Початок фізичної хімії було покладено в середині XVIII ст. Термін «Фізична хімія», в сучасному розумінні методології науки та питань теорії пізнання, належить М. В. Ломоносову, який уперше читав студентам Петербурзького університету «Курс істинної фізичної хімії». У преамбулі до цих лекцій він дає таке визначення: «Фізична хімія - наука, яка повинна на підставі положень та фізичних досвідів пояснити причину того, що відбувається через хімічні операції в складних тілах». Вчений у працях своєї корпускулярно-кінетичної теорії тепла стосується питань, що повною мірою відповідають вищевикладеним завданням та методам. Саме такий характер носять і експериментальні дії, що служать підтвердженню окремих гіпотез та положень цієї концепції. М. В. Ломоносов дотримувався таких принципів у багатьох напрямках своїх досліджень: у розробці та практичної реалізації заснованої ним же «науки про скло», у різних дослідах, присвячених підтвердженню закону збереження речовини та сили (руху); - у роботах та експериментах, що стосуються вчення про розчини - їм було розроблено широку програму досліджень справжнього фізико-хімічного феномена, що у процесі розвитку до нашого часу.
Потім була більш ніж столітня перерва і одним з перших в Росії фізикохімічні дослідження в кінці 1850-х років почав Д. І. Менделєєв.
Наступний курс фізичної хімії читав уже Н. Н. Бекетов у Харківському університеті у 1865 році.
Перша в Росії кафедра фізичної хімії була відкрита в 1914 році на фізико-математичному факультеті Санкт-Петербурзького університету, восени приступив до читання обов'язкового курсу та практичних занять з фізичної хімії учень Д. П. Коновалова М. С. Врєвський.
Перший науковий журнал, призначений для публікації статей з фізичної хімії, був заснований в 1887 В. Оствальдом і Я. Вант-Гоффом.
Предмет вивчення фізичної хімії
Фізична хімія є основним теоретичним фундаментом сучасної хімії, що використовує теоретичні методи таких найважливіших розділів фізики, як квантова механіка, статистична фізика і термодинаміка, нелінійна динаміка, теорія поля та ін. Вона включає вчення про будову речовини, в тому числі: термодинаміку, хімічну кінетику та каталіз. В якості окремих розділів у фізичній хімії виділяють також електрохімію , фотохімію , фізичну хімію поверхневих явищ (у тому числі адсорбцію), радіаційну хімію , вчення про корозію металів , фізико-хімію високомолекулярних сполук (див. фізика полімерів) і ін. фізичної хімії та часом розглядаються як її самостійні розділи колоїдна хімія, фізико-хімічний аналіз та квантова хімія. Більшість розділів фізичної хімії має досить точні межі за об'єктами та методами дослідження, за методологічними особливостями та використовуваним апаратом.
Відмінність між фізичною хімією та хімічною фізикою
Молекулярність елементарної реакції - кількість частинок, які, згідно з експериментально встановленим механізмом реакції, беруть участь в елементарному акті хімічної взаємодії. Мономолекулярні реакції- Реакції, в яких відбувається хімічне перетворення однієї молекули (ізомеризація, дисоціація і т. д.): H 2 S → H 2 + S Бімолекулярні реакції- Реакції, елементарний акт яких здійснюється при зіткненні двох частинок (однакових або різних): СН 3 Вr + КОН → СН 3 ВІН + КВr Тримолекулярні реакції- Реакції, елементарний акт яких здійснюється при зіткненні трьох частинок: Про 2 + NО + NО → 2NО 2 Реакції з молекулярністю понад три невідомі. Для елементарних реакцій, які проводяться при близьких концентраціях вихідних речовин, величини молекулярності та порядку реакції збігаються. Чітко певного взаємозв'язку між поняттями молекулярності та порядку реакції немає, оскільки порядок реакції характеризує кінетичне рівняння реакції, а молекулярність – механізм реакції. Основними напрямками хімічної термодинаміки є:
Хімічна термодинаміка тісно стикається з такими розділами хімії, як
Фізико-хімічний аналізВ основі теорії фізико-хімічного аналізу лежать сформульовані Н. С. Курнаковим принципи відповідності та безперервності. Принцип безперервності стверджує, що й у системі утворюються нові фази чи зникають існуючі, то за безперервному зміні параметрів системи властивості окремих фаз і властивості системи загалом змінюються безперервно. Принцип відповідності стверджує, що кожному комплексу фаз відповідає певний геометричний образ на діаграмі склад-властивість. Теорія реакційної спроможності хімічних сполукХімія високих енергій (ХВЕ) вивчає хімічні реакції та перетворення, що відбуваються у речовині під впливом нетеплової енергії. Механізми і кінетика таких реакцій і перетворень характеризуються істотно нерівноважними концентраціями швидких, збуджених або іонізованих частинок з більшою енергією, ніж енергія їх теплового руху і в ряді випадків хімічного зв'язку. Носії нетеплової енергії, що впливає на речовину: прискорені електрони та іони, швидкі та повільні нейтрони, альфа- та бета-частки, позитрони, мюони, півонії, атоми та молекули при надзвукових швидкостях, кванти електромагнітного випромінювання, а також імпульсні електричні, поля. Процеси хімії високих енергій розрізняють за тимчасовими стадіями на фізичну, що протікає за час фемтосекунд і менше, протягом якого нетеплова енергія розподіляється в середовищі нерівномірно і утворюється «гаряча пляма», фізико-хімічну, протягом якої проявляється нерівноважність і негативність і, нарешті, хімічну, у якій перетворення речовини підпорядковуються законам загальної хімії. В результаті утворюються такі іони та збуджені стани атомів та молекул при кімнатних температурах, які не можуть виникнути за рахунок рівноважних процесів. Зовнішнім проявом ХВЕ є утворення іонів і збуджених станів атомів і молекул при кімнатних температурах, за яких ці частки не можуть виникнути за рахунок рівноважних процесів. М. Є. Аблесимов сформулював релаксаційний принцип управління властивостями нерівноважних фізико-хімічних систем. У разі, коли часи релаксації набагато більші за тривалість фізичного впливу, існує можливість управління виходом хімічних форм, фаз і, як наслідок, властивостями речовин (матеріалів), використовуючи відомості про механізми релаксації в нерівноважних конденсованих системах на фізико-хімічній стадії релаксаційних процесів (у тому числа та у процесі експлуатації). Основні розділи ХВЕ
та інші. Лазерна хіміяІонізуючою здатністю володіють електромагнітні випромінювання (рентгенівське випромінювання, γ-випромінювання, синхротронне випромінювання) і потоки прискорених частинок (електронів, протонів, нейтронів, геліонів, важких іонів; осколки поділу важких ядер та ін), енерг в більшості випадків, що лежить у межах 10-15 еВ). У межах радіаційної хімії розглядаються деякі хімічні процеси, неможливі під час використання традиційних хімічних підходів. Іонізуючі випромінювання можуть сильно знижувати температуру протікання хімічних реакцій без застосування каталізаторів та ініціаторів. Історія радіаційної хімії Радіаційна хімія виникла після відкриття x-променів В. Рентгеном у 1895 році та радіоактивності А. Беккерелем у 1896 році, які першими спостерігали радіаційні ефекти у фотопластинках. Перші роботи з радіаційної хімії були виконані в 1899-1903 роках подружжям М.Кюрі та П.Кюрі. У наступні роки найбільша кількість досліджень була присвячена радіолізу води та водних розчинів. Ядерна хіміяОсновні напрямки ядерної хімії:
ЕлектрохіміяЕлектрохімія - розділ хімічної науки, в якому розглядаються системи та міжфазні кордони при протіканні через них електричного струму, досліджуються процеси у провідниках, на електродах (з металів або напівпровідників, включаючи графіт) та в іонних провідниках (електролітах). Електрохімія досліджує процеси |
Міністерство освіти Російської Федерації Томський політехнічний університет __________________________________________________________________________ Н. А. Колпакова, В. А. Колпаков, С. В. Романенко Фізична хімія Навчальний посібник Частина I Томськ 2004 УДК 541.1 Фізична хімія. Навчальний посібник/Н. А. Колпакова, В. А. Колпаков, С.В. Романенко. - Томськ: Вид. ТПУ, 2004. – Ч. 1. – 168 с. У навчальному посібнику розглянуто такі розділи «Фізичної хімії»: основні закони термодинаміки, хімічна та фазова рівновага, термодинаміка розчинів неелектролітів. Посібник підготовлений на кафедрі фізичної та аналітичної хімії ТПУ та призначений для студентів заочного навчання хімічних спеціальностей. Друкується за ухвалою Редакційно-видавничої Ради Томського політехнічного університету Рецензенти: Куріна Л.М. - Проф. каф.ФХ ТГУ, професор хім. наук; Буйновський А.С. – Зав. кав. Хімії ТПУ СТУ, професор хім. наук. © Томський політехнічний університет, 2004 © Автори, 2004 Глава 1 . ВСТУП У ФІЗИЧНУ ХІМІЮ 1.1. КОРОТКИЙ ІСТОРИЧНИЙ НАЧИР РОЗВИТКУ ФІЗИЧНОЇ ХІМІЇ Назва та визначення змісту фізичної хімії вперше дано М. В. Ломоносовим (1752): «Фізична хімія це наука, яка повинна на підставі положень і дослідів фізичних пояснити причину того, що відбувається» . Викладання у Росії фізичної хімії як самостійної науки запровадив проф. Н. Н. Бекетов у 1860 р. у Харківському університеті. Найважливіші теоретичні та експериментальні дослідження Ломоносова привели його до відкриттів, які й досі не втратили свого значення. Ломоносов близько підійшов до правильного визначення принципу збереження матерії та руху, кінетичної природи теплоти, а також наголосив на неможливості мимовільного переходу теплоти від холоднішого тіла до більш теплого, що є в даний час однією з формулювань другого початку термодинаміки. Протягом наступного сторіччя проводилися дослідження, на основі яких було зроблено багато важливих відкриттів та узагальнень. К. В. Шееле у Швеції (1773) та Фонтану у Франції (1777) відкрили адсорбцію газів; Т. Е. Ловіц в Росії (1785) відкрив адсорбцію з розчинів. А. Л. Лавуазьє та П. С. Лаплас у Франції (1779–1784) вивчали теплоємності речовин та теплові ефекти реакцій. На початку ХІХ ст. Г. Деві в Англії та Л. Ж. Тенаром у Франції були відкриті каталітичні реакції, а Й. Я. Берцеліус у Швеції (1835) розвинув далі уявлення про каталіз. Основи електрохімії були закладені дослідженнями з гальванічних елементів, електролізу та перенесення струму в електролітах. Гальвані та А. Вольта в Італії створили у 1799 р. гальванічний елемент. В. В. Петров у Росії (1802) відкрив явище електричної дуги. Т. Гротгус у Росії (1805) заклав основи теорії електролізу. У 1800 р. Г. Деві висунув електрон-небагатомічну теорію взаємодії речовин: він широко застосував електроліз для хімічних досліджень. М. Фарадей, учень Деві, в 1833-1834 рр.. сформулював кількісні закони електролізу. Б. С. Якобі в Росії, вирішуючи питання практичного використання процесу електролізу, відкрив у 1836 гальванопластику. У першій половині ХІХ ст. завдяки працям Д. Дальтона в Англії (1801-1803), Ж. Л. Гей-Люссака у Франції (1802) та А. Авогадро в Італії (1811), що відкрили найважливіші закони газоподібного стану, отримали 3 широкий розвиток атомістичні уявлення. До цього ж періоду належать роботи Г. І. Гесса (1802–1856) з термохімії. К. Гульдберг і П. Вааге в Норвегії (1864-1867), Дж. У. Гіббс в США (1873-1878) розвинули термодинамічні вчення про хімічну рівновагу, а А. Л. Ле Шательє у Франції (1884) відкрив загальний принцип зміщення рівноваги при зміні зовнішніх умов. У роботах голландського хіміка Я. Х. Вант-Гоффа набула розвитку термодинамічна теорія хімічної рівноваги. Він же розробив кількісну теорію розбавлених розчинів (1885–1889). Перенесення електрики в розчинах досліджували в Німеччині І. В. Гітторф та Ф. В. Г. Кольрауш. Шведський вчений С. А. Арреніус розвинув у 1883-1887 рр. теорію електролітичної дисоціації. Глибокий слід у розвитку фізичної хімії залишив А. М. Бутлеров, який створив теорію будови органічних сполук. Великий російський хімік Д. І. Менделєєв (1834–1907) відкрив існування критичної температури (1860), вивів загальне рівняння стану газів (1874) та розробив хімічну теорію розчинів (1887). Д. П. Коновалов (1889), учень Менделєєва, є одним із основоположників теорії розчинів. Наприкінці ХІХ ст. було зроблено низку великих відкриттів у сфері вчення про будову речовини, які довели складність будови атома і зіграли величезну роль розвитку фізичної хімії. До них відносяться відкриття електрона Ж. Б. Перреном (1895) та Дж. Томсоном (1897), квантової природи світла Р. Планком (1900), існування світлового тиску П. Н. Лебедєвим (1899), вивчення (починаючи з 1898). ) явищ радіоактивності П. Кюрі та М. Склодовській-Кюрі. На початку XX в. фізична хімія визначалася як наука, що вивчає будову речовини, хімічну термодинаміку, включаючи термохімію та вчення про рівновагу, розчини, хімічну кінетику та електрохімію. Були застосовані нові теоретичні методи і на перший план виступили дослідження будови атомів, молекул та кристалів. Найбільш бурхливо у XX столітті розвивалося вчення про будову речовини, особливо про будову атомів та молекул. Великим досягненням у цій галузі була ядерна теорія атома, запропонована Е. Резерфордом (1911) і що отримала розвиток у першій кількісній теорії атома водню, розробленої датським фізиком Н. Бором (1913). Дослідження природи хімічного зв'язку та будови молекул розвивалося паралельно з вивченням будови атома. На початку 20-х років поточного століття В. Коссель та Г. Н. Льюїс розробили основи електронної теорії хімічного зв'язку. В. Г. Гайтлером і Ф. Лондоном (1927) була розвинена квантово-механічна теорія хімічного зв'язку. Грунтуючись на найбільших відкриттях фізики в галузі будови атома та використовуючи теоретичні методи квантової механіки та статистичної фізики, а також нові експериментальні методи, такі як рентгенівський аналіз, спектроскопія, мас-спектроскопія, магнітні методи, метод мічених атомів та інші , фізики та фізико-хіміки досягли великих успіхів у вивченні будови молекул і кристалів та у пізнанні природи хімічного зв'язку. Великий розвиток набуло вчення про швидкості хімічних реакцій, т. е. хімічна кінетика, що зв'язується тепер безпосередньо з дослідженнями будови молекул і міцності зв'язків між атомами в молекулі. Виникли та успішно розвиваються нові розділи фізичної хімії: магнетохімія, радіоційна хімія, фізична хімія високополімерів, фізична хімія силікатів, газова електрохімія та ін. Як і інші науки, фізична хімія та окремі її розділи виникали або починали розвиватися особливо успішно періоди, коли та чи інша практична потреба викликала необхідність швидкого розвитку будь-якої галузі промисловості, а цього розвитку була потрібна міцна теоретична основа. Тут необхідно відзначити великі дослідження Н. С. Курнакова з фізико-хімічного аналізу, роботи в галузі електрохімії А. Н. Фрумкіна, створення теорії ланцюгових реакцій Н. Н. Семеновим, розробку теорії гетерогенного каталізу А. А. Баландіним. Фізичної хімії належить провідна роль при вирішенні численних проблем, що стоять перед хімічною наукою та практикою. В даний час фізична хімія - самостійна дисципліна зі своїми методами дослідження та є теоретичною базою прикладних хіміко-технологічних дисциплін. 1.2. ПРЕДМЕТ І ЗАВДАННЯ ФІЗИЧНОЇ ХІМІЇ Фізична хімія - наука про закономірності хімічних процесів та фізичних явищ. Головним завданням фізичної хімії є вивчення та пояснення основних закономірностей, що визначають спрямованість хімічних процесів, швидкість їх протікання, вплив середовища, домішок, випромінювання, умови отримання максимального виходу корисного продукту. Вивчення фізичної хімії дає можливість зрозуміти закони хімії, а також передбачати хімічні явища та керувати ними. Сучасна фізична хімія дозволяє вирішити завдання ефективного управління виробництвом, інтенсифікації та автоматизації виробничих процесів. Вона служить теоретичною основою хімічної технології. Такі важливі виробничі процеси в хімічній технології, як синтез та окислення аміаку, контактне одержання сірчаної кислоти, одержання етанолу з природного газу, крекінг нафти та багато інших, засновані на результатах фізико-хімічного дослідження реакцій, що лежать в основі цих 5 процесів. Без фізичної хімії не можна вирішити проблему створення речовин із заданими властивостями, розробити нові джерела струму та багато інших питань ефективного виробництва. Тому знання фізичної хімії для майбутніх інженерів-технологів відкриває великі можливості для вирішення різноманітних завдань, що зустрічаються у практичній діяльності інженера на заводах та в науково-дослідних інститутах. Назва науки – «фізична хімія» – відображає як історію виникнення її на стику двох наук – фізики та хімії, а також те, що вона широко використовує теоретичні закони та експериментальні методи фізики при дослідженні хімічних явищ. 1.3. КЛАСИФІКАЦІЯ МЕТОДІВ ФІЗИЧНОЇ ХІМІЇ У фізичній хімії застосовується кілька теоретичних методів. Квантово-хімічний метод для опису хімічних перетворень використовує властивості елементарних частинок. За допомогою законів квантової механіки описують властивості та реакційну здатність молекул, а також природу хімічного зв'язку на основі властивостей елементарних частинок, що входять до складу молекул. Термодинамічний (феноменологічний) метод базується на кількох законах (постулатах), які є узагальненням досвідчених даних. Він дозволяє з їхньої основі з'ясувати енергетичні властивості системи, передбачити хід хімічного процесу та її результат на момент рівноваги. Квантово-статистичний метод пояснює властивості речовин на основі властивостей складових цих речовин молекул. Кінетичний метод дозволяє встановити механізм і створити теорію хімічних процесів шляхом вивчення зміни швидкості протікання хімічних реакцій від різних факторів. Для фізичної хімії характерне широке використання математики, яка дає можливість якнайточніше висловити теоретичні закономірності, а й є необхідним інструментом їх встановлення. 6 РОЗДІЛ 2 . ОСНОВНІ ЗАКОНИ ТЕРМОДИНАМІКИ Слово «термодинаміка» походить від грецького therme – тепло та dynamis – сила. Термодинаміка - наука про перетворення різних видів енергії з одного в інший. Хімічна термодинаміка вивчає перетворення різних видів енергії, що відбуваються при перебігу хімічних реакцій. 2.1. ОСНОВНІ ПОНЯТТЯ ХІМІЧНОЇ ТЕРМОДИНАМІКИ Системою називається окреме тіло або група тіл, що знаходяться у взаємодії та відокремлені від навколишнього середовища реальною або уявною оболонкою (кордоном). Відкритою називається система, яка обмінюється із зовнішнім середовищем речовинами (масою) та енергією (наприклад, теплом). Ізольованою системою (або закритою системою) називають таку систему, яка не обмінюється теплотою та роботою з навколишнім середовищем. Енергія та обсяг ізолюваної системи постійні в часі. Прикладом такої системи є, наприклад, термос. Якщо кордон не пропускає теплоту, то процес, що відбувається у системі, називають адіабатичним. Коли система обмінюється теплотою та роботою з навколишнім середовищем, відбуваються зміни як у системі, так і у навколишньому середовищі. Термодинамічні системи можуть бути гомогенними або гетерогенними. Якщо всередині системи немає поверхонь розділу, що відокремлюють різні за складом або будовою частини системи, то ця система називається гомогенной. Відповідно, гетерогенною називається система, що складається з різних частин, що відрізняються за будовою або хімічним складом. Ці частини називаються фазами. Таким чином, фазою називається частина гетерогенної системи, обмежена поверхнею розділу і яка характеризується однаковими у всіх точках фізичними та хімічними властивостями. Кожна система складається з однієї чи кількох речовин. Індивідуальні хімічні речовини, які можуть бути виділені із системи та існувати поза нею самостійно у вигляді окремої фази, називаються складовими речовинами системи. Наприклад, у склянці знаходиться вода, в яку опущена платинова платівка. Над склянкою є суміш газів: кисень, водень та азот. Ця система трифазна, в ній знаходяться п'ять складових речовин. 7 Термодинамічний стан системи – це набір значень незалежних змінних (параметрів системи), які визначають її властивості. Будь-яка властивість системи може бути названа термодинамічний параметр стану, якщо вона розглядається як одна з незалежних змінних, що визначають стан системи. Термодинаміка розглядає речовину як суцільне середовище та використовує для дослідження такі термодинамічні параметри, які є результатом дії великої кількості частинок (макропараметри). Наприклад, макропараметрами хімічної реакції, що протікає навіть за «звичайних умов», є температура, тиск, об'єм, концентрація, напруженість гравітаційного, магнітного, електричного та електромагнітного полів та ін. «Звичайні умови» - це температура 20– 25 ° С, тиск атмосферний, тобто. близько 101 кПа, прискорення сили тяжіння - в середньому близько 9,8 м/с2, напруженість магнітного поля - в середньому близько 40 А/м, напруженість електричного поля - в середньому близько 130 В/м, освітленість видимим світлом - у середньому близько 500 лк. Щоб охарактеризувати термодинамічний стан системи, необхідно знати не всі властивості, а лише найменше число, так звані незалежні параметри системи. Як правило, описуючи хімічний процес, що протікає на Землі, ми не вказуємо характеристики поля, оскільки вони постійні і тому не впливають на склад та вихід продуктів реакції. Якщо ж хімічний процес проводиться в умовах сильних магнітних або електричних полів, або при інтенсивному опроміненні ультрафіолетом, рентгенівськими променями або навіть видимим світлом, то параметри поля істотно вплинуть на склад і вихід продуктів реакції. У цьому випадку параметри поля потрібно вказувати. Термодинамічні параметри ділять на екстенсивні та інтенсивні. Величини, пропорційні масі (або кількості речовини) робочого тіла, що розглядається, або термодинамічної системи, називаються екстенсивними, це - обсяг, внутрішня енергія, ентальпія тощо. Інтенсивні величини не залежать від маси термодинамічної системи. Це, наприклад, температура та тиск. Тиск - фізична величина, що дорівнює відношенню сили, рівномірно розподіленої по поверхні тіла, до площі поверхні, розташованої F ної перпендикулярно силі: p = S Одиниця тиску в СІ - паскаль (Па) - це тиск, що викликається силою в 1 Н, рівномірно розподіленою по поверхні площею 1 м2, розташованої перпендикулярно до напрямку сили: 1 Н/м2 = 1 Па. На практиці використовуються кратні та подовжні одиниці тиску: кілопаскаль 8 (103 Па = 1 кПа); мегапаскаль (106 Па = 1 МПа); гектапаскаль (102 Па = 1 гПа), і навіть позасистемна одиниця - бар (1 бар = 105 Па). Згідно з висновками молекулярно-кінетичної теорії, тиск газу є результатом ударів об стінку судини молекул, що хаотично безперервно рухаються. Найбільш прості співвідношення між параметрами та поведінкою молекул отримані для ідеального газу. Під ідеальним газом розуміють газ, що складається з пружних молекул, між якими немає сил взаємодії, які мають зневажливо малий власний об'єм у порівнянні з об'ємом, який займає газ. Будь-який реальний газ за відносно низького тиску (близький до атмосферного) поводиться практично як ідеальний (суворо при p → 0). Рівняння стану ідеального газу - рівняння Менделєєва - Клапейрона має вигляд: pV = nRT, де р - тиск газу, Па; V – об'єм, м3; n – кількість газу, моль; R - універсальна постійна газова рівна 8,314 Дж/(моль К); T - абсолютна температура, К. Температура характеризує тепловий стан системи. На досвіді можна встановити поняття теплішого і холоднішого тіла, але температуру не можна виміряти безпосередньо. Її визначають за чисельними значеннями інших фізичних параметрів, що залежать від температури, що й покладено в основу побудови емпіричних температурних шкал. Як такі параметри (термометричні параметри) можуть виступати різні фізичні величини. У тому числі об'єм тіла при постійному тиску, тиск при постійному обсязі, електрична провідність, термоелектрорушійна сила, геометричні параметри тіл, яскравість свічення та ін. Пристрій для вимірювання температури називається термометром. Для побудови будь-якої емпіричної шкали температур використовують три припущення: 1) розмір градуса визначається вибором чисельного значення величини ∆T між двома реперними температурними точками - еталонами температури; 2) положення температурного нуля в емпіричних шкалах є довільним; 3) приймається, що термометрична функція лінійна в даному інтервалі температур. Як реперні точки використовують фазові переходи чистих речовин. Наприклад, для емпіричної шкали Цельсія як реперні точки прийнято температури плавлення і кипіння води при атмосферному тиску (0 і 100 градусів, відповідно). Інтервал між цими температурами поділено на сто рівних частин (градусів Цельсія - °С). Хоча об'єктивну температурну шкалу можна побудувати при використанні будь-якої теоретично визначеної термометричної функції, у термодинаміці як таку функцію застосовують рівняння стану ідеального газу. Газовий термометр дозволяє проводити найточніші (близькі до абсолютної шкали температур – шкали Кельвіна) вимірювання температури. Однак визначення температури за шкалою газового термометра є досить важкою роботою, яку проводять тільки для встановлення абсолютних температур небагатьох реперних точок фазових переходів, що приймаються за еталонні. Проміжні температури зазвичай визначають емпіричними термометричними методами. Міжнародна практична шкала температур (МПШТ), прийнята 1954 р., - це найточніше на етапі наближення до абсолютної температурної шкалою. На відміну від емпіричних шкал МПШТ використана одна експериментальна реперна температурна точка. Як така точка використана температура потрійної точки води (коли в рівновазі одночасно знаходяться лід, вода і водяна пара). Температуру потрійної точки води прийнято в МПТШ за 273,16 К (точно). При атмосферному тиску лід плавиться на 0,01° нижче. Реперна точка за шкалою Цельсія - 0 °С - відповідає 273,15 К. Чисельне значення температур для всіх інших реперних точок (крім потрійної точки води) безперервно уточнюють у міру підвищення точності роботи з газовим термометром. У 1968 р. як еталонні температурні точки було рекомендовано використовувати дванадцять реперних точок, що охоплюють інтервал від потрійної точки водню до температури плавлення золота. В даний час температура за шкалою Цельсія (t) виражається у вигляді зв'язку з абсолютною температурою (T), яка має вигляд: T = 273,15 + t. Властивості системи, які однозначно можуть бути виражені як функції температури, тиску та концентрації речовин, що становлять систему, називаються термодинамічними функціями. Наприклад, теплоємність, внутрішня енергія, ентропія та ін. Якщо зміна термодинамічної функції залежить тільки від початкового та кінцевого стану системи та не залежить від шляху процесу, то така функція називається функцією стану системи. Термодинамічний процес називається будь-яка зміна в системі, пов'язана зі зміною хоча б одного з термодинамічних параметрів. Круговим процесом або циклом називається процес, при якому термодинамічна система, вийшовши з деякого початкового стану і зазнавши ряд змін, повертається в той самий стан; у цьому процесі зміна будь-якого параметра стану дорівнює нулю. 10
Надіслати свою гарну роботу до бази знань просто. Використовуйте форму нижче
Студенти, аспіранти, молоді вчені, які використовують базу знань у своєму навчанні та роботі, будуть вам дуже вдячні.
Розміщено на http://www.allbest.ru/
Бюджетна установа середньої професійної освіти
Ханти-Мансійського автономного округу-Югри
"Радянський професійний коледж"
Опорний конспект лекцій
з навчальної дисципліни: "ЄН.03 Хімія"
за фахом: "260502 Технологія продукції громадського харчування"
"Фізична та колоїдна хімія"
Анотація
Упорядник:Іванова Л.В.
Рецензенти:
Полянська Т.В., викладач природничих дисциплін ФГОУ СПО "ОКТЕС";
Чудновська В.Г., викладач, голова ПУК хімічних дисциплін.
Опорний конспект лекцій складено відповідно до вимог Федерального державного освітнього стандарту (ФГОС) середньої професійної освіти до мінімуму змісту з дисципліни "ЕН.03 Хімія" з підготовки фахівців середньої ланки: "260807 Технологія продукції громадського харчування".
Робота з опорним конспектом лекцій сприяє переходу від звичайного описового сприйняття фізико-хімічних даних до кількісних уявлень, тобто. призводить до глибокого і правильного їх розуміння і, як наслідок, до передбачуваності процесів, що протікають в колоїдних та інших системах. Це допомагає професійно розробляти, використовуючи наукові основи фізичної та колоїдної хімії, підходи до технології отримання, зберігання та переробки продуктів харчування.
Посібник призначений для організації аудиторної та позааудиторної роботи студентів з дисципліни "ЕН.03 Хімія" (розділ 1 "Фізична хімія", розділ 3 "Колоїдна хімія").
Вступ
Розділ 1. Фізична хімія
1.1 Основні поняття та закони термодинаміки. Термохімія
1.1.1 Основні поняття термодинаміки
1.1.2 Перший закон термодинаміки
1.1.3 Термохімія
1.1.4 Другий закон термодинаміки
1.2 Агрегатні стани речовин, їх характеристика
1.2.1 Характеристика газоподібного стану речовини
1.2.2 Характеристика рідкого стану речовини
1.2.3 Характеристика твердого стану речовини
1.3 Хімічна кінетика та каталіз. Хімічна рівновага
1.3.1 Швидкість хімічної реакції
1.3.2 Каталіз та каталізатори
1.3.3 Хімічна рівновага
1.4 Властивості розчинів
1.4.1 Загальна характеристика розчинів
1.4.2 Розчини газів у рідинах
1.4.3 Взаємна розчинність рідин
1.4.4 Розчини твердих речовин у рідинах
1.4.5 Дифузія та осмос у розчинах
1.4.6 Тиск насиченої пари над розчином
1.4.7 Замерзання та кипіння розчинів
1.4.8 Властивості розчинів електролітів
1.5 Поверхневі явища. Адсорбція
1.5.1 Адсорбція, її види
1.5.2 Адсорбція на межі розділу "розчин-газ"
1.5.3 Іонообмінна адсорбція
Розділ 2. Колоїдна хімія
2.1 Предмет колоїдної хімії. Дисперсні системи
2.1.1 Загальна характеристика дисперсних систем
2.1.2 Класифікація дисперсних систем
2.2 Колоїдні розчини
2.2.1 Методи одержання
2.2.2 Будова колоїдної частки
2.2.3 Властивості колоїдних розчинів
2.3 Грубодисперсні системи
2.3.2 Суспензії
2.3.3 Емульсії
2.3.4 Аерозолі
2.4 Фізико-хімічні зміни органічних речовин харчових продуктів
2.4.1 Білки, їх хімічна будова та амінокислотний склад
2.4.2 Вуглеводи – високомолекулярні полісахариди
2.4.4 Студні
бібліографічний список
Вступ
Фізична хімія- це наука, що вивчає зв'язок хімічних та фізичних властивостей речовин, хімічних та фізичних явищ та процесів.
Тільки на основі законів фізичної хімії можуть бути зрозумілі і здійснені такі поширені в різних галузях харчової промисловості процеси, як випарювання, кристалізація, сушіння, сублімація, сепарація, дистиляція, екстрагування та розчинення. Без знань методів фізичної хімії неможливий технологічний контроль харчових виробництв: визначення вологості, кислотності, вмісту цукрів, білків, жирів, вітамінів тощо.
Основоположником фізичної хімії М.В. Ломоносів. Він у 1752-1754 pp. першим із вчених прочитав студентам курс фізичної хімії. Читання курсу супроводжувалося демонстрацією дослідів та проведенням лабораторних робіт. Ломоносов перший запропонував термін "фізична хімія" і дав цій науковій дисципліні таке визначення: "Фізична хімія є наука, яка пояснює на основі положень та дослідів фізики те, що відбувається у змішаних тілах при хімічних операціях". Отже, М.В. Ломоносов розглядав фізичну хімію як науку, покликану надати фізичне пояснення сутності хімічних процесів.
М.В. Ломоносовим був написаний перший у світі підручник із фізичної хімії. Відкриття великим вченим закону збереження матерії та енергії, вчення про існування абсолютного нуля, кінетична теорія газів, ряд робіт з дослідження розчинів стали основою фізичної хімії, що зароджується, сприяли оформленню її в самостійну науку. Період виділення в окрему науку тривав понад сто років. Курс фізичної хімії за цей час ніким із вчених не читався.
Одним із розділів фізичної хімії, який перетворився на самостійну науку, є колоїдна хімія.
Колоїдна хімія- це наука, що вивчає властивості гетерогенних високодисперсних систем та розчинів полімерів.
Кулінарні процеси: коагуляція білків (при тепловій обробці м'яса, риби, яєць тощо); желе і т.п.), адсорбція (освітлення бульйонів) - відносяться до колоїдних процесів. Вони є основою всіх харчових виробництв.
Закони фізичної та колоїдної хімії лежать в основі заходів щодо охорони навколишнього середовища. Як правило, стічні води, дим заводських труб – також колоїдні системи. Методи руйнування цих колоїдних систем ґрунтуються на законах фізколоїдної хімії.
Розділ 1. Фізична хімія
1. 1 Основніпоняття та закони термодинаміки. Термохімія
1.1.1 Основні поняття термодинаміки
Термодинаміка- наука, що вивчає загальні закони взаємного перетворення енергії з однієї форми на іншу.
Хімічна термодинаміка кількісно визначає теплові ефекти різних процесів, з'ясовує важливу можливість мимовільного перебігу хімічних реакцій і умови, у яких хімічні реакції можуть у стані рівноваги.
Об'єктом вивчення у термодинаміці є система- тіло чи група тіл, фактично чи подумки відокремлених від довкілля. Системою можна назвати кристал мінералу, розчин будь-якої речовини у будь-якій ємності, газ у балоні тощо.
Систему називають термодинамічнійЯкщо між тілами, її складовими, може відбуватися обмін теплотою, речовиною і якщо система описується повністю термодинамічних параметрів.
Види систем (залежно від характеру взаємодії з довкіллям)
|
Відкрита |
Закрита |
Ізольована |
|
|
Обмінюється енергією та речовиною з навколишнім середовищем. |
Не може обмінюватися з навколишнім середовищем речовиною, але може обмінюватися з нею енергією та роботою. |
Не має обміну речовиною та енергією із зовнішнім середовищем. Усередині системи може відбуватися передача теплоти, взаємні перетворення енергії, вирівнювання концентрацій, але внутрішня енергія системи залишається постійною. |
|
|
Відкрита колба з розчином, з якої може випаровуватися розчинник, і яка може нагріватися та охолоджуватися. |
Щільно закрита колба з речовиною. |
Реакція у термостаті. |
Система може бути гомогенної- складається з однієї фази (повітря, кристал, солі) і гетерогенної- складається з кількох фаз (лід-вода, вода-бензол).
Фаза-Частина гетерогенної системи, відокремлена поверхнями розділу і характеризується однаковими фізичними властивостями у всіх своїх точках.
Довкілля- це все, що знаходиться у прямому чи непрямому контакті із системою. Вважають, що довкілля має такий великий розмір, що віддача чи придбання нею теплоти не змінює її температуру.
Стан термодинамічної системи визначається масою, об'ємом, тиском, складом, теплоємністю та ін. характеристикам, які називаються параметрами зістояня.
Якщо параметри стану системи з часом не змінюються, такий стан вважається рівноважним. У рівноважній термодинамічній системі параметри стану пов'язані між собою певними математичними рівняннями – рівняннями стану (наприклад, рівняння Клайперона-Менделєєва для стану ідеального газу).
Параметри, що піддаються безпосередньому виміру, називають основними параметрами стану. Параметри стану, які не піддаються безпосередньому виміру (внутрішня енергія, ентальпія, ентропія, термодинамічні потенціали), розглядають як функції основних парамітрів стану.
Термодинамічноепроцесы-зміни параметрів стану системи:
· Ізотермічний (Т = const);
· Ізобарний (Р = const);
· Ізохорний (V = const).
Всі тіла в природі незалежно від агрегатного стану мають певний запас внутрішньої енергії.
Енергія складається з кінетичної енергії молекул, що включає енергію поступального та обертального руху, енергії руху атомів у молекули, електронів в атомах, внутрішньоядерної енергії, енергії взаємодії частинок один з одним тощо. Кінетична та потенційна енергія самого тіла у внутрішню енергію не входить. Внутрішня енергія є функцією стану. Абсолютне значення внутрішньої енергії визначити не можна, можна лише виміряти зміну внутрішньої енергії (U). Зміна внутрішньої енергії залежить від шляху переходу, залежить тільки від початкового і кінцевого стану системи.
Теплота (Q)(Або тепловий ефект процесу) - це кількісна характеристика енергії, яку система в ході даного процесу отримує (віддає) від навколишнього середовища. Теплота є формою передачі енергії, яка реалізується шляхом зміни кінетичної енергії теплового (хаотичного) руху частинок (атомів, молекул). Якщо процес супроводжується переходом енергії від довкілля до системи, він називається ендотермічним, в іншому випадку - екзотермічним.Будь-яка екзотермічна реакція у прямому напрямку стає ендотермічною, якщо вона йде у зворотному напрямку, і навпаки.
Робота (А), здійснювана системою, обумовлена взаємодією системи із зовнішнім середовищем, у результаті долаються зовнішні сили, тобто. робота є однією з форм обміну енергією з навколишнім середовищем і є кількісною характеристикою переданої енергії, причому передача енергії реалізується шляхом упорядкованого (організованого) руху молекул під дією певної сили.
1.1. 2 Перший закон термодинаміки
Це загальний закон природи, закон збереження та перетворення енергії, що відповідає основному становищу діалектичного матеріалізму про вічність та незнищенність руху. Вперше цей закон у 1842 р. сформулював видатний німецький фізик Ю. Мейєр.
Енергія не зникає і не виникає з нічого, а тільки перетворюється з одного виду на інший у строго еквівалентних співвідношеннях.
Залежно від виду системи, перший закон термодинаміки має різні формулювання.
Для закритої системи цей закон термодинаміки встановлює зв'язок між теплотою, отриманою або виділеною системою в деякому процесі, зміною внутрішньої енергії системи та виконаною при цьому роботою.
В ізольованій системі внутрішня енергія постійна, тобто. U=0.
Якщо до закритої системи підвести теплоту Q, то ця енергіяодується на збільшення внутрішньої енергії системи U і на вчинення сізтемою роботи А проти позашних сил довкілля:
В ізобарно-ізотермічних умовах, у яких функціонують живі організми:
де: р - Зовнішній тиск,
V – зміна обсягу системи.
Підставимо (1.2) до (1.1).
Qр = U+рV = (U кон - U поч) + (рV кон - рV поч) = (U кон + рV кон) - (U кон + рV поч) (1.3)
Сума внутрішньої енергії системи та добутку обсягу на тиск (U+рV) називається ентальпією (Н) -термодинамічна функція, що характеризує енергетичний стан системи за ізобарно-ізотермічних умов. Таким чином:
Ентальпія- це сума всіх видів енергії, зосередженої у цій системі, включаючи й механічну енергію частинок, що може проявитися як роботи під час розширення. Хімічні реакції та фізико-хімічні процеси можуть протікати з виділенням та поглинанням енергії. Їх ділять на екзотермічні та ендотермічні.
Процеси, у яких теплота виділяється, називаються екзотермічнимі,процеси, що протікають з поглинанням теплоти, - ендотермічеськими.
В екзотермічних процесах ентальпія зменшується (Н кін Н поч), отже:
ДH = (H кін - H поч);
В ендотермічних процесах ентальпія збільшується (Н кін Н поч), отже:
ДH = (H кін - H поч) 0,
Ентальпія системи залежить від тиску, температури, кількості речовини.
В ізобарно-ізотермічних умовах кількість теплоти, що виділяється або поглинається в ході хімічної реакції, характеризується зміною ентальпії та називається ентальпією реакції Н. Зміна ентальпії реакції, визначена за стандартних умов, називається стандартною ентальпією реакції і позначається Н0.
Ентальпія реакції, тобто. тепловий ефект реакції, залежить тільки від природи та стану вихідних речовин і кінцевих продуктів іісит від шляху, дооторому протікає реакція.
Стандартні умови:
· Кількість речовини 1 моль;
· Тиск 760 мм. рт. ст. або 101,325 кПа;
· Температура 298 0 До або 25 0 С.
1.1. 3 Термохімія
Хімічне рівняння, в якому зазначено значення ентальпії (або тепловий ефект) реакції, називається термохімічним.
Термохімічні рівняння користуються в термохімії. Термохімія визначає теплові ефекти хімічної реакції та переходів з одного стану до іншого. Термохімічне рівняння відрізняється від хімічного тим, що в термохімічних рівняннях вказують абсолютну величину та знак теплового ефекту реакції, який відносять до одного молю вихідної або отриманої речовини, тому стехіометричні коефіцієнти термохімічних рівняннях можуть бути дробовими. У термохімічних рівняннях відзначають також агрегатний стан та кристалічну форму.
Ентальпію реакції можна визначити як експериментально, так і методом розрахунку з використанням ентальпій утворення речовин, що беруть участь у хімічній реакції на основі закону Гесса(1840 р.):
У термохімічних розрахунках велике значення мають наслідки із закону Гесса:
1 слідство.Ентальпія реакції дорівнює різниці алгебраїчної суми ентальпій утворення продуктів та вихідних речовин з урахуванням стехіометричних коефіцієнтів у рівнянні реакції.
2 слідство.Ентальпія прямої реалізації чисельно дорівнює ентальпії зворотної реакції, але з протилежним знаком.
1.1. 4 Другий закон термодинаміки
Це має наступні формулювання:
Перенесення теплоти від холодного тіла до гарячого пов'язані з компенсацією, тобто. з необхідністю додаткової витрати роботи, яка переходить в кінцевому рахунку в теплоту, що поглинається гарячим тілом (так, у домашньому холодильнику відбувається перенесення теплоти від предметів до деталей приладу, а потім до повітря. Це перенесення вимагає витрати електроенергії). Процеси, реалізація яких пов'язані з компенсацією, називають необоротнийімими.
Неможливий мимовільний (природний, спонтанний) перехід енергії (у формі теплоти) від менш нагрітого тіла до більш нагр.етому.
Тепло океану, наприклад, може бути в принципі перетворено на роботу (згідно з першим законом термодинаміки), проте тільки за наявності відповідного холодильника (згідно з другим законом термодинаміки).
Неможливо створити вічний двигун 2-го роду.
Стосовно хімічних реакцій (при Р, Т=const) це положення виражається наступним математичним рівнянням:
H = G + TS або G = H - TS, (1.5)
де Н - тепловий ефект реакції, що спостерігається при її незворотній течії;
G - зміна вільної енергії Гіббса(вільної енергії при постійному тиску) або зміна ізобарно-ізотермічного потенціалу, тобто це та максимальна частина енергії системи, яка в цих умовах може перетворитися на корисну роботу. При G0 реакція протікає мимовільно.
Навіть при оборотному перебігу реакції на роботу може перейти лише частина теплоти процесу. Інша частина, не перетворена на работу, передається при цьому від більш нагрітих до холодніших частин системи.
Введена в рівняння (1.5) функція S отримала назву ентропії.
Ентропія є функцією кожного конкретного, стаціонарного стану та не залежить від шляху до досягнення нового стану (наприклад, від того, які проміжні стадії проходить система при переході зі стану 1 до стану 2).
Твір TS - тепло, що переноситься (Q), яке не може бути перетворено в роботу навіть при оборотному ході реакції (величина "пов'язаної енергії"). Цей твір показує кількість внутрішньої енергії, що втрачається у формі теплоти:
TS = Q, або S = Q/T, (1.6)
Зміна ентропії системи при реакції, що дорівнює повідомлену систему тепла, поділеного на абсолютну температуру, при якій система цю теплоту отримує (віддає).
Крім термодинамічного потенціалу - вільної енергій Гіббса G, в термодинаміці як допоміжна функція для опису процесів велике значення має також і інший введений термодинамічний потенціал - вільна енергія Гельмгольця F(вільна енергія при постійному обсязі), або ізохорно-ізотермічний потенціал:
F = U - TS (при V, T = const) (1.7)
Мимовільні процеси можуть виконувати роботу. Рівновага настає тоді, коли ця можливість вичерпується. Оскільки мимовільним процесам відповідають негативні зміни F і G, знак зміни функції G (при Р, Т=const) або функції F (при V, T=const) і буде показувати можливість або неможливість мимовільного перебігу реакції. Якщо зміни цих функцій стану системи 1 і 2 рівні нулю, то система перебуває у рівновазі.
Ентропія відрізняється від інших параметрів стану системи (P, T, V) тим, що її чисельне значення та значення її зміни не піддаються безпосередньому виміру та можуть бути отримані лише непрямим, розрахунковим шляхом. Для розрахунку S ентропії реакції аА+bB=cC=dD треба від суми ентропій речовин правої частини рівняння відняти суму ентропій речовин лівої частини рівняння (з урахуванням стехіометричних коефіцієнтів). Так, для стандартних умов:
S0298K = S0298K (продуктів) - S0298K (реагентів), (1.8)
Мимоволі в ізольованій системі можуть протікати ті процеси, пов'язані зі збільшенням ентропії, тобто. система з менш імовірного стану перетворюється на більш імовірне і досягає такого макроскопічного стану, якому відповідає невелика кількість мікроскопічних станів. Іншими словами, процеси бувають мимовільними, коли кінцевий стан може бути реалізований великою кількістю мікростанів і ентропія є мірою прагнення системи до рівноваги. Такі процеси мають супроводжуватись збільшенням ентропії.
Запитання для самоконтролю:
1. Які важливі питання вирішує хімічна термодинаміка?
2. Що називають системою, термодинамічною системою?
3. Що називається параметрами стану? Які параметри стану бувають?
4. Що називають термодинамічний процес?
5. Як формулюється перший початок термодинаміки?
6. У якому співвідношенні є ентальпія внутрішня енергія системи?
7. Що таке стандартна ентальпія освіти?
8. Чим відрізняються хімічні рівняння термохімічних?
9. Що визначає друге початок термодинаміки?
10. Що потрібно знати, щоб визначити принципову можливість тієї чи іншої реакції у цих умовах?
11. Які термодинамічні чинники визначає напрямок хімічних реакцій?
12. Як змінюються ізобарно-ізотермічний і ізохорно-ізотермічний потенціали в мимовільному процесі?
1. 2 Агрегатні стани речовин, їх характеристика
Залежно від зовнішніх умов (температури та тиску) кожна речовина може перебувати в одному з трьох агрегатних станів: твердому, жидкомуабо газоподібному.Ці стани називаються агрегатними станами.Для деяких речовин характерно лише два або навіть один агрегатний стан. Наприклад, нафталін, йод при нагріванні у звичайних умовах із твердого стану переходять у газоподібний, минаючи рідке. Такі речовини, як білки, крохмаль, каучуки, що мають величезні макромолекули, не можуть існувати в газоподібному стані.
Гази не мають постійної форми та постійного обсягу. Рідина має постійний об'єм, але не має постійної форми. Тверді характеризуються сталістю форми та обсягу.
1.2. 1 Характеристика газоподібного стану речовини
Для газів характери такі властивості:
рівномірне заповнення всього наданого обсягу;
Мала щільність порівняно з рідкими та твердими речовинами та велика швидкість дифузії;
Порівняно легка стисливість.
Ці властивості визначаються силами міжмолекулярного тяжіння та відстанню між молекулами.
У газі молекули знаходяться на дуже великій відстані одна від одної, сили тяжіння між ними мізерно малі. При низьких тисках відстані між молекулами газу настільки великі, що порівняно з ними розміром молекул, а отже, об'ємом молекул у загальному обсязі газу можна знехтувати. При великих відстанях між молекулами немає сили тяжіння з-поміж них. Газ у такому стані називається ідеальним.При нормальних умовах Т = 273 0 К (0 0 С) і p = 101,325 кПа реальні гази незалежно від природи можна вважати ідеальними і застосовувати до них рівняння зістояня ідеального газа (рівняння Клайперона-Менделєєва):
де Р- тиск газу,
V - обсяг газу,
Кількість речовини,
R - універсальна постійна газова (в одиницях СІ R =8,314 Дж/мольК),
Т – абсолютна температура.
Реальні гази при високих тисках і низьких температурах не підпорядковуються рівнянню стану ідеального газу, оскільки у умовах починають виявлятися сили взаємодії між молекулами і не можна нехтувати власним обсягом молекул проти обсягом тіла. Для математичного опису поведінки реальних газів використовують рівняння Ван-дер-Ваальса:
(р + n 2 a/V 2) (V - nb) = vRT, (2.2)
де а і b - постійні,
a/V 2 - поправка на взаємне тяжіння,
b - виправлення на власний обсяг молекул,
n-число молей газу.
Зі збільшенням тиску та зниженням температури відстані між молекулами зменшуються, а сили взаємодії збільшуються так, що речовина з газоподібного стану може перейти в рідкий. Для кожного газу існує гранична критична температура, вище якої газ не може бути перетворений на рідину ні при якому тиску. Тиск, необхідний для зрідження газу за критичної температури, називається критичним тискома обсяг одного моля газу за цих умов критичним об'ємомемом.
Мал. 1. Ізотерми реального газу
Стан газу при критичних параметрах називають критичним зостоянням.У критичному стані зникає різницю між рідиною і газом, вони мають однакові фізичні властивості.
Перехід газу рідина можна показати графічно. На малюнку 1 наведено графічну залежність між обсягом і тиском при постійних температурах. Такі криві називаються зотермами.В ізотерм можна виділити три ділянки: АВ, НД, CD при низьких температурах. АВ – відповідає газоподібному стану, ВС – відповідає переходу газу в рідину, CD – характеризує рідкий стан. З підвищенням температури ділянка ВС зменшується і перетворюється на точку перегину К, звану критичною точкою.
Зріджені гази знаходять велике промислове застосування. Рідкий СО 2 використовується для газування фруктових та мінеральних вод, приготування шипучих вин. Рідкий SO 2 використовують як дезінфікуючий засіб для знищення цвілевих грибків у підвалах, льохах, винних бочках, бродильних чанах. Рідкий азот широко застосовують у медицині та біології для отримання низьких температур при консервуванні, заморожуванні крові та біологічних тканин. Рідкі гази зручніше транспортувати.
1.2. 2 Характеристика рідкого стану речовини
На відміну від газів між молекулами рідини, діють досить великі сили взаємного тяжіння, що визначає своєрідний характер молекулярного руху. Тепловий рух молекули рідини включає коливальний та поступальний рух. Кожна молекула протягом певного часу коливається біля певної точки рівноваги, потім переміщається і знову займає нове рівноважне становище. Це визначає її плинність. Сили міжмолекулярного тяжіння не дають молекулам за її русі далеко відходити друг від друга. Сумарний ефект тяжіння молекул можна уявити, як внутрішній тиск рідин, що досягає дуже великих значень. Цим і пояснюються сталість об'єму та практична стисливість рідин, хоча вони легко набувають будь-якої форми.
Властивості рідин залежать також від обсягу молекул, форми та їх полярності. Якщо молекули рідини полярні, відбувається об'єднання (асоціація) двох і більше молекул у складний комплекс. Такі рідини називають асоціірованнимирідинами. Асоційовані рідини (вода, ацетон, спирти) мають більш високі температури кипіння, мають меншу леткість, вищу діелектричну проникність. Наприклад, етиловий спирт і диметиловий ефір мають однакову молекулярну формулу (С2Н6О). Спирт є асоційованою рідиною і кипить за більш високої температури, ніж диметиловий ефір, який відноситься до неасоційованих рідин.
Рідкий стан характеризують такі фізичні властивості, як плотність, в'язкість, поверхневий натяг.
Поверхневий натяг.
Стан молекул, що у поверхневому шарі, істотно відрізняється стану молекул у глибині рідини. Розглянемо простий випадок – рідина – пара (рис. 2).
Мал. 2. Дія міжмолекулярних сил на поверхні розділу та всередині рідини
На рис. 2 молекула (а) знаходиться всередині рідини, молекула (б) – у поверхневому шарі. Сфери навколо них - відстані, куди поширюються сили міжмолекулярного тяжіння навколишніх молекул.
На молекулу (а) рівномірно діють міжмолекулярні сили з боку навколишніх молекул, тому сили міжмолекулярної взаємодії компенсуються, що рівнодіє цих сил дорівнює нулю (f=0).
Щільність пари значно менша за щільність рідини, оскільки молекули віддалені одна від одної на великі відстані. Тому молекули, що у поверхневому шарі, майже відчувають сили тяжіння з боку цих молекул. Рівнодія всіх цих сил буде спрямована всередину рідини перпендикулярно її поверхні. Таким чином, поверхневі молекули рідини завжди знаходяться під дією сили, що прагне втягнути їх усередину і тим самим скоротити поверхню рідини.
Щоб збільшити поверхню розділу рідини, потрібно витратити роботу А (Дж). Робота, необхідна збільшення поверхні розділу S на 1 м 2 , є мірою поверхневої енергії або поверхневим натягом.
Таким чином, поверхневий натяг д (Дж/м 2 = Нм/м 2 = Н/м) – результат некомпенсованості міжмолекулярних сил у поверхневому шарі:
д = F/S (F - поверхнева енергія) (2.3)
Існує велика кількість методів визначення поверхневого натягу. Найбільш поширені сталагмометричний метод (метод рахунку крапель) та метод найбільшого тиску газових бульбашок.
За допомогою методів рентгеноструктурного аналізу було встановлено, що в рідинах є деяка впорядкованість просторового розташування молекул в окремих мікрооб'ємах. Поблизу кожної молекули спостерігається ближній порядок. При віддаленні від неї певну відстань ця закономірність порушується. І у всьому обсязі рідини порядку у розташуванні частинок немає.
Мал. 3. Сталагмометр Мал. 4. Віскозиметр
В'язкістьз (Па·с) - властивість чинити опір переміщенню однієї частини рідини щодо іншої. У практичному житті людина стикається з великою кількістю рідких систем, в'язкість яких різна, - вода, молоко, олії, сметана, мед, соки, патока і т.д.
В'язкість рідин обумовлена міжмолекулярною дією, що обмежує рухливість молекул. Вона залежить від природи рідини, температури, тиску.
Для вимірювання в'язкості служать прилади, які називаються віскозиметрами. Вибір віскозиметра та методу визначення в'язкості залежить від стану досліджуваної системи та її концентрації.
Для рідин з малою величиною в'язкості або невеликою концентрацією широко використовують віскозиметр капілярного типу.
1.2. 3 Характеристика твердого стану речовини
Тверді тіла на відміну рідин і газів зберігають свою форму. Сили тяжіння між частинками, складовими тверде тіло, настільки великі, що вони можуть рухатися вільно щодо одне одного, лише коливаються біля якогось середнього становища.
Усі тверді тіла ділять на кристалічніі аморфні.У кристалічних тілах частинки розташовані у певному характерному для кожної речовини порядку і цей порядок поширюється на весь об'єм. У всьому обсязі аморфного тіла порядку розташування частинок немає. У цьому плані аморфні тіла можна як рідини з аномально великий в'язкістю.
Дуже часто аморфна та кристалічна форми є різними станами однієї й тієї ж речовини. Так, діоксид кремнію зустрічається в природі та у формі кристалів кварцу (гірський кришталь), і в аморфному вигляді – мінерал кремінь. Відомий кристалічний та аморфний вуглець.
Кристалічна форма - найбільш стійка, речовини поступово переходять з аморфного стану кристалічний. У звичайних умовах цей процес йде дуже повільно, підвищення температури може прискорити. Наприклад, цукор може бути в кристалічному (цукор-пісок, шматковий цукор) та в аморфному (карамелізований) станах. Згодом карамель може кристалізуватися, що є небажаним у кондитерському виробництві. кінетика адсорбція дисперсна колоїдний
Порядок у просторовому розташуванні частинок та кристалічних тіл - кристалічна решітка- Визначає зовнішні ознаки кристалічного стану. До них відносяться: 1) певна та різко виражена температура плавлення; 2) певна геометрична форма одиночних кристалів; 3) анізотропія.
Запитання для самоконтролю:
За яких умов властивості реального газу наближаються до властивостей ідеального?
Чи можна безмежно стискати реальний газ?
Яким є фізичний зміст постійних у рівнянні стану реального газу?
Чи можна, знаючи температуру та тиск, визначити число молекул в одиниці об'єму?
Чим обумовлена мала стисливість рідин?
Як впливає властивості рідини утворення водневого зв'язку між молекулами?
Чим пояснити, що з підвищенням температури зменшуються поверхневий натяг та в'язкість?
За якими ознаками можна відрізнити кристалічне тіло від аморфного?
У чому полягає основна відмінність у будові кристалічних і аморфних тіл?
1. 3 Хімічна кінетика та каталіз.Хімічна рівновага
1.3.1 Швидкість хімічної реакції
Кінетика-вчення про швидкість та механізм хімічних реакцій.
Питання швидкості хімічної реакції має велике практичне і теоретичне значення. Від швидкості реакції залежить протягом біохімічних процесів в організмі, фізико-хімічні зміни харчових продуктів при тепловій обробці, продуктивність заводської апаратури.
Швидкість хімічних процесів можна регулювати, змінюючи умови протікання. У деяких випадках бажано інтенсифікувати процес, щоб отримати більше продукту за одиницю часу. Іноді потрібно зменшити швидкість хімічної реакції, наприклад, уповільнити окислення жирів у харчових продуктах. Усі ці завдання можна вирішити, застосовуючи закони хімічної кінетики.
Швидкість реакції-Зміна концентрації реагуючих речовин в одиницю часу.
де з - зміна концентрації реагуючих речовин,
t – проміжок часу.
Залежність швидкісних хімічних реакцій від концентрації визначається законом чинних мас,відкритим досвідченим шляхом К.М. Гульдберг і П. Вааге в 1867 році.
Для реакції аА + bB = С
де: А та B - концентрації реагуючих речовин,
а та b - коефіцієнти в рівнянні,
k - коефіцієнт пропорційності, званий константою швидкості, що залежить від природи реагуючих речовин та температури.
Швидкість хімічної реакції пропорційна добутку кінцінтрацій реагуючих речовин, взятих у ступенях, рівних дооефективним у рівнянні реадоції.
Константа швидкості реакціїчисельно дорівнює швидкості реакції при концентраціях речовин, що реагують, рівних одиниці.
Чинники, що впливають на швидкість хімічної реакції:
· Природа реагуючих речовин;
· Концентрація реагуючих речовин;
· Температура;
· Тиск (для газів);
· Площа зіткнення реагуючих речовин;
· Присутність каталізатора.
При підвищенні температури збільшується швидкість руху молекул, отже, і кількість зіткнень між ними в одиницю часу.
Вплив температури швидкість хімічної реакції підпорядковується правилу Вант-Гоффа.
При підвищенні температури на кожні 10 градусів швидкість большинства реакцій збільшується у 2-4 рази.
Число, що показує, у скільки разів збільшується швидкість цієї реакції при підвищенні температури на 10 градусів, називається температурним дооефектом реакції. Математично ця залежність виражається співвідношенням:
де - температурний коефіцієнт реакції,
і 0 - швидкості реакції при початковій (t 1) та кінцевій (t 2) температурах;
t - Зміна температури t 2 - t 1 .
Правило Вант-Гоффа наближене і може застосовуватися до реакцій, що протікають при температурах від 0 до 300 градусів та невеликому температурному інтервалі. З підвищенням температури температурний коефіцієнт швидкості реакції зменшується, наближаючись до одиниці.
Точніша залежність швидкості хімічної реакції від температури експериментально встановлена Арреніусом:
де k - константа швидкості реакції,
В і А - постійні для цієї реакції.
1.3. 2 Каталіз та каталізатори
Каталізатор-Речовина, що змінює швидкість хімічної реакції, але при цьому не витрачається. Каталізатори бувають такими, що прискорюються і сповільнюються.
Каталіз-Явлення зміни швидкості реакції у присутності каталізаторів.
Каталітичні реакції-Реакції, що протікають за участю каталізаторів.
Якщо каталізатором є один із продуктів реакції, то реакцію називають автокаталітичної, А саме явище - автокаталіз.
Інгібітор-Каталізатор, що уповільнює реакцію.
Прикладом позитивних каталізаторів може бути вода при взаємодії порошку алюмінію з йодом.
Ферменти-біологічні каталізатори білкової природи
Ферменти є у всіх живих клітинах. Прийнято розділяти ферменти на прості та складні, або однокомпонентні чи двокомпонентні. Прості ферменти складаються тільки з білка, складні з білка та небілкової частини, яку називають коферментом.
Ферменти відрізняються високою каталітичною активністю та вибірковістю. По каталітичної активності вони значно перевершують неорганічні каталізатори. Наприклад, 1 моль каталази при 0 градусів розкладає за секунду 200 000 молей Н 2 Про 2 , а 1 моль платини при 20 градусах розкладає протягом однієї секунду від 10 до 80 молей перекису водню.
Такі прискорення реакції пов'язані з тим, що ферменти різко знижують енергетичні бар'єри реакційному шляху. Наприклад, енергія активації для реакції розпаду Н 2 Про 2 під дією іона заліза (II) та молекул каталази відповідно дорівнює 42 та 7,1 кДж/моль; для гідролізу сечовини кислотою та уреазою - відповідно 103 та 28 кДж/моль.
Ферменти проти неорганічними каталізаторами дуже специфічні. Наприклад, амілаза, що міститься в слині, легко та швидко розщеплює крохмаль, але не каталізує процес розпаду цукру. Уреаза виключно ефективно каталізує гідроліз сечовини, але не впливає на її похідні. Така особливість ферментів дозволяє живим організмам, маючи відповідний набір ферментів, активно відгукуватися впливу ззовні. Наприклад, помічено, що у стресових ситуаціях наш організм виявляє дивовижні можливості. Описаний факт, коли слабка жінка підняла за бампер легковий автомобіль і утримувала його, поки люди, що приспіли, звільняли дитину, що потрапила під нього; людина, переслідуваний розлюченим тваринам, легко долає перешкоди, нездоланні йому у звичному стані; на відповідальних змаганнях спортсмени втрачають у вазі кілька кілограмів за період виступу.
Усе сказане про чудові властивості ферментів пояснюється тим, що вибірковість дії (селективність) та активність взаємопов'язані: чим вища селективність, тим вища її активність. Ферменти мають унікальну селективність, тому й активність їх найвища.
1.3. 3 Хімічна рівновага
Оборотні реакціїможуть йти у двох взаємопротилежних напрямках. Вони не доходять до кінця, а закінчуються встановленням хімічної рівноваги.
Хімічна рівновага-Стан системи, коли швидкості прямої та зворотної реакції стають рівними.
Стан хімічної рівноваги зберігається до того часу, доки зміниться умови. При зміні зовнішніх умов рівновага порушується і через деякий час система прийде в новий стан рівноваги.
Зсув рівноваги-перехід системи з одного стану рівноваги до іншого.
Напрямок зміщення рівноваги визначається принципом Ле Шательє.
Якщо на рівноважну систему надано вплив, то дорівнюєеце зміщуєтся у бік, що послаблює цей вплив.
Наприклад, збільшення температури зміщує рівновагу у бік ендотермічної реакції, збільшення концентрації вихідних речовин зміщує рівновагу з боку продуктів реакції. Тиск змінює рівновагу лише реакцій, у яких беруть участь гази. Збільшення тиску зміщує рівновагу у бік реакції, що йде зі зміною обсягу.
Питання для самоконтролю:
1. Що вивчає кінетика?
2. Що називається швидкістю хімічних реакцій?
3. Чому в математичному рівнянні швидкості хімічної реакції стоїть знак мінус?
4. Перерахуйте чинники, що впливають швидкість хімічної реакції.
5. Опишіть вплив концентрації, температури, природи речовин на швидкість хімічної реакції.
6. Що називається каталізом та каталізатором?
7. Як класифікують каталітичні реакції?
8. Що таке інгібітори?
9. Що називається хімічною рівновагою?
10. Що називається зрушенням хімічної рівноваги?
11. Сформулюйте принцип Ле Шательє.
12. У який бік зміститься рівновага рівноважної реакції зі збільшенням температури? Тиск (якщо у реакціях беруть участь гази)? Концентрації однієї з реагуючих речовин?
1. 4 Властивості розчинів
1.4. 1 Загальна характеристика розчинів
Розчини мають велике значення в житті та практичній діяльності людини. Так, процеси засвоєння їжі людиною та тваринами пов'язані з переведенням поживних речовин у розчин. Розчинами є всі найважливіші фізіологічні рідини (кров, лімфа тощо). Виробництва, основу яких лежать хімічні процеси, зазвичай пов'язані з використанням розчинів.
Розчини- багатокомпонентні гомогенні системи, в яких одна або декілька речовин розподілені у вигляді молекул, атомів або іонів у середовищі іншої речовини - розчинника.
Розчин може мати будь-який агрегатний стан - твердий, рідкий або газоподібний. Кожен розчин складається з розчинених речовин та розчинника. Зазвичай розчинником вважають той компонент, який у чистому вигляді існує в такому агрегатному стані, що і отриманий розчин (наприклад, розчин солі у воді: сіль - розчинена речовина, вода - розчинник). Якщо обидва компоненти до розчинення перебували в однаковому агрегатному стані (наприклад, спирт і вода), то розчинником вважається компонент, що знаходиться у більшій кількості.
За структурою розчини займають проміжне положення між механічними сумішами та хімічними сполуками. З механічними сумішами їх споріднює змінність складу, а з хімічними сполуками - однорідність складу по всій фазі та наявність теплового ефекту при утворенні. Відповідно до цього спочатку існували дві протиборчі теорії: "фізична" і "хімічна", кожна з яких відстоювала свої погляди на будову розчинів.
Сучасні уявлення про будову розчинів ґрунтуються на сольватній теорії, висунутій Менделєєвим та розвиненою його послідовниками. Відповідно до цієї теорії, в системі при розчиненні одночасно відбувається два процеси: дифузія речовини, що розчиняється в обсязі розчинника (фізичний процес) і утворення з молекул розчинника і розчиняється речовини нестійких сполук змінного складу - сольватів (хімічний процес). Якщо розчинником є вода, то ці сполуки називають гідратами.
Утворення розчинів є процесом мимовільним, що йде зі збільшенням безладдя системи, тобто. із підвищенням ентропії. Наприклад, при розчиненні кристала система повністю упорядкованого стану переходить у менш упорядковане. При цьому зі збільшенням ентропії (AS>0) зменшується вільна енергія системи (AG<0).
Якщо розчин утворюється з 2 рідин, то рушійна сила процесу розчинення обумовлена прагненням компонентів розчину до вирівнювання концентрацій, що призводить до збільшення ентропії, тобто. AS > 0, a 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.
Найважливішою характеристикою розчину є його склад чи концентрація компонентів.
Концентрація розчинів- кількість розчиненої речовини, що міститься у певній кількості розчину або розчинника.
Концентрацію розчинів можна висловлювати по-різному. У хімічній практиці найбільш уживані такі способи вираження концентрацій:
1. Масова частка розчиненої речовини (відсоткова концентрація)- Показує, скільки грамів речовини розчинено в 100 г розчину. Вона визначається за такою формулою:
де W - масова частка розчиненої речовини,
m в-ва - маса розчиненої речовини,
m р-ну - маса розчину.
2. Молярна концентрація- Показує, скільки молей розчиненої речовини міститься в 1 л розчину.
3. Моляльна концентрація- Показує, скільки молей речовини міститься в 1 кг розчинника.
1.4. 2 Розчини газів у рідинах
Розчинність газів у рідинах залежить від їхньої природи, природи розчинника, температури та тиску. Як правило, розчинність газу більша, якщо розчинення супроводжується хімічною взаємодією його з розчинником, і менше, якщо при цьому хімічної взаємодії не відбувається. Наприклад, в 1 л води за н.у. розчиняється 0,0002 г водню, що не взаємодіє з водою, і 875 г аміаку, який реагує з водою з утворенням гідроксиду амонію.
Залежність розчинності газів від природи розчинника можна на наступних прикладах. При однакових умовах 1000 р води розчиняється 87,5 р NH 3 , а 100 р етилового спирту - лише 25 р. Розчинність газів значною мірою залежить від температури. У разі підвищення температури розчинність їх зменшується, а зниженні збільшується. Так при 0 0 С 100 мл води розчиняється 171 см 3 2 , при 20 0 С - лише 87,8 см 3 . Тому тривалим кип'ятінням можна майже повністю видалити розчинені гази з рідини, а насичення рідин газом доцільно проводити за низьких температур.
Розчинність газу також залежить від тиску. Залежність розчинності газу від тиску визначається законом Генрі.
С = к · р, (4.2)
де С - концентрація газу в розчині,
до - коефіцієнт пропорційності, що залежить від природи рідини та газу,
р – тиск газу над розчином.
Маса розчиненого газу при постійній температурі прямо пропорційна тиску газу над розчиномором.
Закон Генрі справедливий лише для розбавлених розчинів за умов низьких тисків. Гази, що вступають у взаємодію з розчинником NH 3 , SO 2 , HC1 з водою, закону Генрі не підпорядковуються. Їх розчинність також збільшується з підвищенням тиску, але за складнішим законом.
Прояв закону Генрі ілюструється утворенням рясної піни при відкорковуванні пляшки з газованою водою або пляшки з шампанським; тут відбувається різке зменшення розчинності газу при зниженні його парціального тиску. Цей закон пояснює виникнення кесонної хвороби. На глибині 40 м нижче за рівень моря загальний тиск становить 600 кПа і розчинність азоту в плазмі крові в 9 разів більша, ніж на поверхні моря. При швидкому підйомі водолазу з глибини розчинений азот виділяється в кров пухирцями, які закупорюють кровоносні судини, що може призвести до тяжких наслідків.
Розчинність газу зменшується за наявності у розчині третього компонента. Так, у розчинах електролітів гази розчиняються значно гірше, ніж у чистій воді. Наприклад, в 1 г води при 0 0 С розчиняється 3 · 10 3 м 3 хлору, а в 1 г насиченого розчину NaCl розчиняється в 10 разів менше, тому при зберіганні над рідиною хлору воду замінюють на розчин хлориду натрію.
1.4. 3 Взаємна розчинність рідин
На відміну від розчинності газів у рідинах розчинення рідини є складнішим процесом. При змішуванні двох рідин вони можуть:
Розчинятись один в одному в будь-яких співвідношеннях;
Практично не розчинятися;
Розчинятись обмежено.
Взаємна розчинність рідин залежить, передусім, від їхньої хімічної будови. Ще алхіміками було відмічено, що " подібне розчиняється у подібному " , тобто. полярне зазвичай розчиняється в полярному, а неполярне - у неполярному. З цієї причини вода (полярна рідина) - добрий розчинник для полярних рідин (етилового спирту, оцтової кислоти і т. д.) і зовсім не розчиняє неполярні рідини (бензол, гас і т.п.). Якщо рідини відрізняються один від одного за полярністю, то вони обмежено розчиняються один в одному. При обмеженій розчинності кожна з рідин перетворюється на іншу до певної межі, у результаті утворюється двошарова система. Наприклад, з підвищенням температури зазвичай їх взаємна розчинність збільшується, і за деякої температури обидві рідини змішуються в будь-яких співвідношеннях, і межа між ними зникає. Така температура називається критичної.
Критична температура, що досягається нагріванням, називається верхньої критичної температури.
Відомі суміші рідин, де розчинність зменшується із підвищенням температури. Тому критична температура досягається при зниженні температури і називається нижньої критичної температурій.
Користуючись критичною температурою розчинення іноді проводять деякі аналітичні визначення.
Особливий інтерес представляє розчинність різних речовин у двошарових системах, які з двох нерозчинних рідин.
Якщо в систему, що складається з двох рідин, що не змішуються, ввести третю речовину, здатну розчинятися в кожній з них, то розчинена речовина буде розподілятися між обома рідинами пропорційно своєї розчинності в кожній з них.
Відношення концентрацій речовини, що розподіляється між двома рідинами, що не змішуються при постійній температурі, залишається постійним, незалежно від загальної кількості розчиненої речовини.
З 1 /З 2 = до, (4.3)
де 1 і 2 - концентрація розчиненої речовини в 1-му і 2-му розчинниках,
...Подібні документи
Колоїдна хімія як наука, що вивчає фізико-хімічні властивості гетерогенних, високодисперсних систем та високомолекулярних сполук. Виробництво та методи очищення колоїдних розчинів. Застосування гелів у харчовій промисловості, косметиці та медицині.
презентація , доданий 26.01.2015
Перші практичні відомості про колоїди. Властивості гетерогенних сумішей. Співвідношення між поверхнею колоїдної частинки та обсягом колоїдної частинки. Своєрідність дисперсних систем. Особливості колоїдних розчинів. Класифікація дисперсних систем
презентація , доданий 17.08.2015
Основні ознаки дисперсних систем, їх класифікація, властивості та методи одержання, діаліз (очищення) золів. Визначення заряду колоїдної частки, закономірності електролітної коагуляції, поняття адсорбції на межі розчин-газ, суть теорії Ленгмюра.
методичка, доданий 14.12.2010
Основні поняття та закони хімії. Класифікація неорганічних речовин. Періодичний закон та Періодична система елементів Д.І. Менделєєва. Основи термодинамічних розрахунків. Каталіз хімічних реакцій. Способи вираження концентрації розчинів.
курс лекцій, доданий 24.06.2015
Класифікація дисперсних систем Основні фактори стійкості колоїдних розчинів. Методи їх отримання (диспергування, конденсація) та очищення (діаліз, ультрафільтрація). Міцелярна теорія будови колоїдних частинок. Коагуляція сумішами електролітів.
презентація , доданий 28.11.2013
Сутність та визначальні ознаки колоїдних систем. Основні властивості та будова розчинів такого типу. Характеристика ефекту Тіндаля. Відмінності гідрозолів та органозолів. Способи утворення колоїдних систем, специфічні властивості, сфера застосування.
презентація , доданий 22.05.2014
Поняття високомолекулярних розчинів сполук (ВМС). Процес набухання ВМС: його стадії, причини, тиск та ступінь. В'язкість дисперсних систем та розчинів ВМС, методи її вимірювання. Структурна та відносна в'язкість. Коагуляційні структури.
реферат, доданий 22.01.2009
Константи та параметри, що визначають якісний (фазовий) стан, кількісні характеристики розчинів. Види розчинів та його специфічні властивості. Способи одержання твердих розчинів. Особливості розчинів із евтектикою. Розчини газів у рідинах.
реферат, доданий 06.09.2013
Одержання ліофобних колоїдних систем, її оптичні властивості. Визначення поверхневого натягу розчинів ПАР і міжфазного натягу на межі двох рідин, що не змішуються, сталагмометричним методом. Колоїдний захист золів розчинами ВМС.
реферат, доданий 15.02.2016
Хімічна термодинаміка. Основні поняття термодинаміки. Перший початок термодинаміки. Програми першого початку термодинаміки до хімічних процесів. Залежність теплового ефекту реакції температури. Закон Кірхгофа. Другий початок термодинаміки.
1. Фізична хімія: ціль, завдання, методи дослідження. Основні поняття фізичної хімії.
Фіз. хімія - наука про закономірності хім.процесів та хім. явищ.
Предмет фіз.хімії пояснення хім. явищ з урахуванням більш загальних законів фізики. Фіз.хімія розглядає дві основні групи питань:
1. Вивчення будови та властивостей речовини та складових її частинок;
2. Вивчення процесів взаємодії речовин.
Фіз.хімія ставить за мету вивчення зв'язків між хімічними і фізичними явищами. Знання таких зв'язків необхідно для того, щоб глибше вивчити хімічні реакції, що протікають у природі і використовуються в технолог. процесах, керувати глибиною та напрямом реакції. Основною метою дисципліни Фіз. хімія вивчення загальних зв'язків та закономірностей хім. процесів, що ґрунтуються на фундаментальних принципах фізики. Фіз.хімія застосовує фіз. теорії та методи до хімічних явищ.
Вона пояснює ЧОМУ і ЯК відбуваються перетворення речовин: хім. реакції та фазові переходи. ЧОМУ – хімічна термодинаміка. ЯК-хімічна кінетика.
Основні поняття фіз.хімії
Основний об'єкт хім. термодинаміки - це термодинамічна система. Термодинамічні. система - будь-яке тіло або сукупність тіл, здатних обмінюватися між собою та з ін. тілами енергією та в-вом. Системи поділяють на відкриті, закриті та ізольовані. Відкритий а я - термодинамічна система обмінюється із зовнішнім середовищем і в-вом та енергією. Закритий а я -система, у якій відсутня обмін в-вом із довкіллям, але може обмінюватися із нею енергією. Ізольована а я -система обсяг залишається постійним і позбавлена можливості обмінюватися з навколишнім середовищем та енергією та в-вом.
Система може бути гомогенної (однорідної) або гетерогенної (неоднорідної) ). Фаза - це частина системи, яка у відсутності зовнішнього поля сил має однаковий склад у всіх своїх точках і однакові термодинамічні. св-вами і відокремлена з інших частин системи поверхнею розділу. Фаза завжди однорідна, тобто. гомогена, тому однофазна система називається гомогенною. Система, що з неск-ких фаз, називається гетерогенної.
Властивості системи поділити на дві групи: екстенсивні та інтенсивні.
У термодинаміці використовуються поняття рівноважних та оборотних процесів. Рівноважним - Це процес, що проходить через безперервний ряд станів рівноваги. Зворотний термодинамічний процес – це процес, який може бути проведений у зворотному напрямку без того, щоб у системі та навколишньому середовищі залишилися будь-які зміни.
2. Перший закон термодинаміки. Внутрішня енергія, тепло, робота.
Перший початок термодинамікибезпосередньо з законом збереження енергії. Виходячи з цього закону, випливає, що у будь-якій ізольованій системі запас енергії залишається постійним. Із законоохорони енергії випливає ще одне формулювання першого початку термодинаміки – неможливість створення вічного двигуна (perpetuum mobile) першого роду, який робив би роботу, не витрачаючи на це енергії. Особливо важливим для хімічної термодинаміки формулюванням
першого початку вираз його через поняття внутрішньої енергії: внутрішня енергія є функцією стану, тобто. її зміна залежить від шляху процесу, а залежить тільки від початкового та кінцевого стану системи. Зміна внутрішньої енергії системи Uможе відбуватися за рахунок обміну теплотою Qта роботою Wз довкіллям. Тоді із закону збереження енергії слід, що отримана системою ззовні теплота Q витрачається на збільшення внутрішньої енергії ΔU і роботу W, досконалу системою, тобто. Q =Δ U+W. Це урівняння є
математичним виразом першого початку термодинаміки
Iпочаток термодинамікийого формулювання:
у будь-якій ізольованій системі запас енергії залишається постійним;
різні форми енергії переходять одна в одну у строго еквівалентних кількостях;
вічний двигун (perpetuum mobile) першого роду неможливий;
внутрішня енергія є функцією стану, тобто. її зміна залежить від шляху процесу, а залежить лише від початкового і кінцевого стану системи.
аналітичний вираз: Q = D U + W ; для нескінченно малої зміни величин d Q = dU + d W .
Перше початок термодинаміки встановлює співвідношення. м/у теплотою Q, роботою А та зміною внутр. енергії системи ΔU. Зміна внутр. енергії системи і кількість повідомленої системі теплоти мінус у роботі, досконалої системою проти зовнішніх сил.
Рівняння (I.1)- математичний запис 1-го початку термодинаміки, рівняння (I.2) – для нескінченно малої зміни сост. системи.
внутр. енергія-функція сост.; це означає, що змін-е внутр. енергії ΔU не залежить від шляху переходу системи зі стану 1 в стан 2 і дорівнює різниці величин внутр. енергії U2 та U1 у цих станах: (I.3)
внутр. енергія системи - це сума потенційної енергії взаємодій. всіх частинок тіла між собою і кінетичної енергії їх руху (без урахування кінетич. і потенційних енергій системи в цілому). Внут. енергія системи залежить від природи в-ва, його маси та від параметрів стану системи. Вона вік. зі збільшенням маси системи, оскільки є екстенсивним св-вом системи. внутр. енергію позначають літерою U та виражають у джоулях (Дж). У випадку для системи з кол-вом в-ва 1 моль. внутр. енергія, як і будь-яке термодинамічні. св-во системи, явл-ся функцією сост. Безпосередньо в експерименті виявляються лише зміни всередину. енергії. Саме тому при розрахунках завжди оперують із зміною U2 –U1 = U.
Усі зміни внутр. енергії поділяються на дві групи. У першу групу входить лише перша форма переходу руху шляхом хаотичних зіткнень молекул двох стикаються тіл, тобто. шляхом теплопровідності (і водночас шляхом випромінювання). Мірою руху, що передається таким способом, є теплота. Концепція теплотипов'язані з поведінкою величезної кількості частинок – атомів, молекул, іонів. Вони перебувають у постійному хаотичному (тепловому) русі. Теплота - Форма передачі енергії. Другий спосіб обміну енергією – робота.Цей обмін енергії обумовлений дією, що здійснюється системою, або дією, що здійснюється над нею. Зазвичай роботу позначають символом W. Робота, як і теплота, перестав бути функцією стану системи, тому величину, відповідну нескінченно малу роботу, позначають символом приватної похідної - W.