ΦΥΣΙΚΗ ΧΗΜΕΙΑ

§ 1. Το μάθημα της φυσικοχημείας. Το νόημά του

Η σχέση χημικών και φυσικών φαινομένων μελετών φυσική χημεία.Αυτός ο κλάδος της χημείας είναι το όριο μεταξύ χημείας και φυσικής. Χρησιμοποιώντας τις θεωρητικές και πειραματικές μεθόδους και των δύο επιστημών, καθώς και τις δικές της μεθόδους, η φυσική χημεία ασχολείται με μια πολύπλευρη μελέτη των χημικών αντιδράσεων και των φυσικών διεργασιών που τις συνοδεύουν. Εφόσον, όμως, ακόμη και μια πολύπλευρη μελέτη δεν είναι ποτέ πλήρης και δεν καλύπτει το φαινόμενο με εξαντλητικό τρόπο, οι νόμοι και οι κανονικότητες της φυσικής χημείας, όπως και των άλλων φυσικών επιστημών, απλοποιούν πάντα το φαινόμενο και δεν το αντανακλούν πλήρως.

Η ταχεία ανάπτυξη και η αυξανόμενη σημασία της φυσικής χημείας συνδέονται με την οριακή της θέση μεταξύ φυσικής και χημείας. Το κύριο γενικό έργο της φυσικής χημείας είναι η πρόβλεψη της χρονικής πορείας της διαδικασίας και του τελικού αποτελέσματος (κατάσταση ισορροπίας) υπό διάφορες συνθήκες με βάση δεδομένα για τη δομή και τις ιδιότητες των ουσιών που συνθέτουν το υπό μελέτη σύστημα.

§ 2. Σύντομη περιγραφή της ιστορίας της ανάπτυξης της φυσικής χημείας

Ο όρος «φυσική χημεία» και ο ορισμός αυτής της επιστήμης δόθηκε για πρώτη φορά από τον M.V. Lomonosov, ο οποίος το 1752-1754. διάβασε ένα μάθημα φυσικής χημείας στους φοιτητές της Ακαδημίας Επιστημών και άφησε το χειρόγραφο αυτού του μαθήματος «Εισαγωγή στην Αληθινή Φυσικοχημεία» (1752). Ο Lomonosov πραγματοποίησε πολλές μελέτες, τα θέματα των οποίων αντιστοιχούν στο "Σχέδιο για το μάθημα της φυσικής χημείας" που συνέταξε ο ίδιος (1752) και το πρόγραμμα πειραματικών εργασιών "Experience in Physical Chemistry" (1754). Υπό την ηγεσία του πραγματοποιήθηκε επίσης μαθητικό εργαστήριο φυσικής χημείας.

Ο Lomonosov έδωσε τον ακόλουθο ορισμό της φυσικής χημείας: "Η φυσική χημεία είναι μια επιστήμη που εξηγεί, με βάση τις διατάξεις και τα πειράματα της φυσικής, τι συμβαίνει σε μικτά σώματα κατά τη διάρκεια χημικών εργασιών." Αυτός ο ορισμός είναι κοντά στον σύγχρονο.

Για την ανάπτυξη της φυσικής χημείας, η ανακάλυψη δύο νόμων της θερμοδυναμικής στα μέσα του 19ου αιώνα (S. Carnot, Yu.R. Mayer, G. Helmholtz, D.P. Joule, R. Clausius, W. Thomson) ήταν εξαιρετική. σημασια.

Ο αριθμός και η ποικιλία των ερευνών, που βρίσκονται στον τομέα που συνορεύει μεταξύ της φυσικής και της χημείας, αυξανόταν συνεχώς τον 19ο αιώνα. Αναπτύχθηκε η θερμοδυναμική θεωρία της χημικής ισορροπίας (K.M. Guldberg, P. Waage, D.W. Gibbs). Οι μελέτες του L.F. Wilhelmi έθεσαν τα θεμέλια για τη μελέτη των ρυθμών των χημικών αντιδράσεων (χημική κινητική). Μελετήθηκε η μεταφορά ηλεκτρικής ενέργειας σε διαλύματα (I.V. Gittorf, F.V.G. Kolrausch), μελετήθηκαν οι νόμοι ισορροπίας διαλυμάτων με ατμό (D.P. Konovalov) και αναπτύχθηκε η θεωρία των λύσεων (D.I. Mendeleev).

Η αναγνώριση της φυσικής χημείας ως ανεξάρτητης επιστήμης και ακαδημαϊκής πειθαρχίας εκφράστηκε με την ίδρυση στο Πανεπιστήμιο της Λειψίας (Γερμανία) το 1887 του πρώτου τμήματος φυσικής χημείας με επικεφαλής τον W. Ostwald και στην ίδρυση του πρώτου επιστημονικού περιοδικού για τη φυσική χημεία εκεί. Στα τέλη του 19ου αιώνα, το Πανεπιστήμιο της Λειψίας ήταν το κέντρο για την ανάπτυξη της φυσικής χημείας και οι κορυφαίοι φυσικοχημικοί ήταν οι W. Ostwald, J. H. Van't Hoff, S. Arrhenius και W. Nernst. Μέχρι εκείνη τη στιγμή, ορίστηκαν τρεις κύριες ενότητες της φυσικής χημείας - η χημική θερμοδυναμική, η χημική κινητική και η ηλεκτροχημεία.

Οι σημαντικότεροι τομείς της επιστήμης, η ανάπτυξη των οποίων είναι απαραίτητη προϋπόθεση για την τεχνική πρόοδο, περιλαμβάνουν τη μελέτη των χημικών διεργασιών. η φυσική χημεία παίζει πρωταγωνιστικό ρόλο στην ανάπτυξη αυτού του προβλήματος.

§ 3. Τομές φυσικής χημείας. Ερευνητικές μέθοδοι

Χημική θερμοδυναμική. Στην ενότητα αυτή, με βάση τους νόμους της γενικής θερμοδυναμικής, επεξηγούνται οι νόμοι της χημικής ισορροπίας και το δόγμα των ισορροπιών φάσεων.

Το δόγμα των λύσεων στοχεύει να εξηγήσει και να προβλέψει τις ιδιότητες των διαλυμάτων (ομοιογενή μείγματα πολλών ουσιών) με βάση τις ιδιότητες των ουσιών που συνθέτουν το διάλυμα.

Το δόγμα των επιφανειακών φαινομένων. Μελετώνται διάφορες ιδιότητες επιφανειακών στρωμάτων στερεών και υγρών (διεπαφές μεταξύ φάσεων). ένα από τα κύρια φαινόμενα που μελετήθηκαν στα επιφανειακά στρώματα είναι προσρόφηση(συσσώρευση ύλης στο επιφανειακό στρώμα).

Σε συστήματα όπου οι διεπαφές μεταξύ υγρών, στερεών και αέριων φάσεων είναι πολύ ανεπτυγμένες (γαλακτώματα, ομίχλες, καπνοί κ.λπ.), οι ιδιότητες των επιφανειακών στρωμάτων αποκτούν πρωταρχική σημασία και καθορίζουν πολλές από τις μοναδικές ιδιότητες ολόκληρου του συστήματος ως ολόκληρος. Τέτοιος διασκορπισμένοι (μικροετερογενής)συστήματα μελετώνται κολλοειδή χημεία,που είναι ένας σημαντικός ανεξάρτητος κλάδος της φυσικής χημείας.

Ο παραπάνω κατάλογος των κύριων τμημάτων της φυσικής χημείας δεν καλύπτει ορισμένες περιοχές και μικρότερες ενότητες αυτής της επιστήμης, οι οποίες μπορούν να θεωρηθούν ως τμήματα μεγαλύτερων τμημάτων ή ως ανεξάρτητα τμήματα της φυσικής χημείας. Θα πρέπει να τονιστεί για άλλη μια φορά η στενή αλληλεπίδραση μεταξύ των διαφόρων κλάδων της φυσικής χημείας. Στη μελέτη οποιουδήποτε φαινομένου, πρέπει κανείς να χρησιμοποιήσει ένα οπλοστάσιο ιδεών, θεωριών και μεθόδων για τη μελέτη πολλών κλάδων της χημείας (και συχνά άλλων επιστημών). Μόνο με μια αρχική γνωριμία με τη φυσική χημεία είναι δυνατή για εκπαιδευτικούς σκοπούς η διανομή του υλικού στις αναφερόμενες ενότητες.

Μέθοδοι φυσικής και χημικής έρευνας. Οι βασικές μέθοδοι της φυσικής χημείας είναι φυσικά οι μέθοδοι της φυσικής και της χημείας. Αυτή είναι, πρώτα απ 'όλα, μια πειραματική μέθοδος - η μελέτη της εξάρτησης των ιδιοτήτων των ουσιών από τις εξωτερικές συνθήκες, η πειραματική μελέτη των νόμων της ροής διαφόρων διεργασιών και οι νόμοι της χημικής ισορροπίας.

Η θεωρητική κατανόηση των πειραματικών δεδομένων και η δημιουργία ενός συνεκτικού συστήματος γνώσης βασίζεται στις μεθόδους της θεωρητικής φυσικής.

Η θερμοδυναμική μέθοδος, που είναι μία από αυτές, καθιστά δυνατή την ποσοτική συσχέτιση διαφόρων ιδιοτήτων μιας ουσίας («μακροσκοπικές» ιδιότητες) και τον υπολογισμό ορισμένων από αυτές τις ιδιότητες με βάση τις πειραματικές τιμές άλλων ιδιοτήτων.

ΚΕΦΑΛΑΙΟ Ι
Ο ΠΡΩΤΟΣ ΝΟΜΟΣ ΤΗΣ ΘΕΡΜΟΔΥΝΑΜΙΚΗΣ

§ 1. Ενέργεια. Ο νόμος της διατήρησης και του μετασχηματισμού της ενέργειας

Μια αναπόσπαστη ιδιότητα (ιδιότητα) της ύλης είναι η κίνηση. είναι άφθαρτο, όπως η ίδια η ύλη. Η κίνηση της ύλης εκδηλώνεται με διαφορετικές μορφές, οι οποίες μπορούν να περάσουν η μία στην άλλη. Το μέτρο της κίνησης της ύλης είναι ενέργεια.Ποσοτικά, η ενέργεια εκφράζεται με έναν ορισμένο τρόπο μέσω των παραμέτρων που χαρακτηρίζουν κάθε συγκεκριμένη μορφή κίνησης και σε μονάδες ειδικές για αυτή τη μορφή.

Στο σύστημα μονάδων SI, η μονάδα ενέργειας (θερμότητα και εργασία) είναι το τζάουλ ( J),ίσο με το έργο της δύναμης σε 1 Hστο δρόμο για το 1 Μ. 1 J = 1 Nm.

Η ευρέως χρησιμοποιούμενη μονάδα ενέργειας (θερμότητα), η θερμίδα, είναι επί του παρόντος μια μονάδα εκτός συστήματος που επιτρέπεται να χρησιμοποιείται. Η επί του παρόντος χρησιμοποιούμενη θερμίδα, εξ ορισμού, ισοδυναμεί με έναν ορισμένο αριθμό τζάουλ: 1 περιττώματαισούται με 4,1868 τζάουλ. Αυτή η μονάδα χρησιμοποιείται στη μηχανική θερμότητας και μπορεί να κληθεί θερμική θερμίδα.Στη χημική θερμοδυναμική, χρησιμοποιείται μια ελαφρώς διαφορετική μονάδα, που ισοδυναμεί με 4,1840 joules και ονομάζεται θερμοχημική θερμίδα.Η σκοπιμότητα της εφαρμογής του συνδέεται με την ευκολία χρήσης του εκτεταμένου πειραματικού θερμοχημικού υλικού που συλλέγεται σε βιβλία αναφοράς και εκφράζεται σε αυτές τις μονάδες.

Όταν μια μορφή κίνησης μετασχηματίζεται σε άλλη, οι ενέργειες της εξαφανισμένης και της εμφανιζόμενης κίνησης, που εκφράζονται σε διαφορετικές μονάδες, είναι ισοδύναμες μεταξύ τους, δηλαδή η ενέργεια της εξαφανισμένης κίνησης βρίσκεται σε σταθερή ποσοτική σχέση με την ενέργεια της κίνηση που έχει προκύψει (ο νόμος των ισοδύναμων μετασχηματισμών της ενέργειας).Αυτή η αναλογία δεν εξαρτάται από τις ενέργειες των δύο μορφών κίνησης και από τις συγκεκριμένες συνθήκες κάτω από τις οποίες έγινε η μετάβαση από τη μια μορφή κίνησης στην άλλη. Έτσι, όταν η ενέργεια ενός ηλεκτρικού ρεύματος μετατρέπεται σε ενέργεια χαοτικής μοριακής κίνησης, ένα joule ηλεκτρικής ενέργειας μετατρέπεται πάντα σε 0,239 περιττώματαενέργεια της μοριακής κίνησης.

Έτσι, η ενέργεια ως μέτρο της κίνησης της ύλης εκδηλώνεται πάντα με μια ποιοτικά πρωτότυπη μορφή, που αντιστοιχεί σε μια δεδομένη μορφή κίνησης, και εκφράζεται στις κατάλληλες μονάδες μέτρησης. Από την άλλη πλευρά, αντικατοπτρίζει ποσοτικά την ενότητα όλων των μορφών κίνησης, την αμοιβαία μετατρεψιμότητα και την άφθαρτη κίνηση της κίνησης.

Ο παραπάνω νόμος των ισοδύναμων μετασχηματισμών της ενέργειας είναι ένας φυσικός πειραματικός νόμος. Ο νόμος των μετασχηματισμών ισοδύναμης ενέργειαςμπορεί να εκφραστεί διαφορετικά, δηλαδή με τη μορφή ο νόμος της διατήρησης και του μετασχηματισμού της ενέργειας:Η ενέργεια ούτε δημιουργείται ούτε καταστρέφεται. Σε όλες τις διεργασίες και τα φαινόμενα, η συνολική ενέργεια όλων των τμημάτων ενός απομονωμένου συστήματος υλικών που συμμετέχουν σε αυτή τη διαδικασία δεν αυξάνεται ούτε μειώνεται, παραμένοντας σταθερή.

Ο νόμος της διατήρησης και του μετασχηματισμού της ενέργειας είναι παγκόσμιος με την έννοια ότι εφαρμόζεται σε φαινόμενα που συμβαίνουν σε αυθαίρετα μεγάλα σώματα, που αντιπροσωπεύουν ένα σύνολο τεράστιου αριθμού μορίων, και σε φαινόμενα που συμβαίνουν με τη συμμετοχή ενός ή λίγων μορίων.

Για διάφορες μορφές μηχανικής κίνησης, ο νόμος της διατήρησης της ενέργειας έχει εκφραστεί εδώ και πολύ καιρό σε μια ποιοτική μορφή (Descartes - 1640) και μια ποσοτική μορφή (Leibniz - 1697).

Για τους αμοιβαίους μετασχηματισμούς της θερμότητας και της εργασίας (βλ. παρακάτω), ο νόμος της διατήρησης της ενέργειας αποδείχθηκε ως νόμος της φυσικής επιστήμης από τις μελέτες των Yu. R. Mayer, G. Helmholtz και D.P. Joule, που διεξήχθησαν στη δεκαετία του 40 του XIX αιώνα.

Χρησιμοποιώντας το νόμο των ισοδύναμων μετασχηματισμών, είναι δυνατό να εκφράσουμε τις ενέργειες διαφόρων μορφών κίνησης σε μονάδες χαρακτηριστικές ενός τύπου ενέργειας (μία μορφή κίνησης) και στη συνέχεια να εκτελέσουμε τις πράξεις πρόσθεσης, αφαίρεσης κ.λπ.

§ 2. Θέμα, μέθοδος και όρια θερμοδυναμικής

Η θερμοδυναμική είναι ένας από τους κύριους κλάδους της θεωρητικής φυσικής. Η Θερμοδυναμική μελετά τους νόμους των αμοιβαίων μετασχηματισμών διαφόρων τύπων ενέργειας που σχετίζονται με τη μεταφορά ενέργειας μεταξύ των σωμάτων με τη μορφή θερμότητας και εργασίας.Εστιάζοντας την προσοχή της στη θερμότητα και την εργασία ως μορφές μεταφοράς ενέργειας σε ποικίλες διεργασίες, η θερμοδυναμική περιλαμβάνει πολυάριθμες ενεργειακές συνδέσεις και εξαρτήσεις μεταξύ των διαφόρων ιδιοτήτων μιας ουσίας στον κύκλο εξέτασης της και δίνει πολύ ευρέως εφαρμόσιμες γενικεύσεις που ονομάζονται τους νόμους της θερμοδυναμικής.

Κατά τον καθορισμό των βασικών θερμοδυναμικών νόμων, οι ενεργειακοί μετασχηματισμοί (συχνά πολύ περίπλοκοι) που συμβαίνουν μέσα στο σώμα συνήθως δεν είναι λεπτομερείς. Οι τύποι ενέργειας που είναι εγγενείς στο σώμα στη δεδομένη κατάστασή του επίσης δεν διαφοροποιούνται. το σύνολο όλων αυτών των τύπων ενέργειας θεωρείται ως ενιαίο εσωτερική ενέργεια του συστήματος .

Το θέμα της θερμοδυναμικής που περιγράφεται παραπάνω καθορίζει τη μέθοδο και τα όρια αυτής της επιστήμης. Η διάκριση μεταξύ θερμότητας και έργου, που λαμβάνεται ως σημείο εκκίνησης από τη θερμοδυναμική, και της αντίθεσης της θερμότητας στην εργασία έχει νόημα μόνο για σώματα που αποτελούνται από πολλά μόρια, καθώς για ένα μόριο ή για ένα σύνολο μικρού αριθμού μορίων, οι έννοιες η ζέστη και η εργασία χάνουν το νόημά τους. Επομένως, η θερμοδυναμική θεωρεί μόνο σώματα που αποτελούνται από μεγάλο αριθμό μορίων, τα λεγόμενα μακροσκοπικά συστήματαΕπιπλέον, η θερμοδυναμική στην κλασική της μορφή δεν λαμβάνει υπόψη τη συμπεριφορά και τις ιδιότητες μεμονωμένων μορίων.

Η θερμοδυναμική μέθοδος χαρακτηρίζεται επίσης από το γεγονός ότι το αντικείμενο μελέτης είναι ένα σώμα ή μια ομάδα σωμάτων που απομονώνονται από τον υλικό κόσμο σε θερμοδυναμικό σύστημα (εφεξής θα αναφέρεται απλώς Σύστημα).

Το σύστημα έχει ορισμένα όρια που το χωρίζουν από τον έξω κόσμο (περιβάλλον).

Το σύστημα είναι ομοιογενής , εάν κάθε παράμετρός της έχει την ίδια τιμή σε όλα τα μέρη του συστήματος ή αλλάζει συνεχώς από σημείο σε σημείο.

Το σύστημα είναι ετερογενής , εάν αποτελείται από πολλά μακροσκοπικά (αποτελούμενα με τη σειρά τους από πολλά μόρια) μέρη, χωρισμένα το ένα από το άλλο με ορατές διεπαφές. Σε αυτές τις επιφάνειες, ορισμένες παράμετροι αλλάζουν απότομα. Τέτοιο, για παράδειγμα, είναι το σύστημα «στερεό αλάτι - κορεσμένο υδατικό διάλυμα άλατος - κορεσμένος υδρατμός». Εδώ, στα όρια αλατιού - διαλύματος και διαλύματος - ατμού, η σύσταση και η πυκνότητα αλλάζουν απότομα.

Ονομάζονται ομοιογενή μέρη του συστήματος, τα οποία διαχωρίζονται από άλλα μέρη με ορατές διεπαφές φάσεις . Σε αυτή την περίπτωση, ένα σύνολο μεμονωμένων ομοιογενών τμημάτων του συστήματος με τις ίδιες φυσικές και θερμοδυναμικές ιδιότητες θεωρείται ως μία φάση (για παράδειγμα, ένα σύνολο κρυστάλλων μιας ουσίας ή ένα σύνολο σταγονιδίων υγρού που αιωρούνται σε ένα αέριο και σχηματίζουν ομίχλη ). Κάθε φάση του συστήματος χαρακτηρίζεται από τη δική της εξίσωση κατάστασης.

Ένα σύστημα που δεν μπορεί να ανταλλάξει ύλη και ενέργεια με το περιβάλλον (με τη μορφή θερμότητας ή εργασίας) ονομάζεται απομονωμένος .

Ένα σύστημα που μπορεί να ανταλλάξει ύλη και ενέργεια με το περιβάλλον (με τη μορφή θερμότητας ή εργασίας) ονομάζεται Άνοιξε.

Ένα σύστημα που δεν μπορεί να ανταλλάξει ύλη με το περιβάλλον, αλλά μπορεί να ανταλλάξει ενέργεια (με τη μορφή θερμότητας ή εργασίας) ονομάζεται κλειστό .

Η θερμοδυναμική μελετά τη σχέση μεταξύ τέτοιων μετρήσιμων ιδιοτήτων ενός συστήματος υλικού στο σύνολό του και των μακροσκοπικών μερών του (φάσεις), όπως η θερμοκρασία, η πίεση, η μάζα, η πυκνότητα και η χημική σύνθεση των φάσεων που περιλαμβάνονται στο σύστημα, καθώς και ορισμένες άλλες ιδιότητες. ως σχέση μεταξύ των αλλαγών σε αυτές τις ιδιότητες.

Το σύνολο των ιδιοτήτων που μελετά η θερμοδυναμική (το λεγόμενο θερμοδυναμικές παραμέτρους του συστήματος) ορίζει θερμοδυναμική κατάσταση του συστήματος.Μια αλλαγή σε οποιεσδήποτε θερμοδυναμικές ιδιότητες (ακόμη και μόνο μία) οδηγεί σε αλλαγή της θερμοδυναμικής κατάστασης του συστήματος.

Όλες οι διαδικασίες που συμβαίνουν στη φύση μπορούν να χωριστούν σε αυθόρμητες (φυσικές) και μη αυθόρμητες.

Αυθόρμητες διαδικασίεςΠρόκειται για διαδικασίες που δεν απαιτούν εξωτερική εισροή ενέργειας. Για παράδειγμα, η μεταφορά θερμότητας από ένα σώμα με υψηλότερη θερμοκρασία σε ένα σώμα με χαμηλότερη θερμοκρασία, η διάλυση του αλατιού στο νερό κ.λπ., προχωρούν από μόνα τους.

Μη αυθόρμητες διαδικασίεςαπαιτούν ενέργεια από το εξωτερικό για τη ροή τους, για παράδειγμα, ο διαχωρισμός του αέρα σε άζωτο και οξυγόνο.

Στη θερμοδυναμική θεωρούνται κυρίως τέτοιες καταστάσεις ενός συστήματος στις οποίες οι παράμετροί του (θερμοκρασία, πίεση, ηλεκτροστατικό δυναμικό κ.λπ.) δεν μεταβάλλονται αυθόρμητα στο χρόνο και έχουν την ίδια τιμή σε όλα τα σημεία του όγκου των επιμέρους φάσεων. Τέτοιες καταστάσεις ονομάζονται ισορροπημένη.

Ένα από τα βασικά αξιώματα της θερμοδυναμικής είναι η δήλωση ότι η πορεία οποιασδήποτε αυθόρμητης διαδικασίας φέρνει τελικά το απομονωμένο σύστημα σε κατάσταση ισορροπίας, όταν οι ιδιότητές του δεν θα αλλάζουν πλέον, δηλ. θα υπάρχει ισορροπία στο σύστημα.

Οι καταστάσεις που χαρακτηρίζονται από ανομοιόμορφες και χρονικά μεταβαλλόμενες κατανομές θερμοκρασίας, πίεσης και σύνθεσης εντός των φάσεων είναι μη ισορροπία. Θεωρούνται από τη θερμοδυναμική των διαδικασιών μη ισορροπίας (μη αναστρέψιμες), στις οποίες, εκτός από τους βασικούς θερμοδυναμικούς νόμους, χρησιμοποιούνται και πρόσθετες παραδοχές.

Η θερμοδυναμική, χτισμένη με βάση τους βασικούς νόμους της θερμοδυναμικής, που θεωρούνται ως γενίκευση της εμπειρίας, ονομάζεται συχνά κλασσικόςή φαινομενολογική θερμοδυναμική.Η Θερμοδυναμική παρέχει τα θεωρητικά θεμέλια για τη θεωρία των θερμικών μηχανών. αυτή η ενότητα ονομάζεται τεχνική θερμοδυναμική.Ασχολείται με τη μελέτη των χημικών διεργασιών από θερμοδυναμική άποψη χημική θερμοδυναμική,που είναι ένας από τους κύριους κλάδους της φυσικής χημείας.

§ 3. Θερμότητα και εργασία

Οι αλλαγές στις μορφές κίνησης κατά τη μετάβασή της από το ένα σώμα στο άλλο και οι αντίστοιχοι μετασχηματισμοί της ενέργειας είναι πολύ διαφορετικές. Οι μορφές της ίδιας της μετάβασης της κίνησης και οι μεταβάσεις της ενέργειας που συνδέονται με αυτήν μπορούν να χωριστούν σε δύο ομάδες.

Η πρώτη ομάδα περιλαμβάνει μόνο μια μορφή μετάβασης κίνησης με χαοτικές συγκρούσεις μορίων δύο παρακείμενων σωμάτων, δηλ. με αγωγιμότητα (και ταυτόχρονα με ακτινοβολία). Το μέτρο της κίνησης που μεταδίδεται με αυτόν τον τρόπο είναι θερμότητα .

Η δεύτερη ομάδα περιλαμβάνει διάφορες μορφές μετάβασης κίνησης, κοινό χαρακτηριστικό των οποίων είναι η κίνηση μακροσκοπικών μαζών υπό τη δράση οποιωνδήποτε εξωτερικών δυνάμεων που έχουν κατευθυνόμενο χαρακτήρα. Τέτοιες είναι η άνοδος σωμάτων σε ένα βαρυτικό πεδίο, η μετάβαση ορισμένης ποσότητας ηλεκτρισμού από ένα μεγαλύτερο ηλεκτροστατικό δυναμικό σε ένα μικρότερο, η διαστολή ενός αερίου υπό πίεση κ.λπ. Το γενικό μέτρο της κίνησης που μεταδίδεται με τέτοια μέσα είναι Δουλειά .

Η θερμότητα και το έργο χαρακτηρίζουν ποιοτικά και ποσοτικά δύο διαφορετικές μορφές μετάδοσης της κίνησης από το ένα μέρος του υλικού κόσμου στο άλλο.

Η μετάδοση της κίνησης είναι ένα είδος σύνθετης κίνησης της ύλης, τις δύο κύριες μορφές της οποίας διακρίνουμε. Η θερμότητα και το έργο είναι μέτρα αυτών των δύο πολύπλοκων μορφών κίνησης της ύλης και θα πρέπει να θεωρούνται ως τύποι ενέργειας.

Η κοινή ιδιότητα της θερμότητας και της εργασίας είναι ότι έχουν σημασία μόνο κατά τα χρονικά διαστήματα στα οποία λαμβάνουν χώρα αυτές οι διεργασίες. Κατά τη διάρκεια τέτοιων διεργασιών, σε ορισμένα σώματα, η κίνηση με τη μία ή την άλλη μορφή μειώνεται και η αντίστοιχη ενέργεια μειώνεται, ενώ σε άλλα σώματα η κίνηση με την ίδια ή άλλες μορφές αυξάνεται και οι αντίστοιχοι τύποι ενέργειας αυξάνονται.

Δεν μιλάμε για το απόθεμα θερμότητας ή την εργασία σε οποιοδήποτε σώμα, αλλά μόνο για τη θερμότητα και το έργο μιας γνωστής διαδικασίας. Μετά την ολοκλήρωσή του, δεν χρειάζεται να μιλάμε για παρουσία θερμότητας ή εργασίας στα σώματα.

§ 4. Ισοδυναμία θερμότητας και εργασίας

Στα κλασικά πειράματα του D.P. Joule (1842-1867) καθιερώθηκε μια σταθερή ισοδύναμη αναλογία μεταξύ θερμότητας και εργασίας κατά τις αμοιβαίες μεταβάσεις τους. Ένα τυπικό πείραμα Joule είναι το εξής.

Συσκευή Joule για τον προσδιορισμό του μηχανικού ισοδύναμου θερμότητας.

Τα βάρη που πέφτουν από γνωστό ύψος περιστρέφουν έναν αναδευτήρα βυθισμένο στο νερό σε ένα θερμιδόμετρο (ένα βάρος και ένα θερμιδόμετρο με νερό αποτελούν ένα θερμοδυναμικό σύστημα.) Η περιστροφή των λεπίδων του αναδευτήρα στο νερό προκαλεί τη θέρμανση του νερού στο θερμιδόμετρο. ποσοτικοποιείται η αντίστοιχη αύξηση της θερμοκρασίας.

Αφού ολοκληρωθεί η καθορισμένη διαδικασία, το σύστημα πρέπει να έρθει στην αρχική του κατάσταση. Αυτό μπορεί να γίνει μέσω της ψυχικής εμπειρίας. Τα βάρη ανεβαίνουν στο αρχικό τους ύψος, ενώ δαπανάται εξωτερική εργασία, η οποία αυξάνει την ενέργεια του συστήματος. Επιπλέον, η θερμότητα αφαιρείται από το θερμιδόμετρο (μεταφέρεται στο περιβάλλον) ψύχοντάς το στην αρχική θερμοκρασία. Αυτές οι λειτουργίες επαναφέρουν το σύστημα στην αρχική του κατάσταση, δηλαδή όλες οι μετρήσιμες ιδιότητες του συστήματος αποκτούν τις ίδιες τιμές που είχαν στην αρχική του κατάσταση. Η διαδικασία κατά την οποία άλλαξαν οι ιδιότητες του συστήματος, και στο τέλος της οποίας επέστρεψε στην αρχική του κατάσταση, ονομάζεται κυκλική (κυκλική) διαδικασία ή κύκλος .

Το μόνο αποτέλεσμα του περιγραφόμενου κύκλου είναι η αφαίρεση της εργασίας από το περιβάλλον που περιβάλλει το σύστημα και η μεταφορά σε αυτό το περιβάλλον της θερμότητας που λαμβάνεται από το θερμιδόμετρο.

Η σύγκριση αυτών των δύο μεγεθών, μετρημένη στις αντίστοιχες μονάδες, δείχνει μια σταθερή σχέση μεταξύ τους, ανεξάρτητα από το μέγεθος του φορτίου, το μέγεθος του θερμιδομέτρου και τις συγκεκριμένες ποσότητες θερμότητας και εργασίας σε διαφορετικά πειράματα.

Συνιστάται να γράψετε τη θερμότητα και να εργαστείτε σε μια κυκλική διαδικασία καθώς το άθροισμα (ολοκλήρωμα) απείρως μικρών (στοιχειωδών) θερμοτήτων  Qκαι απειροελάχιστες (στοιχειώδεις) δουλειές  W, και τα αρχικά και τα τελικά όρια ολοκλήρωσης συμπίπτουν (κύκλος).

Τότε η ισοδυναμία θερμότητας και εργασίας σε μια κυκλική διαδικασία μπορεί να γραφτεί ως εξής:

(Ι, 1)

Στην εξίσωση (I, 1), το πρόσημο υποδηλώνει ενσωμάτωση σε έναν κύκλο. Συντελεστής σταθερότητας κ αντικατοπτρίζει την ισοδυναμία θερμότητας και εργασίας ( κείναι το μηχανικό ισοδύναμο της θερμότητας). Η εξίσωση (I, 1) εκφράζει το νόμο της διατήρησης της ενέργειας για μια συγκεκριμένη, πολύ σημαντική περίπτωση μετατροπής του έργου σε θερμότητα.

Στις μελέτες των Joule, Rowland (1880), Miculescu (1892) και άλλων χρησιμοποιήθηκαν οι μέθοδοι τριβής σε μέταλλα, κρούσης, άμεσης μετατροπής του έργου ηλεκτρικού ρεύματος σε θερμότητα, τάνυσης στερεών κ.λπ. κ πάντα σταθερό μέσα στο πειραματικό σφάλμα.

Σε αυτό που ακολουθεί, θεωρείται πάντα ότι η εργασία και η θερμότητα, με τη βοήθεια του συντελεστή κεκφράζεται στις ίδιες μονάδες (ό,τι κι αν γίνει) και ο συντελεστής κκατεβαίνει.

§ 5. Εσωτερική ενέργεια

Για μια μη κυκλική διαδικασία, η ισότητα (I, 1) δεν τηρείται, αφού το σύστημα δεν επιστρέφει στην αρχική του κατάσταση. Αντίθετα, οι ισότητες για μια μη κυκλική διαδικασία μπορούν να γραφτούν (παραλείποντας τον συντελεστή κ):

≠

Δεδομένου ότι τα όρια ολοκλήρωσης είναι γενικά αυθαίρετα, τότε για στοιχειώδεις ποσότητες  W Και  Q:

Q   W,

ως εκ τούτου:

Q – W  0

Δηλώστε τη διαφορά  Q –  Wγια οποιαδήποτε στοιχειώδη θερμοδυναμική διεργασία μέσω dU:

dU   Q – W (Ι, 2)

ή για την τελική διαδικασία:

–
(I, 2a)

Επιστρέφοντας στην κυκλική διαδικασία, λαμβάνουμε (από την εξίσωση I, 1):

=
–
= 0 (I, 3)

Έτσι, η αξία dU είναι το συνολικό διαφορικό κάποιας συνάρτησης κατάστασης συστήματος. Όταν το σύστημα επιστρέψει στην αρχική του κατάσταση (μετά από μια κυκλική αλλαγή), η τιμή αυτής της συνάρτησης αποκτά την αρχική της τιμή.

Λειτουργία κατάστασης συστήματοςU , που ορίζονται από τις ισότητες (Εγώ, 2) ή (Εγώ, 2α) ονομάζεταιεσωτερική ενέργεια συστήματα .

Προφανώς, η έκφραση (I, 2a) μπορεί να γραφτεί ως εξής:

= U 2 – U 1 = ∆ U = – (I, 2b)

U 2 – U 1 = ∆U = Q – W

Αυτός ο συλλογισμός τεκμηριώνει εμπειρικά την παρουσία μιας ορισμένης συνάρτησης της κατάστασης του συστήματος, που έχει την έννοια του συνολικού μέτρου όλων των κινήσεων που έχει το σύστημα.

Με άλλα λόγια, η εσωτερική ενέργεια περιλαμβάνει τη μεταφορική και περιστροφική ενέργεια των μορίων, τη δονητική ενέργεια των ατόμων και των ομάδων ατόμων σε ένα μόριο, την ενέργεια της κίνησης των ηλεκτρονίων, την ενδοπυρηνική και άλλους τύπους ενέργειας, δηλαδή το σύνολο όλων των τύπων σωματιδίων ενέργεια στο σύστημα, με εξαίρεση τη δυναμική και την κινητική ενέργεια του ίδιου του συστήματος.

Ας υποθέσουμε ότι η κυκλική διαδικασία διεξήχθη με τέτοιο τρόπο ώστε μετά την επιστροφή του συστήματος στην αρχική του κατάσταση, η εσωτερική ενέργεια του συστήματος δεν πήρε την αρχική τιμή, αλλά αυξήθηκε. Σε αυτή την περίπτωση, η επανάληψη κυκλικών διεργασιών θα προκαλούσε τη συσσώρευση ενέργειας στο σύστημα. Θα ήταν δυνατό να μετατραπεί αυτή η ενέργεια σε εργασία και να ληφθεί έργο με αυτόν τον τρόπο όχι σε βάρος της θερμότητας, αλλά «από το τίποτα», αφού σε μια κυκλική διαδικασία το έργο και η θερμότητα είναι ισοδύναμα μεταξύ τους, κάτι που φαίνεται από άμεσα πειράματα .

Αδυναμία ολοκλήρωσης του καθορισμένου κύκλου κατασκευής perpetuum mobile (perpetuum mobile) πρώτου είδους,ότι δίνει εργασία χωρίς να ξοδεύει ισοδύναμη ποσότητα άλλου τύπου ενέργειας, αποδεικνύεται από το αρνητικό αποτέλεσμα χιλιάδων ετών ανθρώπινης εμπειρίας. Αυτό το αποτέλεσμα οδηγεί στο ίδιο συμπέρασμα που καταλήξαμε σε μια συγκεκριμένη αλλά πιο αυστηρή μορφή αναλύοντας τα πειράματα του Joule.

Ας διατυπώσουμε το αποτέλεσμα που προέκυψε για άλλη μια φορά. Η συνολική παροχή ενέργειας του συστήματος (η εσωτερική του ενέργεια) ως αποτέλεσμα μιας κυκλικής διαδικασίας επιστρέφει στην αρχική της τιμή, δηλαδή, η εσωτερική ενέργεια ενός συστήματος σε μια δεδομένη κατάσταση έχει μια καθορισμένη τιμή και δεν εξαρτάται από το τι αλλάζει το σύστημα υποβλήθηκε πριν έρθει σε αυτή την κατάσταση.

Με άλλα λόγια, η εσωτερική ενέργεια του συστήματος είναι μια μονοτιμή, συνεχής και πεπερασμένη συνάρτηση της κατάστασης του συστήματος.

Η αλλαγή στην εσωτερική ενέργεια του συστήματος καθορίζεται από την έκφραση (I, 2b). η έκφραση (I, 3) ισχύει για μια κυκλική διαδικασία. Με μια απειροελάχιστη αλλαγή σε κάποιες ιδιότητες (παραμέτρους) του συστήματος αλλάζει απειροελάχιστα και η εσωτερική ενέργεια του συστήματος. Αυτή είναι μια ιδιότητα μιας συνεχούς συνάρτησης.

Στο πλαίσιο της θερμοδυναμικής, δεν υπάρχει ανάγκη να χρησιμοποιηθεί ένας γενικός ορισμός της έννοιας της εσωτερικής ενέργειας. Ένας επίσημος ποσοτικός ορισμός μέσω των εκφράσεων (I, 2) ή (I, 2a) είναι αρκετός για όλους τους περαιτέρω θερμοδυναμικούς συλλογισμούς και συμπεράσματα.

Εφόσον η εσωτερική ενέργεια του συστήματος είναι συνάρτηση της κατάστασής του, τότε, όπως ήδη αναφέρθηκε, η αύξηση της εσωτερικής ενέργειας με απείρως μικρές αλλαγές στις παραμέτρους των καταστάσεων του συστήματος είναι το συνολικό διαφορικό της συνάρτησης κατάστασης. Σπάζοντας το ολοκλήρωμα στην εξίσωση (I, 3) σε δύο ολοκληρώματα στα τμήματα της διαδρομής από την κατάσταση 1 μέχρι το κράτος 2 (μονοπάτι "α") (βλ. Εικ. I) και αντίστροφα - από την κατάσταση 2

προχωρημένο μάθημα φυσικός χημεία 6η εξέταση Πριν κατακτήσετε την πειθαρχία «Προχωρημένοι φυσικός χημεία«Θα έπρεπε να είναι... από φυσικός χημεία. / Επιμέλεια V.V. Budanova, N.K. Vorobyov. – Λ.: Χημεία, 1986. - 352 σελ. Πρακτική εργασία σε φυσικός χημεία ...

Πρόγραμμα εργασίας στον κλάδο: «Οργανική και φυσική χημεία» για την ειδικότητα 060601 Ιατρική βιοχημεία, κωδικός τίτλου πτυχίου (65 ειδικός) μορφή εκπαίδευσης (πλήρους φοίτησης)

Πρόγραμμα εργασίας

Στον άμβωνα Στη βιβλιοθήκη 1 Βιολογικό και φυσικός χημεία(οργανικός χημεία, μέρος Ι). V.A. Startseva, L.E. Nikitina, N.P. ... Στον άμβωνα Στη βιβλιοθήκη 1 Βιολογικά και φυσικός χημεία(οργανικός χημεία, μέρος Ι). V.A. Startseva, L.E. Nikitina, N.P. ...

Εξέταση Νο 2 στη φυσική χημεία

Εγγραφο

Εξέταση Νο. 2 στις φυσικός χημείαΕπιλογή 2 Ποια είναι η θερμοκρασία .... Εξέταση Νο. 2 στις φυσικός χημείαΕπιλογή 3 Καταγράψτε τις φυσικές και χημικές ποσότητες ... Εξέταση Νο. 2 στις φυσικός χημείαΕπιλογή 12 Ηλεκτρόδια προσδιορισμού. ...

Μεθοδικό εγχειρίδιο εργαστηριακής εργασίας Νο 4 στο μάθημα της φυσικής χημείας για φοιτητές πλήρους φοίτησης της Σχολής Χημικής Τεχνολογίας και της Σχολής Επιστήμης Δομικών Υλικών

Εργαλειοθήκη

ΤΙΜΕΣ ΤΗΣ ΣΤΑΘΕΡΗΣ ΙΣΟΡΡΟΠΙΑΣ φυσικός χημείασυχνά υπάρχει εργαστηριακή εργασία που αφορά ... σελ. 3. Petrov N.A., Cherepanov V.A. Yermishina Yu.A. Εργαστήριο για φυσικός χημεία. Εργαλειοθήκη. Yekaterinburg: Εκδοτικός Οίκος...

Το πρόγραμμα των εισαγωγικών εξετάσεων στην ειδικότητα 02. 00. 04 «Φυσική Χημεία»

Πρόγραμμα

Ισορροπία // Μ.: Μεταλλουργία.-1988.-560. Καλά φυσικός χημεία/ ΕΓΩ ΚΑΙ. Gerasimov, V.P. Οδήγηση, Ε.Ι. Ermin και άλλοι: κάτω από ... .- 1980.- 180s. Gorshkov B.I., Kuznetsov I.A. / Βασικά φυσικός χημεία. 2η έκδ. // Μ.: Εκδοτικός Οίκος του Πανεπιστημίου της Μόσχας...

Θερμοδυναμικό σύστημα- ένα σώμα ή μια ομάδα σωμάτων που βρίσκονται σε αλληλεπίδραση, διανοητικά ή πραγματικά απομονωμένα από το περιβάλλον.

ομοιογενές σύστημα- ένα σύστημα εντός του οποίου δεν υπάρχουν επιφάνειες που να χωρίζουν μέρη του συστήματος (φάσεις) που διαφέρουν ως προς τις ιδιότητες.

ετερογενές σύστημα- ένα σύστημα εντός του οποίου υπάρχουν επιφάνειες που χωρίζουν μέρη του συστήματος που διαφέρουν ως προς τις ιδιότητες.

Φάση- ένα σύνολο ομοιογενών τμημάτων ενός ετερογενούς συστήματος, πανομοιότυπων ως προς τις φυσικές και χημικές ιδιότητες, που διαχωρίζονται από άλλα μέρη του συστήματος με ορατές διεπαφές.

μεμονωμένο σύστημαΈνα σύστημα που δεν ανταλλάσσει ύλη ή ενέργεια με το περιβάλλον του.

κλειστό σύστημα- ένα σύστημα που ανταλλάσσει ενέργεια με το περιβάλλον, αλλά δεν ανταλλάσσει ύλη.

ανοικτό σύστημα- ένα σύστημα που ανταλλάσσει ύλη και ενέργεια με το περιβάλλον.

Επιλογές κατάστασηςείναι μεγέθη που χαρακτηρίζουν κάποια μακροσκοπική ιδιότητα του υπό εξέταση συστήματος.

Θερμοδυναμική διαδικασία– οποιαδήποτε αλλαγή στη θερμοδυναμική κατάσταση του συστήματος (μεταβολές σε τουλάχιστον μία παράμετρο κατάστασης).

Αναστρέψιμη διαδικασία- μια διαδικασία που επιτρέπει στο σύστημα να επιστρέψει στην αρχική του κατάσταση χωρίς να αφήνει αλλαγές στο περιβάλλον.

διαδικασία ισορροπίας- μια διαδικασία κατά την οποία το σύστημα διέρχεται από μια συνεχή σειρά καταστάσεων που είναι απείρως κοντά στην κατάσταση ισορροπίας. Χαρακτηριστικά γνωρίσματα της διαδικασίας ισορροπίας:

1) μια απειροελάχιστη διαφορά μεταξύ ενεργών και αντίθετων δυνάμεων: Φεξ-Φιν > 0;

2) απόδοση από το σύστημα στην άμεση διαδικασία της μέγιστης εργασίας | W| = Μέγιστη;

3) μια απείρως αργή ροή της διαδικασίας που σχετίζεται με μια απείρως μικρή διαφορά στις δρώντες δυνάμεις και έναν απείρως μεγάλο αριθμό ενδιάμεσων καταστάσεων t > ?.

Αυθόρμητη διαδικασία- μια διαδικασία που μπορεί να προχωρήσει χωρίς τη δαπάνη εργασίας από το εξωτερικό, και ως αποτέλεσμα, μπορεί να επιτευχθεί εργασία σε ποσότητα ανάλογη με την αλλαγή στην κατάσταση του συστήματος που έχει συμβεί. Μπορεί να λάβει χώρα μια αυθόρμητη διαδικασία αναστρεπτόςή αμετάτρεπτα.

Μη αυθόρμητη διαδικασία- μια διαδικασία, η ροή της οποίας απαιτεί το κόστος εργασίας από το εξωτερικό σε ένα ποσό ανάλογο με την αλλαγή στην κατάσταση του συστήματος.

Ενέργειαείναι ένα μέτρο της ικανότητας του συστήματος να κάνει δουλειά. ένα γενικό ποιοτικό μέτρο της κίνησης και της αλληλεπίδρασης της ύλης. Η ενέργεια είναι μια εγγενής ιδιότητα της ύλης. Διακρίνω δυναμική ενέργειαλόγω της θέσης του σώματος στο πεδίο κάποιων δυνάμεων, και κινητική ενέργειαπου προκαλείται από μια αλλαγή στη θέση του σώματος στο διάστημα.

Εσωτερική ενέργεια του συστήματος U είναι το άθροισμα της κινητικής και της δυνητικής ενέργειας όλων των σωματιδίων που αποτελούν το σύστημα. Κάποιος μπορεί επίσης να ορίσει την εσωτερική ενέργεια ενός συστήματος ως τη συνολική του ενέργεια μείον την κινητική και δυναμική ενέργεια του συστήματος στο σύνολό του. [ U]= J.

Θερμότητα Q - μια μορφή μεταφοράς ενέργειας μέσω της διαταραγμένης κίνησης των μορίων, μέσω χαοτικών συγκρούσεων μορίων δύο συνεχόμενων σωμάτων, δηλαδή μέσω αγωγιμότητας θερμότητας (και ταυτόχρονα μέσω ακτινοβολίας). Ε > 0 εάν το σύστημα λαμβάνει θερμότητα από το περιβάλλον. [ Q]= J.

Δουλειά W - μια μορφή μεταφοράς ενέργειας μέσω της διατεταγμένης κίνησης σωματιδίων (μακροσκοπικές μάζες) υπό τη δράση οποιωνδήποτε δυνάμεων. W > 0 εάν το περιβάλλον λειτουργεί στο σύστημα. [W] = J.

Όλες οι εργασίες χωρίζονται σε μηχανική εργασία διαστολής (ή συστολής)και άλλα είδη εργασίας (χρήσιμη εργασία): ? W = -pdV + ?W;.

Τυπική κατάσταση στερεών και υγρώνείναι η σταθερή κατάσταση μιας καθαρής ουσίας σε μια δεδομένη θερμοκρασία υπό πίεση p = 1 atm.

Καθαρό αέριο τυπικής κατάστασης- την κατάσταση του αερίου, υπακούοντας στην εξίσωση κατάστασης ενός ιδανικού αερίου σε πίεση 1 atm.

Τυπικές τιμές– ποσότητες που ορίζονται για ουσίες στην τυπική κατάσταση (που σημειώνονται με τον εκθέτη 0).

1.1. Πρώτος νόμος της θερμοδυναμικής

Η ενέργεια είναι άφθαρτη και άκτιστο. μπορεί να αλλάξει μόνο από τη μια μορφή στην άλλη σε ισοδύναμες αναλογίες.

Ο πρώτος νόμος της θερμοδυναμικής είναι ένα αξίωμα - δεν μπορεί να αποδειχθεί λογικά ή να προκύψει από άλλες γενικότερες διατάξεις.

Ο πρώτος νόμος της θερμοδυναμικής καθιερώνει τη σχέση μεταξύ της θερμότητας Q,δουλειά Wκαι αλλαγή στην εσωτερική ενέργεια του συστήματος; U.

μεμονωμένο σύστημα

Η εσωτερική ενέργεια ενός απομονωμένου συστήματος παραμένει σταθερή.

U= const ή dU= 0

κλειστό σύστημα

Η αλλαγή στην εσωτερική ενέργεια ενός κλειστού συστήματος συμβαίνει λόγω της θερμότητας που μεταδίδεται στο σύστημα ή/και της εργασίας που γίνεται στο σύστημα.

?U=Q+Wή dU=? Q+; W

ανοικτό σύστημα

Η αλλαγή στην εσωτερική ενέργεια ενός ανοιχτού συστήματος συμβαίνει λόγω της θερμότητας που προσδίδεται στο σύστημα ή/και της εργασίας που γίνεται στο σύστημα, καθώς και λόγω της αλλαγής της μάζας του συστήματος.

?U = Q + W + ?U mή dU=? Q+; W+ Εγώ?U Εγώ dn Εγώ

Η εσωτερική ενέργεια είναι συνάρτηση κατάστασης. αυτό σημαίνει ότι η αλλαγή στην εσωτερική ενέργεια; Uδεν εξαρτάται από τη διαδρομή του συστήματος μετάβασης από την κατάσταση 1 στην κατάσταση 2 και ισούται με τη διαφορά μεταξύ των τιμών της εσωτερικής ενέργειας U 2Και U 1σε αυτές τις πολιτείες:

?U \u003d U 2 - U 1

Για κάποια διαδικασία:

?U = ?(v i U i) npod - ?(v i U i) αναφ

1.2. Εφαρμογή του πρώτου θερμοδυναμικού νόμου σε ομοιογενή κλειστά συστήματα ενός συστατικού

Ισοχωρική διαδικασία (V = const? ?V = 0)

Στην πιο απλή περίπτωση δεν γίνεται καμία χρήσιμη δουλειά.

dU=? Q+; W=? Q- pdf dU = ?Q v = C V dT = nC V dT

Όλη η ποσότητα θερμότητας που λαμβάνει το σύστημα πηγαίνει για να αλλάξει την εσωτερική ενέργεια.

– θερμοχωρητικότητα σε σταθερό όγκο,δηλαδή η ποσότητα θερμότητας που απαιτείται για να αυξηθεί η θερμοκρασία του συστήματος κατά ένα βαθμό σε σταθερό όγκο. [ ΒΙΟΓΡΑΦΙΚΟ] = J / deg.

ΒΙΟΓΡΑΦΙΚΟείναι η μοριακή θερμοχωρητικότητα σε σταθερό όγκο, J/(mol? deg). Για ιδανικά αέρια:

C V = 2 / 3 Rείναι μονοατομικό αέριο.

C V = 5 / 2 Rείναι ένα διατομικό αέριο.

ισοβαρική διαδικασία (Ρ = const) dU=? Q+; W = ?Q – pdV ?Q p = dU + pdV = d(U + pV) = dH

H \u003d U + pV - ενθαλπίαείναι η συνάρτηση κατάστασης συστήματος.

?Н = ?(? i U i)παραγωγός - ?(? i U i)αναφ

?Q p = dU + pdV =dH = C p dT –η θερμική επίδραση μιας ισοβαρικής διεργασίας είναι ίση με τη μεταβολή της ενθαλπίας του συστήματος.

– θερμοχωρητικότητα σε σταθερή πίεση. [ΜΕ] = J/deg.

Γ σελείναι η μοριακή θερμοχωρητικότητα σε σταθερή πίεση, J/(mol? deg).

Για ιδανικά αέρια: C p = C V + R; C p, C V =[J/(mol Κ)].

Θερμική επίδραση (θερμότητα) μιας χημικής αντίδρασης- την ποσότητα θερμότητας που απελευθερώνεται ή απορροφάται κατά την αντίδραση σε σταθερή θερμοκρασία.

Qv = ?UV Qp = ?Πάνω Η εξάρτηση της θερμικής επίδρασης της αντίδρασης από τη θερμοκρασία. ο νόμος του Kirchhoff

Ο συντελεστής θερμοκρασίας της θερμικής επίδρασης μιας χημικής αντίδρασης είναι ίσος με τη μεταβολή της θερμικής ικανότητας του συστήματος κατά τη διάρκεια της αντίδρασης.

Ο νόμος του Kirchhoff:

Για μια χημική διεργασία, η αλλαγή στη θερμοχωρητικότητα δίνεται από την αλλαγή στη σύνθεση του συστήματος:

?C σελ= ?(? i C p,i) prod – ?(? i C p,i) ref ή; C V =?(? i C V,i) prod – ?(? i C V,i) αναφ

Ολοκληρωμένη μορφή του νόμου του Kirchhoff:

?H T2 \u003d ?H T1 + ?C p (T 2 - T 1) ή? U T2 \u003d? U Ti +? C V (T 2 - T 1)

1.3. Ο δεύτερος νόμος της θερμοδυναμικής. Εντροπία

1) Η θερμότητα δεν μπορεί να μεταφερθεί αυθόρμητα από ένα λιγότερο θερμαινόμενο σώμα σε ένα πιο θερμαινόμενο.

2) Είναι αδύνατη μια διαδικασία, το μόνο αποτέλεσμα της οποίας είναι η μετατροπή της θερμότητας σε εργασία.

3) Υπάρχει κάποια συνάρτηση κατάστασης συστήματος που ονομάζεται εντροπίαη μεταβολή του οποίου σχετίζεται με την απορροφούμενη θερμότητα και τη θερμοκρασία του συστήματος ως εξής:

σε μια διαδικασία μη ισορροπίας

σε μια διαδικασία ισορροπίας

Το S είναι εντροπία, J / deg,

είναι η μειωμένη θερμότητα.

Στατιστική ερμηνεία της εντροπίας

Κάθε κατάσταση του συστήματος εκχωρείται θερμοδυναμική πιθανότητα(ορίζεται ως ο αριθμός των μικροκαταστάσεων που συνθέτουν μια δεδομένη μακροκατάσταση του συστήματος), όσο μεγαλύτερη, τόσο πιο διαταραγμένη ή απροσδιόριστη είναι αυτή η κατάσταση. Η εντροπία είναι μια συνάρτηση κατάστασης που περιγράφει τον βαθμό διαταραχής σε ένα σύστημα.

S=k ln Wείναι ο τύπος Boltzmann.

Το σύστημα τείνει να μεταβαίνει αυθόρμητα σε μια κατάσταση με τη μέγιστη θερμοδυναμική πιθανότητα.

Υπολογισμός Απόλυτης Εντροπίας

Η μεταβολή της εντροπίας κατά τη διάρκεια μιας χημικής διεργασίας καθορίζεται μόνο από τον τύπο και την κατάσταση των αρχικών ουσιών και προϊόντων αντίδρασης και δεν εξαρτάται από την πορεία της αντίδρασης:

?S = ?(? i S i)παραγωγός - ?(?iSi)αναφ

Οι απόλυτες τιμές εντροπίας υπό τυπικές συνθήκες δίνονται στη βιβλιογραφία αναφοράς.

1.4. Θερμοδυναμικά δυναμικά

Δυνητικόςείναι η τιμή της οποίας η μείωση καθορίζει το έργο που επιτελείται από το σύστημα.

Μόνο εκείνες οι διαδικασίες που οδηγούν σε μείωση της ελεύθερης ενέργειας του συστήματος μπορούν να προχωρήσουν αυθόρμητα. το σύστημα έρχεται σε κατάσταση ισορροπίας όταν η ελεύθερη ενέργεια φτάσει στην ελάχιστη τιμή της.

F = U – TS – Ελεύθερη ενέργεια Helmholtz – ισοχωρικό-ισόθερμο δυναμικό(J) - καθορίζει την κατεύθυνση και το όριο της αυθόρμητης ροής της διεργασίας σε ένα κλειστό σύστημα υπό ισοχορικές-ισόθερμες συνθήκες.

dF = dU – TdSή? F = ?U - T?S

G = H – TS = U + pV – TS – Ελεύθερη ενέργεια Gibbs – ισοβαρικό-ισόθερμο δυναμικό(J) - καθορίζει την κατεύθυνση και το όριο της αυθόρμητης ροής της διεργασίας σε ένα κλειστό σύστημα υπό ισοβαρικές-ισόθερμες συνθήκες.

dG = dH – TdSή? G = ?H - T?S ?G= ?(? i G i)παραγωγός - ?(? i G i)αναφ ?G0 = ?(? i ?G arr 0)παραγωγός - ?(? i ?G arr 0)αναφ Προϋποθέσεις για αυθόρμητες διεργασίες σε κλειστά συστήματα

Ισοβαρικό-ισόθερμο (P = const, Τ = const):

?ΣΟΛ< 0, dG < 0

Ισοχωρικό-ισόθερμο (V = const, Τ = const):

?ΦΑ< 0, dF< 0

Θερμοδυναμική ισορροπίαονομάζεται μια τέτοια θερμοδυναμική κατάσταση ενός συστήματος με ελάχιστη ελεύθερη ενέργεια, η οποία, υπό σταθερές εξωτερικές συνθήκες, δεν αλλάζει στο χρόνο και αυτή η αναλλοίωτη κατάσταση δεν οφείλεται σε καμία εξωτερική διαδικασία.

Θερμοδυναμικές συνθήκες ισορροπίαςσε κλειστό σύστημα

Ισοβαρικό-ισόθερμο (P = const, Τ = const):

?G = 0, dG= 0, d 2 G > 0

Ισοχωρικό-ισόθερμο (V = const, Τ = const):

?F=0, dF = 0, d 2 F >0 Ισόθερμες εξισώσεις χημικής αντίδρασης:

Για αντίδραση v 1 A 1 + v 2 A 2+ … = v; 1 B 1 + v? 2 B 2 +…

Εδώ C i,p i- συγκέντρωση, πίεση των αντιδρώντων ουσιών σε οποιαδήποτε χρονική στιγμή, διαφορετική από την κατάσταση ισορροπίας.

Επίδραση εξωτερικών συνθηκών στη χημική ισορροπία

Αρχή μετατόπισης ισορροπίας Le Chatelier-Brown

Εάν ασκηθεί εξωτερική επιρροή σε ένα σύστημα που βρίσκεται σε κατάσταση πραγματικής ισορροπίας, τότε προκύπτει μια αυθόρμητη διαδικασία στο σύστημα που αντισταθμίζει αυτή την επίδραση.

Επίδραση της θερμοκρασίας στη θέση ισορροπίας

Εξώθερμες αντιδράσεις: ΔΗ°< 0 (?U° < 0). Повышение температуры уменьшает величину константы равновесия, т. е. смещает равновесие влево.

Ενδόθερμες αντιδράσεις: ?H° > 0 (?U°> 0). Η αύξηση της θερμοκρασίας αυξάνει την τιμή της σταθεράς ισορροπίας (μετατοπίζει την ισορροπία προς τα δεξιά).

2. Ισορροπίες φάσεων

Συστατικό- ένα χημικά ομοιογενές συστατικό του συστήματος, το οποίο μπορεί να απομονωθεί από το σύστημα και να υπάρχει έξω από αυτό. Ο αριθμός των ανεξάρτητων συστατικών του συστήματος είναι ίσος με τον αριθμό των συστατικών μείον τον αριθμό των πιθανών χημικών αντιδράσεων μεταξύ τους.

Αριθμός βαθμών ελευθερίαςείναι ο αριθμός των παραμέτρων κατάστασης συστήματος που μπορούν να αλλάξουν ταυτόχρονα αυθαίρετα εντός ορισμένων ορίων χωρίς να αλλάξουν ο αριθμός και η φύση των φάσεων στο σύστημα.

Κανόνας φάσης J. Gibbs:

Ο αριθμός των βαθμών ελευθερίας ενός θερμοδυναμικού συστήματος ισορροπίας C είναι ίσος με τον αριθμό των ανεξάρτητων στοιχείων του συστήματος K μείον τον αριθμό των φάσεων Ф συν τον αριθμό των εξωτερικών παραγόντων που επηρεάζουν την ισορροπία: C \u003d K - F + n.

Για ένα σύστημα που επηρεάζεται μόνο από εξωτερικούς παράγοντες θερμοκρασία και πίεση,μπορεί να γραφτεί: C \u003d K - F+ 2.

Αρχή συνέχειας- με συνεχή αλλαγή στις παραμέτρους της κατάστασης, όλες οι ιδιότητες των μεμονωμένων φάσεων αλλάζουν επίσης συνεχώς. οι ιδιότητες του συστήματος ως συνόλου αλλάζουν συνεχώς μέχρι να αλλάξει ο αριθμός ή η φύση των φάσεων στο σύστημα, γεγονός που οδηγεί σε απότομη αλλαγή στις ιδιότητες του συστήματος.

Σύμφωνα με αρχή της συμμόρφωσης,στο διάγραμμα κατάστασης του συστήματος, κάθε φάση αντιστοιχεί σε ένα μέρος του επιπέδου - το πεδίο της φάσης. Οι γραμμές τομής των επιπέδων αντιστοιχούν στην ισορροπία μεταξύ των δύο φάσεων. Οποιοδήποτε σημείο στο διάγραμμα κατάστασης (το λεγόμενο. εικονιστικό σημείο)αντιστοιχεί σε μια συγκεκριμένη κατάσταση του συστήματος με ορισμένες τιμές των παραμέτρων κατάστασης.

2.1. Διάγραμμα κατάστασης νερού

Κ = 1. Οι ισορροπίες τριών φάσεων είναι δυνατές στο σύστημα: μεταξύ υγρού και αερίου (γραμμή ΟΑ), στερεού και αερίου (γραμμή OB), στερεού και υγρού (γραμμή OC). Οι τρεις καμπύλες έχουν ένα σημείο τομής Ο που ονομάζεται τριπλό σημείο νερού,– αντιστοιχούν στην ισορροπία μεταξύ των τριών φάσεων και С = 0; τρεις φάσεις μπορούν να βρίσκονται σε ισορροπία μόνο σε αυστηρά καθορισμένες τιμές θερμοκρασίας και πίεσης (για το νερό, το τριπλό σημείο αντιστοιχεί σε κατάσταση με P = 6,1 kPa και Τ = 273,16 K).

Μέσα σε κάθε μία από τις περιοχές του διαγράμματος (AOB, BOC, AOC) το σύστημα είναι μονοφασικό. C = 2 (το σύστημα είναι διμεταβλητό).

Σε κάθε μία από τις γραμμές, ο αριθμός των φάσεων στο σύστημα είναι δύο και, σύμφωνα με τον κανόνα φάσης, το σύστημα είναι μονοπαραλλαγμένο: C \u003d 1 - 2 + 2 \u003d 1, δηλ. υπάρχει μόνο μία τιμή πίεσης για κάθε τιμή θερμοκρασίας.

Η επίδραση της πίεσης στη θερμοκρασία μετάπτωσης φάσης περιγράφεται από η εξίσωση Clausius-Clapeyron:

V2, V1είναι η μεταβολή του μοριακού όγκου μιας ουσίας κατά τη διάρκεια μιας μετάβασης φάσης.

Η καμπύλη ισορροπίας "στερεή ύλη - υγρό" στο διάγραμμα κατάστασης του νερού έχει κλίση προς τα αριστερά και στα διαγράμματα κατάστασης άλλων ουσιών - προς τα δεξιά, καθώς η πυκνότητα του νερού είναι μεγαλύτερη από την πυκνότητα του πάγου, δηλαδή η τήξη είναι συνοδεύεται από μείωση του όγκου (AV< 0). Σε αυτή την περίπτωση, μια αύξηση της πίεσης θα μειώσει τη θερμοκρασία της μετάβασης φάσης "στερεό - υγρό" (νερό - ανώμαλη ουσία).Για όλες τις άλλες ουσίες (τα λεγόμενα. κανονικές ουσίες) ?V πληθ> 0 και, σύμφωνα με την εξίσωση Clausius-Clapeyron, μια αύξηση της πίεσης οδηγεί σε αύξηση της θερμοκρασίας τήξης.

3. Ιδιότητες λύσεων

3.1. Θερμοδυναμική των διαλυμάτων

Λύση- ένα ομοιογενές σύστημα που αποτελείται από δύο ή περισσότερα συστατικά, η σύνθεση των οποίων μπορεί να αλλάζει συνεχώς εντός ορισμένων ορίων χωρίς απότομη αλλαγή των ιδιοτήτων του.

Διάχυση σε διαλύματα

Διάχυση- μια αυθόρμητη διαδικασία ισοπέδωσης της συγκέντρωσης μιας ουσίας σε ένα διάλυμα λόγω της θερμικής κίνησης των μορίων ή των ατόμων της.

Ο νόμος του Φικ:η ποσότητα μιας ουσίας που διαχέεται ανά μονάδα χρόνου σε μια μονάδα επιφάνειας είναι ανάλογη με τη βαθμίδα συγκέντρωσής της:

Οπου ιείναι η ροή διάχυσης. ρεείναι ο συντελεστής διάχυσης.

Εξίσωση Einstein-Smoluchowski:

Οπου? είναι το ιξώδες του μέσου. Rείναι η ακτίνα των σωματιδίων που διαχέονται.

Διαλυτότητα αερίων στα αέρια

Ο νόμος του Dalton:η ολική πίεση ενός μείγματος αερίων είναι ίση με το άθροισμα των μερικών πιέσεων όλων των αερίων που το αποτελούν:

R σύνολο = ? πιΚαι πι = ξι P σύνολο

Ο νόμος του Henry Dalton:Η διαλυτότητα ενός αερίου σε ένα υγρό είναι ευθέως ανάλογη με την πίεσή του στο υγρό: C i = kp i,Οπου Γ iείναι η συγκέντρωση του διαλύματος αερίου στο υγρό. κείναι ο συντελεστής αναλογικότητας, ανάλογα με τη φύση του αερίου.

Κατά κανόνα, όταν ένα αέριο διαλύεται σε ένα υγρό, απελευθερώνεται θερμότητα (Προς την< 0), έτσι με την αύξηση της θερμοκρασίας, η διαλυτότητα μειώνεται.

Ο τύπος του Σετσένοφ:

X \u003d X 0 e -kC el

Οπου ΧΚαι Χ 0είναι η διαλυτότητα ενός αερίου σε έναν καθαρό διαλύτη και ένα διάλυμα ηλεκτρολύτη με συγκέντρωση ΜΕ.

3.2. Συλλογικές ιδιότητες διαλυμάτων μη ηλεκτρολυτών

συλλογικός (συλλογικός)ονομάζονται ιδιότητες των διαλυμάτων σε σχέση με τις ιδιότητες του διαλύτη, ανάλογα κυρίως με τον αριθμό των διαλυμένων σωματιδίων.

Κορεσμένη τάση ατμών αραιωμένων διαλυμάτων

Ένας ατμός σε ισορροπία με ένα υγρό ονομάζεται κορεσμένα.Η πίεση αυτού του ατμού p 0που ονομάζεται πίεση ή ελαστικότητα κορεσμένου ατμούκαθαρός διαλύτης.

Ο πρώτος νόμος του Ραούλ.Η μερική πίεση του κορεσμένου ατμού ενός συστατικού διαλύματος είναι ευθέως ανάλογη με το μοριακό του κλάσμα στο διάλυμα και ο συντελεστής αναλογικότητας είναι ίσος με την πίεση των κορεσμένων ατμών στο καθαρό συστατικό:

p i = p i 0 x i

Για ένα δυαδικό διάλυμα που αποτελείται από τα συστατικά Α και Β: η σχετική μείωση της τάσης ατμών του διαλύτη στο διάλυμα είναι ίση με το μοριακό κλάσμα της διαλυμένης ουσίας και δεν εξαρτάται από τη φύση της διαλυμένης ουσίας:

Οι λύσεις για τις οποίες ισχύει ο νόμος του Raoult ονομάζονται ιδανικές λύσεις.

Πίεση ατμών ιδανικών και πραγματικών λύσεων

Εάν τα συστατικά ενός δυαδικού διαλύματος (που αποτελείται από δύο συστατικά) είναι πτητικά, τότε ο ατμός πάνω από το διάλυμα θα περιέχει και τα δύο συστατικά. Γενική Σύνθεση, μολ. κλάσματα σε (x in) πίεση ατμού:

p = pA0 Χ A + pB0 Χ B = p A 0 (1 - ΧΒ) + p B 0 Χ B = p A 0 - Χ B (p A 0 – p B 0)

Εάν τα μόρια ενός δεδομένου συστατικού αλληλεπιδρούν μεταξύ τους πιο έντονα από ό,τι με τα μόρια ενός άλλου συστατικού, τότε οι πραγματικές μερικές πιέσεις ατμών στο μείγμα θα είναι μεγαλύτερες από αυτές που υπολογίζονται με βάση τον πρώτο νόμο του Raoult (θετικές αποκλίσεις, ?Н TV > 0). Εάν τα ομοιογενή σωματίδια αλληλεπιδρούν μεταξύ τους πιο αδύναμα από τα ετερογενή σωματίδια, οι μερικές πιέσεις ατμών των συστατικών θα είναι μικρότερες από τις υπολογιζόμενες (αρνητικές αποκλίσεις, ?Hλύση< 0).

Θερμοκρασία κρυστάλλωσης αραιωμένων διαλυμάτων

Ο δεύτερος νόμος του Raoult.Η μείωση του σημείου πήξης του διαλύματος T αναπληρωτής είναι ευθέως ανάλογη με τη μοριακή συγκέντρωση του διαλύματος: T αναπληρωτής \u003d T 0 - T \u003d KS m,Οπου T 0 -Σημείο πήξης καθαρού διαλύτη. Τείναι το σημείο πήξης του διαλύματος. ΠΡΟΣ ΤΗΝείναι η κρυοσκοπική σταθερά του διαλύτη, deg/kg mol,

Τ 0 2είναι η θερμοκρασία πήξης του διαλύτη. Μείναι το μοριακό βάρος του διαλύτη, ?Nm είναι η μοριακή θερμότητα σύντηξης του διαλύτη.

Σημείο βρασμού αραιωμένων διαλυμάτων

Θερμοκρασία βρασμούείναι η θερμοκρασία στην οποία η πίεση των κορεσμένων ατμών γίνεται ίση με την εξωτερική πίεση.

Αύξηση του σημείου βρασμού διαλυμάτων μη πτητικών ουσιών; T K \u003d T k - T k 0ανάλογη με τη μείωση της πίεσης κορεσμένων ατμών και ευθέως ανάλογη με τη μοριακή συγκέντρωση του διαλύματος: ΕΕ m ,Οπου Ε - βουλλιοσκοπική σταθεράδιαλύτης, deg/kg mol,

Οσμωτική πίεση αραιωμένων διαλυμάτων

Ωσμωση- κυρίως μονόπλευρη διέλευση μορίων διαλύτη μέσω ημιπερατής μεμβράνης σε διάλυμα ή μόρια διαλύτη από διάλυμα χαμηλότερης συγκέντρωσης σε διάλυμα υψηλότερης συγκέντρωσης.

Η πίεση που πρέπει να ασκηθεί στο διάλυμα για να αποτραπεί η μετακίνηση του διαλύτη στο διάλυμα μέσω της μεμβράνης που διαχωρίζει το διάλυμα από τον καθαρό διαλύτη είναι αριθμητικά ίση με οσμωτική πίεση;(Πα).

Αρχή Van't Hoff:Η οσμωτική πίεση ενός ιδανικού διαλύματος είναι ίση με την πίεση που θα ασκούσε η διαλυμένη ουσία εάν, όντας σε αέρια κατάσταση στην ίδια θερμοκρασία, καταλάμβανε τον ίδιο όγκο που καταλαμβάνει το διάλυμα: = CRT.

Ισοτονικά διαλύματα– δύο διαλύματα με την ίδια οσμωτική πίεση (?1 = ?2).

Υπερτονικός ορός- διάλυμα του οποίου η οσμωτική πίεση είναι μεγαλύτερη από αυτή ενός άλλου (? 1 > ? 2).

Υποτονικό διάλυμα- ένα διάλυμα του οποίου η οσμωτική πίεση είναι μικρότερη από αυτή ενός άλλου (? 1< ? 2).

3.3. Διαλύματα ηλεκτρολυτών

Βαθμός διάσπασης;είναι η αναλογία του αριθμού των μορίων n,διασπάται σε ιόντα, στον συνολικό αριθμό των μορίων N:

Ισοτονικός συντελεστής i Van Hoffείναι ο λόγος του πραγματικού αριθμού σωματιδίων στο διάλυμα ηλεκτρολύτη προς τον αριθμό των σωματιδίων σε αυτό το διάλυμα χωρίς διάσταση.

Αν από Νμόρια που διασπώνται n,και κάθε μόριο διασπάστηκε σε ιόντα, λοιπόν

Για μη ηλεκτρολύτες i = 1.

Για τους ηλεκτρολύτες 1< Εγώ? ?.

3.4. Συλλογικές ιδιότητες διαλυμάτων ηλεκτρολυτών:

Arrhenius θεωρία ηλεκτρολυτικής διάστασης

1. Οι ηλεκτρολύτες στα διαλύματα αποσυντίθενται σε ιόντα - διασπώνται.

2. Η διάσταση είναι μια αναστρέψιμη διαδικασία ισορροπίας.

3. Οι δυνάμεις αλληλεπίδρασης των ιόντων με τα μόρια του διαλύτη και μεταξύ τους είναι μικρές (δηλαδή, τα διαλύματα είναι ιδανικά).

Η διάσταση των ηλεκτρολυτών στο διάλυμα λαμβάνει χώρα υπό τη δράση μορίων πολικών διαλυτών. η παρουσία ιόντων σε ένα διάλυμα καθορίζει την ηλεκτρική του αγωγιμότητα.

Σύμφωνα με το βαθμό διάστασης, οι ηλεκτρολύτες χωρίζονται σε τρεις ομάδες: ισχυρός(? ? 0,7), μέτριας αντοχής(0,3 < ? < 0,7) и αδύναμος(? ? 0,3).

Αδύναμοι ηλεκτρολύτες. Σταθερά διάστασης

Για κάποιο ηλεκτρολύτη που αποσυντίθεται σε ιόντα σε διάλυμα σύμφωνα με την εξίσωση:

A a B b - aA x- + bB y+

Για δυαδικό ηλεκτρολύτη:

- Νόμος αραίωσης Ostwald: ο βαθμός διάστασης ενός ασθενούς ηλεκτρολύτη αυξάνεται με την αραίωση του διαλύματος.

Δραστηριότητα διαλυμάτων– εμπειρική τιμή που αντικαθιστά τη συγκέντρωση, – δραστηριότητα (αποτελεσματική συγκέντρωση) ΕΝΑ,σχετίζεται με τη συγκέντρωση μέσω του συντελεστή δραστηριότητας φά, το οποίο είναι ένα μέτρο της απόκλισης των ιδιοτήτων μιας πραγματικής λύσης από μια ιδανική:

a = fC; a + = f+ C + ; a_ = f_C_.

Για δυαδικό ηλεκτρολύτη:

είναι η μέση δραστηριότητα του ηλεκτρολύτη.

είναι ο μέσος συντελεστής δραστηριότητας.

Νόμος ορίων Debye-Hückelγια δυαδικό ηλεκτρολύτη: lg φά = -0,51z2I;,Οπου zείναι το φορτίο του ιόντος για το οποίο υπολογίζεται ο συντελεστής δραστηριότητας.

I είναι η ιοντική ισχύς του διαλύματος I = 0,5; (C i r i 2).

4. Ηλεκτρική αγωγιμότητα διαλυμάτων ηλεκτρολυτών

Μαέστροι πρώτου είδους- μέταλλα και τα τήματά τους, στα οποία η ηλεκτρική ενέργεια μεταφέρεται από ηλεκτρόνια.

Μαέστροι του είδους II– διαλύματα και τήγματα ηλεκτρολυτών με ιοντικό τύπο αγωγιμότητας.

Ηλεκτρική ενέργειαείναι η ομαλή κίνηση των φορτισμένων σωματιδίων.

Οποιοσδήποτε αγωγός μέσω του οποίου ρέει ρεύμα αντιπροσωπεύει ένα ορισμένο αντίσταση R,το οποίο, σύμφωνα με το νόμο του Ohm, είναι ευθέως ανάλογο με το μήκος του αγωγού μεγάλοκαι αντιστρόφως ανάλογη του εμβαδού της διατομής ΜΙΚΡΟ;συντελεστής αναλογικότητας είναι αντίστασηυλικό? - αντίσταση αγωγού μήκους 1 cm και διατομής 1 cm 2:

αξία W,το αντίθετο της αντίστασης ονομάζεται ηλεκτρική αγωγιμότητα- ένα ποσοτικό μέτρο της ικανότητας ενός διαλύματος ηλεκτρολύτη να διεξάγει ηλεκτρικό ρεύμα.

Ηλεκτρική αγωγιμότητα? (k) - ηλεκτρική αγωγιμότητα ενός αγωγού πρώτου είδους μήκους 1 m με επιφάνεια διατομής 1 m 2 ή ηλεκτρική αγωγιμότητα 1 m 3 (1 cm 3) διαλύματος ηλεκτρολύτη (αγωγός του δεύτερου είδους) με απόσταση μεταξύ των ηλεκτροδίων 1 m (1 cm) και επιφάνεια ηλεκτροδίων 1 m 2 (1 cm 2).

Μοριακή ηλεκτρική αγωγιμότητα του διαλύματος) ;είναι η ηλεκτρική αγωγιμότητα ενός διαλύματος που περιέχει 1 mol διαλυμένης ουσίας και τοποθετείται μεταξύ ηλεκτροδίων που βρίσκονται σε απόσταση 1 cm το ένα από το άλλο.

Η μοριακή ηλεκτρική αγωγιμότητα τόσο των ισχυρών όσο και των ασθενών ηλεκτρολυτών αυξάνεται με τη μείωση της συγκέντρωσης (δηλ. με την αύξηση αραίωση του διαλύματος V = 1 / Γ) φτάνοντας σε κάποια οριακή τιμή; 0 (? ?), που ονομάζεται μοριακή ηλεκτρική αγωγιμότητα σε άπειρη αραίωση.

Για έναν δυαδικό ηλεκτρολύτη με μεμονωμένα φορτισμένα ιόντα σε σταθερή θερμοκρασία και ένταση πεδίου 1 V m -1:

? = ?F(u + + και;),

Οπου φάείναι ο αριθμός Faraday. και + , και; - απόλυτες κινητικότητες (m 2 V -1 s -1)κατιόν και ανιόν - η ταχύτητα κίνησης αυτών των ιόντων υπό τυπικές συνθήκες, με διαφορά δυναμικού 1 V ανά 1 m του μήκους του διαλύματος.

? + = Fu + ; ?? = Φου;,

Οπου? + , ?? – κινητικότητακατιόν και ανιόν, Ohm m 2 mol -1 (Ohm cm 2 mol -1).

? = ?(? + + ??)

Για ισχυρούς ηλεκτρολύτες; ?1 και ? = ? + + ??

Με άπειρη αραίωση του διαλύματος (V > ?, ? + > ? ? + , ?? > ? ? ?, ? > 1) και για ισχυρούς και για ασθενείς ηλεκτρολύτες; ? = ? ? + – ? ? ? - Ο νόμος του Kohlrausch:είναι η μοριακή ηλεκτρική αγωγιμότητα σε άπειρη αραίωση ίση με το άθροισμα των ηλεκτρολυτικών κινητικότητας; ? + , ? ? ? κατιόν και ανιόν ενός δεδομένου ηλεκτρολύτη.

Ιόντα Η + και ΟΗ; έχουν ασυνήθιστα υψηλή κινητικότητα, η οποία σχετίζεται με έναν ειδικό μηχανισμό μεταφοράς φορτίου από αυτά τα ιόντα - μηχανισμός ρελέ.Μεταξύ ιόντων υδρονίου H 3 O + και μορίων νερού, καθώς και μεταξύ μορίων νερού και ΟΗ; Τα πρωτόνια ανταλλάσσονται συνεχώς σύμφωνα με τις εξισώσεις:

H 3 O + + H 2 O > H 2 O + H 3 O +

H 2 O + OH; >Ω; + H 2 O

5. Ηλεκτροχημικές διεργασίες

5.1. Δυναμικά ηλεκτροδίων. Γαλβανικά στοιχεία. EMF

Όταν δύο χημικά ή φυσικά ανόμοια υλικά έρχονται σε επαφή (μέταλλο 1 (αγωγός πρώτου είδους) - μέταλλο 2 (αγωγός πρώτου είδους), μέταλλο (αγωγός πρώτου είδους) - διάλυμα άλατος μετάλλου (αγωγός δεύτερου είδους) , διάλυμα ηλεκτρολύτη 1 (αγωγός δεύτερου είδους) - διάλυμα ηλεκτρολύτη 2 (αγωγός δεύτερου είδους) κ.λπ.) μεταξύ τους προκύπτει ηλεκτρική διπλή στρώση (DES).Το DES είναι το αποτέλεσμα μιας διατεταγμένης κατανομής αντίθετα φορτισμένων σωματιδίων στη διεπαφή.

Ο σχηματισμός ενός DEL οδηγεί σε ένα δυναμικό άλμα;, το οποίο, υπό συνθήκες ισορροπίας, ένα μέταλλο (αγωγός πρώτου είδους) - ένα διάλυμα ενός μεταλλικού άλατος (αγωγός δεύτερου είδους) ονομάζεται γαλβανικό δυναμικό.

Σύστημα: μέταλλο (Me) - ένα υδατικό διάλυμα ενός άλατος ενός δεδομένου Me - ονομάζεται ηλεκτρόδιοή μισό στοιχείοκαι παρουσιάζεται σχηματικά ως εξής:

Το ηλεκτρόδιο (p / e) είναι γραμμένο έτσι ώστε όλες οι ουσίες στο διάλυμα να τοποθετούνται προς τα αριστερά και το υλικό του ηλεκτροδίου τοποθετείται στα δεξιά της κάθετης γραμμής.

? > 0, εάν η αντίδραση αναγωγής συμβεί στο ηλεκτρόδιο Me n+ + δεν; -εγώ 0,

? < 0, если на электроде протекает реакция окисления Ме 0 - Ме n+ + δεν;.

Δυναμικό ηλεκτροδίου Ε Me n+ / Me είναι η διαφορά δυναμικού ισορροπίας που εμφανίζεται στον αγωγό ορίου φάσης του πρώτου είδους / αγωγού του δεύτερου είδους και μετράται σε σχέση με ένα τυπικό ηλεκτρόδιο υδρογόνου.

Εξίσωση Nernst,Οπου nείναι ο αριθμός των ηλεκτρονίων που συμμετέχουν στην αντίδραση του ηλεκτροδίου. ΜΕ Me n+ είναι η συγκέντρωση κατιόντων. μι Me n+ /Εγώ είναι το τυπικό δυναμικό ηλεκτροδίου.

δυνατότητα επαφής; ?- άλμα δυναμικού ισορροπίας που συμβαίνει στη διεπαφή μεταξύ δύο αγωγών του πρώτου είδους.

Δυνατότητα διάχυσης; dif είναι η διαφορά δυναμικού ισορροπίας που εμφανίζεται στον αγωγό ορίου φάσης του δεύτερου είδους / αγωγού του δεύτερου είδους.

Γαλβανικό στοιχείο (π.χ.)- ένα ηλεκτρικό κύκλωμα που αποτελείται από δύο ή περισσότερες π.ε. και παράγει ηλεκτρική ενέργεια λόγω της χημικής αντίδρασης που λαμβάνει χώρα σε αυτό, και τα στάδια οξείδωσης και αναγωγής της χημικής αντίδρασης χωρίζονται χωρικά.

Το ηλεκτρόδιο στο οποίο συμβαίνει η διαδικασία οξείδωσης κατά τη λειτουργία ενός γαλβανικού στοιχείου ονομάζεται άνοδος,το ηλεκτρόδιο στο οποίο λαμβάνει χώρα η διαδικασία ανάκτησης, - κάθοδος.

Κανόνες IUPAC για την καταγραφή των γαλβανικών κυττάρων και των αντιδράσεων που συμβαίνουν σε αυτά

1. Στο χ. ε. έχει γίνει δουλειά, οπότε το EMF του στοιχείου θεωρείται θετική τιμή.

2. Η τιμή του EMF του γαλβανικού κυκλώματος μικαθορίζεται από το αλγεβρικό άθροισμα των αλμάτων δυναμικού στις διεπιφάνειες όλων των φάσεων, αλλά επειδή η οξείδωση συμβαίνει στην άνοδο, το EMF υπολογίζεται αφαιρώντας την τιμή του δυναμικού της ανόδου (αριστερό ηλεκτρόδιο) από την αριθμητική τιμή της καθόδου (δεξί ηλεκτρόδιο ) δυνητικός - κανόνας του δεξιού πόλου.Επομένως, το κύκλωμα του στοιχείου είναι γραμμένο έτσι ώστε το αριστερό ηλεκτρόδιο να είναι αρνητικό (συμβαίνει οξείδωση) και το δεξί ηλεκτρόδιο να είναι θετικό (συμβαίνει διαδικασία αναγωγής).

3. Η διεπαφή μεταξύ του αγωγού του πρώτου είδους και του αγωγού του δεύτερου είδους υποδεικνύεται με μία γραμμή.

4. Το όριο μεταξύ δύο αγωγών του δεύτερου είδους απεικονίζεται με διακεκομμένη γραμμή.

5. Μια γέφυρα ηλεκτρολύτη στο όριο δύο αγωγών του τύπου II υποδεικνύεται με δύο διακεκομμένες γραμμές.

6. Τα συστατικά μιας φάσης γράφονται χωρισμένα με κόμμα.

7. Η εξίσωση της αντίδρασης του ηλεκτροδίου γράφεται έτσι ώστε οι ουσίες στην οξειδωμένη μορφή (Ox) να βρίσκονται στα αριστερά και στην ανηγμένη μορφή (Κόκκινο) στα δεξιά.

Γαλβανική κυψέλη Daniel-Jacobiαποτελείται από πλάκες ψευδαργύρου και χαλκού βυθισμένες στα αντίστοιχα διαλύματα ZnSO 4 και CuSO 4 , τα οποία χωρίζονται από μια γέφυρα άλατος με διάλυμα KCl: μια ηλεκτρολυτική γέφυρα παρέχει ηλεκτρική αγωγιμότητα μεταξύ των διαλυμάτων, αλλά εμποδίζει την αμοιβαία διάχυση τους.

(-) Zn | Zn2+ :: Cu2+ | Cu(+)

Αντιδράσεις στα ηλεκτρόδια:

Zn0 > Zn2+ + 2e; Cu 2+ + 2е; > Cu 0

Ολική διαδικασία οξειδοαναγωγής:

Cu 2+ + Zn 0 > Cu 0 + Zn 2+

Το έργο του ρεύματος ενός γαλβανικού στοιχείου (και, κατά συνέπεια, η διαφορά δυναμικού) θα είναι μέγιστο κατά την αναστρέψιμη λειτουργία του, όταν οι διεργασίες στα ηλεκτρόδια προχωρούν απείρως αργά και η ισχύς του ρεύματος στο κύκλωμα είναι απείρως μικρή.

Η μέγιστη διαφορά δυναμικού που εμφανίζεται κατά την αναστρέψιμη λειτουργία ενός γαλβανικού στοιχείου είναι ηλεκτροκινητική δύναμη (EMF) ενός γαλβανικού στοιχείου Ε.

στοιχείο εμφ μι Zn/Cu = ? Cu2+ /Cu+; Zn2+ /Zn + ? σε +; διαφ.

Εξαίρεση; διαφορά και; Προς την: μι Zn/Cu = ? Cu2+ /Cu+; Zn2+ /Zn = μι Cu 2+ /Cu + μι Zn 2+ / Zn - γαλβανικά κύτταρα που αποτελούνται από δύο πανομοιότυπα μεταλλικά ηλεκτρόδια βυθισμένα σε διαλύματα άλατος αυτού του μετάλλου με διαφορετικές συγκεντρώσεις С 1 > С 2 . Σε αυτή την περίπτωση, η κάθοδος θα είναι ένα ηλεκτρόδιο με υψηλότερη συγκέντρωση, καθώς τα τυπικά δυναμικά ηλεκτροδίων και των δύο ηλεκτροδίων είναι ίσα.

αλυσίδες συγκέντρωσης

Το μόνο αποτέλεσμα της εργασίας του στοιχείου συγκέντρωσης είναι η μεταφορά μεταλλικών ιόντων από ένα πιο συμπυκνωμένο διάλυμα σε ένα λιγότερο συμπυκνωμένο.

Το έργο ενός ηλεκτρικού ρεύματος σε ένα γαλβανικό στοιχείο συγκέντρωσης είναι το έργο μιας διαδικασίας διάχυσης, η οποία πραγματοποιείται αναστρέψιμα ως αποτέλεσμα της χωρικής διαίρεσης του σε δύο αντιστρεπτές διεργασίες ηλεκτροδίων αντίθετες στην κατεύθυνση.

5.2. Ταξινόμηση ηλεκτροδίων

Ηλεκτρόδια πρώτου είδους. Μια μεταλλική πλάκα βυθισμένη σε διάλυμα άλατος του ίδιου μετάλλου. Κατά την αναστρέψιμη λειτουργία του στοιχείου στο οποίο περιλαμβάνεται το ηλεκτρόδιο, η διαδικασία μετάβασης κατιόντων από μέταλλο σε διάλυμα ή από διάλυμα σε μέταλλο λαμβάνει χώρα σε μεταλλική πλάκα.

Ηλεκτρόδια δεύτερου είδους.Το μέταλλο καλύπτεται με ένα ελάχιστα διαλυτό άλας αυτού του μετάλλου και είναι σε διάλυμα που περιέχει άλλο διαλυτό άλας με το ίδιο ανιόν. Τα ηλεκτρόδια αυτού του τύπου είναι αναστρέψιμα σε σχέση με το ανιόν.

Ηλεκτρόδια αναφοράς– ηλεκτρόδια με επακριβώς γνωστές και αναπαραγώγιμες τιμές δυναμικού.

Ηλεκτρόδιο υδρογόνουείναι μια πλάκα πλατίνας πλυμένη με αέριο υδρογόνο, βυθισμένη σε διάλυμα που περιέχει ιόντα υδρογόνου. Το υδρογόνο που προσροφάται από την πλατίνα βρίσκεται σε ισορροπία με το αέριο υδρογόνο.

Pt, Ν 2 / Ν +

Ηλεκτροχημική ισορροπία στο ηλεκτρόδιο:

2Η++ 2ε; - H 2 .

Το δυναμικό ενός τυπικού ηλεκτροδίου υδρογόνου (με δραστηριότητα ιόντων H + 1 mol/l και πίεση υδρογόνου 101,3 kPa) θεωρείται μηδέν.

Δυναμικό ηλεκτροδίου μη τυπικού ηλεκτροδίου υδρογόνου:

Ηλεκτρόδιο καλομέλαςαποτελείται από ένα ηλεκτρόδιο υδραργύρου τοποθετημένο σε διάλυμα KCl ορισμένης συγκέντρωσης και κορεσμένο με Hg 2 Cl 2 καλομέλα:

Hg / Hg 2 Cl 2, KCl

Το ηλεκτρόδιο καλομέλας είναι αναστρέψιμο σε σχέση με τα ανιόντα χλωρίου

Ηλεκτρόδιο χλωριούχου αργύρου– αναστρέψιμο σε σχέση με ανιόντα χλωρίου:

Ag/AgCl, KCl

Εάν το διάλυμα KCl είναι κορεσμένο, τότε E AgC l \u003d 0,2224 - 0,00065 (t - 25), V.

ηλεκτρόδια ένδειξης.Τα ηλεκτρόδια που είναι αναστρέψιμα σε σχέση με το ιόν υδρογόνου χρησιμοποιούνται στην πράξη για τον προσδιορισμό της δραστηριότητας αυτών των ιόντων στο διάλυμα.

Ηλεκτρόδιο κινυδρόνηςείναι ένα σύρμα πλατίνας χαμηλωμένο σε δοχείο με το διάλυμα δοκιμής, μέσα στο οποίο τοποθετείται για πρώτη φορά περίσσεια κινυδρόνης C 6 H 4 O 2 C 6 H 4 (OH) 2 - μια ένωση κινόνης C 6 H 4 O 2 και υδροκινόνης C 6 H 4 (OH ) 2 ικανό για αλληλομετατροπή σε μια διεργασία οξειδοαναγωγής ισορροπίας στην οποία συμμετέχουν ιόντα υδρογόνου:

C 6 H 4 O 2 + 2H + + 2е; > C 6 H 4 (OH) 2

Πιο συχνά χρησιμοποιείται γυάλινο ηλεκτρόδιοσε μορφή σωλήνα που καταλήγει σε γυάλινη σφαίρα με λεπτό τοίχωμα. Η μπάλα γεμίζεται με ένα ρυθμιστικό διάλυμα με μια ορισμένη τιμή pH, στο οποίο βυθίζεται ένα βοηθητικό ηλεκτρόδιο (συνήθως χλωριούχος άργυρος). Για τη μέτρηση του pH, το γυάλινο ηλεκτρόδιο βυθίζεται στο διάλυμα δοκιμής σε συνδυασμό με το ηλεκτρόδιο αναφοράς. Η σφαίρα του γυάλινου ηλεκτροδίου υποβάλλεται σε προεπεξεργασία για μεγάλο χρονικό διάστημα με διάλυμα οξέος. Σε αυτή την περίπτωση, ιόντα υδρογόνου εισάγονται στα τοιχώματα της σφαίρας, αντικαθιστώντας τα κατιόντα αλκαλιμετάλλου. Η διαδικασία του ηλεκτροδίου ανάγεται στην ανταλλαγή ιόντων υδρογόνου μεταξύ δύο φάσεων - το διάλυμα δοκιμής και το γυαλί: διάλυμα H - H st + .

τυπική χωρητικότητα μιΤο st 0 για κάθε ηλεκτρόδιο έχει τη δική του τιμή, η οποία αλλάζει με την πάροδο του χρόνου. Επομένως, το γυάλινο ηλεκτρόδιο βαθμονομείται πριν από κάθε μέτρηση pH έναντι τυπικών ρυθμιστικών διαλυμάτων με ακριβώς γνωστό pH.

Ηλεκτρόδια οξειδοαναγωγής

Ένα ηλεκτρόδιο που αποτελείται από έναν αδρανή αγωγό του 1ου είδους, τοποθετημένος σε διάλυμα ηλεκτρολύτη που περιέχει ένα στοιχείο σε διάφορες καταστάσεις οξείδωσης, ονομάζεται οξειδοαναγωγήςή ηλεκτρόδιο οξειδοαναγωγής.

Αντίδραση ηλεκτροδίου: Oh n+ + δεν; -το κόκκινο.

Σε αυτήν την περίπτωση αδρανής Εγώλαμβάνει ένα έμμεσο μέρος στην αντίδραση του ηλεκτροδίου, όντας ενδιάμεσος στη μεταφορά ηλεκτρονίων από την ανηγμένη μορφή του Me (Κόκκινο) στην οξειδωμένη μορφή (Ox) ή αντίστροφα.

6. Επιφανειακά φαινόμενα και προσρόφηση

6.1. Επιφανειακή τάση και προσρόφηση Gibbs

Επιφανειακά φαινόμεναονομάζονται οι διεργασίες που συμβαίνουν στη διεπιφάνεια και λόγω των ιδιαιτεροτήτων της σύστασης και της δομής του επιφανειακού (οριακού) στρώματος.

Gs = ?s,

Οπου Γσείναι η επιφανειακή ενέργεια Gibbs του συστήματος, J; ? - συντελεστής αναλογικότητας, που ονομάζεται επιφανειακή τάση, J / m 2. s είναι η επιφανειακή επιφάνεια, m2.

Επιφανειακή τάσηΟείναι μια ποσότητα που μετράται με την ενέργεια Gibbs ανά μονάδα επιφάνειας του επιφανειακού στρώματος. Είναι αριθμητικά ίσο με το έργο που πρέπει να γίνει ενάντια στις δυνάμεις της διαμοριακής αλληλεπίδρασης για να σχηματιστεί μια μοναδιαία διεπιφάνεια σε σταθερή θερμοκρασία.

Από το μοντέλο Dupre, επιφανειακή τάσηίση με τη δύναμη που τείνει να μειώσει τη διεπαφή και σχετίζεται με το μοναδιαίο μήκος του περιγράμματος που οριοθετεί την επιφάνεια

Η ικανότητα των διαλυμένων ουσιών να αλλάζουν την επιφανειακή τάση ενός διαλύτη ονομάζεται επιφανειακή δραστηριότητα g:

Ταξινόμηση ουσιών ανάλογα με την επίδραση στην επιφανειακή τάση του διαλύτη

1. Τασιενεργά (επιφανειοδραστικά)– μειώστε την επιφανειακή τάση του διαλύτη (? διάλυμα< ? 0) g >0 (σε σχέση με το νερό - οργανικές ενώσεις αμφιφιλικής δομής).

2. Επιφανειακές ανενεργές ουσίες (SID)– αυξήστε ελαφρά την επιφανειακή τάση του διαλύτη (? διάλυμα > ? 0) g< 0 (неорганические кислоты, основания, соли, глицерин, ?-аминокислоты и др).

3. Επιφανειακά ανενεργές ουσίες (NSV)- πρακτικά μην αλλάζετε την επιφανειακή τάση του διαλύτη (? rr = ? 0) g = 0 (σε σχέση με το νερό, ουσίες είναι η σακχαρόζη και μια σειρά από άλλες).

Κανόνας Duclos-Traube:Σε οποιαδήποτε ομόλογη σειρά σε χαμηλές συγκεντρώσεις, η επιμήκυνση της ανθρακικής αλυσίδας κατά μία ομάδα CH 2 αυξάνει την επιφανειακή δραστηριότητα κατά 3-3,5 φορές:

Για υδατικά διαλύματα λιπαρών οξέων (εξίσωση Shishkovsky):

Οπου σιΚαι ΠΡΟΣ ΤΗΝείναι εμπειρικές σταθερές, σιτο ίδιο για ολόκληρη την ομόλογη σειρά, το K αυξάνεται για κάθε επόμενο μέλος της σειράς κατά 3–3,5 φορές.

Η διαδικασία της αυθόρμητης αλλαγής της συγκέντρωσης μιας ουσίας στη διεπιφάνεια μεταξύ δύο φάσεων ονομάζεται προσρόφηση. Προσροφητικόνονομάζεται μια ουσία, στην επιφάνεια της οποίας υπάρχει αλλαγή στη συγκέντρωση μιας άλλης ουσίας - προσροφώ.

Ισόθερμη προσρόφησης Gibbs:

Η περίσσεια του προσροφήματος στο επιφανειακό στρώμα σε σύγκριση με την αρχική του ποσότητα σε αυτό το στρώμα χαρακτηρίζει υπέρβασηή το λεγόμενο Gibbs, προσρόφηση(ΣΟΛ).

6.2. Προσρόφηση στη διεπαφή στερεού-αερίου

φυσική προσρόφησηπροκύπτει λόγω των αλληλεπιδράσεων van der Waals του προσροφημένου μορίου με την επιφάνεια, χαρακτηρίζεται από αναστρεψιμότητα και μείωση της προσρόφησης με την αύξηση της θερμοκρασίας, δηλ. εξωθερμικότητα (η θερμική επίδραση της φυσικής προσρόφησης είναι συνήθως κοντά στη θερμότητα της ρευστοποίησης του προσροφημένου υλικού, 10–80 kJ/mol).

Χημική προσρόφηση (χημειορρόφηση)πραγματοποιείται με χημική αλληλεπίδραση προσροφητικών και προσροφητικών μορίων, συνήθως μη αναστρέψιμη. είναι εντοπισμένηδηλ. τα μόρια προσροφητικού δεν μπορούν να κινηθούν πάνω από την επιφάνεια του προσροφητικού. Δεδομένου ότι η χημειορόφηση είναι μια χημική διαδικασία που απαιτεί ενέργεια ενεργοποίησης της τάξης των 40-120 kJ/mol, μια αύξηση της θερμοκρασίας συμβάλλει στην εμφάνισή της.

Η εξίσωση του Henry(μονομοριακή προσρόφηση σε ομοιογενή επιφάνεια σε χαμηλές πιέσεις ή χαμηλές συγκεντρώσεις):

G = Ksή G \u003d Kr,

ΠΡΟΣ ΤΗΝείναι η σταθερά ισορροπίας προσρόφησης, η οποία εξαρτάται από τη φύση του προσροφητικού και του προσροφητικού. C, rείναι η συγκέντρωση της διαλυμένης ουσίας ή η πίεση αερίου.

Η θεωρία της μονομοριακής προσρόφησης του Langmuir

1. Η προσρόφηση είναι εντοπισμένη και προκαλείται από δυνάμεις κοντά σε χημικές.

2. Η προσρόφηση γίνεται σε ομοιογενή επιφάνεια του προσροφητικού.

3. Μόνο ένα στρώμα προσροφημένων μορίων μπορεί να σχηματιστεί στην επιφάνεια.

4. Η διαδικασία της προσρόφησης είναι αναστρέψιμη και ισορροπημένη.

Ισόθερμη προσρόφησης Langmuir:

Οπου Г 0 – χωρητικότητα μονοστρωματικούείναι μια σταθερά ίση με την περιοριστική προσρόφηση που παρατηρείται σε σχετικά υψηλές συγκεντρώσεις ισορροπίας, mol/m 2. σιείναι μια σταθερά ίση με την αναλογία της σταθεράς του ρυθμού προσρόφησης και της σταθεράς του ρυθμού εκρόφησης.

Εξίσωση Freundlich(προσρόφηση σε ανομοιογενή επιφάνεια): Г = K F με n ,Οπου. Κ Φείναι μια σταθερά αριθμητικά ίση με την προσρόφηση σε συγκέντρωση ισορροπίας ίση με μονάδα. nείναι η σταθερά που καθορίζει την καμπυλότητα της ισόθερμης προσρόφησης (ν= 0,1–0,6).

Μοριακή προσρόφηση από διαλύματα:

όπου C 0 είναι η αρχική συγκέντρωση του προσροφήματος. ΜΕείναι η συγκέντρωση ισορροπίας του προσροφητικού. Vείναι ο όγκος του προσροφητικού διαλύματος. Μείναι η μάζα του προσροφητικού.

τετράγωνο S 0,ανά μόριο σε ένα κορεσμένο στρώμα προσρόφησης, περιοχή προσγείωσης:

m2 /μόριο.

Πάχος στρώματος προσρόφησης:

Οπου Μείναι το μοριακό βάρος της επιφανειοδραστικής ουσίας. ? είναι η πυκνότητα της επιφανειοδραστικής ουσίας.

Κανόνας του Rebinder:σε πολικούς προσροφητές, τα πολικά προσροφητικά από διαλύτες χαμηλής πολικότητας απορροφώνται καλύτερα. σε πολικούς προσροφητές, μη πολικά προσροφητικά από πολικούς διαλύτες.

Ο προσανατολισμός των μορίων τασιενεργού στην επιφάνεια του προσροφητικού φαίνεται σχηματικά στο σχήμα:

6.3. Προσρόφηση από διαλύματα ηλεκτρολυτών

Ανταλλαγή προσρόφησης- η διαδικασία ανταλλαγής ιόντων μεταξύ ενός διαλύματος και μιας στερεάς φάσης, κατά την οποία η στερεά φάση απορροφά ιόντα οποιουδήποτε σημείου (κατιόντα ή ανιόντα) από το διάλυμα και αντί αυτών μπορεί να απελευθερώσει ισοδύναμο αριθμό άλλων ιόντων του ίδιου σημείου στο λύση. Για πάντα ειδικόςΔηλαδή, για ένα δεδομένο προσροφητικό, μόνο ορισμένα ιόντα είναι ικανά να ανταλλάσσονται. η απορρόφηση ανταλλαγής είναι συνήθως μη αναστρέψιμη.

Πακέτο-Κανόνας Peskov-Faience:Στην επιφάνεια ενός κρυσταλλικού στερεού, ένα ιόν προσροφάται ειδικά από ένα διάλυμα ηλεκτρολύτη, το οποίο μπορεί να ολοκληρώσει το κρυσταλλικό του πλέγμα ή μπορεί να σχηματίσει μια κακώς διαλυτή ένωση με ένα από τα ιόντα που συνθέτουν τον κρύσταλλο.

7. Κολλοειδή (διασπαρμένα) συστήματα

Κολλοειδές (διασπαρμένο) σύστημαονομάζεται ένα ετερογενές σύστημα, στο οποίο μία από τις φάσεις αντιπροσωπεύεται από μικρά σωματίδια ομοιόμορφα κατανεμημένα στον όγκο μιας άλλης ομοιογενούς φάσης. Πρόκειται για υπερμικρογενή συστήματα που αποτελούνται από σωματίδια διασκορπισμένη φάση- συσσωματώματα θρυμματισμένων σωματιδίων, το μέγεθος των οποίων βρίσκεται εντός 10 -9 -10 -5 m και συνεχόμενα μέσο διασποράς,στο οποίο κατανέμονται αυτά τα σωματίδια.

σημάδια κολλοειδής κατάσταση της ύλης - διασπορά και ετερογένεια.

Ο βαθμός διασποράς;είναι το αντίστροφο της μέσης διαμέτρου ή, για τα μη σφαιρικά σωματίδια, το αντίστροφο της μέσης ισοδύναμης διαμέτρου ρε(m -1):

Ειδική επιφάνειαείναι ο λόγος της συνολικής επιφάνειας της διεσπαρμένης φάσης S DF προς τον συνολικό όγκο ή τη μάζα της:

7.1. Ταξινόμηση και μέθοδοι απόκτησης συστημάτων διασποράς

Ταξινόμηση σύμφωνα με την κατάσταση συνάθροισης των φάσεων

Ένα σύστημα διασποράς στο οποίο τόσο η διεσπαρμένη φάση όσο και το μέσο διασποράς είναι αέρια δεν υπάρχει, αφού τα αέρια είναι απείρως διαλυτά μεταξύ τους.

Ταξινόμηση συστημάτων ανάλογα με το μέγεθος των σωματιδίων της διεσπαρμένης φάσης:

1) με μεγάλη διασπορά, 10 -9_ 10 -7 m (ρουμπινί γυαλί).

2) μεσαίο διασκορπισμένο, 10 -7_ 10 -5 m (στιγμιαίος καφές);

3) χοντρό, > 10 -5 m (σταγόνες βροχής).

Μέθοδοι λήψης κολλοειδών συστημάτων διασπορά

Φυσική διασπορά:μηχανική λείανση με χρήση μύλους κολλοειδών. Ηλεκτρικός ψεκασμός ουσιών. διασπορά με υπερήχους και άλλες μεθόδους. Για να αποτραπεί η συγκόλληση των σχηματισμένων σωματιδίων, η διασπορά πραγματοποιείται παρουσία του σταθεροποιητής– ηλεκτρολύτης ή ουσία που προσροφάται στη διεπιφάνεια (επιφανειοδραστικές ουσίες).

Χημική διασπορά (πεπτοποίηση):μετατροπή ενός πρόσφατα παρασκευασμένου ιζήματος σε κολλοειδή κατάσταση με τη χρήση ενός πεπτοποιητή.

Συμπύκνωση

Φυσική συμπύκνωση: 1) η μέθοδος αντικατάστασης του διαλύτη, η οποία συνίσταται στο γεγονός ότι ένα υγρό που αναμιγνύεται με τον διαλύτη προστίθεται στο πραγματικό διάλυμα της ουσίας, στο οποίο η ίδια η ουσία είναι ελάχιστα διαλυτή. λόγω της μείωσης της διαλυτότητας της ουσίας στο νέο διαλύτη, το διάλυμα γίνεται υπερκορεσμένο και μέρος της ουσίας συμπυκνώνεται, σχηματίζοντας σωματίδια της διεσπαρμένης φάσης. 2) μέθοδος συμπύκνωσης ατμών. η αρχική ουσία είναι σε ένα ζευγάρι. καθώς η θερμοκρασία μειώνεται, ο ατμός γίνεται υπερκορεσμένος και συμπυκνώνεται μερικώς, σχηματίζοντας μια διασπαρμένη φάση.

Χημική συμπύκνωση:κάθε χημική αντίδραση που έχει ως αποτέλεσμα το σχηματισμό μιας κακώς διαλυτής ένωσης· Για να ληφθεί ένα κολλοειδές διάλυμα, η αντίδραση πρέπει να διεξαχθεί σε ένα αραιό διάλυμα με χαμηλό ρυθμό ανάπτυξης σωματιδίων, ένα από τα αρχικά υλικά λαμβάνεται σε περίσσεια και είναι σταθεροποιητής.

7.2. Οπτικές ιδιότητες διάσπαρτων συστημάτων

Όταν το φως πέφτει σε ένα σύστημα διασποράς, μπορούν να παρατηρηθούν τα ακόλουθα φαινόμενα:

φωτεινό πέρασμασωματίδια της διεσπαρμένης φάσης (παρατηρήθηκαν για διαφανή συστήματα στα οποία τα σωματίδια είναι πολύ μικρότερα από το μήκος κύματος του προσπίπτοντος φωτός (r<< ?);

διάθλαση του φωτόςσωματίδια της διεσπαρμένης φάσης (εάν αυτά τα σωματίδια είναι διαφανή).

αντανάκλαση φωτόςσωματίδια της διεσπαρμένης φάσης (εάν τα σωματίδια είναι αδιαφανή).

διάθλαση και ανάκλασηφως παρατηρείται για συστήματα στα οποία τα σωματίδια είναι πολύ μεγαλύτερα από το μήκος κύματος του προσπίπτοντος φωτός (r >> ?). Οπτικά, αυτό το φαινόμενο εκφράζεται στη θολότητα αυτών των συστημάτων.

σκέδαση φωτόςπαρατηρήθηκε για συστήματα στα οποία τα σωματίδια της διεσπαρμένης φάσης είναι μικρότερα, αλλά ανάλογοςμε το μήκος κύματος του προσπίπτοντος φωτός (r ? 0,1 ?);

προσρόφηση(απορρόφηση) φωτός από τη διασπαρμένη φάση με τη μετατροπή της φωτεινής ενέργειας σε θερμότητα.

Εξίσωση Rayleigh:

όπου I, I 0 είναι η ένταση του διάσπαρτου και προσπίπτοντος φωτός. Vείναι ο όγκος ενός σωματιδίου. ? – μερική συγκέντρωση (αριθμός σωματιδίων ανά μονάδα όγκου). ? είναι το μήκος κύματος? n 1 , n 0είναι οι δείκτες διάθλασης των σωματιδίων και του μέσου, αντίστοιχα.

Το φαινόμενο των διαφορετικών χρωμάτων ενός κολλοειδούς διαλύματος στο εκπεμπόμενο και διασκορπισμένο (ανακλώμενο) φως ονομάζεται ωχρότητα.Στην περίπτωση των έγχρωμων διαλυμάτων, υπάρχει μια επικάλυψη του δικού τους χρώματος και του χρώματος που προκαλείται από την αδιαφάνεια (φαινόμενο διχρωμία φωτός).

7.3. Μοριακές κινητικές ιδιότητες

Χαρακτηρίζονται τα κολλοειδή συστήματα Brownian κίνηση- συνεχής τυχαία κίνηση σωματιδίων μικροσκοπικών και κολλοειδών μεγεθών. Αυτή η κίνηση είναι όσο πιο έντονη, τόσο υψηλότερη είναι η θερμοκρασία και τόσο μικρότερη είναι η μάζα του σωματιδίου και το ιξώδες του μέσου διασποράς.

Διάχυσηείναι μια αυθόρμητη διαδικασία εξισορρόπησης της συγκέντρωσης σωματιδίων.

Ο νόμος του Φικ:

Λόγω του μεγάλου μεγέθους των κολλοειδών σωματιδίων, η διάχυση στα κολλοειδή συστήματα είναι πιο αργή από ότι στα αληθινά διαλύματα.

Οσμωτική πίεση:

όπου mtot είναι η μάζα της διαλυμένης ουσίας. Μείναι η μάζα ενός σωματιδίου. Vείναι ο όγκος του συστήματος. Ν Αείναι ο αριθμός Avogadro. Τείναι η απόλυτη θερμοκρασία. ? – μερική συγκέντρωση· κείναι η σταθερά Boltzmann.

Για σφαιρικά σωματίδια:

Οπου? m είναι η μάζα της διεσπαρμένης φάσης ανά μονάδα όγκου του διαλύματος. ? είναι η πυκνότητα του μέσου διασποράς. r είναι η ακτίνα των σωματιδίων.

7.4. Η δομή ενός μικκυλίου

Λυοφοβικό μικκύλιοΤο σύστημα ονομάζεται ετερογενές μικροσύστημα, το οποίο αποτελείται από έναν μικροκρύσταλλο της διεσπαρμένης φάσης, που περιβάλλεται από διαλυτωμένα ιόντα σταθεροποίησης.

Δυναμικό-καθοριστικόπου ονομάζονται ιόντα προσροφημένα στην επιφάνεια ενός σωματιδίου της στερεάς φάσης (μονάδα)και δώστε του μια χρέωση. Το συσσωμάτωμα, μαζί με τα ιόντα που καθορίζουν το δυναμικό, είναι πυρήνας μικκυλίου.

μετρητέςείναι ιόντα που ομαδοποιούνται κοντά στον πυρήνα του μικκυλίου.

Η θέση των αντίθετων ιόντων σε ένα μέσο διασποράς καθορίζεται από δύο αντίθετους παράγοντες: θερμική κίνηση (διάχυση) και ηλεκτροστατική έλξη.

Τα αντίθετα ιόντα που αποτελούν το πυκνό στρώμα προσρόφησης,ονομάζονται «συνδεδεμένοι» και μαζί με τον πυρήνα αποτελούν κολλοειδές σωματίδιο ή κόκκος. Ένα κολλοειδές σωματίδιο (κόκκος) έχει φορτίο, το πρόσημο του οποίου οφείλεται στο πρόσημο του φορτίου των ιόντων που καθορίζουν το δυναμικό.

Τα αντίθετα ιόντα που σχηματίζονται διάχυτο στρώμα,- "κινητό", ή "δωρεάν".

Ένα κολλοειδές σωματίδιο με ένα περιβάλλον διάχυτο στρώμα διαλυτωμένων αντίθετων ιόντων είναι μικκύλια.Σε αντίθεση με ένα κολλοειδές σωματίδιο, ένα μικκύλλιο είναι ηλεκτρικά ουδέτερο και δεν έχει αυστηρά καθορισμένες διαστάσεις.

Σε ένα μικκύλλιο με ιοντικό σταθεροποιητή, υπάρχει ένα DES στο όριο φάσης, προκύπτει μια διαφορά δυναμικού μεταξύ της διεσπαρμένης φάσης και του μέσου διασποράς - θερμοδυναμικό δυναμικόφά (ενδιάμεση φάση),που καθορίζεται από τις ιδιότητες ενός δεδομένου συστήματος διασποράς, καθώς και από το φορτίο και τη συγκέντρωση των ιόντων προσδιορισμού του δυναμικού που προσροφούνται στη στερεά φάση.

Η κίνηση των φορτισμένων κολλοειδών σωματιδίων σε ένα σταθερό υγρό σε ένα από τα ηλεκτρόδια υπό τη δράση ενός εξωτερικού ηλεκτρικού πεδίου ονομάζεται ηλεκτροφόρηση.

Η επιφάνεια στην οποία γίνεται η κίνηση ονομάζεται συρόμενη επιφάνεια.Το μέγεθος του άλματος δυναμικού στο όριο των φάσεων που κινούνται σε σχέση μεταξύ τους κατά την ηλεκτροφόρηση και στην κίνηση Brown, δηλ. στην επιφάνεια ολίσθησης, ονομάζεται ηλεκτροκινητικό ή α-δυναμικό (δυναμικό ζήτα).

7.5. Σταθερότητα και πήξη

Σταθερότητα διασκορπισμένων συστημάτωνχαρακτηρίζει την ικανότητα της διεσπαρμένης φάσης να διατηρεί μια κατάσταση ομοιόμορφης κατανομής σωματιδίων σε όλο τον όγκο του μέσου διασποράς.

Υπάρχουν δύο τύποι σχετικής σταθερότητας συστημάτων διασποράς: καθίζηση και συσσώρευση.

Σταθερότητα καθίζησης- την ικανότητα του συστήματος να αντιστέκεται στη δράση της βαρύτητας. Η καθίζηση είναι η καθίζηση σωματιδίων σε διάλυμα υπό την επίδραση της βαρύτητας.

Κατάσταση Ισορροπία καθίζησης:το σωματίδιο κινείται με σταθερή ταχύτητα, δηλ. εξίσου,η δύναμη της τριβής εξισορροπεί τη δύναμη της βαρύτητας:

6??rU = 4/3?r 3 (? - ? 0) g,

Οπου? είναι η πυκνότητα της διεσπαρμένης φάσης, ; 0 είναι η πυκνότητα του μέσου διασποράς, g είναι η επιτάχυνση της βαρύτητας, ? είναι το ιξώδες του μέσου.

Αθροιστική σταθερότηταχαρακτηρίζει την ικανότητα των σωματιδίων της διεσπαρμένης φάσης να αντιστέκονται στη συγκόλλησή τους και έτσι να διατηρούν το μέγεθός τους.

Σε παραβίαση της αθροιστικής σταθερότητας εμφανίζεται Η πήξη είναι η διαδικασία συγκόλλησης σωματιδίων με το σχηματισμό μεγάλων συσσωματωμάτων.Ως αποτέλεσμα της πήξης, το σύστημα χάνει τη σταθερότητα καθίζησης, καθώς τα σωματίδια γίνονται πολύ μεγάλα και δεν μπορούν να συμμετέχουν στην κίνηση Brown.

Αιτίες πήξης:

> αλλαγή θερμοκρασίας.

> δράση ηλεκτρικών και ηλεκτρομαγνητικών πεδίων.

> δράση του ορατού φωτός.

> έκθεση σε στοιχειώδη σωματίδια.

> μηχανική κρούση.

> προσθήκη ηλεκτρολύτη κ.λπ.

Το μεγαλύτερο πρακτικό ενδιαφέρον είναι η πήξη με ηλεκτρολύτες.

Τύποι πήξης με ηλεκτρολύτες

συγκέντρωσηη πήξη συμβαίνει υπό την επήρεια αδιάφοροςηλεκτρολύτες. αδιάφοροςονομάζεται ηλεκτρολύτης, κατά την εισαγωγή του οποίου το διεπιφανειακό δυναμικό<р не изменяется. Данный электролит не содержит таких ионов, которые были бы способны к специфической адсорбции на частицах по правилу Па-нета-Фаянса, т. е. не способны достраивать кристаллическую решетку агрегата:

Η κατάσταση στην οποία το διάχυτο στρώμα εξαφανίζεται και το κολλοειδές σωματίδιο γίνεται ηλεκτρικά ουδέτερο ονομάζεται ισοηλεκτρική– το ηλεκτροκινητικό δυναμικό (;) είναι ίσο με μηδέν, συμβαίνει πήξη. Ο τύπος των μικκυλίων σε αυτή την κατάσταση έχει τη μορφή: (mnAg + nNO 3 ?) 0 .

Εξουδετέρωσηη πήξη συμβαίνει όταν προστίθεται στο κολλοειδές διάλυμα μη αδιάφοροηλεκτρολύτη. Μη αδιάφορηένας ηλεκτρολύτης ονομάζεται ηλεκτρολύτης ικανός να αλλάζει το διεπιφανειακό (;) και γραμμικά σχετικό ηλεκτροκινητικό (;) δυναμικό, δηλαδή αυτός ο ηλεκτρολύτης περιέχει ιόντα που μπορούν να προσροφηθούν ειδικά στην επιφάνεια του αδρανούς, να ολοκληρώσουν το κρυσταλλικό του πλέγμα ή να αλληλεπιδράσουν χημικά με το δυναμικό - προσδιορισμός ιόντων.

Η αναστρέψιμη διαδικασία κατά την οποία το πήγμα μεταβαίνει ξανά σε κολλοειδή κατάσταση ονομάζεται πεπτοποίηση ή αποσύνθεση.

κανόνες πήξης

1. Όλοι οι ισχυροί ηλεκτρολύτες που προστίθενται στο sol σε επαρκείς ποσότητες προκαλούν πήξη του. Η ελάχιστη συγκέντρωση ηλεκτρολύτη που προκαλεί πήξη του κολλοειδούς σε ένα ορισμένο σύντομο χρονικό διάστημα ονομάζεται κατώφλι πήξης:

όπου C el είναι η συγκέντρωση του ηλεκτρολύτη-πηκτικό. V el είναι ο όγκος του προστιθέμενου ηλεκτρολύτη. Vκολλοειδές διάλυμα (συνήθως 10 ml) είναι ο όγκος του διαλύματος.

2. Το πηκτικό αποτέλεσμα κατέχεται από το ιόν του οποίου το φορτίο συμπίπτει σε πρόσημο με το φορτίο των αντίθετων ιόντων των μικκυλίων του λυοφοβικού διαλύματος (το φορτίο του ιόντος πήξης είναι αντίθετο από το φορτίο του κολλοειδούς σωματιδίου). Αυτό το ιόν ονομάζεται πηκτικό ιόν.

3. Η πηκτική ικανότητα ενός ιόντος - πηκτικό είναι όσο μεγαλύτερη, τόσο μεγαλύτερο είναι το φορτίο του ιόντος:

Κανόνας σημασίας:

? 1: ? 2: ? 3 = 1/1 6: 1/2 6: 1/3 6 = 729: 11: 1

Η ικανότητα πήξης ενός ιόντος με το ίδιο φορτίο είναι όσο μεγαλύτερη, τόσο μεγαλύτερη είναι η κρυσταλλική του ακτίνα. Ag + > Cs + > Rb + > NH 4 + > K + > Na + > Li+ - lyotropic σειρά.

Κολλοειδής προστασίαονομάζεται αύξηση της αθροιστικής σταθερότητας του κολλοειδούς διαλύματος με την εισαγωγή σε αυτό IUD (ένωση υψηλού μοριακού βάρους) ή επιφανειοδραστικής ουσίας (επιφανειοδραστική ουσία).

αριθμός φρουράςονομάζεται ο ελάχιστος αριθμός χιλιοστόγραμμα ξηρής ύλης που είναι απαραίτητος για την προστασία 10 ml διαλύματος όταν προστίθεται ηλεκτρολύτης σε αυτό σε ποσότητα ίση με το όριο πήξης.

Το περιεχόμενο του άρθρου

ΧΗΜΕΙΑ ΦΥΣΙΚΗΣ,ένας κλάδος της χημείας που μελετά τις χημικές ιδιότητες των ουσιών με βάση τις φυσικές ιδιότητες των συστατικών ατόμων και μορίων τους. Η σύγχρονη φυσική χημεία είναι ένα ευρύ διεπιστημονικό πεδίο που συνορεύει με διάφορους κλάδους της φυσικής, της βιοφυσικής και της μοριακής βιολογίας. Έχει πολλά σημεία επαφής με κλάδους της χημικής επιστήμης όπως η οργανική και η ανόργανη χημεία.

Ένα χαρακτηριστικό γνώρισμα της χημικής προσέγγισης (σε αντίθεση με τη φυσική και βιολογική) είναι ότι, μαζί με την περιγραφή των μακροσκοπικών φαινομένων, η φύση τους εξηγείται με βάση τις ιδιότητες μεμονωμένων μορίων και τις αλληλεπιδράσεις μεταξύ τους.

Νέες οργανικές και μεθοδολογικές εξελίξεις στον τομέα της φυσικής χημείας χρησιμοποιούνται σε άλλους κλάδους της χημείας και συναφών επιστημών, όπως η φαρμακολογία και η ιατρική. Παραδείγματα περιλαμβάνουν ηλεκτροχημικές μεθόδους, φασματοσκοπία υπερύθρου (IR) και υπεριώδους (UV), τεχνικές λέιζερ και μαγνητικού συντονισμού, οι οποίες χρησιμοποιούνται ευρέως στη θεραπεία και για τη διάγνωση διαφόρων ασθενειών.

Οι κύριες ενότητες της φυσικής χημείας θεωρούνται παραδοσιακά: 1) χημική θερμοδυναμική. 2) κινητική θεωρία και στατιστική θερμοδυναμική. 3) ερωτήσεις σχετικά με τη δομή των μορίων και τη φασματοσκοπία. 4) χημική κινητική.

Χημική θερμοδυναμική.

Η χημική θερμοδυναμική σχετίζεται άμεσα με την εφαρμογή της θερμοδυναμικής - της επιστήμης της θερμότητας και των μετασχηματισμών της - στο πρόβλημα της χημικής ισορροπίας. Η ουσία του προβλήματος διατυπώνεται ως εξής: εάν υπάρχει ένα μείγμα αντιδραστηρίων (σύστημα) και είναι γνωστές οι φυσικές συνθήκες στις οποίες βρίσκεται (θερμοκρασία, πίεση, όγκος), τότε ποιες αυθόρμητες χημικές και φυσικές διεργασίες μπορούν να φέρουν αυτό το σύστημα στην ισορροπία; Ο πρώτος νόμος της θερμοδυναμικής δηλώνει ότι η θερμότητα είναι μια μορφή ενέργειας και ότι η συνολική ενέργεια ενός συστήματος (μαζί με το περιβάλλον του) παραμένει αμετάβλητη. Έτσι, αυτός ο νόμος είναι μια από τις μορφές του νόμου της διατήρησης της ενέργειας. Σύμφωνα με τον δεύτερο νόμο, μια αυθόρμητη διεργασία οδηγεί σε αύξηση της συνολικής εντροπίας του συστήματος και του περιβάλλοντος του. Η εντροπία είναι ένα μέτρο της ποσότητας ενέργειας που ένα σύστημα δεν μπορεί να χρησιμοποιήσει για να κάνει χρήσιμη εργασία. Ο δεύτερος νόμος υποδεικνύει την κατεύθυνση προς την οποία θα πάει η αντίδραση χωρίς εξωτερικές επιρροές. Για να αλλάξετε τη φύση της αντίδρασης (για παράδειγμα, την κατεύθυνση της), πρέπει να ξοδέψετε ενέργεια με τη μία ή την άλλη μορφή. Έτσι, επιβάλλει αυστηρά όρια στην ποσότητα εργασίας που μπορεί να γίνει ως αποτέλεσμα της μετατροπής της θερμότητας ή της χημικής ενέργειας που απελευθερώνεται σε μια αναστρέψιμη διαδικασία.

Οφείλουμε σημαντικά επιτεύγματα στη χημική θερμοδυναμική στον J. Gibbs, ο οποίος έθεσε τα θεωρητικά θεμέλια αυτής της επιστήμης, η οποία κατέστησε δυνατό να συνδυαστούν τα αποτελέσματα που προέκυψαν από πολλούς ερευνητές της προηγούμενης γενιάς σε ένα ενιαίο σύνολο. Η προσέγγιση που αναπτύχθηκε από τον Gibbs δεν κάνει υποθέσεις σχετικά με τη μικροσκοπική δομή της ύλης, αλλά εξετάζει τις ιδιότητες ισορροπίας των συστημάτων σε μακροεπίπεδο. Αυτός είναι ο λόγος που μπορεί κανείς να σκεφτεί ότι ο πρώτος και ο δεύτερος νόμος της θερμοδυναμικής είναι καθολικοί και θα παραμείνουν σε ισχύ ακόμη και όταν μάθουμε πολύ περισσότερα για τις ιδιότητες των μορίων και των ατόμων.

Κινητική θεωρία και στατιστική θερμοδυναμική.

Η στατιστική θερμοδυναμική (καθώς και η κβαντομηχανική) επιτρέπει σε κάποιον να προβλέψει τη θέση ισορροπίας για ορισμένες αντιδράσεις στην αέρια φάση. Με τη βοήθεια της κβαντομηχανικής προσέγγισης, είναι δυνατό να περιγραφεί η συμπεριφορά σύνθετων μορίων ενός αριθμού ουσιών που βρίσκονται σε υγρή και στερεή κατάσταση. Ωστόσο, υπάρχουν αντιδράσεις των οποίων οι ρυθμοί δεν μπορούν να υπολογιστούν ούτε στο πλαίσιο της κινητικής θεωρίας ούτε με τη βοήθεια της στατιστικής θερμοδυναμικής.

Μια πραγματική επανάσταση στην κλασική στατιστική θερμοδυναμική έλαβε χώρα τη δεκαετία του 1970. Νέες έννοιες όπως η καθολικότητα (η αντίληψη ότι μέλη ορισμένων ευρειών κατηγοριών ενώσεων έχουν τις ίδιες ιδιότητες) και η αρχή της ομοιότητας (εκτίμηση άγνωστων ποσοτήτων από γνωστά κριτήρια) έχουν οδηγήσει σε καλύτερη κατανόηση της συμπεριφοράς των υγρών κοντά σε ένα κρίσιμο σημείο. όταν δεν υπάρχει διάκριση μεταξύ υγρού και αερίου. Με χρήση υπολογιστή, προσομοιώθηκαν οι ιδιότητες απλών (υγρό αργό) και σύνθετων (νερό και αλκοόλ) υγρών σε κρίσιμη κατάσταση. Πιο πρόσφατα, οι ιδιότητες υγρών όπως το υγρό ήλιο (του οποίου η συμπεριφορά περιγράφεται τέλεια με όρους κβαντομηχανικής) και τα ελεύθερα ηλεκτρόνια σε μοριακά υγρά έχουν διερευνηθεί διεξοδικά χρησιμοποιώντας προσομοιώσεις υπολογιστή (ΥΠΕΡΑΓΩΓΙΜΟΤΗΤΑ). Αυτό επέτρεψε την καλύτερη κατανόηση των ιδιοτήτων των συνηθισμένων υγρών. Οι μέθοδοι υπολογιστών σε συνδυασμό με τις τελευταίες θεωρητικές εξελίξεις χρησιμοποιούνται εντατικά για τη μελέτη της συμπεριφοράς διαλυμάτων, πολυμερών, μικκυλίων (ειδικά κολλοειδή σωματίδια), πρωτεϊνών και ιοντικών διαλυμάτων. Για την επίλυση προβλημάτων φυσικής χημείας, ειδικότερα, για την περιγραφή ορισμένων ιδιοτήτων συστημάτων σε κρίσιμη κατάσταση και για τη μελέτη θεμάτων της φυσικής υψηλής ενέργειας, χρησιμοποιείται ολοένα και περισσότερο η μαθηματική μέθοδος της ομάδας επανακανονικοποίησης.

Η δομή των μορίων και η φασματοσκοπία.

Οργανικοί χημικοί του 19ου αιώνα. ανέπτυξε απλούς κανόνες για τον προσδιορισμό του σθένους (ικανότητα συνδυασμού) πολλών χημικών στοιχείων. Για παράδειγμα, βρήκαν ότι το σθένος του άνθρακα είναι 4 (ένα άτομο άνθρακα μπορεί να συνδέσει τέσσερα άτομα υδρογόνου για να σχηματίσει ένα μόριο μεθανίου CH 4), οξυγόνο - 2, υδρογόνο - 1. Με βάση εμπειρικές ιδέες που βασίζονται σε πειραματικά δεδομένα, έγιναν υποθέσεις σχετικά με τα άτομα χωρικής διάταξης στα μόρια (για παράδειγμα, το μόριο μεθανίου έχει τετραεδρική δομή, ενώ το άτομο άνθρακα βρίσκεται στο κέντρο μιας τριγωνικής πυραμίδας και το υδρογόνο βρίσκεται στις τέσσερις κορυφές του). Ωστόσο, αυτή η προσέγγιση δεν επέτρεψε την αποκάλυψη του μηχανισμού σχηματισμού χημικών δεσμών, και ως εκ τούτου, να εκτιμηθεί το μέγεθος των μορίων, να προσδιοριστεί η ακριβής απόσταση μεταξύ των ατόμων.

Χρησιμοποιώντας φασματοσκοπικές μεθόδους που αναπτύχθηκαν τον 20ο αιώνα, προσδιορίστηκε η δομή των μορίων του νερού (H 2 O ), του αιθανίου ( C 2 H 6 ) και στη συνέχεια πολύ πιο πολύπλοκων μορίων, όπως οι πρωτεΐνες. Οι μέθοδοι της φασματοσκοπίας μικροκυμάτων (EPR, NMR) και της περίθλασης ηλεκτρονίων κατέστησαν δυνατό τον καθορισμό των μηκών δεσμών, των γωνιών μεταξύ τους (γωνίες σθένους) και της αμοιβαίας διάταξης των ατόμων σε απλά μόρια, και την ανάλυση περίθλασης ακτίνων Χ - παρόμοιες παραμέτρους για μεγαλύτερα μόρια που σχηματίζουν μοριακούς κρυστάλλους. Η σύνταξη καταλόγων μοριακών δομών και η χρήση απλών εννοιών σθένους έθεσαν τα θεμέλια της δομικής χημείας (ο πρωτοπόρος της ήταν ο L. Pauling) και κατέστησε δυνατή τη χρήση μοριακών μοντέλων για την εξήγηση πολύπλοκων φαινομένων σε μοριακό επίπεδο. Εάν τα μόρια δεν είχαν συγκεκριμένη δομή ή εάν οι παράμετροι των δεσμών C-C και C-H στα χρωμοσώματα ήταν πολύ διαφορετικές από εκείνες στα μόρια του μεθανίου ή του αιθανίου, τότε με τη βοήθεια απλών γεωμετρικών μοντέλων, ο J. Ο Watson και ο F. Crick δεν θα μπορούσαν να κατασκευάσουν στις αρχές της δεκαετίας του 1950 το περίφημο μοντέλο διπλής έλικας του δεοξυριβονουκλεϊκού οξέος (DNA). Μελετώντας τις δονήσεις των ατόμων σε μόρια χρησιμοποιώντας φασματοσκοπία IR και UV, κατέστη δυνατό να προσδιοριστεί η φύση των δυνάμεων που συγκρατούν τα άτομα στη σύνθεση των μορίων, η οποία, με τη σειρά της, οδήγησε στην ιδέα της παρουσίας ενδομοριακής κίνησης και κατέστησε δυνατή τη μελέτη των θερμοδυναμικών ιδιοτήτων των μορίων ( βλέπε παραπάνω). Αυτό ήταν το πρώτο βήμα προς τον προσδιορισμό των ρυθμών των χημικών αντιδράσεων. Περαιτέρω, οι φασματοσκοπικές μελέτες στην περιοχή της υπεριώδους ακτινοβολίας βοήθησαν στη δημιουργία του μηχανισμού σχηματισμού χημικών δεσμών σε ηλεκτρονικό επίπεδο, ο οποίος κατέστησε δυνατή την περιγραφή χημικών αντιδράσεων με βάση την ιδέα της μετάβασης των αντιδρώντων σε μια διεγερμένη κατάσταση (συχνά υπό τη δράση του ορατού ή υπεριώδους φωτός). Υπήρχε ακόμη και ολόκληρο επιστημονικό πεδίο - φωτοχημεία. Η φασματοσκοπία πυρηνικού μαγνητικού συντονισμού (NMR) έδωσε τη δυνατότητα στους χημικούς να μελετήσουν μεμονωμένα στάδια πολύπλοκων χημικών διεργασιών και να εντοπίσουν ενεργά κέντρα σε μόρια ενζύμων. Αυτή η μέθοδος κατέστησε επίσης δυνατή τη λήψη τρισδιάστατων εικόνων άθικτων κυττάρων και μεμονωμένων οργάνων. ΦΩΤΟΧΗΜΕΙΑ.

Θεωρία σθένους.

Χρησιμοποιώντας τους εμπειρικούς κανόνες σθένους που αναπτύχθηκαν από οργανικούς χημικούς, το περιοδικό σύστημα στοιχείων και το πλανητικό μοντέλο του ατόμου του Rutherford, ο G. Lewis βρήκε ότι το κλειδί για την κατανόηση του χημικού δεσμού είναι η ηλεκτρονική δομή της ύλης. Ο Lewis κατέληξε στο συμπέρασμα ότι ένας ομοιοπολικός δεσμός σχηματίζεται ως αποτέλεσμα της κοινωνικοποίησης ηλεκτρονίων που ανήκουν σε διαφορετικά άτομα. Με αυτόν τον τρόπο, προήλθε από την ιδέα ότι τα συνδετικά ηλεκτρόνια βρίσκονται σε αυστηρά καθορισμένα κελύφη ηλεκτρονίων. Η κβαντική θεωρία καθιστά δυνατή την πρόβλεψη της δομής των μορίων και της φύσης των ομοιοπολικών δεσμών που σχηματίζονται στην πιο γενική περίπτωση.

Οι ιδέες μας για τη δομή της ύλης, που διαμορφώθηκαν λόγω των επιτυχιών της κβαντικής φυσικής το πρώτο τέταρτο του 20ου αιώνα, μπορούν να συνοψιστούν ως εξής. Η δομή ενός ατόμου καθορίζεται από την ισορροπία των ηλεκτρικών δυνάμεων απώθησης (μεταξύ ηλεκτρονίων) και έλξης (μεταξύ ηλεκτρονίων και θετικά φορτισμένου πυρήνα). Σχεδόν όλη η μάζα ενός ατόμου συγκεντρώνεται στον πυρήνα και το μέγεθός του καθορίζεται από την ποσότητα του χώρου που καταλαμβάνουν τα ηλεκτρόνια που περιστρέφονται γύρω από τους πυρήνες. Τα μόρια αποτελούνται από σχετικά σταθερούς πυρήνες που συγκρατούνται από τα γρήγορα κινούμενα ηλεκτρόνια, έτσι ώστε όλες οι χημικές ιδιότητες των ουσιών να μπορούν να εξηγηθούν με όρους ηλεκτρικής αλληλεπίδρασης στοιχειωδών σωματιδίων που αποτελούν άτομα και μόρια. Έτσι, οι κύριες διατάξεις της κβαντικής μηχανικής, που αφορούν τη δομή των μορίων και το σχηματισμό χημικών δεσμών, δημιουργούν τη βάση για μια εμπειρική περιγραφή της ηλεκτρονικής δομής μιας ουσίας, της φύσης ενός χημικού δεσμού και της αντιδραστικότητας ατόμων και μορίων. .

Με την εμφάνιση των υπολογιστών υψηλής ταχύτητας, ήταν δυνατός ο υπολογισμός (με χαμηλή αλλά επαρκή ακρίβεια) των δυνάμεων που δρουν μεταξύ των ατόμων σε μικρά πολυατομικά μόρια. Η θεωρία του σθένους, που βασίζεται σε προσομοίωση υπολογιστή, είναι επί του παρόντος ένα εργαλείο εργασίας για τη μελέτη των δομών, της φύσης των χημικών δυνάμεων και των αντιδράσεων σε περιπτώσεις όπου τα πειράματα είναι δύσκολα ή χρονοβόρα. Αυτό αναφέρεται στη μελέτη των ελεύθερων ριζών που υπάρχουν στην ατμόσφαιρα και στις φλόγες ή σχηματίζονται ως ενδιάμεσα αντίδρασης. Υπάρχει ελπίδα ότι κάποια μέρα μια θεωρία βασισμένη σε υπολογισμούς υπολογιστών θα μπορέσει να απαντήσει στο ερώτημα: πώς οι χημικές δομές «υπολογίζουν» την πιο σταθερή κατάστασή τους σε χρόνο της τάξης των πικοδευτερολέπτων, λαμβάνοντας ταυτόχρονα τις αντίστοιχες εκτιμήσεις, τουλάχιστον σε κάποια προσέγγιση , απαιτεί τεράστιο χρόνο μηχανής.

Χημική κινητική

ασχολείται με τη μελέτη του μηχανισμού των χημικών αντιδράσεων και τον προσδιορισμό των ρυθμών τους. Σε μακροσκοπικό επίπεδο, η αντίδραση μπορεί να αναπαρασταθεί ως διαδοχικοί μετασχηματισμοί, κατά τους οποίους σχηματίζονται άλλες από μια ουσία. Για παράδειγμα, η φαινομενικά απλή μεταμόρφωση

H 2 + (1/2) O 2 → H 2 O

στην πραγματικότητα αποτελείται από πολλά διαδοχικά στάδια:

H + O 2 → OH + O

O + H 2 → HO + H

H + O 2 → HO 2

HO 2 + H 2 → H 2 O + OH

και καθένα από αυτά χαρακτηρίζεται από τη δική του σταθερά ρυθμού κ. Ο S. Arrhenius πρότεινε ότι η απόλυτη θερμοκρασία Τκαι σταθερά ταχύτητα αντίδρασης κπου σχετίζονται με την αναλογία κ = ΕΝΑ exp(- μιΥποκρίνομαι)/ RT, Οπου ΕΝΑ– προεκθετικός παράγοντας (ο λεγόμενος συντελεστής συχνότητας), μιπράξη - ενέργεια ενεργοποίησης, Rείναι η σταθερά του αερίου. Για μέτρηση κΚαι Ταπαιτούνται όργανα για την παρακολούθηση γεγονότων που συμβαίνουν σε μια περίοδο περίπου 10-13 δευτερολέπτων, αφενός, και σε δεκαετίες (ακόμα και χιλιετίες), από την άλλη (γεωλογικές διεργασίες). είναι επίσης απαραίτητο να μπορούμε να μετράμε αμελητέες συγκεντρώσεις εξαιρετικά ασταθών αντιδραστηρίων. Το έργο της χημικής κινητικής περιλαμβάνει επίσης την πρόβλεψη χημικών διεργασιών που συμβαίνουν σε πολύπλοκα συστήματα (μιλάμε για βιολογικές, γεωλογικές, ατμοσφαιρικές διεργασίες, καύση και χημική σύνθεση).

Για τη μελέτη των αντιδράσεων αέριας φάσης "σε καθαρή μορφή" χρησιμοποιείται η μέθοδος των μοριακών δεσμών. Σε αυτή την περίπτωση, μόρια με αυστηρά καθορισμένες κβαντικές καταστάσεις αντιδρούν με το σχηματισμό προϊόντων που βρίσκονται επίσης σε ορισμένες κβαντικές καταστάσεις. Τέτοια πειράματα παρέχουν πληροφορίες για τις δυνάμεις που προκαλούν συγκεκριμένες αντιδράσεις. Για παράδειγμα, σε μια διάταξη μοριακής δέσμης, ακόμη και τέτοια μικρά μόρια όπως το CH 3 I μπορούν να προσανατολιστούν με συγκεκριμένο τρόπο και οι ρυθμοί σύγκρουσης σε δύο «διαφορετικές» αντιδράσεις μπορούν να μετρηθούν:

K + ICH 3 → KI + CH 3

K + CH 3 I → KI + CH 3

όπου η ομάδα CH 3 προσανατολίζεται διαφορετικά σε σχέση με το άτομο καλίου που πλησιάζει.

Ένα από τα θέματα που ασχολείται η φυσική χημεία (όπως και η χημική φυσική) είναι ο υπολογισμός των σταθερών ρυθμού αντίδρασης. Εδώ, η θεωρία της μεταβατικής κατάστασης που αναπτύχθηκε τη δεκαετία του 1930, η οποία χρησιμοποιεί θερμοδυναμικές και δομικές παραμέτρους, χρησιμοποιείται ευρέως. Αυτή η θεωρία, σε συνδυασμό με τις μεθόδους της κλασικής φυσικής και της κβαντικής μηχανικής, καθιστά δυνατή την προσομοίωση της πορείας μιας αντίδρασης σαν να συνέβαινε υπό τις συνθήκες ενός πειράματος με μοριακές δέσμες. Διεξάγονται πειράματα σχετικά με τη διέγερση με λέιζερ ορισμένων χημικών δεσμών, τα οποία καθιστούν δυνατό τον έλεγχο της ορθότητας των στατιστικών θεωριών για την καταστροφή μορίων. Αναπτύσσονται θεωρίες που γενικεύουν τις σύγχρονες φυσικές και μαθηματικές έννοιες χαοτικών διεργασιών (για παράδειγμα, αναταράξεις). Δεν είμαστε πολύ μακριά από την πλήρη κατανόηση της φύσης τόσο των ενδο- και των διαμοριακών αλληλεπιδράσεων, την αποκάλυψη του μηχανισμού των αντιδράσεων που συμβαίνουν σε επιφάνειες με επιθυμητές ιδιότητες και τη δημιουργία της δομής των καταλυτικών κέντρων των ενζύμων και των συμπλεγμάτων μετάλλων μετάπτωσης. Σε μικροσκοπικό επίπεδο, μπορούν να σημειωθούν εργασίες σχετικά με την κινητική του σχηματισμού τέτοιων πολύπλοκων δομών όπως νιφάδες χιονιού ή δενδρίτες (κρύσταλλοι με δομή δέντρου), οι οποίες υποκίνησαν την ανάπτυξη προσομοιώσεων υπολογιστή με βάση απλά μοντέλα της θεωρίας της μη γραμμικής δυναμικής. Αυτό ανοίγει προοπτικές για τη δημιουργία νέων προσεγγίσεων για την περιγραφή της δομής και της ανάπτυξης πολύπλοκων συστημάτων.

3η έκδ., αναθ. - Μ.: Ανώτατο Σχολείο, 2001 - 512 σελ., 319 σελ.

Το σχολικό βιβλίο συντάσσεται σύμφωνα με το πρόγραμμα στη φυσική χημεία.

Το πρώτο βιβλίο περιγράφει τις ακόλουθες ενότητες του μαθήματος: κβαντομηχανικά θεμέλια της θεωρίας των χημικών δεσμών, δομή ατόμων και μορίων, φασματικές μέθοδοι μελέτης μοριακής δομής, φαινομενολογική και στατιστική θερμοδυναμική, θερμοδυναμική των διαλυμάτων και ισορροπίες φάσεων.

Στο δεύτερο μέρος της ενότητας του μαθήματος της φυσικής χημείας, η ηλεκτροχημεία, η χημική κινητική και η κατάλυση παρουσιάζονται με βάση τις έννοιες που αναπτύχθηκαν στο πρώτο μέρος του βιβλίου - η δομή της ύλης και η στατιστική θερμοδυναμική. Το τμήμα «Κατάλυση» αντικατοπτρίζει την κινητική των ετερογενών διεργασιών και των διεργασιών διάχυσης, τη θερμοδυναμική προσρόφησης και τα ζητήματα της αντιδραστικότητας.

Για φοιτητές πανεπιστημίου που είναι εγγεγραμμένοι σε ειδικότητες χημικών μηχανικών.

Βιβλίο 1.

Μορφή: djvu

Μέγεθος: 11,2 MB

Κατεβάστε: drive.google

Βιβλίο 2.

Μορφή: djvu

Μέγεθος: 7 MB

Κατεβάστε: drive.google

ΠΙΝΑΚΑΣ ΠΕΡΙΕΧΟΜΕΝΩΝ Βιβλίο 1.
Πρόλογος. 3
Εισαγωγή 6
Ενότητα ένα. Κβαντομηχανική τεκμηρίωση της θεωρίας της μοριακής δομής και του χημικού δεσμού
Κεφάλαιο 1. Η δομή του ατόμου 9
§ 1.1. Κβαντομηχανικά χαρακτηριστικά μικροσωματιδίων 9
§ 1.2. Άτομο υδρογόνου 11
§ 1.3. Ατομικά τροχιακά ενός ατόμου που μοιάζει με υδρογόνο 14
§ 1.4. Σπιν ηλεκτρονίου 21
§ 1.5. Άτομα πολλαπλών ηλεκτρονίων 23
§ 1.6. Αρχή Pauli 26
§ 1.7. Ηλεκτρονικές διαμορφώσεις ατόμων 28
Κεφάλαιο 2. Μόρια. Θεωρητικές μέθοδοι που χρησιμοποιούνται στη μελέτη της δομής των μορίων και των χημικών δεσμών 34
§ 2.1. Μόριο. πιθανή επιφάνεια. Διαμόρφωση ισορροπίας 34
§ 2.2. Θεωρία του χημικού δεσμού και τα καθήκοντά του. Εξίσωση Schrödinger για μόρια 39
§ 2.3. Μεταβλητή μέθοδος επίλυσης της εξίσωσης Schrödinger 42
§ 2.4. Δύο βασικές μέθοδοι της θεωρίας της δομής των μορίων. Μέθοδος δεσμού σθένους και μέθοδος μοριακής τροχιακής 44
§ 2.5. Βασικές ιδέες της μεθόδου μοριακής τροχιάς 49
§ 2.6. Κατά προσέγγιση περιγραφή του μοριακού τροχιακού στη μέθοδο MO LCAO 50
§ 2.7. Το μόριο II στη μέθοδο MO LCAO. Υπολογισμός ενέργειας και κυματικής συνάρτησης με τη μέθοδο μεταβλητής 53
§ 2.8. Μόριο Η στη μέθοδο MO LCAO. Ομοιοπολικός δεσμός 58
Κεφάλαιο 3. Διατομικά μόρια στη μέθοδο MO LCAO 62
§ 3.1. Μοριακά τροχιακά ομοπύρηνων διατομικών μορίων 62
§ 3.2. Ηλεκτρονικές διαμορφώσεις και ιδιότητες ομοπυρηνικών μορίων που σχηματίζονται από άτομα στοιχείων της πρώτης και της δεύτερης περιόδου 65
§ 3.3. Ετεροπυρηνικά διατομικά μόρια 73
§ 3.4. πολική σύνδεση. Ηλεκτρική διπολική ροπή ενός μορίου 78
§ 3.5. Κορεσμός ομοιοπολικού δεσμού 81
§ 3.6. Δεσμός δότη-αποδέκτη 82
§ 3.7. Ιοντικός δεσμός. Ο βαθμός πολικότητας του χημικού δεσμού 84
Κεφάλαιο 4. Πολυατομικά μόρια στη μέθοδο MO 88
§ 4.1. Μοριακά τροχιακά σε πολυατομικά μόρια. Τροχιακή συμμετρία. Μετατοπισμένα και εντοπισμένα τροχιακά. μόριο HgO 88
§ 4.2. Περιγραφή του μορίου μεθανίου. Μετατοπισμένες και εντοπισμένες MO. Υβριδισμός τροχιακών 95
§ 4.3. Σχετικά με την πρόβλεψη των διαμορφώσεων ισορροπίας των μορίων 99
§ 4.4. Μη άκαμπτα μόρια 101
§ 4.5. Μόρια με πολλαπλούς δεσμούς στη μέθοδο MO LCAO 104
§ 4.6. Μέθοδος Hückel 108
§ 4.7. Περιγραφή αρωματικών συστημάτων στη μέθοδο MOX 110
§ 4.8. Χημικός δεσμός σε ενώσεις συντονισμού. Θεωρία πεδίου προσδέματος 117
§ 4.9. Ιοντικός δεσμός σε κρύσταλλο 126
Κεφάλαιο 5. Διαμοριακή αλληλεπίδραση 129
§ 5.1. Δυνάμεις Van der Waals. Άλλοι τύποι μη ειδικών αλληλεπιδράσεων 129
§ 5.2. Δεσμός υδρογόνου 136
Ενότητα δύο. Φασματικές μέθοδοι για τη μελέτη της δομής και των ενεργειακών καταστάσεων των μορίων
Κεφάλαιο 6. Γενικές πληροφορίες για τα μοριακά φάσματα. Στοιχεία της θεωρίας των μοριακών φασμάτων 141
§ 6.1. Ενδομοριακή κίνηση και ηλεκτρομαγνητικό φάσμα. 141
§ 6.2. Μοριακά φάσματα εκπομπής, απορρόφησης και σκέδασης Raman. Φάσματα EPR και NMR 145
§ 6.3. Περιστροφικό φάσμα διατομικού μορίου (προσέγγιση άκαμπτου στροφέα) 150
§ 6.4. Δονητικό-περιστροφικό φάσμα διατομικού μορίου. Αρμονικός Ταλαντωτής Προσέγγιση 156
§ 6.5. Το μόριο είναι ένας αναρμονικός ταλαντωτής. Δομή του φάσματος δόνησης 162
§ 6.6. Ηλεκτρονικά φάσματα. Προσδιορισμός της ενέργειας διάστασης των διατομικών μορίων 169
§ 6.7. Περιστροφικά φάσματα και αυστηρά πολυατομικά μόρια... 171
§ 6.8. Δονήσεις, φάσμα και δομή πολυατομικών μορίων 175
§ 6.9. Χρήση φασμάτων δόνησης για τον προσδιορισμό της δομής των μορίων 180
§ 6.10. Επίδραση της διαμοριακής αλληλεπίδρασης του μέσου και της κατάστασης συσσωμάτωσης στο φάσμα δόνησης 183
Ενότητα τρίτη. Χημική θερμοδυναμική
Κεφάλαιο 7. Γενικές έννοιες. Ο πρώτος νόμος της θερμοδυναμικής και η εφαρμογή του 186
§ 7.1. Θέμα και καθήκοντα χημικής θερμοδυναμικής 186
§ 7.2. Βασικές έννοιες και ορισμοί της χημικής θερμοδυναμικής 188
§ 7.3. Πρώτος νόμος της θερμοδυναμικής. Μη κυκλικές διαδικασίες 199
§ 7.4. Θερμοχωρητικότητα 202
§ 7.5. Επίδραση της θερμοκρασίας στη θερμοχωρητικότητα. Σειρά θερμοκρασίας.. 208
§ 7.6. Κβαντική θεωρία της θερμοχωρητικότητας της κρυσταλλικής ύλης 211
§ 7.7. Κβαντοστατιστική θεωρία της θερμοχωρητικότητας μιας αέριας ουσίας 215
§ 7.8. θερμικές επιδράσεις. Νόμος Hess 217
§ 7.9. Εφαρμογή του νόμου του Hess στον υπολογισμό των θερμικών επιδράσεων 220
§ 7.10. Εξάρτηση της θερμικής επίδρασης από τη θερμοκρασία. Εξίσωση Kirchhoff 227
Κεφάλαιο 8. Ο δεύτερος νόμος της θερμοδυναμικής και η εφαρμογή του 235
§ 8.1. Αυθόρμητες και μη διεργασίες. Ο δεύτερος νόμος της θερμοδυναμικής 235
§ 8.2. Εντροπία 236
§ 8.3. Αλλαγή εντροπίας σε μη στατικές διεργασίες 239
§ 8.4. Η αλλαγή εντροπίας ως κριτήριο κατευθυντικότητας και ισορροπίας σε ένα απομονωμένο σύστημα 240
§ 8.5. Χαρακτηριστικές λειτουργίες. Θερμοδυναμικά δυναμικά 241
§ 8.6. Κριτήρια για τη δυνατότητα μιας αυθόρμητης διαδικασίας και ισορροπίας σε κλειστά συστήματα 249
§ 8.7. Αλλαγή εντροπίας σε ορισμένες διεργασίες 251
§ 8.8. Ενέργεια Gibbs ενός μείγματος ιδανικών αερίων. Χημικό δυναμικό 261
§ 8.9. Γενικές συνθήκες χημικής ισορροπίας 265
§ 8.10. Ο νόμος των ενεργών μαζών. Σταθερά ισορροπίας για αντιδράσεις αέριας φάσης 266
§ 8.11. Ισόθερμη εξίσωση αντίδρασης 271
§ 8.12. Χρήση του νόμου της δράσης μάζας για τον υπολογισμό της σύνθεσης ενός μείγματος ισορροπίας 273
§ 8.13. Επίδραση της θερμοκρασίας στη χημική ισορροπία. Ισοβαρή εξίσωση αντίδρασης 282
§ 8.14. Ολοκληρωμένη μορφή εξάρτησης της ενέργειας Gibbs και της σταθεράς ισορροπίας από τη θερμοκρασία 284
§ 8.15. Χημική ισορροπία σε ετερογενή συστήματα 286
Κεφάλαιο 9. Ο τρίτος νόμος της θερμοδυναμικής και ο υπολογισμός της χημικής ισορροπίας 289
§ 9.1. Θερμικό θεώρημα Nernst. Τρίτος νόμος της θερμοδυναμικής 289
§ 9.2. Υπολογισμός της μεταβολής της τυπικής ενέργειας Gibbs και σταθεράς ισορροπίας με τη μέθοδο Temkin - Schwartzman 294
§ 9.3. Υπολογισμός της μεταβολής της τυπικής ενέργειας Gibbs και της σταθεράς ισορροπίας χρησιμοποιώντας τις συναρτήσεις της μειωμένης ενέργειας Gibbs 297
§ 9.4. Αδιαβατικές αντιδράσεις 299
Κεφάλαιο 10. Χημική ισορροπία σε πραγματικά συστήματα 303
§ 10.1. Δυναμικότητα και συντελεστής φυγοκέντρησης αερίων 303
§ 10.2. Υπολογισμός της χημικής ισορροπίας σε ένα πραγματικό σύστημα αερίων σε υψηλές πιέσεις 312
§ 10.3. Υπολογισμός της χημικής ισορροπίας σε συστήματα στα οποία συμβαίνουν πολλές αντιδράσεις ταυτόχρονα 314
Κεφάλαιο 11. Εισαγωγή στη στατιστική θερμοδυναμική 320
§ 11.1. Στατιστική φυσική και στατιστική θερμοδυναμική. Μακροσκοπική και μικροσκοπική περιγραφή της κατάστασης του συστήματος 320
§ 11.2. Μικροσκοπική περιγραφή της κατάστασης με τη μέθοδο της κλασικής μηχανικής 323
§ 11.3. Μικροσκοπική περιγραφή της κατάστασης με τη μέθοδο της κβαντικής μηχανικής. Κβαντικές στατιστικές 324
§ 11.4. Δύο τύποι μέσων όρων (μικροκανονικοί και κανονικοί μέσοι όροι) 325
§ 11.5. Σχέση εντροπίας και στατιστικού βάρους. Στατιστική φύση του δεύτερου νόμου της θερμοδυναμικής 326
§ 11.6. Σύστημα θερμοστάτη. Κανονική διανομή Gibbs. 330
§ 11.7. Το άθροισμα των καταστάσεων του συστήματος και η σύνδεσή του με την ενέργεια. Helmholtz 335
§ 11.8. Άθροισμα σε καταστάσεις σωματιδίων 337
§ 11.9. Έκφραση των θερμοδυναμικών συναρτήσεων ως προς το άθροισμα των καταστάσεων του συστήματος 340
§ 11.10. Το άθροισμα των καταστάσεων ενός συστήματος μονοδιάστατων αρμονικών ταλαντωτών. Θερμοδυναμικές ιδιότητες ενός μονοατομικού στερεού σύμφωνα με τη θεωρία του Αϊνστάιν 343
§ 11.11. Κβαντικές στατιστικές Boltzmann. Ο νόμος του Maxwell για την κατανομή της μοριακής ταχύτητας 346
§ 11.12. Στατιστικά στοιχεία Fermi - Dirac και Bose - Einstein 352
§ 11.13 Γενικοί τύποι υπολογισμού θερμοδυναμικών συναρτήσεων από μοριακά δεδομένα 353
§ 11.14 Υπολογισμός των θερμοδυναμικών συναρτήσεων ενός ιδανικού αερίου υπό την υπόθεση της άκαμπτης περιστροφής και των αρμονικών δονήσεων των μορίων 357
Ενότητα τέταρτη. Λύσεις
Κεφάλαιο 12. Γενικά χαρακτηριστικά διαλυμάτων 365
§ 12.1. Ταξινόμηση κονιαμάτων 365
§ 12.2. Συγκέντρωση διαλυμάτων 367
5 12.3. Ιδιαιτερότητα των λύσεων. Ο ρόλος των διαμοριακών και χημικών αλληλεπιδράσεων, η έννοια της διαλυτοποίησης 368
§ 12.4. Οι κύριες κατευθύνσεις στην ανάπτυξη της θεωρίας των λύσεων 372
§ 12.5. Θερμοδυναμικές συνθήκες για τον σχηματισμό διαλυμάτων 374
§ 12.6. Μερικές μοριακές τιμές 375
§ 12.7. Βασικές μέθοδοι για τον προσδιορισμό των μερικών μοριακών τιμών · 379
§ 12.8. Μερικές και σχετικές μερικές μοριακές ενθαλπίες 381
§ 12.9. Θερμότητες διάλυσης και αραίωσης 382
§ 12.10 Θερμοδυναμικές ιδιότητες ιδανικών υγρών διαλυμάτων 386
§ 12.11.3 νόμος Raoult 390
§ 12.12. Σημείο βρασμού ιδανικού διαλύματος 392
§ 12.13 Σημείο πήξης ιδανικής λύσης 395
§ 12.14.0 σμωτική πίεση ιδανικής λύσης 397
§ 12.15 Μη ιδανικές λύσεις 400
§ 12.16. Εξαιρετικά αραιά, κανονικά και αθερμικά διαλύματα 402
§ 12.17. Δραστηριότητα. Συντελεστής δραστηριότητας. Τυπική κατάσταση 404
§ 12.18.0σμωτικός συντελεστής 407
§ 12.19 Μέθοδοι προσδιορισμού δραστηριοτήτων 409
§ 12.20 Σχέση της δραστηριότητας και του συντελεστή δραστηριότητας με τις θερμοδυναμικές ιδιότητες του διαλύματος και περίσσεια θερμοδυναμικών συναρτήσεων 412
Ενότητα πέμπτη. Ισορροπίες φάσης
Κεφάλαιο 13. Θερμοδυναμική θεωρία ισορροπιών φάσης 415
§ 13.1. Βασικές έννοιες 415
§ 13.2. Συνθήκες ισορροπίας φάσης 418
§ 13.3. Κανόνας φάσης Gibbs 419
Κεφάλαιο 14 Συστήματα μεμονωμένων συνιστωσών 421
§ 14.1. Εφαρμογή του κανόνα φάσης Gibbs σε συστήματα ενός συστατικού 421
§ 14.2. Μεταβάσεις φάσης πρώτου και δεύτερου είδους 422
§ 14.3. Εξίσωση Clapeyron - Clausius 425
§ 14.4. Πίεση κορεσμένου ατμού 423
§ 14.5. Διαγράμματα κατάστασης συστημάτων ενός συστατικού 429
§ 14.6. Διάγραμμα κατάστασης διοξειδίου του άνθρακα 431
§ 14.7. Διάγραμμα κατάστασης νερού 432
§ 14.8. Διάγραμμα κατάστασης θείου 433
§ 14.9. Εναντιοτροπικές και μονοτροπικές μεταβάσεις φάσης 435
Κεφάλαιο 15. Συστήματα δύο συστατικών 436
§ 15.1. Μέθοδος φυσικής και χημικής ανάλυσης 436
§ 15.2. Εφαρμογή του κανόνα φάσης Gibbs σε συστήματα δύο συστατικών 437
§ 15.3. Διάλυμα ισορροπίας αερίου - υγρού σε συστήματα δύο συστατικών 438
§ 15.4. Υγρό ισορροπίας - υγρό σε συστήματα δύο συστατικών 442
§ 15.5. Ισορροπία ατμού - υγρού διαλύματος σε συστήματα δύο συστατικών 444
§ 15.6. Φυσικές και χημικές βάσεις απόσταξης διαλύματος 453
§ 15.7. Κρύσταλλοι ισορροπίας - υγρό διάλυμα σε συστήματα δύο συστατικών 457
§ 15.8. Υγρό - αέριο και κρύσταλλοι - αέριο (ατμός) ισορροπίας σε συστήματα δύο συστατικών 476
§ 15-9. Υπολογισμοί διαγράμματος κατάστασης 476
Κεφάλαιο 16. Συστήματα τριών συστατικών 482
§ 16.1. Εφαρμογή του κανόνα φάσης Gibbs σε συστήματα τριών συστατικών 482
§ 16.2. Γραφική αναπαράσταση της σύνθεσης ενός συστήματος τριών συστατικών 482
§ 16.3. Κρύσταλλοι ισορροπίας - υγρό διάλυμα σε συστήματα τριών συστατικών 484
§ 16.4. Υγρό ισορροπίας - υγρό σε συστήματα τριών συστατικών 489
§ 16.5. Κατανομή μιας διαλυμένης ουσίας μεταξύ δύο υγρών φάσεων. Εξαγωγή 491
Παράρτημα 495
Ευρετήριο 497

ΠΙΝΑΚΑΣ ΠΕΡΙΕΧΟΜΕΝΩΝ Βιβλίο 2.
Πρόλογος 3
Ενότητα έκτο. Ηλεκτροχημεία
Κεφάλαιο 17. Διαλύματα, ηλεκτρολύτες 4
§ 17.1. Θέμα Ηλεκτροχημείας 4
§ 17.2. Ειδικότητα διαλυμάτων ηλεκτρολυτών 5
§ 17.3. Ηλεκτρολυτική διάσταση στο διάλυμα 6
§ 17.4. Μέση ιοντική δραστηριότητα και συντελεστής δραστηριότητας 10
§ 17.5. Βασικές έννοιες της ηλεκτροστατικής θεωρίας των ισχυρών ηλεκτρολυτών Debye και Hückel 13
§ 17.6. Βασικές έννοιες της θεωρίας συσχέτισης ιόντων 22
§ 17.7. Θερμοδυναμικές ιδιότητες ιόντων 24
§ 17.8. Θερμοδυναμική ιοντικής διαλυτοποίησης 28
Κεφάλαιο 18. Φαινόμενα μη ισορροπίας στους ηλεκτρολύτες. Ηλεκτρική αγωγιμότητα ηλεκτρολυτών 30
§ 18.1. ΒΑΣΙΚΕΣ ΕΝΝΟΙΕΣ. Οι νόμοι του Faraday 30
§ 18.2. Κίνηση ιόντων σε ηλεκτρικό πεδίο. Αριθμοί μεταφοράς ιόντων. 32
§ 18.3. Ηλεκτρική αγωγιμότητα ηλεκτρολυτών. Ηλεκτρική αγωγιμότητα 37
§ 18.4. Ηλεκτρική αγωγιμότητα ηλεκτρολυτών. Μοριακή ηλεκτρική αγωγιμότητα 39
§ 18.5. Μοριακή ηλεκτρική αγωγιμότητα ιόντων υδρονίου και υδροξειδίου 43
§ 18.6. Ηλεκτρική αγωγιμότητα μη υδατικών διαλυμάτων 44
§ 18.7. Ηλεκτρική αγωγιμότητα στερεών και τετηγμένων ηλεκτρολυτών 46
§ 18.8. Αγωγομετρία 47
Κεφάλαιο 19. Διεργασίες ηλεκτροδίων ισορροπίας 49
§ 19.1. Βασικές έννοιες 49
§ 19.2. EMF ενός ηλεκτροχημικού συστήματος. Δυναμικό ηλεκτροδίου 51
§ 19.3. Εμφάνιση δυνητικού άλματος στη διεπαφή διαλύματος-μετάλλου 53
§ 19.4. Δυναμικό διάχυσης 55
§ 19.5. Η δομή του ηλεκτρικού διπλού στρώματος στη διεπαφή διαλύματος-μετάλλου 56
§ 19.6. Θερμοδυναμική αναστρέψιμων ηλεκτροχημικών συστημάτων 60
§ 19.7. Ταξινόμηση αναστρέψιμων ηλεκτροδίων 64
§ 19.8. Δυναμικά ηλεκτροδίων σε μη υδατικά διαλύματα 74
§ 19.9. Ηλεκτροχημικά κυκλώματα 75
§ 19.10. Εφαρμογή της θεωρίας των ηλεκτροχημικών συστημάτων στη μελέτη της ισορροπίας σε διαλύματα 82
§ 19.11. Ποτενσιομετρία 85
Ενότητα έβδομη. Κινητική χημικών αντιδράσεων
Κεφάλαιο 20. Νόμοι της χημικής κινητικής 93
§ 20.1. Γενικές έννοιες και ορισμοί 93
§ 20.2. Ταχύτητα χημικής αντίδρασης 95
§ 20.3. Ο νόμος της μαζικής δράσης και η αρχή της ανεξαρτησίας των αντιδράσεων 101
Κεφάλαιο 21. Κινητική χημικών αντιδράσεων σε κλειστά συστήματα. 105
§ 21.1. Μονομερείς αντιδράσεις πρώτης τάξης 105
§ 21.2. Μονόπλευρες αντιδράσεις δεύτερης τάξης 109
§ 21.3. Μονόδρομες αντιδράσεις νης τάξης 111
§ 21.4. Μέθοδοι για τον προσδιορισμό της σειράς της αντίδρασης 112
§ 21.5. Διμερείς αντιδράσεις πρώτης τάξης 113
§ 21.6. Διμερείς αντιδράσεις δεύτερης τάξης 116
§ 21.Τ. Παράλληλες μονόδρομες αντιδράσεις 117
§ 21.8. Μονόπλευρες διαδοχικές αντιδράσεις 119
§ 21.9. Μέθοδος οιονεί στατικών συγκεντρώσεων 125
Κεφάλαιο 22. Κινητική των αντιδράσεων σε ανοιχτά συστήματα 127
§ 22.1. Κινητική αντίδρασης σε έναν τέλεια μικτό αντιδραστήρα 127
§ 22.2. Κινητική αντίδρασης σε αντιδραστήρα βύσματος ροής 129
Κεφάλαιο 23. Η θεωρία της στοιχειώδους πράξης της χημικής αλληλεπίδρασης 133
§ 23.1. Στοιχειώδης χημική πράξη 133
§ 23.2. Θεωρία ενεργών συγκρούσεων 137
§ 23.3. Θεωρία του ενεργοποιημένου συμπλέγματος 141
§ 23.4. Προεκθετικός παράγοντας στην εξίσωση Arrhenius σύμφωνα με τη θεωρία της μεταβατικής κατάστασης 154
§ 23.5. Συμμετρία MO και ενέργεια ενεργοποίησης χημικών αντιδράσεων 159
Κεφάλαιο 24. Κινητική αντιδράσεων σε διαλύματα, αλυσιδωτές και φωτοχημικές αντιδράσεις 166
§ 24.1. Χαρακτηριστικά της κινητικής των αντιδράσεων σε διαλύματα 166
§ 24.2. Επίδραση του μέσου στη σταθερά του ρυθμού αντίδρασης 170
§ 24.3. Κινητική ιοντικών αντιδράσεων σε διαλύματα 178
§ 24.4. Αλυσιδωτικές αντιδράσεις 181
§ 24.5. Φωτοχημικές αντιδράσεις 189
Κεφάλαιο 25. Κινητική διεργασιών ηλεκτροδίων 196
§ 25.1. Ο ρυθμός μιας ηλεκτροχημικής αντίδρασης. ρεύμα ανταλλαγής 196
§ 25.2. Πόλωση ηλεκτροδίων 197
§ 25.3. Υπέρταση διάχυσης 199
§ 25.4. Ηλεκτροχημική υπέρταση 205
§ 25.5. Άλλοι τύποι υπέρτασης 210
5 25,6. Θερμοκινητική μέθοδος για τον προσδιορισμό της φύσης της πόλωσης σε ηλεκτροχημικές διεργασίες 211
§ 25.7. Υπέρταση κατά την ηλεκτρολυτική έκλυση υδρογόνου 213
§ 25.8. Ηλεκτρόλυση. Τάση αποσύνθεσης 217
§ 25.9. Φαινόμενα πόλωσης σε χημικές πηγές ηλεκτρικού ρεύματος 220
§ 25.10. Ηλεκτροχημική διάβρωση μετάλλων. παθητικότητα των μετάλλων. Μέθοδοι αντιδιαβρωτικής προστασίας 222
Ενότητα όγδοη. Κατάλυση
Κεφάλαιο 26. Αρχές καταλυτικής δράσης 228
§ 26.1. Βασικές έννοιες και ορισμοί 228
§ 26.2. Χαρακτηριστικά της κινητικής των καταλυτικών αντιδράσεων 232
§ 26.3. Ενέργεια ενεργοποίησης καταλυτικών αντιδράσεων 237
§ 26.4. Αλληλεπίδραση αντιδραστηρίων με καταλύτη και αρχές καταλυτικής δράσης 241
Κεφάλαιο 27. Ομογενής κατάλυση 245
§ 27.1. Οξεοβασική κατάλυση 246
§ 27.2. Οξειδοαναγωγική κατάλυση 255
§ 27.3. Ενζυματική κατάλυση 260
§ 27.4. Αυτοκατάλυση, αναστολή και περιοδικές καταλυτικές αντιδράσεις 266
§ 27.5. Εφαρμογή στη βιομηχανία και προοπτικές ανάπτυξης ομοιογενούς κατάλυσης 271
Κεφάλαιο 28. Ετερογενής κατάλυση. 273
§ 28.1. Δομή επιφάνειας ετερογενών καταλυτών 273
§ 28.2. Η προσρόφηση ως στάδιο ετερογενών καταλυτικών αντιδράσεων 277
§ 28.3. Μηχανισμός ετερογενών καταλυτικών αντιδράσεων 282
§ 28.4. Κινητική ετερογενών καταλυτικών αντιδράσεων σε εξίσου προσβάσιμη επιφάνεια 285
§ 28.5. Μακροκινητική ετερογενών καταλυτικών διεργασιών 292
§ 28.6. Εφαρμογή της ετερογενούς κατάλυσης στη βιομηχανία 300
Λογοτεχνία 303
Αίτηση 305
Ευρετήριο 312
Περιεχόμενα 316

Η ταξινόμηση των επιστημών βασίζεται στην ταξινόμηση των μορφών κίνησης της ύλης και στην αλληλοσυσχέτιση και τη διαφορά τους. Επομένως, για να σκιαγραφηθούν τα όρια της φυσικής χημείας με έναν αριθμό κλάδων της φυσικής και της χημείας, θα πρέπει κανείς να εξετάσει τη σύνδεση και τη διαφορά μεταξύ της χημικής και φυσικής μορφής κίνησης.

Για τη χημική μορφή της κίνησης, δηλαδή για μια χημική διεργασία, είναι χαρακτηριστική μια αλλαγή στον αριθμό και τη διάταξη των ατόμων στο μόριο των αντιδρώντων ουσιών. Ανάμεσα σε πολλά φυσικές μορφές κίνησης (ηλεκτρομαγνητικό πεδίο, κίνηση και μετασχηματισμοί στοιχειωδών σωματιδίων, φυσική ατομικών πυρήνων κ.λπ.) έχει ιδιαίτερα στενή σχέση με χημικές διεργασίες ενδομοριακή μορφή κίνησης (δονήσεις σε ένα μόριο, ηλεκτρονική διέγερση και ιονισμός του). Η απλούστερη χημική διαδικασία - μια στοιχειώδης πράξη θερμικής διάστασης ενός μορίου λαμβάνει χώρα με αύξηση της έντασης (πλάτους και ενέργειας) των δονήσεων σε ένα μόριο, ειδικά των δονήσεων των πυρήνων κατά μήκος του δεσμού σθένους μεταξύ τους. Η επίτευξη μιας γνωστής κρίσιμης τιμής της ενέργειας των δονήσεων προς την κατεύθυνση ενός συγκεκριμένου δεσμού στο μόριο οδηγεί στη διάσπαση αυτού του δεσμού και στη διάσπαση του μορίου σε δύο μέρη.

Πιο πολύπλοκες αντιδράσεις που περιλαμβάνουν πολλά (συνήθως δύο) μόρια μπορούν να θεωρηθούν ως συνδυασμός δύο μορίων όταν συγκρούονται σε ένα ασταθές και βραχύβιο σύμπλοκο (το λεγόμενο ενεργό σύμπλεγμα) και η ταχεία καταστροφή αυτού του συμπλέγματος σε νέα μόρια, καθώς αυτό το σύμπλεγμα αποδεικνύεται ασταθές κατά τη διάρκεια των εσωτερικών δονήσεων μέσω ορισμένων συνδέσεων.

Έτσι, μια στοιχειώδης χημική πράξη είναι ένα ειδικό, κρίσιμο σημείο της ταλαντωτικής κίνησης των μορίων. Το τελευταίο από μόνο του δεν μπορεί να θεωρηθεί χημική κίνηση, αλλά αποτελεί τη βάση για πρωτογενείς χημικές διεργασίες.

Για τον χημικό μετασχηματισμό σημαντικών μαζών ύλης, δηλ. πολλών μορίων, η σύγκρουση μορίων και η ανταλλαγή ενεργειών μεταξύ τους (μεταφορά της ενέργειας της κίνησης των μορίων των προϊόντων αντίδρασης στα μόρια των αρχικών ουσιών μέσω συγκρούσεις) είναι απαραίτητες. Έτσι, η πραγματική χημική διαδικασία σχετίζεται στενά με τη δεύτερη φυσική μορφή κίνησης - χαοτική κίνηση μορίων μακροσκοπικών σωμάτων, η οποία συχνά ονομάζεται θερμική κίνηση.

Οι αμοιβαίες σχέσεις της χημικής μορφής κίνησης με τις δύο φυσικές μορφές κίνησης έχουν περιγραφεί παραπάνω συνοπτικά και με τους πιο γενικούς όρους. Προφανώς υπάρχουν οι ίδιες συνδέσεις της χημικής διεργασίας με την ακτινοβολία της κίνησης ενός ηλεκτρομαγνητικού πεδίου, με τον ιονισμό ατόμων και μορίων (ηλεκτροχημεία) κ.λπ.

Η δομή της ύλης . Αυτή η ενότητα περιλαμβάνει τη δομή των ατόμων, τη δομή των μορίων και το δόγμα των καταστάσεων συσσωμάτωσης.

Το δόγμα της δομής των ατόμων έχει να κάνει περισσότερο με τη φυσική παρά με τη φυσική χημεία. Αυτό το δόγμα είναι η βάση για τη μελέτη της δομής των μορίων.

Στη μελέτη της δομής των μορίων μελετάται η γεωμετρία των μορίων, οι ενδομοριακές κινήσεις και οι δυνάμεις που δεσμεύουν άτομα σε ένα μόριο. Σε πειραματικές μελέτες της δομής των μορίων, η μέθοδος της μοριακής φασματοσκοπίας (συμπεριλαμβανομένης της ραδιοφασματοσκοπίας) έχει λάβει τη μεγαλύτερη χρήση· ηλεκτρικές, ακτίνες Χ, μαγνητικές και άλλες μέθοδοι χρησιμοποιούνται επίσης ευρέως.

Στη θεωρία των συσσωματωτικών καταστάσεων, εξετάζονται οι αλληλεπιδράσεις μορίων στα αέρια, τα υγρά και οι κρύσταλλοι, καθώς και οι ιδιότητες των ουσιών σε διάφορες αθροιστικές καταστάσεις. Αυτός ο κλάδος της επιστήμης, που είναι πολύ σημαντικός για τη φυσική χημεία, μπορεί να θεωρηθεί μέρος της φυσικής (μοριακή φυσική).

Ολόκληρη η ενότητα για τη δομή της ύλης μπορεί επίσης να θεωρηθεί ως μέρος της φυσικής.

Χημική θερμοδυναμική . Στην ενότητα αυτή, με βάση τους νόμους της γενικής θερμοδυναμικής, επεξηγούνται οι νόμοι της χημικής ισορροπίας και το δόγμα της ισορροπίας φάσεων, που συνήθως ονομάζεται κανόνας των φάσεων. Μέρος της χημικής θερμοδυναμικής είναι θερμοχημεία,στην οποία εξετάζονται οι θερμικές επιδράσεις των χημικών αντιδράσεων.

Το δόγμα των λύσεων στοχεύει να εξηγήσει και να προβλέψει τις ιδιότητες των διαλυμάτων (ομοιογενή μείγματα πολλών ουσιών) με βάση τις ιδιότητες των ουσιών που συνθέτουν το διάλυμα.

Η λύση αυτού του προβλήματος απαιτεί την κατασκευή μιας γενικής θεωρίας της αλληλεπίδρασης ετερογενών μορίων, δηλαδή τη λύση του κύριου προβλήματος, της μοριακής φυσικής. Για την ανάπτυξη μιας γενικής θεωρίας και ειδικών γενικεύσεων μελετάται η μοριακή δομή των διαλυμάτων και οι διάφορες ιδιότητές τους ανάλογα με τη σύσταση.

Το δόγμα των επιφανειακών φαινομένων . Μελετώνται διάφορες ιδιότητες επιφανειακών στρωμάτων στερεών και υγρών (διεπαφές μεταξύ φάσεων). ένα από τα κύρια φαινόμενα που μελετώνται στα επιφανειακά στρώματα είναι προσρόφηση(συσσώρευση ουσιών στο επιφανειακό στρώμα).

Σε συστήματα όπου οι διεπαφές μεταξύ υγρών, στερεών και αέριων φάσεων είναι πολύ ανεπτυγμένες (κολλοειδή διαλύματα, γαλακτώματα, νέφη, καπνοί), οι ιδιότητες των επιφανειακών στρωμάτων αποκτούν πρωταρχική σημασία και καθορίζουν πολλές από τις μοναδικές ιδιότητες ολόκληρου του συστήματος στο σύνολό του. Τέτοιος μικροετερογενήςσυστήματα μελετώνται κολλοειδή χημεία,που είναι ένα σημαντικό ανεξάρτητο τμήμα της φυσικής χημείας και ένας ανεξάρτητος ακαδημαϊκός κλάδος σε ανώτατα χημικά εκπαιδευτικά ιδρύματα.

Ηλεκτροχημεία. Μελετάται η αλληλεπίδραση ηλεκτρικών φαινομένων και χημικών αντιδράσεων (ηλεκτρόλυση, χημικές πηγές ηλεκτρικού ρεύματος, θεωρία ηλεκτροσύνθεσης). Η Ηλεκτροχημεία περιλαμβάνει συνήθως τη μελέτη των ιδιοτήτων των διαλυμάτων ηλεκτρολυτών, η οποία με ίσα δικαιώματα μπορεί να αποδοθεί στη μελέτη των διαλυμάτων.

Χημική κινητική και κατάλυση . Μελετάμε τον ρυθμό των χημικών αντιδράσεων, την εξάρτηση του ρυθμού αντίδρασης από τις εξωτερικές συνθήκες (πίεση, θερμοκρασία, ηλεκτρική εκκένωση κ.λπ.), τη σχέση του ρυθμού αντίδρασης με τη δομή και τις ενεργειακές καταστάσεις των μορίων, την επίδραση στον ρυθμό αντίδρασης ουσιών που δεν εμπλέκονται στη στοιχειομετρική εξίσωση αντίδρασης (κατάλυση).

Φωτοχημεία. Μελετάται η αλληλεπίδραση ακτινοβολίας και ουσιών που εμπλέκονται σε χημικούς μετασχηματισμούς (αντιδράσεις που συμβαίνουν υπό την επίδραση της ακτινοβολίας, για παράδειγμα, φωτογραφικές διεργασίες και φωτοσύνθεση, φωταύγεια). Η φωτοχημεία σχετίζεται στενά με τη χημική κινητική και τη μελέτη της δομής των μορίων.

Ο παραπάνω κατάλογος των κύριων τμημάτων της φυσικής χημείας δεν καλύπτει ορισμένες από τις πρόσφατες περιοχές και μικρότερες ενότητες αυτής της επιστήμης, οι οποίες μπορούν να θεωρηθούν ως τμήματα μεγαλύτερων ενοτήτων ή ως ανεξάρτητες ενότητες της φυσικής χημείας. Τέτοιες, για παράδειγμα, είναι η χημεία ακτινοβολίας, η φυσικοχημεία των μακρομοριακών ουσιών, η μαγνητοχημεία, η ηλεκτροχημεία αερίων και άλλοι κλάδοι της φυσικής χημείας. Ορισμένα από αυτά αποκτούν πλέον ραγδαία σημασία.

Μέθοδοι φυσικής και χημικής έρευνας

Οι βασικές μέθοδοι της φυσικής χημείας είναι φυσικά οι μέθοδοι της φυσικής και της χημείας. Αυτή είναι - πρώτα απ 'όλα, μια πειραματική μέθοδος - η μελέτη της εξάρτησης των ιδιοτήτων των ουσιών από τις εξωτερικές συνθήκες και η πειραματική μελέτη των νόμων της ροής των χημικών αντιδράσεων στο χρόνο και των νόμων της χημικής ισορροπίας.

Η θεωρητική κατανόηση του πειραματικού υλικού και η δημιουργία ενός συνεκτικού συστήματος γνώσης των ιδιοτήτων των ουσιών και των νόμων των χημικών αντιδράσεων βασίζεται στις ακόλουθες μεθόδους της θεωρητικής φυσικής.

Κβαντομηχανική μέθοδος (ιδιαίτερα, η μέθοδος της κυματομηχανικής), η οποία βασίζεται στη μελέτη της δομής και των ιδιοτήτων μεμονωμένων ατόμων και μορίων και της αλληλεπίδρασής τους μεταξύ τους. Γεγονότα που σχετίζονται με τις ιδιότητες μεμονωμένων μορίων λαμβάνονται κυρίως με τη βοήθεια πειραματικών οπτικών μεθόδων.

Μέθοδος στατιστικής φυσικής , που καθιστά δυνατό τον υπολογισμό των ιδιοτήτων μιας ουσίας. που αποτελείται από πολλά μόρια («μακροσκοπικές» ιδιότητες), με βάση τη γνώση των ιδιοτήτων μεμονωμένων μορίων.

Θερμοδυναμική μέθοδος , που επιτρέπει σε κάποιον να συσχετίσει ποσοτικά διάφορες ιδιότητες μιας ουσίας («μακροσκοπικές» ιδιότητες) και να υπολογίσει ορισμένες από αυτές τις ιδιότητες με βάση τις πειραματικές τιμές άλλων ιδιοτήτων.

Η σύγχρονη φυσικοχημική έρευνα σε κάθε συγκεκριμένο τομέα χαρακτηρίζεται από τη χρήση ποικίλων πειραματικών και θεωρητικών μεθόδων για τη μελέτη των διαφόρων ιδιοτήτων των ουσιών και τη διασαφήνιση της σχέσης τους με τη δομή των μορίων. Ολόκληρο το σύνολο δεδομένων και οι παραπάνω θεωρητικές μέθοδοι χρησιμοποιούνται για την επίτευξη του κύριου στόχου - τον προσδιορισμό της εξάρτησης της κατεύθυνσης, της ταχύτητας και των ορίων των χημικών μετασχηματισμών από τις εξωτερικές συνθήκες και τη δομή των μορίων που συμμετέχουν στις χημικές αντιδράσεις.