versa genomförsendast i form av värme (Q) och arbete (W) –
två former av överföring
energi.
Formen för energiöverföring från en del av systemet till
en annan på grund av oordning
(kaotisk) rörelse av molekyler kallas
värme, och genom beställd
(organiserad) rörelse av molekyler under
genom inverkan av en viss kraft - arbete.
Arbete och värme är förknippade med processen och är
funktioner i en process, inte ett tillstånd.
Mätt i J/mol.
Termodynamikens första lag
Formuleringar:1. Energi i ett isolerat system
är konstant.
2. Energi försvinner inte spårlöst och
uppstår från ingenting, dess övergång från ett
slag i en annan sker i strikt
motsvarande kvantiteter.
3. Perpetual motion-maskin av det första slaget
omöjligt, vilket betyder
maskin som producerar arbete utan kostnad
energi. 4. Mängden värme som tillförs systemet
eller tas bort från det, går till förändring
intern energi och utfört arbete
systemet eller ovanför systemet.
Matematiskt uttryck:
För sista ändringar: Q= U + W
För infinitesimala elementära processer:
δQ = dU + δW = dU + pdV + δW’,
där δW är summan av alla typer av arbete, pdV är mekaniskt arbete, δW’ är användbart arbete (alla,
förutom mekaniska). Förutsatt att δW’ 0, alltså
pdV > δW’:
5Q = dU + pdV.
Termodynamikens första lag tillämpad på vissa processer
1. Isotermiska processer. T = konst.δQ = dU + δW.
Därför att U = 3/2 nRT, sedan dU = 0 och U = 0 också.
Då: δQ = δW; 5W = pdV; W = pdV.
nRT
sid
Från Mendeleev–Claiperons ekvation V
Därför att
V2
nRT
W
dV nRT ln
V
V1
sid
p1V1 = p2V2, sedan WnRTln1.
p2
V2
QT = WT nRT ln
V1
p1
nRT ln
p2
.
.2. Isokoriska processer. V = konst.
δQ = dU + δW.
5W = pdV; och eftersom V = const, då dV = 0 och V = 0.
Då δW = pdV = 0,
och för ändliga förändringar W = p V = 0.
Termodynamikens första lag i isokorisk
processer kommer att se ut så här:
δQV = dU
för sista ändringar:
QV = U. 3. Isobariska processer. p = konst.
5Q = dU + 5W;
5W = d(рV);
δQ = dU + d(pV) eller δQ = d(U + pV) = dH,
därför att H = U + pV.
För sista ändringar:
QР = U + р V = Н.
I fallet med en idealisk gas, arbeta
beräknat: W = р V = nR T.
Titel: Fysikalisk kemi. Föreläsningsanteckningar.
Denna lärobok är avsedd för studenter vid kemiska fakulteter vid högre utbildningsinstitutioner av pedagogiska och tekniska riktningar. De grundläggande begreppen och processerna som utgör modern fysikalisk kemi beskrivs. Materialet överensstämmer med den statliga standarden. Manualen rekommenderas för att hjälpa eleverna att förbereda sig inför prov.
Fysikalisk kemi är en vetenskap som förklarar kemiska fenomen och fastställer deras lagar baserat på fysikens allmänna principer.
Fysikalisk kemins allmänna uppgift är att förutsäga tidsförloppet för en kemisk process och det slutliga resultatet baserat på data om molekylers struktur och egenskaper.
Termen "fysikalisk kemi" föreslogs av M. V. Lomonosov. Han undervisade också i den första kursen baserad på hans egen bok, "Introduktion till fysikalisk kemi." År 1860 introducerade N. N. Beketov först fysikalisk kemi som en speciell akademisk disciplin, gav en kurs med föreläsningar vid Kharkov University och skapade avdelningen för fysikalisk kemi. 1887 organiserade W. Ostwald Institutionen för fysikalisk kemi vid universitetet i Leipzig. Han publicerar också den första tidskriften om fysikalisk kemi. Ett år tidigare undervisade I. A. Kablukov i en kurs vid Moskvas universitet. I slutet av 1800-talet. Tre huvudgrenar av fysikalisk kemi definierades: kemisk termodynamik, kemisk kinetik och elektrokemi.
För närvarande har fysikalisk kemi utvecklats fullt ut som en vetenskap, inklusive kemisk termodynamik (termokemi, fasjämvikt), som kompletterar kemisk kinetik med katalys, och har också skapat en mängd olika fysikalisk-kemiska analysmetoder.
Innehållsförteckning
Introduktion
FÖRELÄSNING nr 1. Idealgas. Tillståndsekvation för en verklig gas
1. Element i molekylär kinetisk teori
2. Tillståndsekvation för en idealgas
3. Kinetisk teori för gaser
4. Tillståndsekvation för verklig gas
FÖRELÄSNING nr 2. Kemisk termodynamik
1. System och deras klassificering
2. Termodynamiska parametrar. Termodynamiska indikatorer. Spänningsbalans
3. Termodynamikens första lag. Kalorikoefficienter. Samband mellan CP- och CV-funktioner
4. Isoprocesser inom termodynamik. Helmholtz energi
5. Processer. Termodynamikens andra lag
6. Carnot-cykel
7. Omöjlighet av evig rörelse
FÖRELÄSNING nr 3. Lösningar
1. Allmänna egenskaper hos lösningar
2. Koncentration och sätt att uttrycka den
3. Gasernas löslighet i vätskor
4. Lösningar av icke-elektrolyter. Raoults lag och dess konsekvenser
5. Osmos
6. Fugacity
7. Henrys lag
FÖRELÄSNING nr 4. Katalys
1. Historien om upptäckten av fenomenet katalys
2. Mekanism för katalytisk interaktion. Typer av katalysatorer
FÖRELÄSNING nr 5. Kemisk jämvikt
1. Begreppet kemisk jämvikt. Massaktionens lag
2. Kemisk reaktion isoterm ekvation
3. Ekvationer för isokorer, isobarer för en kemisk reaktion
4. Beräkning av KP (Temkin-Schwartzman-metoden)
5. Beräkning av jämviktssammansättningen av kemisk jämvikt
FÖRELÄSNING nr 6. Kemisk kinetik
1. Begreppet kemisk kinetik
2. Faktorer som påverkar hastigheten för en kemisk reaktion
FÖRELÄSNING nr 7. Korrosion av metaller
1. Grundläggande begrepp och terminologi
2. Klassificering av metallkorrosionsprocesser
3. Typer av korrosionsskador
4. Korrosionsskyddsmetoder
FÖRELÄSNING nr 8. Fysikalisk-kemisk analys
1. Kärnan i fysikalisk och kemisk analys
2. Enkomponentsystem
3. Fysikalisk-kemiska metoder för att analysera sammansättningen av legeringar
FÖRELÄSNING nr 9. Termokemi
1. Termokemibegreppet
2. Hess lag
3. Kirchhoffs lag. Integralform av Kirchhoffs ekvationer
FÖRELÄSNING nr 10. Galvaniska celler
1. Konceptet med en galvanisk cell
2. Kemiska strömkällor
3. Regenerering och bortskaffande av HITs
FÖRELÄSNING nr 11. Elektrokemi
1. Begreppet elektrokemi
2. Elektrodprocesser
3. Katod- och anodprocesser vid galvanisering
4. Moderna riktningar i utvecklingen av termodynamisk och tillämpad elektrokemi
FÖRELÄSNING nr 12. Teoretisk elektrokemi
1. Associationer i elektrolytlösningar. Begreppet teorin om starka elektrolyter. Aktivitet
2. Termodynamik hos elektrolytlösningar. Typer av dieselkraftverk
3. Moderna metoder för att beskriva elektrolytlösningars termodynamiska egenskaper
4. Termodynamiska egenskaper hos joner i elektrolytlösningar
5. Icke-jämviktsfenomen i jonsystemet
6. Jämvikt i vätske-vätskesystemet
7. Begreppet DES. Modellera idéer om strukturen för DEL vid gränssnittet
8. Konduktörer av första och andra slaget
9. Referenselektroder
FÖRELÄSNING nr 13. Elektrokemisk kinetik
1. Grundläggande kinetiska egenskaper och metoder för deras beräkningar
2. Ekvationer för elektrokemisk kinetik, gränser för deras tillämpbarhet
3. Kinetiska egenskaper hos elektroavsättning av metaller och legeringar
4. Inverkan av lösningsmedlets natur på hastigheten för elektrokemiska reaktioner
5. Elektroosmos
6. Elektrokapillära kurvor
7. Elektrokemisk överspänning (laddningsöverföringsöverspänning)
8. Faktorer som påverkar väteöverspänning. Syreöverspänning
FÖRELÄSNING nr 14. Tillämpning av teoretisk och tillämpad elektrokemi
1. Tillämpad elektrokemi
2. Elektrokemi av kol
3. Bioelektrokemi
4. Stokastiska processer och självorganiserande system
5. Studie av fenomenet högtemperatursupraledning i oxider med komplex sammansättning
6. Modellering av elektrokemiska processer
7. Metod för galvanostatiska kurvor
FÖRELÄSNING nr 15. Termodynamikens tredje lag
Ladda ner e-boken gratis i ett bekvämt format, titta och läs:
Ladda ner boken Fysikalisk kemi. Föreläsningsanteckningar. Berezovchuk A.V. 2009 - fileskachat.com, snabb och gratis nedladdning.
Beskrivning av presentationen med individuella bilder:
1 rutschkana
Bildbeskrivning:
2 rutschkana
Bildbeskrivning:
3 rutschkana
Bildbeskrivning:
Gas är ett tillstånd av aggregering av ett ämne där molekyler rör sig kaotiskt och befinner sig på stort avstånd från varandra. I fasta ämnen är avstånden mellan partiklar små, attraktionskraften motsvarar avstötningskraften. Vätska är ett aggregationstillstånd mellan fast och gasformig. I en vätska finns partiklar nära varandra och kan röra sig i förhållande till varandra; En vätska, som en gas, har ingen bestämd form. Plasma är en mycket urladdad gas i vilken kaotiskt rörliga elektriskt laddade partiklar - elektroner och positivt laddade kärnor av atomer eller joner.).
4 rutschkana
Bildbeskrivning:
De aggregerade tillstånden för samma ämne skiljer sig inte åt i kemiska egenskaper och sammansättning, och deras fysikaliska egenskaper är inte desamma. Exempel - H2O (vatten). Skillnader i fysikaliska egenskaper beror på det faktum att partiklar i gasformiga, flytande och fasta saker är belägna på olika avstånd från varandra, på grund av vilket de attraktionskrafter som verkar mellan dem manifesterar sig i olika grad
5 rutschkana
Bildbeskrivning:
Grundläggande bestämmelser i mkt Alla ämnen - flytande, fasta och gasformiga - bildas av de minsta partiklarna - molekyler, som själva består av atomer ("elementära molekyler"). Molekylerna i ett kemiskt ämne kan vara enkla eller komplexa och bestå av en eller flera atomer. Molekyler och atomer är elektriskt neutrala partiklar. Under vissa förhållanden kan molekyler och atomer få ytterligare elektrisk laddning och bli positiva eller negativa joner. Atomer och molekyler är i kontinuerlig kaotisk rörelse. Partiklar interagerar med varandra av krafter som är elektriska till sin natur. Gravitationsinteraktionen mellan partiklar är försumbar.
6 rutschkana
Bildbeskrivning:
1. Läran om aggregationstillstånd 1.1 Inledning Fasövergång är övergången av ett ämne från ett aggregationstillstånd till ett annat L-G förångning (avdunstning) T-G sublimering (sublimering) G-L flytande (kondensering) fast och flytande G-T desublimation (kondensation) tillstånd - kondenserad T-L smältande L-T stelning (frysning) Fasövergångar åtföljs av absorption eller frigöring av värme
7 rutschkana
Bildbeskrivning:
1. Läran om aggregationstillstånd 1.2. Gasformigt tillstånd för ett ämne Gas är ett aggregerat tillstånd av ett ämne där dess beståndsdelar (atomer, molekyler, joner) inte är bundna eller är mycket svagt bundna av interaktionskrafter och rör sig fritt och fyller hela den volym som de får. Huvudegenskaper hos gaser: de har låg densitet, eftersom partiklar är långt ifrån varandra och har varken sin egen form eller sin egen volym; de fyller helt kärlet där de är placerade och tar sin form och komprimeras lätt.
8 glida
Bildbeskrivning:
Tillståndsekvation för en idealgas En idealgas är en teoretisk modell av en gas där gaspartiklarnas storlek och interaktion försummas och endast deras elastiska kollisioner beaktas, eller en idealgas är en gas där det inte finns några attraktionskrafter mellan molekyler.
Bild 9
Bildbeskrivning:
gaspartiklar (atomer, molekyler, joner) tas som materialpunkter (d.v.s. har ingen volym); det finns inga krafter av ömsesidig attraktion mellan partiklar (intermolekylära krafter); interaktion mellan molekyler reduceras till absolut elastiska stötar (dvs. där den kinetiska energin helt överförs från ett objekt till ett annat) gaspartiklar (atomer, molekyler, joner) har volym gaspartiklar är sammankopplade av interaktionskrafter som minskar med ökande avstånd mellan partiklar kollisioner mellan molekyler är inte absolut elastiska Idealgas Verklig gas 1 Läran om aggregationstillstånd 1.2. Materiens gasform Verklig gas liknar idealgas vid högt tryck och vid vanliga temperaturer
10 rutschkana
Bildbeskrivning:
Tillståndsekvationen för en idealgas (Mendeleev-Clapeyron-ekvationen) är ett förhållande som förbinder värdena för tryck, volym och temperatur: där n är antalet mol gas, R = 8,31431 J/mol.K) är gaskonstant En gas som följer denna lag, kallad ideal. Gaslagar
11 rutschkana
Bildbeskrivning:
Gaslagar Vid konstant temperatur och massa är volymen av en gas omvänt proportionell mot dess tryck. Volymen av en given gasmassa vid konstant tryck är direkt proportionell mot den absoluta temperaturen. Trycket för en given gasmassa vid konstant volym är direkt proportionell mot den absoluta temperaturen Boltzmanns konstant: k=R/NA=1,38 10-23 J/C
12 rutschkana
Bildbeskrivning:
Idealiska gaser har samma molvolym. vid n. u. = 22.4140 dm3 (l) Vid andra temperaturer och tryck kommer detta värde att vara annorlunda! Gaslagar
Bild 13
Bildbeskrivning:
De följer inte lagarna för idealgaser. De främsta orsakerna till avvikelser är den ömsesidiga attraktionen av gasmolekyler och närvaron av deras egen volym. Den molära volymen kan fungera som en egenskap för avvikelser. Verkliga gaser
Bild 14
Bildbeskrivning:
Verkliga gaser Verkliga gaser följer inte Mendeleev-Clapeyrons ekvation. Tillståndsekvationen för en verklig gas (van der Waals ekvation) för en mol för n mol a – tar hänsyn till intermolekylära interaktioner; b – tar hänsyn till molekylernas inneboende volym. Koefficienterna a och b är olika för olika gaser, så van der Waals ekvation är inte universell. Vid låga tryck och höga temperaturer omvandlas van der Waals ekvation till tillståndsekvationen för en ideal gas.
15 rutschkana
Bildbeskrivning:
Huvudegenskapen hos en vätska, som skiljer den från andra aggregationstillstånd, är förmågan att ändra sin form på obestämd tid under påverkan av tangentiella mekaniska spänningar, även godtyckligt små, samtidigt som den praktiskt taget bibehåller sin volym. Det flytande tillståndet anses vanligtvis vara mellanliggande mellan ett fast ämne och en gas: en gas behåller varken volym eller form, men en fast substans behåller båda. En saks flytande tillstånd
16 rutschkana
Bildbeskrivning:
vibrationell-translationell rörelse av molekyler, inkompressibilitet på grund av inre tryck, association (i fallet med polära molekyler), närvaron av kortdistansordning i frånvaro av långdistansordning, ytspänning, viskositet. Vätskors egenskaper:
Bild 17
