hjem » Primærklasser

Fag: fysikk og kjemi. Fysisk kjemi. Teori om reaktivitet av kjemiske forbindelser

Fysisk kjemi begynte på midten av 1700-tallet. Begrepet "fysisk kjemi", i den moderne forståelsen av vitenskapens metodikk og spørsmål om kunnskapsteorien, tilhører M. V. Lomonosov, som for første gang leste "Course of True Physical Chemistry" for studenter ved St. Petersburg University . I innledningen til disse forelesningene gir han følgende definisjon: «Fysisk kjemi er en vitenskap som på grunnlag av fysiske prinsipper og eksperimenter må forklare årsaken til det som skjer gjennom kjemiske operasjoner i komplekse legemer.» Forskeren, i verkene til sin korpuskulær-kinetiske teori om varme, behandler spørsmål som fullt ut samsvarer med de ovennevnte oppgavene og metodene. Dette er nettopp naturen til eksperimentelle handlinger som tjener til å bekrefte individuelle hypoteser og bestemmelser i dette konseptet. M.V. Lomonosov fulgte slike prinsipper på mange områder av sin forskning: i utviklingen og praktisk implementering av "vitenskapen om glass", som han grunnla, i forskjellige eksperimenter viet til å bekrefte loven om bevaring av materie og kraft (bevegelse); - i arbeider og eksperimenter knyttet til studiet av løsninger - utviklet han et omfattende program for forskning på dette fysiske og kjemiske fenomenet, som er i utvikling frem til i dag.

Dette ble fulgt av en pause på mer enn et århundre, og D.I. Mendeleev var en av de første i Russland som startet fysisk og kjemisk forskning på slutten av 1850-tallet.

Det neste kurset i fysisk kjemi ble undervist av N. N. Beketov ved Kharkov University i 1865.

Den første avdelingen for fysisk kjemi i Russland ble åpnet i 1914 ved Fakultetet for fysikk og matematikk ved St. Petersburg-universitetet; høsten begynte D. P. Konovalovs student M. S. Vrevsky å undervise i et obligatorisk kurs og praktiske klasser i fysisk kjemi.

Det første vitenskapelige tidsskriftet som skulle publisere artikler om fysisk kjemi ble grunnlagt i 1887 av W. Ostwald og J. van't Hoff.

Emne for studier av fysisk kjemi

Fysisk kjemi er det viktigste teoretiske grunnlaget for moderne kjemi, ved å bruke teoretiske metoder for så viktige grener av fysikk som kvantemekanikk, statistisk fysikk og termodynamikk, ikke-lineær dynamikk, feltteori, etc. Det inkluderer læren om materiens struktur, inkludert: struktur av molekyler, kjemisk termodynamikk, kjemisk kinetikk og katalyse. Som separate seksjoner i fysikalsk kjemi skilles også ut elektrokjemi, fotokjemi, fysisk kjemi av overflatefenomener (inkludert adsorpsjon), strålingskjemi, studiet av metallkorrosjon, fysikalsk kjemi av høymolekylære forbindelser (se polymerfysikk), etc. De er veldig nært knyttet til fysisk kjemi og blir noen ganger betraktet som dens uavhengige seksjoner kolloidkjemi, fysisk-kjemisk analyse og kvantekjemi. De fleste grener av fysisk kjemi har ganske klare grenser når det gjelder objekter og metoder for forskning, metodiske trekk og apparatur som brukes.

Forskjellen mellom fysisk kjemi og kjemisk fysikk

Utdanningsdepartementet i den russiske føderasjonen Tomsk Polytechnic University _________________________________________________________________________________ N. A. Kolpakova, V. A. Kolpakov, S. V. Romanenko FYSISK KJEMI Lærebok Del I Tomsk 2004 UDC 541.1 Fysisk kjemi. Lærebok / N. A. Kolpakova, V. A. Kolpakov, S. V. Romanenko. – Tomsk: Forlag. TPU, 2004. - Del 1. - 168 s. Læreboken dekker følgende deler av "Fysisk kjemi": grunnleggende termodynamiske lover, kjemisk og faselikevekt, termodynamikk av ikke-elektrolyttløsninger. Manualen er utarbeidet ved Institutt for fysisk og analytisk kjemi ved TPU og er beregnet på fjernundervisningsstudenter med kjemiske spesialiteter. Publisert i henhold til resolusjonen fra redaksjons- og publiseringsrådet ved Tomsk Polytechnic University-anmeldere: Kurina L.N. – Prof. Institutt for fysisk kjemi, TSU, doktor i kjemi. vitenskaper; Buinovsky A.S. - Sjef avdeling Kjemi TPU STU, doktor i kjemi. Sci. © Tomsk Polytechnic University, 2004 © The Authors, 2004 KAPITTEL 1. INNLEDNING TIL FYSISK KJEMI 1.1. EN KORT HISTORISK SKISSE AV UTVIKLING AV FYSISK KJEMI Navnet og definisjonen av innholdet i fysisk kjemi ble først gitt av M. V. Lomonosov (1752): «Fysisk kjemi er en vitenskap som, på grunnlag av fysiske prinsipper og eksperimenter, må forklare grunn til hva som skjer gjennom kjemiske operasjoner i komplekse kropper.» . Undervisningen i fysisk kjemi i Russland som en uavhengig vitenskap ble introdusert av prof. N. N. Beketov i 1860 ved Kharkov University. Lomonosovs viktigste teoretiske og eksperimentelle forskning førte ham til oppdagelser som ikke har mistet sin betydning selv nå. Lomonosov kom nær den riktige definisjonen av prinsippet om bevaring av materie og bevegelse, den kinetiske naturen til varme, og bemerket også umuligheten av spontan overføring av varme fra en kaldere kropp til en varmere, som for tiden er en av formuleringene til termodynamikkens andre lov. I løpet av det neste århundret ble det utført forskning, på grunnlag av dette ble det gjort mange viktige funn og generaliseringer. K.V. Scheele i Sverige (1773) og Fontana i Frankrike (1777) oppdaget adsorpsjon av gasser; T. E. Lovitz i Russland (1785) oppdaget adsorpsjon fra løsninger. A.L. Lavoisier og P.S. Laplace i Frankrike (1779–1784) studerte varmekapasiteten til stoffer og de termiske effektene av reaksjoner. På begynnelsen av 1800-tallet. G. Davy i England og L. J. Tenard i Frankrike oppdaget katalytiske reaksjoner, og J. Ya Berzelius i Sverige (1835) videreutviklet ideer om katalyse. Grunnlaget for elektrokjemi ble lagt ved forskning på galvaniske celler, elektrolyse og strømoverføring i elektrolytter. Galvani og A. Volta i Italia opprettet en galvanisk celle i 1799. V.V. Petrov i Russland (1802) oppdaget fenomenet den elektriske lysbuen. T. Grothus i Russland i (1805) la grunnlaget for teorien om elektrolyse. I 1800 la G. Davy frem den elektrokjemiske teorien om samspillet mellom stoffer: han brukte elektrolyse mye til kjemisk forskning. M. Faraday, Davys student, i 1833–1834. formulerte de kvantitative lovene for elektrolyse. B. S. Jacobi i Russland, som løste problemer med den praktiske bruken av elektrolyseprosessen, oppdaget galvanoplastikk i 1836. I første halvdel av 1800-tallet. Takket være verkene til D. Dalton i England (1801–1803), J. L. Gay-Lussac i Frankrike (1802) og A. Avogadro i Italia (1811), som oppdaget de viktigste lovene i gasstilstanden, ble 3 atomistiske ideer vidt utviklet. Arbeidene til G. I. Hess (1802–1856) om termokjemi tilhører samme periode. K. Guldberg og P. Waage i Norge (1864–1867), J. W. Gibbs i USA (1873–1878) utviklet den termodynamiske teorien om kjemisk likevekt, og A. L. Le Chatelier i Frankrike (1884) oppdaget det generelle prinsippet om forskyvningslikevekt da ytre forhold endres. Den termodynamiske teorien om kjemisk likevekt ble utviklet i verkene til den nederlandske kjemikeren J. H. van't Hoff. Han utviklet også den kvantitative teorien om fortynnede løsninger (1885–1889). Overføringen av elektrisitet i løsninger ble studert i Tyskland av I. V. Hittorf og F. W. G. Kohlrausch. Den svenske vitenskapsmannen S. A. Arrhenius utviklet den i 1883–1887. teori om elektrolytisk dissosiasjon. A. M. Butlerov, som skapte teorien om strukturen til organiske forbindelser, satte et dypt preg på utviklingen av fysisk kjemi. Den store russiske kjemikeren D.I. Mendeleev (1834–1907) oppdaget eksistensen av en kritisk temperatur (1860), utledet den generelle ligningen for gassers tilstand (1874) og utviklet den kjemiske teorien om løsninger (1887). D. P. Konovalov (1889), en student av Mendeleev, er en av grunnleggerne av teorien om løsninger. På slutten av 1800-tallet. En rekke store funn ble gjort innen studiet av materiens struktur, som beviste kompleksiteten til strukturen til atomet og spilte en stor rolle i utviklingen av fysisk kjemi. Disse inkluderer oppdagelsen av elektronet av J. B. Perrin (1895) og J. Thomson (1897), lysets kvantenatur av R. Planck (1900), eksistensen av lystrykk av P. N. Lebedev (1899), studien (siden 1898) ) fenomener med radioaktivitet av P. Curie og M. Sklodowska-Curie. Ved begynnelsen av det 20. århundre. fysisk kjemi ble definert som vitenskapen som studerer materiens struktur, kjemisk termodynamikk, inkludert termokjemi og studiet av likevekt, løsninger, kjemisk kinetikk og elektrokjemi. Nye teoretiske metoder ble tatt i bruk og studier av strukturen til atomer, molekyler og krystaller kom på banen. Læren om materiens struktur, spesielt strukturen til atomer og molekyler, utviklet seg raskest på 1900-tallet. En stor prestasjon på dette området var kjernefysisk teori om atomet, foreslått av E. Rutherford (1911) og utviklet i den første kvantitative teorien om hydrogenatomet, utviklet av den danske fysikeren N. Bohr (1913). Studiet av naturen til kjemiske bindinger og strukturen til molekyler utviklet seg parallelt med studiet av atomets struktur. Ved begynnelsen av 20-tallet av det nåværende århundre utviklet V. Kossel og G. N. Lewis grunnlaget for den elektroniske teorien om kjemisk binding. W. G. Heitler og F. London (1927) utviklet den kvantemekaniske teorien om kjemisk binding. Basert på fysikkens største oppdagelser innen atomstruktur og ved bruk av teoretiske metoder for kvantemekanikk og statistisk fysikk, samt nye eksperimentelle metoder, som røntgenanalyse, spektroskopi, massespektroskopi, magnetiske metoder, tagget atom-metode og andre, fysikere og fysikalske kjemikere har gjort store fremskritt i å studere strukturen til molekyler og krystaller og i å forstå naturen til kjemiske bindinger. Studiet av hastigheten på kjemiske reaksjoner, det vil si kjemisk kinetikk, som nå er assosiert spesifikt med studier av strukturen til molekyler og styrken av bindinger mellom atomer i et molekyl, har fått stor utvikling. Nye grener av fysikalsk kjemi har dukket opp og utvikler seg med suksess: magnetokjemi, strålingskjemi, fysikalsk kjemi av høypolymerer, fysikalsk kjemi av silikater, gasselektrokjemi osv. I likhet med andre vitenskaper oppsto eller begynte fysisk kjemi og dens individuelle grener å utvikle seg spesielt vellykket. i de perioder da et eller annet praktisk behov nødvendiggjorde en rask utvikling av enhver industrigren, og denne utviklingen krevde et solid teoretisk grunnlag. Her er det nødvendig å merke seg hovedforskningen til N. S. Kurnakov på fysiokjemisk analyse, arbeid innen elektrokjemi av A. N. Frumkin, etableringen av teorien om kjedereaksjoner av N. N. Semenov, og utviklingen av teorien om heterogen katalyse av A. A. Balandin . Fysisk kjemi spiller en ledende rolle i å løse en rekke problemer som kjemisk vitenskap og praksis står overfor. For tiden er fysisk kjemi en selvstendig disiplin med egne forskningsmetoder og er det teoretiske grunnlaget for anvendte kjemisk-teknologiske disipliner. 1.2. FYSISK KJEMI EMNE OG OPPGAVER Fysisk kjemi er vitenskapen om lovene for kjemiske prosesser og fysiske fenomener. Hovedoppgaven til fysisk kjemi er studiet og forklaringen av de grunnleggende lovene som bestemmer retningen til kjemiske prosesser, hastigheten på deres forekomst, påvirkning av miljøet, urenheter, stråling og betingelsene for å oppnå maksimalt utbytte av en nyttig produkt. Studiet av fysisk kjemi gir en mulighet til å forstå kjemiens lover og forutsi og kontrollere kjemiske fenomener. Moderne fysisk kjemi gjør det mulig å løse problemene med effektiv produksjonsstyring, intensivering og automatisering av produksjonsprosesser. Det fungerer som det teoretiske grunnlaget for kjemisk teknologi. Slike viktige produksjonsprosesser innen kjemisk teknologi som syntese og oksidasjon av ammoniakk, kontaktproduksjon av svovelsyre, produksjon av etanol fra naturgass, oljekrakking og mange andre er basert på resultatene av fysiokjemiske studier av reaksjonene som ligger til grunn for disse 5 prosessene. Uten fysisk kjemi er det umulig å løse problemet med å lage stoffer med gitte egenskaper, utvikle nye nåværende kilder og mange andre problemer med effektiv produksjon. Derfor åpner kunnskap om fysisk kjemi for fremtidige industriingeniører store muligheter for å løse ulike problemer som oppstår i de praktiske aktivitetene til en ingeniør i fabrikker og forskningsinstitutter. Navnet på vitenskapen - "fysisk kjemi" - gjenspeiler både historien om dens fremvekst i krysset mellom to vitenskaper - fysikk og kjemi, samt det faktum at den i stor grad bruker de teoretiske lovene og eksperimentelle metoder for fysikk i studiet av kjemiske fenomener. 1.3. KLASSIFISERING AV METODER FOR FYSISK KJEMI Flere teoretiske metoder brukes i fysikalsk kjemi.  Den kvantekjemiske metoden bruker egenskapene til elementærpartikler for å beskrive kjemiske transformasjoner. Ved hjelp av kvantemekanikkens lover beskriver de egenskapene og reaktiviteten til molekyler, samt naturen til kjemiske bindinger basert på egenskapene til de elementære partiklene som utgjør molekylene.  Den termodynamiske (fenomenologiske) metoden er basert på flere lover (postulater), som er en generalisering av eksperimentelle data. Det gjør det mulig på grunnlag av dem å finne ut energiegenskapene til systemet, forutsi forløpet av den kjemiske prosessen og dens resultat i likevektsøyeblikket.  Den kvantestatistiske metoden forklarer egenskapene til stoffer basert på egenskapene til molekylene som utgjør disse stoffene.  Den kinetiske metoden lar deg etablere mekanismen og lage en teori om kjemiske prosesser ved å studere endringer i hastigheten på kjemiske reaksjoner på grunn av ulike faktorer. Fysisk kjemi er preget av utbredt bruk av matematikk, som ikke bare gjør det mulig å uttrykke teoretiske lover mest nøyaktig, men også er et nødvendig verktøy for å etablere dem. 6 KAPITTEL 2. GRUNNLEGGENDE LOVER FOR TERMODYNAMIKK Ordet "termodynamikk" kommer fra den greske termen - varme og dynamikk - kraft. Termodynamikk er vitenskapen om å konvertere ulike typer energi fra en til en annen. Kjemisk termodynamikk studerer transformasjonene av ulike typer energi som skjer under kjemiske reaksjoner. 2.1. GRUNNLEGGENDE KONSEPT FOR KJEMISK TERMODYNAMIKK Et system er en egen kropp eller gruppe av kropper som samhandler og er atskilt fra miljøet av et ekte eller imaginært skall (grense). Et åpent system er et som utveksler stoffer (masse) og energi (for eksempel varme) med det ytre miljøet. Et isolert system (eller lukket system) er et system som ikke utveksler varme og arbeider med miljøet. Energien og volumet til et isolert system er konstant over tid. Et eksempel på et slikt system er for eksempel en termos. Hvis grensen ikke tillater varme å passere gjennom, kalles prosessen som skjer i systemet adiabatisk. Når et system utveksler varme og arbeider med miljøet, skjer det endringer i både systemet og miljøet. Termodynamiske systemer kan være homogene eller heterogene. Hvis det inne i systemet ikke er noen grensesnitt som skiller deler av systemet som er forskjellige i sammensetning eller struktur, kalles dette systemet homogent. Følgelig kalles et system som består av forskjellige deler som er forskjellige i struktur eller kjemisk sammensetning heterogent. Disse delene kalles faser. Dermed er en fase en del av et heterogent system begrenset av et grensesnitt og preget av identiske fysiske og kjemiske egenskaper på alle punkter. Hvert system består av ett eller flere stoffer. Individuelle kjemiske stoffer som kan isoleres fra et system og eksisterer utenfor det uavhengig i form av en separat fase, kalles bestanddeler i systemet. For eksempel er det vann i et glass, som en platinaplate senkes ned i. Over glasset er det en blanding av gasser: oksygen, hydrogen og nitrogen. Dette systemet er trefaset, det inneholder fem bestanddeler. 7 Den termodynamiske tilstanden til et system er et sett med verdier av uavhengige variabler (systemparametere) som bestemmer dets egenskaper. Enhver egenskap til et system kan kalles en termodynamisk tilstandsparameter hvis den betraktes som en av de uavhengige variablene som bestemmer tilstanden til systemet. Termodynamikk betrakter materie som et kontinuerlig medium og bruker for forskning slike termodynamiske parametere som er et resultat av virkningen av et stort antall partikler (makroparametere). For eksempel er makroparametrene for en kjemisk reaksjon som skjer selv under "normale forhold" temperatur, trykk, volum, konsentrasjon, styrke til gravitasjonsfelt, magnetiske, elektriske og elektromagnetiske felt osv. "Vanlige forhold" er en temperatur på 20–25 grader. °C, atmosfærisk trykk, dvs. ca 101 kPa, gravitasjonsakselerasjon - i gjennomsnitt ca 9,8 m/s2, magnetisk feltstyrke - i gjennomsnitt ca 40 A/m, elektrisk feltstyrke - i gjennomsnitt ca 130 V/m, belysning med synlig lys - i gjennomsnitt ca 500 lux. For å karakterisere den termodynamiske tilstanden til et system, er det nødvendig å kjenne ikke alle egenskaper, men bare det minste antallet av dem, de såkalte uavhengige parametrene til systemet. Som regel, når vi beskriver en kjemisk prosess som skjer på jorden, indikerer vi ikke feltkarakteristikkene, siden de er konstante og derfor ikke påvirker sammensetningen og utbyttet av reaksjonsprodukter. Hvis en kjemisk prosess utføres under forhold med sterke magnetiske eller elektriske felt, eller under intens bestråling med ultrafiolett, røntgenstråler eller til og med synlig lys, vil feltparametrene ha en betydelig innvirkning på sammensetningen og utbyttet av reaksjonsproduktene. I dette tilfellet må feltparametrene spesifiseres. Termodynamiske parametere er delt inn i omfattende og intensive. Mengder som er proporsjonale med massen (eller stoffmengden) til arbeidsfluidet eller det termodynamiske systemet som vurderes kalles omfattende, disse er volum, indre energi, entalpi osv. Intensive mengder er ikke avhengig av massen til det termodynamiske systemet. Dette er for eksempel temperatur og trykk. Trykk er en fysisk størrelse lik forholdet mellom en kraft jevnt fordelt over overflaten av et legeme og overflatearealet plassert vinkelrett på kraften: p = S SI-enheten for trykk er pascal (Pa) - dette er trykket forårsaket med en kraft på 1 N, jevnt fordelt over en overflate på 1 m2 plassert vinkelrett på kraftretningen: 1 N/m2 = 1 Pa. I praksis brukes flere og submultiple trykkenheter: kilopascal 8 (103 Pa = 1 kPa); megapascal (106 Pa = 1 MPa); hektapascal (102 Pa = 1 hPa), samt en ikke-systemisk enhet - bar (1 bar = 105 Pa). I følge konklusjonene fra den molekylære kinetiske teorien er gasstrykk et resultat av påvirkninger av kaotisk kontinuerlig bevegelige molekyler på karets vegg. De enkleste forholdene mellom parametere og oppførsel til molekyler ble oppnådd for en ideell gass. En ideell gass forstås som en gass som består av elastiske molekyler, mellom hvilke det ikke er noen interaksjonskrefter, og som har et ubetydelig lite eget volum sammenlignet med volumet som okkuperes av gassen. Enhver ekte gass ved et relativt lavt trykk (nær atmosfærisk) oppfører seg nesten som en ideell gass (strengt ved p → 0). Tilstandsligningen til en ideell gass - Mendeleev - Clapeyron-ligningen har formen: pV = nRT, hvor p er gasstrykket, Pa; V - volum, m3; n er mengden gass, mol; R er den universelle gasskonstanten lik 8,314 J/(mol K); T er den absolutte temperaturen, K. Temperatur karakteriserer den termiske tilstanden til systemet. Konseptene om en varmere og en kaldere kropp kan etableres eksperimentelt, men temperatur kan ikke måles direkte. Det bestemmes fra de numeriske verdiene til andre fysiske parametere som avhenger av temperatur, som er grunnlaget for konstruksjonen av empiriske temperaturskalaer. Ulike fysiske størrelser kan fungere som slike parametere (termometriske parametere). Disse inkluderer volumet til et legeme ved konstant trykk, trykk ved konstant volum, elektrisk ledningsevne, termoelektromotorisk kraft, geometriske parametere til kropper, lysstyrke, etc. En enhet for å måle temperatur kalles et termometer. For å konstruere en hvilken som helst empirisk temperaturskala, brukes tre antakelser: 1) størrelsen på graden spesifiseres ved å velge den numeriske verdien av verdien ∆T mellom to referansetemperaturpunkter - temperaturstandarder; 2) posisjonen til temperatur null i empiriske skalaer er vilkårlig; 3) det antas at den termometriske funksjonen er lineær i et gitt temperaturområde. Faseoverganger av rene stoffer brukes som referansepunkter. For eksempel, for den empiriske Celsius-skalaen, er smelte- og koketemperaturene til vann ved atmosfærisk trykk (henholdsvis 0 og 100 grader) tatt som referansepunkter. Intervallet mellom disse temperaturene er delt inn i hundre like deler (grader Celsius - °C). Selv om en objektiv temperaturskala kan konstrueres ved å bruke en hvilken som helst teoretisk definert termometrisk funksjon, brukes i termodynamikk tilstandsligningen til en ideell gass som en slik funksjon. Et gasstermometer muliggjør de mest nøyaktige (nær den absolutte temperaturskalaen - Kelvin-skala) temperaturmålinger. Imidlertid er å bestemme temperaturen på skalaen til et gasstermometer en ganske vanskelig jobb, som bare utføres for å fastslå de absolutte temperaturene til noen få referansepunkter for faseoverganger, tatt som referanse. Mellomtemperaturer bestemmes vanligvis ved empiriske termometriske metoder. International Practical Temperature Scale (IPS), som ble vedtatt i 1954, er den mest nøyaktige tilnærmingen til den absolutte temperaturskalaen på det nåværende stadiet. I motsetning til empiriske skalaer, bruker MSHT ett eksperimentelt referansetemperaturpunkt. Temperaturen til trippelpunktet til vann (når is, vann og vanndamp er samtidig i likevekt) ble brukt som et slikt punkt. Temperaturen til trippelpunktet for vann er tatt i MPTS til å være 273,16 K (nøyaktig). Ved atmosfærisk trykk smelter isen 0,01° lavere. Referansepunktet på Celsius-skalaen - 0 °C - tilsvarer 273,15 K. Den numeriske verdien av temperaturene for alle andre referansepunkter (bortsett fra trippelpunktet for vann) foredles kontinuerlig ettersom nøyaktigheten av å arbeide med et gasstermometer øker. I 1968 ble det anbefalt å bruke tolv referansepunkter som referansetemperaturpunkter, som dekker området fra trippelpunktet for hydrogen til smeltepunktet for gull. For tiden er temperatur på Celsius-skalaen (t) uttrykt som et forhold til absolutt temperatur (T), som er: T = 273,15 + t. Egenskaper til et system som entydig kan uttrykkes som funksjoner av temperatur, trykk og konsentrasjon av stoffer som utgjør systemet kalles termodynamiske funksjoner. For eksempel varmekapasitet, intern energi, entropi, etc. Hvis endringen i den termodynamiske funksjonen bare avhenger av den innledende og endelige tilstanden til systemet og ikke er avhengig av prosessens vei, så kalles en slik funksjon tilstanden funksjonen til systemet. En termodynamisk prosess er enhver endring i et system assosiert med en endring i minst én av de termodynamiske parameterne. En sirkulær prosess eller syklus er en prosess der et termodynamisk system, etter å ha forlatt en viss starttilstand og gjennomgår en rekke endringer, går tilbake til samme tilstand; i denne prosessen er endringen i enhver tilstandsparameter null. 10

Send ditt gode arbeid i kunnskapsbasen er enkelt. Bruk skjemaet nedenfor

Studenter, hovedfagsstudenter, unge forskere som bruker kunnskapsbasen i studiene og arbeidet vil være veldig takknemlige for deg.

Lagt ut på http://www.allbest.ru/

Budsjettmessig institusjon for videregående yrkesopplæring

Khanty-Mansi autonome Okrug-Ugra

"Sovjetisk profesjonell høyskole"

Grunnleggende forelesningsnotater

i akademisk disiplin: "EN.03 Chemistry"

spesialitet: "260502 Teknologi for offentlige cateringprodukter"

"Fysisk og kolloidal kjemi"

merknad

Sammensatt av: Ivanova L.V.

Anmeldere:

Polyanskaya T.V., lærer i naturlige disipliner ved Federal State Educational Institution of Secondary Professional Education "OKTES";

Chudnovskaya V.G., lærer, leder av undervisningskomiteen for kjemiske disipliner.

De grunnleggende forelesningsnotatene ble satt sammen i samsvar med kravene i Federal State Education Standard (FSES) for videregående yrkesopplæring til et minimum av innhold i disiplinen "EN.03 Chemistry" for opplæring av spesialister på mellomnivå: "260807 Technology av offentlige cateringprodukter."

Arbeid med referansenotater letter overgangen fra den vanlige beskrivende oppfatningen av fysisk-kjemiske data til kvantitative representasjoner, dvs. fører til en dyp og korrekt forståelse av dem, og som en konsekvens til forutsigbarhet av pågående prosesser i kolloidale og andre systemer. Dette bidrar til å profesjonelt utvikle, ved å bruke det vitenskapelige grunnlaget for fysisk og kolloidal kjemi, tilnærminger til teknologien for produksjon, lagring og prosessering av matprodukter.

Håndboken er ment for å organisere klasseroms- og fritidsarbeid til elever i faget "EN.03 Kjemi" (del 1 "Fysisk kjemi", seksjon 3 "Kolloidkjemi").

Introduksjon

Del 1. Fysisk kjemi

1.1 Termodynamikkens grunnleggende begreper og lover. Termokjemi

1.1.1 Grunnleggende begreper om termodynamikk

1.1.2 Termodynamikkens første lov

1.1.3 Termokjemi

1.1.4 Termodynamikkens andre lov

1.2 Samlede tilstander av stoffer, deres egenskaper

1.2.1 Kjennetegn på den gassformige tilstanden til et stoff

1.2.2 Kjennetegn på væsketilstanden til et stoff

1.2.3 Kjennetegn på stoffets faste tilstand

1.3 Kjemisk kinetikk og katalyse. Kjemisk likevekt

1.3.1 Kjemisk reaksjonshastighet

1.3.2 Katalyse og katalysatorer

1.3.3 Kjemisk likevekt

1.4 Løsningers egenskaper

1.4.1 Generelle egenskaper ved løsninger

1.4.2 Løsninger av gasser i væsker

1.4.3 Gjensidig løselighet av væsker

1.4.4 Løsninger av faste stoffer i væsker

1.4.5 Diffusjon og osmose i løsninger

1.4.6 Mettet damptrykk over løsningen

1.4.7 Frysing og koking av løsninger

1.4.8 Egenskaper til elektrolyttløsninger

1.5 Overflatefenomener. Adsorpsjon

1.5.1 Adsorpsjon, dens typer

1.5.2 Adsorpsjon ved løsning-gass-grensesnittet

1.5.3 Ionebytteradsorpsjon

Seksjon 2. Kolloidal kjemi

2.1 Emne for kolloidal kjemi. Spredte systemer

2.1.1 Generelle kjennetegn ved disperse systemer

2.1.2 Klassifisering av spredte systemer

2.2 Kolloide løsninger

2.2.1 Metoder for å oppnå

2.2.2 Struktur av en kolloidal partikkel

2.2.3 Egenskaper til kolloidale løsninger

2.3 Grove systemer

2.3.2 Suspensjoner

2.3.3 Emulsjoner

2.3.4 Aerosoler

2.4 Fysisk-kjemiske endringer i organiske stoffer i matvarer

2.4.1 Proteiner, deres kjemiske struktur og aminosyresammensetning

2.4.2 Karbohydrater - polysakkarider med høy molekylvekt

2.4.4 Gelé

Bibliografi

Introduksjon

Fysisk kjemi er en vitenskap som studerer forholdet mellom de kjemiske og fysiske egenskapene til stoffer, kjemiske og fysiske fenomener og prosesser.

Bare på grunnlag av de fysiske kjemilovene kan prosesser som fordampning, krystallisering, tørking, sublimering, separasjon, destillasjon, ekstraksjon og oppløsning, som er vanlig i ulike grener av næringsmiddelindustrien, forstås og utføres. Uten kunnskap om fysisk-kjemimetoder er teknologisk kontroll av matproduksjon umulig: bestemmelse av fuktighet, surhet, innhold av sukker, proteiner, fett, vitaminer, etc.

Grunnleggeren av fysisk kjemi er M.V. Lomonosov. Han i 1752-1754. var den første vitenskapsmannen som underviste studenter i et kurs i fysisk kjemi. Kurset ble ledsaget av demonstrasjoner av eksperimenter og laboratoriearbeid. Lomonosov var den første som foreslo begrepet "fysisk kjemi" og ga denne vitenskapelige disiplinen følgende definisjon: "Fysisk kjemi er en vitenskap som forklarer, på grunnlag av fysikkens prinsipper og eksperimenter, hva som skjer i blandede legemer under kjemiske operasjoner. ” Dermed har M.V. Lomonosov betraktet fysisk kjemi som en vitenskap designet for å gi en fysisk forklaring på essensen av kjemiske prosesser.

M.V. Lomonosov skrev verdens første lærebok om fysisk kjemi. Oppdagelsen av den store vitenskapsmannen av loven om bevaring av materie og energi, læren om eksistensen av absolutt null, den kinetiske teorien om gasser og en rekke arbeider om studier av løsninger dannet grunnlaget for den nye fysiske kjemien og bidratt til dens dannelse til en uavhengig vitenskap. Perioden med separasjon til en egen vitenskap varte i mer enn 100 år. I løpet av denne tiden underviste ingen av forskerne et kurs i fysisk kjemi.

En av grenene av fysisk kjemi som har blitt en selvstendig vitenskap er kolloidal kjemi.

Kolloid kjemi er en vitenskap som studerer egenskapene til heterogene sterkt dispergerte systemer og løsninger av polymerer.

Kulinariske prosesser: koagulering av proteiner (under varmebehandling av kjøtt, fisk, egg, etc.), oppnå stabile emulsjoner (mange sauser), skum (piskefløte, proteiner, mousser), aldrende gelé (herding av brød, skille væske fra gelé, gelé, etc.), adsorpsjon (avklaring av buljonger) - tilhører kolloidale prosesser. De danner grunnlaget for all matproduksjon.

Lovene for fysisk og kolloidal kjemi ligger til grunn for miljøverntiltak. Som regel er også avløpsvann og røyk fra fabrikkskorsteiner kolloidale systemer. Metoder for å ødelegge disse kolloidale systemene er basert på lovene i fysisk kolloidkjemi.

Del 1. Fysisk kjemi

1. 1 Grunnleggendetermodynamikkens begreper og lover. BegrepOkjemi

1.1.1 Grunnleggende begreper om termodynamikk

Termodynamikk- en vitenskap som studerer de generelle lovene for gjensidig transformasjon av energi fra en form til en annen.

Kjemisk termodynamikk kvantifiserer de termiske effektene av ulike prosesser, klargjør den grunnleggende muligheten for spontan flyt av kjemiske reaksjoner og betingelsene som kjemiske reaksjoner kan være i en tilstand av likevekt.

Studieobjektet i termodynamikk er system- en kropp eller gruppe av kropper som faktisk eller mentalt er adskilt fra miljøet. Et system kan kalles en mineralkrystall, en løsning av ethvert stoff i enhver beholder, en gass i en sylinder, etc.

Systemet kalles termodynamisk, hvis varme og materie kan utveksles mellom kroppene som utgjør det, og hvis systemet er beskrevet utelukkende av termodynamiske parametere.

Typer systemer (avhengig av arten av interaksjon med miljøet)

Åpen

Lukket

Isolert

Bytter energi og materie med miljøet.

Den kan ikke utveksle materie med miljøet, men den kan utveksle energi og jobbe med den.

Utveksler ikke materie og energi med det ytre miljøet. Varmeoverføring, gjensidig transformasjon av energi og utjevning av konsentrasjoner kan forekomme i systemet, men den indre energien i systemet forblir konstant.

En åpen kolbe som inneholder en løsning som løsningsmidlet kan fordampe fra og som kan varmes opp og avkjøles.

En tett lukket kolbe som inneholder et stoff.

Reaksjonen finner sted i termostaten.

Systemet kan være homogen- består av én fase (luft, krystall, salt) og heterogen- består av flere faser (is-vann, vann-benzen).

Fase-en del av et heterogent system, atskilt av grensesnitt og preget av de samme fysiske egenskapene på alle punktene.

Miljø- dette er alt som er i direkte eller indirekte kontakt med systemet. Det er generelt akseptert at miljøet er så stort at dets frigjøring eller oppsamling av varme ikke endrer temperaturen.

Tilstanden til et termodynamisk system bestemmes av masse, volum, trykk, sammensetning, varmekapasitet og andre egenskaper, som kalles parametere bestårJegnia.

Hvis systemtilstandsparametrene ikke endres over tid, vurderes en slik tilstand likevekt. I et termodynamisk likevektssystem er tilstandsparametrene sammenkoblet av visse matematiske ligninger - tilstandsligninger (for eksempel Clayperon-Mendeleev-ligningen for tilstanden til en ideell gass).

Parametre som kan måles direkte kalles hovedtilstandsparametere. Tilstandsparametere som ikke kan måles direkte (intern energi, entalpi, entropi, termodynamiske potensialer) betraktes som funksjonene til hovedparametreneTstatens vollgrav.

Termodynamiskeprosesss-endringer i systemtilstandsparametere:

isotermisk (T=konst);

· isobarisk (P=konst);

· isokorisk (V=konst).

Alle kropper i naturen, uavhengig av deres aggregeringstilstand, har en viss reserve indre energi.

Energi består av den kinetiske energien til molekyler, inkludert energien til translasjons- og rotasjonsbevegelse, energien til bevegelse av atomer til molekyler, elektroner i atomer, intranukleær energi, energien til interaksjon av partikler med hverandre, etc. Den kinetiske og potensielle energien til selve kroppen er ikke inkludert i den indre energien. Intern energi er en funksjon av tilstand. Den absolutte verdien av intern energi kan ikke bestemmes, bare endringen i intern energi (U) kan måles. Endringen i indre energi avhenger ikke av overgangsveien, men avhenger bare av den innledende og endelige tilstanden til systemet.

Varme (Q)(eller den termiske effekten av en prosess) er en kvantitativ karakteristikk av energien som et system mottar (gir) fra omgivelsene under en gitt prosess. Varme er en form for energioverføring, realisert ved å endre den kinetiske energien til den termiske (kaotiske) bevegelsen av partikler (atomer, molekyler). Hvis en prosess er ledsaget av overføring av energi fra miljøet til systemet, kalles det endotermisk, ellers - eksotermisk. Enhver eksoterm reaksjon i foroverretningen blir endoterm hvis den går i motsatt retning, og omvendt.

Arbeid (A), oppnådd av systemet, er forårsaket av systemets interaksjon med det ytre miljøet, som et resultat av at eksterne krefter overvinnes, dvs. arbeid er en av formene for energiutveksling med miljøet og fungerer som en kvantitativ karakteristikk av den overførte energien, og overføringen av energi realiseres gjennom den ordnede (organiserte) bevegelsen av molekyler under påvirkning av en viss kraft.

1.1. 2 Termodynamikkens første lov

Dette er en universell naturlov, loven om bevaring og transformasjon av energi, som tilsvarer den grunnleggende posisjonen til dialektisk materialisme om bevegelsens evighet og uforgjengelighet. Denne loven ble først formulert i 1842 av den fremragende tyske fysikeren J. Meyer.

Energi forsvinner ikke og oppstår ikke fra ingenting, men transformeres bare fra en type til en annen i strengt ekvivalente proporsjoner.

Avhengig av type system har termodynamikkens første lov forskjellige formuleringer.

For et lukket system etablerer denne termodynamikkens lov en sammenheng mellom varmen som mottas eller frigjøres av systemet i en bestemt prosess, endringen i systemets indre energi og arbeidet som utføres.

I et isolert system, den indre energienRgia er konstant, dvs. U=0.

Hvis varme Q tilføres et lukket system, forbrukes denne energienOtruter for å øke den indre energien i systemet U og å begå siMedarbeidstema A kontra utenforwdisse miljøkreftene:

I isobarisk-isotermiske forhold der levende organismer fungerer:

hvor: p - eksternt trykk,

V er endringen i volumet til systemet.

La oss erstatte (1.2) med (1.1).

Qр = U+рV = (U slutt - U start) + (рV slutt - рV start) = (U slutt + рV slutt) - (U slutt + рV start) (1.3)

Summen av systemets indre energi og produktet av volum og trykk (U+рV) kalles entalpi (N) -termodynamisk funksjon som karakteriserer energitilstanden til systemet under isobarisk-isotermiske forhold. Dermed:

Enthalpia- dette er summen av alle typer energi konsentrert i et gitt system, inkludert den mekaniske energien til partikler, som kan manifestere seg i form av arbeid under ekspansjon. Kjemiske reaksjoner og fysiske og kjemiske prosesser kan oppstå ved frigjøring og absorpsjon av energi. De er delt inn i eksoterme og endoterme.

Prosesser der varme frigjøres kalles eksotermiskOg,prosesser som skjer med varmeabsorpsjon - endotermiskeskumme.

I eksoterme prosesser avtar entalpien (H con H-begynnelse), derfor:

DH = (H slutt - H start);

I endoterme prosesser øker entalpien (H con H-begynnelse), derfor:

DH = (H slutt - H start) 0,

Systemets entalpi avhenger av trykk, temperatur og mengde stoff.

Under isobarisk-isotermiske forhold er mengden varme som frigjøres eller absorberes under en kjemisk reaksjon karakterisert ved en endring i entalpien og kalles reaksjonsentalpi N. Endringen i entalpien til en reaksjon bestemt under standardbetingelser kalles standardentalpien til en reaksjon og betegnes H 0.

Reaksjonens entalpi, dvs. den termiske effekten av reaksjonen avhenger bare av arten og tilstanden til utgangsstoffene og sluttproduktene og er ikke avhengigOgsitte fra stien, langs tilOtil hvem reaksjonen finner sted.

Standard betingelser:

· mengde stoff 1 mol;

· trykk 760 mm. rt. Kunst. eller 101,325 kPa;

· temperatur 298 0 K eller 25 0 C.

1.1. 3 Termokjemi

Kjemisk ligningen, som spesifiserer entalpien (eller varmen) til en reaksjon, kalles termokjemisk.

Termokjemiske ligninger brukes i termokjemi. Termokjemi bestemmer de termiske effektene av en kjemisk reaksjon og overganger fra en tilstand til en annen. Den termokjemiske ligningen skiller seg fra den kjemiske ved at i termokjemiske ligninger er absoluttverdien og tegnet på den termiske effekten av reaksjonen indikert, som refereres til en mol av det opprinnelige eller resulterende stoffet, derfor kan de støkiometriske koeffisientene i termokjemiske ligninger være brøkdel. I termokjemiske ligninger noteres også aggregeringstilstanden og krystallinsk form.

Entalpien til en reaksjon kan bestemmes både eksperimentelt og ved beregning ved å bruke entalpiene for dannelse av stoffer som deltar i en kjemisk reaksjon basert på Hess lov(1840):

I termokjemiske beregninger er konsekvensene av Hess lov av stor betydning:

1 konsekvens. Reaksjonens entalpi er lik forskjellen i den algebraiske summen av entalpiene for dannelse av produktene og utgangsmaterialene, tatt i betraktning de støkiometriske koeffisientene i reaksjonsligningen.

2 konsekvens. Entalpien for direkte implementering er numerisk lik entalpien til den omvendte reaksjonen, men med motsatt fortegn.

1.1. 4 Termodynamikkens andre lov

Dette fører til følgende formuleringer:

Overføring av varme fra en kald kropp til en varm er forbundet med kompensasjon, dvs. med behov for ekstra arbeid, som til slutt blir til varme absorbert av en varm kropp (for eksempel i et hjemmekjøleskap overføres varme fra gjenstander til delene av enheten og deretter til luften. Denne overføringen krever utgifter til elektrisitet). Prosesser, hvis implementering er relatert til kompensasjon, kalles ikke omvendtOgav oss.

En spontan (naturlig, spontan) overgang av energi (i form av varme) fra en mindre oppvarmet kropp til en mer oppvarmet er umuligeat.

Havvarme kan for eksempel i prinsippet omdannes til arbeid (i henhold til termodynamikkens første lov), men bare hvis det finnes et passende kjøleskap (i henhold til termodynamikkens andre lov).

Det er umulig å lage en evighetsmaskin av 2. type.

I forhold til kjemiske reaksjoner (ved P, T=const), uttrykkes denne situasjonen ved følgende matematiske ligning:

H = G + TS eller G = H - TS, (1,5)

hvor H er den termiske effekten av reaksjonen observert under dens irreversible forløp;

G - endre Gibbs fri energi(fri energi ved konstant trykk), eller en endring i det isobarisk-isotermiske potensialet, det vil si at dette er den maksimale delen av energien til systemet som under gitte forhold kan omdannes til nyttig arbeid. Ved G 0 fortsetter reaksjonen spontant.

Selv med en reversibel reaksjon kan bare en del av varmen i prosessen omdannes til arbeid. Den andre delen er ikke omgjort til sENbot, overføres fra varmere til kaldere deler av systemeteVi.

Funksjonen S introdusert i ligning (1.5) kalles entrOFDI.

Entropi er en funksjon av hver spesifikke, stasjonære tilstand og er ikke avhengig av veien for å oppnå en ny tilstand (for eksempel på hvilke mellomstadier systemet går gjennom ved overgang fra tilstand 1 til tilstand 2).

Produktet TS er den overførte varmen (Q), som ikke kan omdannes til arbeid selv med en reversibel reaksjon (verdien av "bundet energi"). Dette produktet viser mengden intern energi som går tapt i form av varme:

TS = Q, eller S = Q/T, (1,6)

Endringen i entropi til et system under en reaksjon er lik varmen som gis til systemet delt på den absolutte temperaturen som systemet mottar (avgir) denne varmen ved.

I tillegg til det termodynamiske potensialet - Gibbs frie energi G, i termodynamikk, som en hjelpefunksjon for å beskrive prosesser, er et annet introdusert termodynamisk potensial også av stor betydning - gratis energi Helmholtz F(fri energi ved konstant volum), eller isokorisk-isotermisk potensial:

F = U - TS (ved V, T=konst) (1,7)

Spontane prosesser kan produsere arbeid. Likevekt oppstår når denne muligheten er uttømt. Siden spontane prosesser tilsvarer negative endringer i F og G, vil tegnet på endringen i funksjon G (ved P, T=const) eller funksjon F (ved V, T=const) indikere muligheten eller umuligheten av en spontan reaksjon. Hvis endringene i disse funksjonene for systemtilstand 1 og 2 er lik null, er systemet i likevekt.

Entropi skiller seg fra andre parametere for systemets tilstand (P, T, V) ved at dens numeriske verdi og verdien av endringen ikke kan måles direkte og kun kan oppnås indirekte ved beregning. For å beregne S-entropien til reaksjonen аА+bB=cC=dD er det nødvendig å subtrahere summen av entropier av stoffer på venstre side av ligningen fra summen av entropier av stoffer på høyre side av ligningen (med hensyn til støkiometriske koeffisienter). Så for standardforhold:

S 0 298K = S 0 298K (produkter) - S 0 298K (reagenser), (1,8)

Bare de prosessene som er assosiert med en økning i entropi kan skje spontant i et isolert system, dvs. systemet beveger seg fra en mindre sannsynlig tilstand til en mer sannsynlig og når en makroskopisk tilstand som tilsvarer et lite antall mikroskopiske tilstander. Med andre ord, prosesser er spontane når den endelige tilstanden kan realiseres av et stort antall mikrotilstander og entropi er et mål på systemets tendens til likevekt. Slike prosesser må ledsages av en økning i entropi.

Spørsmål for selvkontroll:

1. Hvilke grunnleggende spørsmål løser kjemisk termodynamikk?

2. Hva kalles et system, et termodynamisk system?

3. Hva kalles tilstandsparametere? Hva er statusparametrene?

4. Hva kalles en termodynamisk prosess?

5. Hvordan er termodynamikkens første lov formulert?

6. Hva er forholdet mellom entalpi og indre energi i et system?

7. Hva er standardentalpien for formasjon?

8. Hvordan skiller kjemiske ligninger seg fra termokjemiske ligninger?

9. Hva bestemmer termodynamikkens andre lov?

10. Hva trenger du å vite for å fastslå den grunnleggende muligheten for en bestemt reaksjon under gitte forhold?

11. Hvilke termodynamiske faktorer bestemmer retningen for kjemiske reaksjoner?

12. Hvordan endres isobarisk-isotermiske og isokoriske-isotermiske potensialer i en spontan prosess?

1. 2 Aggregerte tilstander av stoffer, deres egenskaper

Avhengig av ytre forhold (temperatur og trykk), kan hvert stoff være i en av tre aggregeringstilstander: solid, livedcom eller gassformig.Disse tilstandene kalles aggregeringstilstander.Noen stoffer er karakterisert ved bare to eller til og med én tilstand av aggregering. For eksempel går naftalen og jod, når de varmes opp under normale forhold, fra en fast tilstand til en gassform, og omgår den flytende tilstanden. Stoffer som proteiner, stivelse og gummi, som har enorme makromolekyler, kan ikke eksistere i gassform.

Gasser har ikke konstant form og konstant volum. Væsker har konstant volum, men har ikke konstant form. Faste stoffer er preget av konstant form og volum.

1.2. 1 Kjennetegn på gasstilstanden til et stoff

Gasser har følgende egenskaper:

Ensartet fylling av hele det oppgitte volumet;

Lav tetthet sammenlignet med flytende og faste stoffer og høy diffusjonshastighet;

Relativt lett å komprimere.

Disse egenskapene bestemmes av kreftene til intermolekylær tiltrekning og avstanden mellom molekylene.

I en gass er molekyler plassert i veldig stor avstand fra hverandre, tiltrekningskreftene mellom dem er ubetydelige. Ved lave trykk er avstandene mellom gassmolekyler så store at i sammenligning med dem kan størrelsen på molekylene, og følgelig volumet av molekyler i det totale gassvolumet neglisjeres. Ved store avstander mellom molekyler er det praktisk talt ingen attraktive krefter mellom dem. Gass i denne tilstanden kalles perfekt.Under normale forhold T = 273 0 K (0 0 C) og p = 101.325 kPa, kan ekte gasser, uavhengig av natur, betraktes som ideelle og brukes på dem ligningen erJegideell gENfor (Claiperon ligning-Mendeleev):

hvor P er gasstrykk,

V er volumet av gass,

Mengde stoff

R er den universelle gasskonstanten (i SI-enheter R = 8,314 J/molK),

T - absolutt temperatur.

Ekte gasser ved høye trykk og lave temperaturer følger ikke tilstandsligningen til en ideell gass, siden under disse forholdene begynner kreftene til interaksjon mellom molekyler å dukke opp, og det er ikke lenger mulig å neglisjere det indre volumet til molekylene sammenlignet med volum av kroppen. For å matematisk beskrive oppførselen til ekte gasser, brukes ligningen van der Waals:

(р + n 2 a/V 2) (V - nb) = vRT, (2,2)

hvor a og b er konstanter,

a/V 2 - korreksjon for gjensidig tiltrekning,

b - korreksjon for det indre volumet av molekyler,

n er antall mol gass.

Med økende trykk og synkende temperatur reduseres avstandene mellom molekylene, og interaksjonskreftene øker slik at et stoff kan gå fra gassform til flytende. For hver gass er det en grense kritisk temperatur, over hvilken en gass ikke kan omdannes til en væske ved noe trykk. Trykket som kreves for å gjøre en gass flytende ved en kritisk temperatur kalles kritisk press, og volumet av ett mol gass under disse forholdene er kritisk volumemamma.

Ris. 1. Isotermer av ekte gass

Tilstanden til gassen ved kritiske parametere kalles kritisk medOstående.I en kritisk tilstand forsvinner forskjellen mellom væske og gass, de har de samme fysiske egenskapene.

Overgangen fra gass til væske kan vises grafisk. Figur 1 viser det grafiske forholdet mellom volum og trykk ved konstante temperaturer. Slike kurver kalles fraOvilkår. Isotermene kan deles inn i tre seksjoner: AB, BC, CD ved lave temperaturer. AB - tilsvarer gasstilstanden, BC - tilsvarer overgangen av gass til væske, CD - karakteriserer flytende tilstand. Med økende temperatur avtar seksjonen BC og blir til et bøyningspunkt K, kalt kritisk punkt.

Flytende gasser er mye brukt industrielt. Flytende CO 2 brukes til å karbonisere frukt og mineralvann og tilberede musserende viner. Flytende SO 2 brukes som desinfeksjonsmiddel for å ødelegge muggsopp i kjellere, kjellere, vintønner og gjæringstanker. Flytende nitrogen er mye brukt i medisin og biologi for å oppnå lave temperaturer for hermetisering og frysing av blod og biologisk vev. Flytende gasser er mer praktiske å transportere.

1.2. 2 Kjennetegn på væsketilstanden til et stoff

I motsetning til gasser, virker ganske store krefter av gjensidig tiltrekning mellom flytende molekyler, noe som bestemmer den unike naturen til molekylær bevegelse. Den termiske bevegelsen til et væskemolekyl inkluderer vibrasjons- og translasjonsbevegelse. Hvert molekyl svinger rundt et bestemt likevektspunkt i noen tid, beveger seg deretter og inntar igjen en ny likevektsposisjon. Dette bestemmer dens flytbarhet. Kreftene til intermolekylær tiltrekning hindrer molekyler i å bevege seg langt fra hverandre når de beveger seg. Den samlede effekten av tiltrekningen av molekyler kan representeres som det indre trykket til væsker, som når svært høye verdier. Dette forklarer volumets konstanthet og praktisk ukomprimerbarhet av væsker, selv om de lett tar hvilken som helst form.

Egenskapene til væsker avhenger også av volumet av molekyler, deres form og polaritet. Hvis molekylene i en væske er polare, oppstår en forening (assosiasjon) av to eller flere molekyler til et komplekst kompleks. Slike væsker kalles forbinderObad væsker. Tilknyttede væsker (vann, aceton, alkoholer) har høyere kokepunkter, er mindre flyktige og har en høyere dielektrisk konstant. For eksempel har etylalkohol og dimetyleter samme molekylformel (C 2 H 6 O). Alkohol er en assosiert væske og koker ved høyere temperatur enn dimetyleter, som er en ikke-assosiert væske.

Den flytende tilstanden er preget av slike fysiske egenskaper som dårligTness, viskositet, overflatespenning.

Overflatespenning.

Tilstanden til molekylene som befinner seg i overflatelaget skiller seg betydelig fra tilstanden til molekylene dypt i væsken. La oss vurdere en enkel sak - væske - damp (fig. 2).

Ris. 2. Virkning av intermolekylære krefter på grenseflaten og inne i væsken

I fig. 2 molekyl (a) er inne i væsken, molekyl (b) er i overflatelaget. Kulene rundt dem er avstandene som kreftene til intermolekylær tiltrekning av omkringliggende molekyler strekker seg over.

Molekyl (a) påvirkes jevnt av intermolekylære krefter fra omgivende molekyler, derfor kompenseres kreftene til intermolekylær interaksjon, resultanten av disse kreftene er null (f = 0).

Tettheten av damp er mye mindre enn tettheten til væske, siden molekylene er plassert i store avstander fra hverandre. Derfor opplever molekylene som ligger i overflatelaget nesten ingen tiltrekningskraft fra disse molekylene. Resultatet av alle disse kreftene vil bli rettet inn i væsken vinkelrett på overflaten. Dermed er overflatemolekylene til en væske alltid under påvirkning av en kraft som har en tendens til å trekke dem innover og derved redusere overflaten av væsken.

For å øke væskegrensesnittet må arbeid A (J) brukes. Arbeidet som kreves for å øke grensesnittet S med 1 m 2 er et mål på overflateenergi eller overflatespenning.

Dermed er overflatespenning d (J/m 2 = Nm/m 2 = N/m) et resultat av ukompenserte intermolekylære krefter i overflatelaget:

d = F/S (F - overflateenergi) (2,3)

Det finnes et stort antall metoder for å bestemme overflatespenning. De vanligste er den stalagmometriske metoden (dråpetellemetoden) og metoden for maksimalt trykk på gassbobler.

Ved hjelp av røntgendiffraksjonsanalysemetoder ble det slått fast at det i væsker er en viss orden i det romlige arrangementet av molekyler i individuelle mikrovolumer. Nær hvert molekyl observeres såkalt kortdistanseorden. Når du beveger deg bort fra det på en avstand, brytes dette mønsteret. Og gjennom hele væskevolumet er det ingen orden i arrangementet av partikler.

Ris. 3. Stalagmometer Fig. 4. Viskosimeter

Viskositet z (Pa s) - egenskapen til å motstå bevegelsen av en del av væsken i forhold til en annen. I det praktiske livet står en person overfor et stort utvalg av væskesystemer, hvis viskositet er forskjellig - vann, melk, vegetabilske oljer, rømme, honning, juice, melasse, etc.

Viskositeten til væsker skyldes intermolekylære krefter som begrenser mobiliteten til molekyler. Det avhenger av væskens natur, temperatur, trykk.

For å måle viskositet brukes instrumenter kalt viskosimeter. Valget av viskosimeter og metode for å bestemme viskositet avhenger av tilstanden til systemet som studeres og dets konsentrasjon.

For væsker med lav viskositet eller lav konsentrasjon er viskosimeter av kapillærtype mye brukt.

1.2. 3 Kjennetegn på stoffets faste tilstand

Faste stoffer, i motsetning til væsker og gasser, beholder sin form. Tiltrekningskreftene mellom partiklene som utgjør et fast legeme er så sterke at de ikke kan bevege seg fritt i forhold til hverandre, men bare svinge rundt en eller annen gjennomsnittlig posisjon.

Alle faste legemer er delt inn i krystallinsk Og amorf.I krystallinske legemer er partiklene ordnet i en bestemt rekkefølge som er karakteristisk for hvert stoff, og denne rekkefølgen strekker seg til hele volumet. Gjennom hele volumet av en amorf kropp er det ingen orden i arrangementet av partikler. I denne forbindelse kan amorfe legemer betraktes som væsker med unormalt høy viskositet.

Svært ofte er de amorfe og krystallinske formene forskjellige tilstander av det samme stoffet. Dermed forekommer silisiumdioksid i naturen både i form av kvartskrystaller (bergkrystall) og i en amorf form - mineralet flint. Krystallinsk og amorft karbon er kjent.

Den krystallinske formen er den mest stabile; stoffer går gradvis fra en amorf tilstand til en krystallinsk tilstand. Under normale forhold er denne prosessen veldig sakte; økning av temperaturen kan øke hastigheten. For eksempel kan sukker være i krystallinsk (granulert sukker, klumpsukker) og amorf (karamellisert) tilstand. Over tid kan karamell krystallisere seg, noe som er uønsket i konfektproduksjon. kinetikk adsorpsjon spredt kolloidalt

Orden i det romlige arrangementet av partikler og krystallinske legemer - krystallcelle- bestemmer de ytre tegnene på den krystallinske tilstanden. Disse inkluderer: 1) et visst og uttalt smeltepunkt; 2) en viss geometrisk form av enkeltkrystaller; 3) anisotropi.

Spørsmål for selvkontroll:

Under hvilke forhold nærmer egenskapene til en ekte gass seg til en ideell gass?

Er det mulig å komprimere ekte gass på ubestemt tid?

Hva er den fysiske betydningen av konstantene i tilstandsligningen til en ekte gass?

Er det mulig å vite temperaturen og trykket å bestemme antall molekyler per volumenhet?

Hva forårsaker den lave komprimerbarheten til væsker?

Hvordan påvirker dannelsen av hydrogenbindinger mellom molekyler egenskapene til en væske?

Hvordan kan vi forklare at overflatespenning og viskositet avtar med økende temperatur?

Med hvilke tegn kan du skille en krystallinsk kropp fra en amorf?

Hva er hovedforskjellen i strukturen til krystallinske og amorfe legemer?

1. 3 Kjemisk kinetikk og katalyse.Kjemisk likevekt

1.3.1 Kjemisk reaksjonshastighet

Kinetikk-studiet av hastigheten og mekanismen til kjemiske reaksjoner.

Spørsmålet om hastigheten på en kjemisk reaksjon er av stor praktisk og teoretisk betydning. Reaksjonshastigheten bestemmer forløpet av biokjemiske prosesser i kroppen, fysiske og kjemiske endringer i matvarer under varmebehandling og ytelsen til fabrikkutstyr.

Hastigheten av kjemiske prosesser kan justeres ved å endre forholdene de oppstår under. I noen tilfeller er det ønskelig å intensivere prosessen for å få mer produkt per tidsenhet. Noen ganger er det nødvendig å redusere hastigheten på en kjemisk reaksjon, for eksempel for å bremse oksidasjonen av fett i matvarer. Alle disse problemene kan løses ved å anvende lovene for kjemisk kinetikk.

Hastighetsreaksjon-endring i konsentrasjonen av reaktanter per tidsenhet.

hvor c er endringen i konsentrasjonen av reaktanter,

t - tidsperiode.

Avhengigheten av hastighetskjemiske reaksjoner av konsentrasjon bestemmes lov om masseaksjon,åpen eksperimentell måte K.M. Guldberg og P. Waage i 1867.

For reaksjonen aA + bB = C

hvor: A og B er konsentrasjonene av reaktanter,

a og b er koeffisientene i ligningen,

k er en proporsjonalitetskoeffisient kalt hastighetskonstanten, som avhenger av reaktantenes natur og temperatur.

Hastigheten til en kjemisk reaksjon er proporsjonal med produktendennrasjoner av reagerende stoffer tatt i grader likOkoeffisienter i ligningenTilsjoner.

Reaksjonshastighetskonstant er numerisk lik reaksjonshastigheten ved konsentrasjoner av reaktanter lik enhet.

Faktorer som påvirker hastigheten på en kjemisk reaksjon:

· arten av reagerende stoffer;

· konsentrasjon av reagerende stoffer;

· temperatur;

· trykk (for gasser);

· kontaktområde for reagerende stoffer;

tilstedeværelse av en katalysator.

Når temperaturen øker, øker bevegelseshastigheten til molekyler, og følgelig øker antallet kollisjoner mellom dem per tidsenhet.

Effekten av temperatur på hastigheten til en kjemisk reaksjon er underlagt Van't Hoffs regel.

For hver 10 graders økning i temperaturen øker hastighetenbFlertallet av reaksjonene øker med 2-4 ganger.

Tallet som viser hvor mange ganger hastigheten på en gitt reaksjon øker når temperaturen øker med 10 grader kalles temperatur tilOreaksjonskoeffisient. Matematisk uttrykkes denne avhengigheten ved forholdet:

hvor er temperaturkoeffisienten for reaksjonen,

og 0 - reaksjonshastigheter ved initial (t 1) og slutt (t 2) temperaturer;

t - temperaturendring t 2 - t 1.

Van't Hoffs regel er omtrentlig og kan brukes på reaksjoner som skjer ved temperaturer fra 0 til 300 grader og i et lite temperaturområde. Med økende temperatur synker temperaturkoeffisienten til reaksjonshastigheten, og nærmer seg enhet.

En mer presis avhengighet av hastigheten til en kjemisk reaksjon på temperatur ble eksperimentelt etablert av Arrhenius:

hvor k er reaksjonshastighetskonstanten,

B og A er konstanter for en gitt reaksjon.

1.3. 2 Katalyse og katalysatorer

Katalysator- et stoff som endrer hastigheten på en kjemisk reaksjon, men som ikke blir konsumert. Det er akselererende og bremsende katalysatorer.

Katalyse-fenomenet endringer i reaksjonshastigheter i nærvær av katalysatorer.

Katalytiske reaksjoner-reaksjoner som skjer med deltakelse av katalysatorer.

Hvis katalysatoren er et av reaksjonsproduktene, kalles reaksjonen autokatalytisk, og selve fenomenet - autokatalyse.

Inhibitor-en katalysator som bremser en reaksjon.

Et eksempel på positive katalysatorer er vann når aluminiumspulver reagerer med jod.

Enzymer- biologiske katalysatorer av proteinnatur.

Enzymer finnes i alle levende celler. Det er vanlig å dele enzymer i enkle og komplekse, eller en-komponent eller to-komponent. Enkle enzymer består kun av protein, komplekse enzymer består av protein og en ikke-protein del, som kalles koenzym.

Enzymer er preget av høy katalytisk aktivitet og selektivitet. Når det gjelder katalytisk aktivitet, er de betydelig bedre enn uorganiske katalysatorer. For eksempel dekomponerer 1 mol katalase ved 0 grader 200 000 mol H 2 O 2 på ett sekund, og 1 mol platina ved 20 grader bryter ned fra 10 til 80 mol hydrogenperoksid på ett sekund.

Slik akselerasjon av reaksjonen skyldes det faktum at enzymer kraftig reduserer energibarrierene til reaksjonsveien. For eksempel er aktiveringsenergien for dekomponeringsreaksjonen av H 2 O 2 under påvirkning av jern (II) ion og katalase molekyler henholdsvis 42 og 7,1 kJ/mol; for hydrolyse av urea med syre og urease - henholdsvis 103 og 28 kJ/mol.

Enzymer er veldig spesifikke sammenlignet med uorganiske katalysatorer. For eksempel bryter amylase i spytt enkelt og raskt ned stivelse, men katalyserer ikke nedbrytningen av sukker. Urease er eksepsjonelt effektivt til å katalysere hydrolyse av urea, men har ingen effekt på derivatene. Denne funksjonen til enzymer lar levende organismer, som har et passende sett med enzymer, aktivt reagere på ytre påvirkninger. For eksempel har det blitt bemerket at kroppen vår i stressende situasjoner viser fantastiske evner. Et faktum er beskrevet da en svak kvinne løftet en bil etter støtfangeren og holdt den mens folk kom i tide for å frigjøre et barn som hadde falt under den; en person forfulgt av et sint dyr overvinner lett hindringer som er uoverkommelige for ham i sin normale tilstand; Ved viktige konkurranser går idrettsutøvere ned flere kilo i vekt i løpet av ytelsesperioden.

Alt som er blitt sagt om de bemerkelsesverdige egenskapene til enzymer er forklart av det faktum at selektivitet av handling (selektivitet) og aktivitet er relatert: jo høyere selektivitet, jo høyere aktivitet. Enzymer har unik selektivitet, og derfor er deres aktivitet den høyeste.

1.3. 3 Kjemisk likevekt

Reversible reaksjoner kan gå i to innbyrdes motsatte retninger. De når ikke slutten, men ender med etableringen av kjemisk likevekt.

Kjemisk likevekt- tilstanden til systemet når ratene for forover- og bakreaksjoner blir like.

Tilstanden for kjemisk likevekt opprettholdes til forholdene endres. Når ytre forhold endres, forstyrres likevekten, og etter en tid vil systemet nå en ny likevektstilstand.

Likevektsskifte-overgang av et system fra en likevektstilstand til en annen.

Retningen til likevektsskiftet bestemmes Le Chat-prinsippeteligaer

Hvis et likevektssystem påvirkes, daedette skifterTi retningen som svekker denne effekten.

For eksempel forskyver en økning i temperatur likevekten mot en endoterm reaksjon, en økning i konsentrasjonen av utgangsstoffer forskyver likevekten mot reaksjonsproduktene. Trykk endrer bare likevekten til reaksjoner som involverer gasser. En trykkøkning forskyver likevekten mot reaksjonen som oppstår ved volumendring.

Spørsmål til Samokontroll:

1. Hva studerer kinetikk?

2. Hva kalles hastigheten på kjemiske reaksjoner?

3. Hvorfor er det et minustegn i den matematiske ligningen for hastigheten på en kjemisk reaksjon?

4. List opp faktorene som påvirker hastigheten på en kjemisk reaksjon.

5. Beskriv påvirkningen av konsentrasjon, temperatur og arten av de reagerende stoffene på hastigheten til en kjemisk reaksjon.

6. Hva kalles katalyse og katalysator?

7. Hvordan klassifiseres katalytiske reaksjoner?

8. Hva er hemmere?

9. Hva kalles kjemisk likevekt?

10. Hva kalles et skifte i kjemisk likevekt?

11. Formuler Le Chateliers prinsipp.

12. I hvilken retning vil likevekten i likevektsreaksjonen skifte når temperaturen øker? Trykk (hvis gasser deltar i reaksjoner)? Konsentrasjonen av en av reaktantene?

1. 4 Egenskaper til løsninger

1.4. 1 Generelle egenskaper ved løsninger

Løsninger er av stor betydning i menneskeliv og praktiske aktiviteter. Dermed er prosessene for matassimilering av mennesker og dyr assosiert med overføring av næringsstoffer til løsning. Løsninger er alle de viktigste fysiologiske væskene (blod, lymfe, etc.). Industrier basert på kjemiske prosesser innebærer vanligvis bruk av løsninger.

Løsninger- multikomponent homogene systemer der ett eller flere stoffer er fordelt i form av molekyler, atomer eller ioner i miljøet til et annet stoff - et løsemiddel.

Løsningen kan ha hvilken som helst aggregeringstilstand - fast, flytende eller gassformig. Hver løsning består av oppløste stoffer og et løsemiddel. Vanligvis anses et løsningsmiddel for å være en komponent som i sin rene form eksisterer i samme aggregeringstilstand som den resulterende løsningen (for eksempel en løsning av salt i vann: salt er det oppløste stoffet, vann er løsningsmidlet). Hvis begge komponentene var i samme aggregeringstilstand før oppløsning (for eksempel alkohol og vann), så regnes komponenten i større mengde som løsningsmidlet.

I strukturen inntar løsninger en mellomposisjon mellom mekaniske blandinger og kjemiske forbindelser. Det de har til felles med mekaniske blandinger er variasjonen i sammensetningen, og med kjemiske forbindelser - homogeniteten til sammensetningen gjennom hele fasen og tilstedeværelsen av en termisk effekt under dannelsen. I samsvar med dette var det først to motstridende teorier: "fysisk" og "kjemisk", som hver forsvarte sine egne synspunkter på strukturen til løsninger.

Moderne ideer om strukturen til løsninger er basert på løsningsteorien fremsatt av Mendeleev og utviklet av hans tilhengere. I følge denne teorien forekommer to prosesser samtidig i et system under oppløsning: diffusjon av det oppløste stoffet i volumet av løsningsmidlet (fysisk prosess) og dannelsen av ustabile forbindelser med variabel sammensetning fra molekylene til løsningsmidlet og løst stoff - solvater (kjemiske prosess). Hvis løsningsmidlet er vann, kalles disse forbindelsene hydrater.

Dannelsen av løsninger er en spontan prosess, som skjer med økende forstyrrelse av systemet, dvs. med økende entropi. For eksempel, når en krystall løses opp, går systemet fra en fullstendig ordnet tilstand til en mindre ordnet. I dette tilfellet, med en økning i entropi (AS > 0), reduseres den frie energien til systemet (AG)<0).

Hvis en løsning dannes av 2 væsker, skyldes drivkraften til oppløsningsprosessen løsningskomponentenes tendens til å utjevne konsentrasjoner, noe som også fører til en økning i entropi, dvs. AS > 0, en AQ< 0. Растворение вещества - процесс обратимый. И как всякий обратный процесс, растворение заканчивается установлением динамического равновесия: нерастворенное вещество - вещество в растворе. Раствор, находящийся в равновесии с растворяющимся веществом, называют насыщенным раствором, а достигнутую предельную концентрацию насыщенного раствора - растворимостью.

Den viktigste egenskapen til en løsning er dens sammensetning eller konsentrasjon av komponenter.

Konsentrasjon av løsninger- mengden oppløst stoff som finnes i en viss mengde løsning eller løsemiddel.

Konsentrasjonen av løsninger kan uttrykkes på forskjellige måter. I kjemisk praksis er de vanligste måtene å uttrykke konsentrasjoner på:

1. Massefraksjon av oppløst stoff (prosentkonsentrasjon)- viser hvor mange gram av et stoff som er oppløst i 100 g løsning. Det bestemmes av formelen:

hvor W er massefraksjonen av det oppløste stoffet,

m in-va - masse av oppløst stoff,

m løsning er massen til løsningen.

2. Molar konsentrasjon- viser hvor mange mol oppløst stoff som finnes i 1 liter løsning.

3. Molal konsentrasjon- viser hvor mange mol av et stoff som finnes i 1 kg løsemiddel.

1.4. 2 Løsninger av gasser i væsker

Løseligheten til gasser i væsker avhenger av deres natur, løsningsmidlets natur, temperatur og trykk. Som regel er løseligheten til en gass større hvis oppløsningen er ledsaget av kjemisk interaksjon med løsningsmidlet, og mindre hvis ingen kjemisk interaksjon forekommer. For eksempel i 1 liter vann ved omgivelsesforhold. løser opp 0,0002 g hydrogen, som ikke reagerer med vann, og 875 g ammoniakk, som reagerer med vann og danner ammoniumhydroksid.

Avhengigheten av gassløselighet av løsningsmidlets natur kan vises i de følgende eksemplene. Under de samme forholdene løses 87,5 g NH 3 i 1000 g vann, og kun 25 g i 100 g etylalkohol Løseligheten til gasser avhenger i stor grad av temperaturen. Når temperaturen øker, synker løseligheten deres, og når temperaturen synker, øker den. Så ved 0 0 C løses 171 cm 3 CO 2 i 100 ml vann, ved 20 0 C - bare 87,8 cm 3. Derfor kan langvarig koking nesten fullstendig fjerne oppløste gasser fra en væske, og det er tilrådelig å mette væsker med gass ved lave temperaturer.

Løseligheten til en gass avhenger også av trykk. Avhengigheten av gassløselighet av trykk bestemmes Ges lovnri.

C = k · p, (4,2)

hvor C er gasskonsentrasjonen i løsningen,

k - proporsjonalitetskoeffisient, avhengig av væskens og gassens natur,

p er gasstrykket over løsningen.

Massen av oppløst gass ved konstant temperatur er direkteOproporsjonal med gasstrykket over løsningenOrom

Henrys lov er kun gyldig for fortynnede løsninger under lavtrykksforhold. Gasser som interagerer med løsningsmidlet NH 3, SO 2, HC1 med vann overholder ikke Henrys lov. Deres løselighet øker også med økende trykk, men i henhold til en mer kompleks lov.

Manifestasjonen av Henrys lov er illustrert ved dannelsen av rikelig skum når du fjerner korken på en flaske med musserende vann eller en flaske champagne; her er det en kraftig reduksjon i gassløselighet med en reduksjon i partialtrykket. Den samme loven forklarer forekomsten av trykkfallssyke. På en dybde på 40 m under havoverflaten er det totale trykket 600 kPa og løseligheten av nitrogen i blodplasma er 9 ganger større enn ved havoverflaten. Når en dykker raskt reiser seg fra et dyp, slippes oppløst nitrogen ut i blodet i bobler som tetter blodårene, noe som kan føre til alvorlige konsekvenser.

Gassens løselighet avtar i nærvær av en tredje komponent i løsningen. Dermed oppløses gasser i elektrolyttløsninger mye dårligere enn i rent vann. For eksempel løses 3 · 10 3 m 3 klor i 1 g vann ved 0 0 C, og 10 ganger mindre løses i 1 g av en mettet NaCl-løsning, derfor erstattes vannet ved lagring av klor over en væske. med en natriumkloridløsning.

1.4. 3 Gjensidig løselighet av væsker

I motsetning til løseligheten av gasser i væsker, er oppløsningen av en væske en mer kompleks prosess. Når to væsker blandes, kan de:

Oppløses i hverandre i alle proporsjoner;

Praktisk talt ikke oppløses;

Begrenset oppløsning.

Den gjensidige løseligheten til væsker avhenger først og fremst av deres kjemiske struktur. Det ble allerede bemerket av alkymister at "likt oppløses i like", dvs. Polar er vanligvis løselig i polar, og ikke-polar er vanligvis løselig i ikke-polar. Av denne grunn er vann (polar væske) et godt løsemiddel for polare væsker (etylalkohol, eddiksyre osv.) og løser ikke opp ikke-polare væsker (benzen, parafin osv.) i det hele tatt. Hvis væsker avviker fra hverandre i polaritet, har de begrenset løselighet i hverandre. Med begrenset løselighet går hver væske over i den andre opp til en viss grense, noe som resulterer i et tolagssystem. For eksempel, med økende temperatur, øker deres gjensidige løselighet vanligvis, og ved en viss temperatur blandes begge væskene i et hvilket som helst forhold, og grensen mellom dem forsvinner. Denne temperaturen kalles kritisk.

Den kritiske temperaturen som oppnås ved oppvarming kalles øvre kritiske temperatur.

Blandinger av væsker er kjent hvor løseligheten avtar med økende temperatur. Derfor nås den kritiske temperaturen når temperaturen synker og kalles lavere kritisk temperaturpåRoy.

Ved å bruke den kritiske oppløsningstemperaturen gjøres noen analytiske bestemmelser noen ganger.

Av spesiell interesse er løseligheten til forskjellige stoffer i tolagssystemer bestående av to uløselige væsker.

Hvis et tredje stoff som er i stand til å løse seg opp i hver av dem, innføres i et system bestående av to ublandbare væsker, vil det oppløste stoffet fordeles mellom begge væskene i forhold til dets løselighet i hver av dem.

Forholdet mellom konsentrasjoner av et stoff fordelt mellom to ikke-blandbare væsker ved en konstant temperatur forblir konstant, uavhengig av den totale mengden oppløst stoff.

C 1 / C 2 = k, (4,3)

hvor C 1 og C 2 er konsentrasjonen av det oppløste stoffet i 1. og 2. løsningsmiddel,

...

Lignende dokumenter

    Kolloidal kjemi som en vitenskap som studerer de fysisk-kjemiske egenskapene til heterogene, svært spredte systemer og høymolekylære forbindelser. Produksjon og metoder for rensing av kolloidale løsninger. Påføring av geler i næringsmiddelindustrien, kosmetikk og medisin.

    presentasjon, lagt til 26.01.2015

    Den første praktiske informasjonen om kolloider. Egenskaper til heterogene blandinger. Forholdet mellom overflaten til en kolloidal partikkel og volumet til en kolloidal partikkel. Det særegne ved spredte systemer. Funksjoner av kolloidale løsninger. Klassifisering av disperse systemer.

    presentasjon, lagt til 17.08.2015

    De viktigste egenskapene til dispergerte systemer, deres klassifisering, egenskaper og fremstillingsmetoder, dialyse (rensing) av soler. Bestemmelse av ladningen til en kolloidal partikkel, lovene for elektrolyttkoagulering, konseptet med adsorpsjon ved løsning-gass-grensesnittet er essensen av Langmuirs teori.

    opplæringsmanual, lagt til 14.12.2010

    Grunnleggende begreper og kjemilover. Klassifisering av uorganiske stoffer. Periodisk lov og periodisk system for grunnstoffer D.I. Mendeleev. Grunnleggende om termodynamiske beregninger. Katalyse av kjemiske reaksjoner. Metoder for å uttrykke konsentrasjonen av løsninger.

    forelesningskurs, lagt til 24.06.2015

    Klassifisering av disperse systemer. Hovedfaktorer for stabilitet av kolloidale løsninger. Fremgangsmåter for deres fremstilling (dispersjon, kondensering) og rensing (dialyse, ultrafiltrering). Micellær teori om strukturen til kolloidale partikler. Koagulering med elektrolyttblandinger.

    presentasjon, lagt til 28.11.2013

    Essens og definerende trekk ved kolloidale systemer. Grunnleggende egenskaper og struktur for løsninger av denne typen. Kjennetegn på Tyndall-effekten. Forskjeller mellom hydrosoler og organosoler. Metoder for dannelse av kolloidale systemer, spesifikke egenskaper, anvendelsesområde.

    presentasjon, lagt til 22.05.2014

    Konseptet med løsninger av høymolekylære forbindelser (HMCs). Prosessen med hevelse av IUD: dens stadier, årsaker, trykk og grad. Viskositet av spredte systemer og løsninger av spiraler, metoder for måling. Strukturell og relativ viskositet. Koagulasjonsstrukturer.

    sammendrag, lagt til 22.01.2009

    Konstanter og parametere som bestemmer den kvalitative (fase) tilstanden og kvantitative egenskaper til løsninger. Typer løsninger og deres spesifikke egenskaper. Metoder for å produsere faste løsninger. Funksjoner av løsninger med eutektikk. Løsninger av gasser i væsker.

    sammendrag, lagt til 09.06.2013

    Fremstilling av lyofobe kolloidale systemer, dets optiske egenskaper. Bestemmelse av overflatespenning av overflateaktive løsninger og grenseflatespenning ved grensen til to ublandbare væsker ved bruk av den stalagmometriske metoden. Kolloidal beskyttelse av soler med spiralløsninger.

    abstrakt, lagt til 15.02.2016

    Kjemisk termodynamikk. Grunnleggende begreper om termodynamikk. Termodynamikkens første lov. Anvendelser av termodynamikkens første lov på kjemiske prosesser. Avhengighet av den termiske effekten av reaksjonen på temperaturen. Kirchhoffs lov. Termodynamikkens andre lov.

  • 7. Avhengighet av termiske effekter av kjemiske reaksjoner på temperatur. Kirgoff ligning. Bestemmelse av reaksjon ved ikke-standard temperatur.
  • 9. Ekspansjonsarbeid for ideelle gasser i en adiabatisk prosess. Utled de adiabatiske ligningene.
  • 11. Termodynamikkens II lov for reversible og irreversible prosesser. Entropiens egenskaper.
  • 12.Beregning av entropiendringer for ulike fysiske og kjemiske prosesser: oppvarming, faseoverganger, blanding av ideelle gasser, isobariske, isotermiske, isokoriske prosesser.
  • 13. Beregning av endringer i entropien til en reaksjon ved standard og ikke-standard temperaturer (ved å bruke eksempelet på reaksjoner som involverer uorganiske stoffer)
  • 14.Isokorisk-isotermisk potensial, dets egenskaper, brukes som et kriterium for retningen av prosessen.
  • 15. Isobarisk-isentropisk potensial, dets egenskaper, anvendelse som et kriterium for retningen av prosessen.
  • 16) Isobarisk-isotermisk potensial, dets egenskaper, bruk som et kriterium for retningen av prosessen
  • 17. Isokorisk-isentropisk potensial, dets egenskaper, anvendelse som et kriterium for retningen av prosessen.
  • 17. Isokorisk-isentropisk potensial, dets egenskaper, anvendelse som et kriterium for retningen av prosessen.
  • 18) Gibbs – Helmholtz ligning. Bestemmelse av endringen i Gibbs-energien til en reaksjon ved en ikke-standard temperatur.
  • 19) Kjemisk potensial, definisjon, likevektstilstand i åpne systemer. Kjemisk potensial for ideelle og reelle systemer (gasser, løsninger).
  • 20) Kjemisk likevekt, utledning av isotermligningen til en kjemisk reaksjon. Bestemmelse av standardverdien til likevektskonstanten for reaksjoner.
  • 23) Temperaturens innflytelse på likevektskonstanten, utledning av van’t Hoff isobarligningen. Le Chateliers prinsipp.
  • 25) Beregning av varme Ef. Basert på Van't Hoff isobar (beregnet og grafiske metoder).
  • 26) Beregning av varme.Ef. Basert på Van't Hoff isochore (beregnings- og grafmetoder).
  • 27) Grunnleggende definisjoner av faselikevekter:
  • 28) Likevekt av antall stoffer i 2 faser av et enkeltromssystem.
  • 29) Bestemmelse av varmen ved paring ved beregning og grafiske metoder basert på Clausius – Clapeyron-ligningen.
  • 30) Heterogen likevekt. Binære systemer. Raoults lover. Konovalovs lover.
  • 31) Grunnleggende begreper om kjemisk kinetikk: hastighet, reaksjonsmekanisme.
  • 32) Hovedpostulatet for kjemisk kinetikk. Homogene, heterogene reaksjoner. Reaksjonens rekkefølge og molekylæritet, skille mellom dem.
  • 33) Konsentrasjonens påvirkning på hastigheten til en kjemisk reaksjon. Fysisk betydning, dimensjon av hastighetskonstanten.
  • 34) Kinetisk analyse av irreversible første-ordens reaksjoner i lukkede systemer.
  • 35) Kinetisk analyse av irreversible andre-ordens reaksjoner i lukkede systemer.
  • 36) Kinetisk analyse av irreversible nullordensreaksjoner i lukkede systemer.
  • 37) 3. ordens reaksjoner
  • 41. Temperaturens innflytelse på hastigheten til en kjemisk reaksjon, Van't Hoffs regel, Arrhenius lov.
  • 42. Aktiveringsenergi, dens fysiske betydning. Metoder for å bestemme aktiveringsenergi.
  • 43. Katalyse, grunnleggende egenskaper til en katalysator
  • 44. Biogene katalytiske reaksjoner. Kinetisk analyse av homogen katalytisk reaksjon.
  • 45. Elektrokjemi, trekk ved elektrokjemiske reaksjoner.
  • 48. Approksimasjoner av Debye-Hückel-teorien, deres konsentrasjonsgrenser for anvendelighet.
  • 49) Grunnleggende om teorien om elektrolytisk dissosiasjon
  • 50) De viktigste fordelene og ulempene med Ted Arrhenius. Energi av krystallgitteret, solvasjonsenergi.
  • 51) Egenskaper til bufferløsninger, bestemmelse av deres pH, bufferkapasitet, diagram.
  • 52) Bestemmelse av pH ved hydratdannelse og løselighetsproduktet til metallhydroksider.
  • 53. Spesifikk elektrisk ledningsevne for elektrolyttløsninger, avhengig av temperatur og konsentrasjon.
  • 54. Molar elektrisk ledningsevne. Kohlrauschs lov. Bestemmelse av molar elektrisk ledningsevne med uendelig fortynning av løsninger av sterke og elektrolytter.
  • 55. Molar elektrisk ledningsevne. Påvirkningen av temperatur og konsentrasjon på den molare elektriske ledningsevnen til løsninger av sterke og svake elektrolytter.
  • 56. Elektrolyse, lover for elektrolyse. Elektrolyse av vandige saltløsninger med en inert anode (gi et eksempel).
  • 57. Bestemmelse av standardverdien av elektrodepotensialer. Nernst-ligning for å bestemme emf for kretser.
  • 58. Klassifisering av elektroder, regler for registrering av elektroder og kretser.
  • 59. Kjemiske kjeder (galvanisk celle), deres klassifisering.
  • 60.Galvanisk celle. Termodynamikk av en galvanisk celle.

    • 1. Fysisk kjemi: formål, mål, forskningsmetoder. Grunnleggende begreper om fysisk kjemi.

    Phys. kjemi - vitenskapen om lovene for kjemiske prosesser og kjemi. fenomener.

    Fag for fysisk kjemi forklaring av kjemi. fenomener basert på mer generelle fysikklover. Fysisk kjemi vurderer to hovedgrupper av spørsmål:

    1. Studie av strukturen og egenskapene til materie og dets bestanddeler;

    2. Studie av prosessene for interaksjon av stoffer.

    Fysisk kjemi har som mål å studere sammenhenger mellom kjemiske og fysiske fenomener. Kunnskap om slike sammenhenger er nødvendig for å dyptstudere de kjemiske reaksjonene som skjer i naturen og brukes i teknologi. prosesser, kontrollere dybden og retningen av reaksjonen. Hovedmålet for disiplinen Fysisk kjemi er studiet av generelle sammenhenger og kjemilover. prosesser basert på grunnleggende fysikkprinsipper. Fysisk kjemi bruker fysisk. teorier og metoder for kjemiske fenomener.

    Den forklarer HVORFOR og HVORDAN transformasjoner av stoffer skjer: kjemi. reaksjoner og faseoverganger. HVORFOR – kjemisk termodynamikk. HVORDAN - kjemisk kinetikk.

    Grunnleggende begreper om fysisk kjemi

    Hovedobjektet for kjemi. termodynamikk er et termodynamisk system. Termodynamisk system – enhver kropp eller et sett med kropper som er i stand til å utveksle energi og materie med seg selv og med andre kropper. Systemer er delt inn i åpne, lukkede og isolerte. Åpen og jeg - Det termodynamiske systemet utveksler både stoffer og energi med det ytre miljøet. Lukket og jeg - et system der det ikke er utveksling av materie med miljøet, men det kan utveksle energi med det. Isolert og jeg -systemvolumet forblir konstant og fratas muligheten til å utveksle energi og materie med miljøet.

    Systemet kan være homogen (homogen) eller heterogen (heterogen) ). Fase - dette er en del av et system som, i fravær av et ytre kraftfelt, har samme sammensetning på alle punktene og samme termodynamikk. St. du og er atskilt fra andre deler av systemet med et grensesnitt. Fasen er alltid ensartet, dvs. homogen, derfor kalles et enfasesystem homogent. Et system som består av flere faser kalles heterogent.

    Egenskapene til systemet er delt inn i to grupper: omfattende og intensiv.

    Termodynamikk bruker begrepene likevekt og reversible prosesser. Likevekt er en prosess som går gjennom en kontinuerlig serie av likevektstilstander. Reversibel termodynamisk prosess er en prosess som kan utføres i revers uten å etterlate noen endringer i systemet eller miljøet.

    2. Termodynamikkens første lov. Intern energi, varme, arbeid.

    Termodynamikkens første lov direkte relatert til loven om bevaring av energi. Basert på denne loven følger det at i ethvert isolert system forblir energiforsyningen konstant. Fra loven om bevaring av energi følger en annen formulering av termodynamikkens første lov - umuligheten av å lage en evig bevegelsesmaskin (perpetuum mobile) av den første typen, som ville produsere arbeid uten å bruke energi på den. En spesielt viktig formulering for kjemisk termodynamikk

    Det første prinsippet er å uttrykke det gjennom begrepet indre energi: indre energi er en funksjon av tilstand, dvs. endringen avhenger ikke av prosessens vei, men avhenger bare av den innledende og endelige tilstanden til systemet. Endring i systemets indre energi  U kan oppstå på grunn av varmeveksling Q og jobb W med miljøet. Så av loven om bevaring av energi følger det at varmen Q som mottas av systemet fra utsiden, brukes på økningen i intern energi ΔU og arbeidet W utført av systemet, dvs. Q =Δ U+W. Gitt på justering er

    matematisk uttrykk for termodynamikkens første lov.

    Jegbegynnelsen av termodynamikk dens ordlyd:

    i ethvert isolert system forblir energitilførselen konstant;

    forskjellige former for energi forvandles til hverandre i strengt like store mengder;

    evighetsmaskin (perpetuum mobil) av den første typen er umulig;

    indre energi er en funksjon av tilstand, dvs. endringen avhenger ikke av prosessens vei, men avhenger bare av den innledende og endelige tilstanden til systemet.

    analytisk uttrykk: Q = D U + W ; for en uendelig liten endring i mengder d Q = dU + d W .

    Termodynamikkens første lov etablerer forholdet. m / y varme Q, arbeid A og endring i innvendig. energien til systemet ΔU. Endre intern energien til systemet er lik mengden varme som tilføres systemet minus mengden arbeid som utføres av systemet mot ytre krefter.

    Ligning (I.1) er en matematisk representasjon av termodynamikkens 1. lov, ligning (I.2) er for en uendelig endring i tilstand. systemer.

    Int. energi er en funksjon av tilstand; dette betyr at endringen er intern. energi ΔU avhenger ikke av overgangsveien til systemet fra tilstand 1 til tilstand 2 og er lik forskjellen i de interne verdiene. energier U2 og U1 i disse tilstandene: (I.3)

    Int. Systemets energi er summen av den potensielle energien til interaksjonen. alle partikler i kroppen i forhold til hverandre og den kinetiske energien til deres bevegelse (uten å ta hensyn til de kinetiske og potensielle energiene til systemet som helhet). Int. energien til systemet avhenger av stoffets natur, dets masse og parametrene for systemets tilstand. Hun er på alder. med en økning i systemets masse, siden det er en omfattende egenskap ved systemet. Int. energi er betegnet med bokstaven U og uttrykt i joule (J). Generelt for et system med en mengde på 1 mol. Int. energi, som enhver termodynamisk. Systemets hellighet er en funksjon av staten. Bare interne endringer vises direkte i eksperimentet. energi. Det er derfor de i beregninger alltid opererer med sin endring U2 –U1 = U.

    Alle interne endringer energier er delt inn i to grupper. Den 1. gruppen inkluderer bare den 1. formen for overgang av bevegelse gjennom kaotiske kollisjoner av molekyler fra to kontaktlegemer, dvs. ved termisk ledning (og samtidig ved stråling). Målet for bevegelsen som overføres på denne måten er varme. Konsept varme er assosiert med oppførselen til et stort antall partikler - atomer, molekyler, ioner. De er i konstant kaotisk (termisk) bevegelse. Varme er en form for energioverføring. Den andre måten å utveksle energi på er Jobb. Denne utvekslingen av energi er forårsaket av en handling utført av systemet eller en handling utført på det. Vanligvis er arbeidet indikert med symbolet W. Arbeid, som varme, er ikke en funksjon av tilstanden til systemet, derfor er mengden som tilsvarer uendelig arbeid angitt med det partielle deriverte symbolet - W.