FÜÜSIKALINE KEEMIA

§ 1. Füüsikalise keemia õppeaine. Selle tähendus

Uurib keemiliste ja füüsikaliste nähtuste vahelisi seoseid füüsikaline keemia. See keemiaharu on piir keemia ja füüsika vahel. Kasutades mõlema teaduse teoreetilisi ja eksperimentaalseid meetodeid ning oma meetodeid, tegeleb füüsikaline keemia keemiliste reaktsioonide ja nendega kaasnevate füüsikaliste protsesside mitmekülgse uurimisega. Kuna aga ka mitmepoolne uurimus pole kunagi täielik ega kata nähtust ammendavalt, siis füüsikalise keemia, aga ka teiste loodusteaduste seadused ja seaduspärasused nähtust alati lihtsustavad ega kajasta seda täielikult.

Füüsikalise keemia kiire areng ja kasvav tähtsus on seotud selle piiripositsiooniga füüsika ja keemia vahel. Füüsikalise keemia põhiülesanne on protsessi ajaline kulg ja lõpptulemus (tasakaaluseisund) erinevates tingimustes ennustada uuritava süsteemi moodustavate ainete struktuuri ja omaduste andmete põhjal.

§ 2. Lühiülevaade füüsikalise keemia arenguloost

Füüsikalise keemia mõiste ja selle teaduse määratluse andis esmakordselt M. V. Lomonosov, kes 1752.–1754. Ta õpetas Teaduste Akadeemia üliõpilastele füüsikalise keemia kursust ja jättis selle kursuse jaoks käsikirja "Sissejuhatus tõelisse füüsikalisse keemiasse" (1752). Lomonosov viis läbi palju uuringuid, mille teemad vastavad tema "Füüsikalise keemia kursuse plaanile" (1752) ja eksperimentaaltöö programmile "Füüsikalise keemia kogemus" (1754). Tema eestvedamisel viidi läbi ka õpilastele füüsikalise keemia töötuba.

Lomonosov andis füüsikalise keemia definitsiooni järgmiselt: "Füüsikaline keemia on teadus, mis selgitab füüsika põhimõtete ja eksperimentide põhjal, mis toimub segakehades keemiliste operatsioonide käigus." See määratlus on lähedane tänapäevasele.

Füüsikalise keemia arengu seisukohalt oli suur tähtsus kahe termodünaamika seaduse avastamisel 19. sajandi keskel (S. Carnot, J. R. Mayer, G. Helmholtz, D. P. Joule, R. Clausius, W. Thomson).

Füüsika ja keemiaga piirneva ala uurimistöö hulk ja mitmekesisus kasvas 19. sajandil pidevalt. Töötati välja keemilise tasakaalu termodünaamiline teooria (K.M. Guldberg, P. Waage, D.W. Gibbs). L.F.Wilhelmi uurimistööst sai alguse keemiliste reaktsioonide kiiruste (keemiline kineetika) uurimine. Uuriti elektri ülekannet lahustes (I.V. Gittorf, F.V.G. Kohlrausch), uuriti lahuste tasakaaluseadusi auruga (D.P. Konovalov) ja töötati välja lahendusteooria (D.I. Mendelejev).

Füüsikalise keemia tunnustamine iseseisva teaduse ja akadeemilise distsipliinina väljendus Leipzigi ülikoolis (Saksamaa) 1887. aastal W. Ostwaldi juhitud esimese füüsikalise keemia osakonna asutamises ja esimese füüsikaalase teadusajakirja asutamises. keemia seal. Leipzigi ülikool oli 19. sajandi lõpus füüsikalise keemia arendamise keskus ning juhtivateks füüsikalisteks keemikuteks olid W. Ostwald, J. H. Van't Hoff, S. Arrhenius ja W. Nernst. Selleks ajaks oli määratletud kolm peamist füüsikalise keemia haru – keemiline termodünaamika, keemiline kineetika ja elektrokeemia.

Kõige olulisemad teadusvaldkonnad, mille arendamine on tehnilise progressi vajalik tingimus, hõlmavad keemiliste protsesside uurimist; füüsikaline keemia mängib selle probleemi kujunemisel juhtivat rolli.

§ 3. Füüsikalise keemia sektsioonid. Uurimismeetodid

Keemiline termodünaamika. Selles osas esitatakse üldise termodünaamika seadustele tuginedes keemilise tasakaalu seadused ja faasitasakaalu õpetus.

Lahuste uuringu eesmärk on selgitada ja ennustada lahuste (mitme aine homogeensed segud) omadusi, lähtudes lahust moodustavate ainete omadustest.

Õpetus pinnanähtustest. Uuritakse tahkete ja vedelike pinnakihtide erinevaid omadusi (faasidevahelisi liideseid); üks peamisi pinnakihtides uuritavaid nähtusi on adsorptsioon(aine kogunemine pinnakihti).

Süsteemides, kus vedeliku, tahke ja gaasilise faasi vahelised liidesed on kõrgelt arenenud (emulsioonid, udu, aurud jne), muutuvad pinnakihtide omadused esmatähtsaks ja määravad ära paljud kogu süsteemi kui terviku unikaalsed omadused. . Sellised hajutatud (mikroheterogeenne) süsteeme uuritakse kolloidkeemia, mis on suur iseseisev füüsikalise keemia haru.

Antud füüsikalise keemia põhilõikude loetelu ei hõlma selle teaduse mõningaid valdkondi ja väiksemaid lõike, mida võib käsitleda suuremate lõikude osadena või iseseisvate füüsikalise keemia osadena. Tasub veel kord rõhutada füüsikalise keemia erinevate harude tihedat seost. Iga nähtuse uurimisel tuleb kasutada ideede, teooriate ja uurimismeetodite arsenali paljudest keemiaharudest (ja sageli ka teistest teadustest). Ainult esmase füüsikalise keemiaga tutvumise korral on võimalik materjali hariduslikel eesmärkidel näidatud jaotistesse levitada.

Füüsikaliste ja keemiliste uuringute meetodid. Füüsikalise keemia põhimeetodid on loomulikult füüsika ja keemia meetodid. See on ennekõike eksperimentaalne meetod - ainete omaduste sõltuvuse uurimine välistingimustest, erinevate protsesside seaduste ja keemilise tasakaalu seaduste eksperimentaalne uurimine.

Katseandmete teoreetiline mõistmine ja sidusa teadmiste süsteemi loomine põhineb teoreetilise füüsika meetoditel.

Termodünaamiline meetod, mis on üks neist, võimaldab kvantitatiivselt seostada aine erinevaid omadusi ("makroskoopilised" omadused) ja arvutada mõned neist omadustest teiste omaduste eksperimentaalsete väärtuste põhjal.

I PEATÜKK.
ESIMENE TERMODÜNAAMIKA SEADUS

§ 1. Energeetika. Energia jäävuse ja muundamise seadus

Aine terviklik omadus (atribuut) on liikumine; see on hävimatu, nagu mateeria ise. Aine liikumine avaldub erinevates vormides, mis võivad muutuda üksteiseks. Aine liikumise mõõt on energiat. Kvantitatiivselt väljendub energia teatud viisil igale konkreetsele liikumisvormile iseloomulike parameetrite kaudu ja sellele vormile omaste ühikute kaudu.

SI ühikute süsteemis on energia (soojus ja töö) ühikuks džaul ( J), võrdne jõu tööga 1 N teel 1 m. 1 J = 1 N m.

Laialdaselt kasutatav energia (soojuse) kalori ühik on praegu kasutamiseks lubatud mittesüsteemne ühik. Praegu kasutatav kalorikogus on definitsiooni järgi võrdne teatud arvu džaulidega: 1 väljaheited võrdub 4,1868 džauliga. Seda seadet kasutatakse soojustehnikas ja seda saab kutsuda soojusenergia kaloreid. Keemilises termodünaamikas kasutatakse veidi teistsugust ühikut, mis on võrdne 4,1840 džauliga ja nn. termokeemiline kalor. Selle kasutamise otstarbekus on seotud viiteväljaannetes kogutud ulatusliku eksperimentaalse termokeemilise materjali kasutusmugavusega, väljendatuna nendes ühikutes.

Kui üks liikumisvorm muundub teiseks, on kadunud ja ilmnenud liikumise energiad, väljendatuna erinevates ühikutes, üksteisega samaväärsed, st kadunud liikumise energia on konstantses kvantitatiivses vahekorras liikumise energiaga. tekkinud liikumine (ekvivalentsete energiateisenduste seadus). See suhe ei sõltu kahe liikumisvormi energia suurusest ega konkreetsetest tingimustest, mille korral toimus üleminek ühelt liikumisvormilt teisele. Seega, kui elektrivoolu energia muudetakse kaootilise molekuli liikumise energiaks, muutub üks džaul elektrienergiast alati 0,239-ks. väljaheited molekulaarse liikumise energia.

Seega avaldub energia kui aine liikumise mõõdupuu alati kvalitatiivselt unikaalsel kujul, mis vastab antud liikumisvormile ja väljendub vastavates mõõtühikutes. Teisest küljest peegeldab see kvantitatiivselt kõigi liikumisvormide ühtsust, nende vastastikust teisendatavust ja liikumise hävimatust.

Eespool nimetatud ekvivalentsete energiateisenduste seadus on füüsikaline eksperimentaalne seadus. Ekvivalentsete energiateisenduste seadus saab väljendada erinevalt, nimelt vormis energia jäävuse ja muundamise seadus: energiat ei tekitata ega hävitata; kõigis protsessides ja nähtustes ei suurene ega vähene isoleeritud materjalisüsteemi kõigi antud protsessis osalevate osade koguenergia, jäädes konstantseks.

Energia jäävuse ja muundamise seadus on universaalne selles mõttes, et see on rakendatav nähtuste suhtes, mis toimuvad meelevaldselt suurtes kehades, mis esindavad tohutut hulka molekule, ning nähtustele, mis toimuvad ühe või mõne molekuli osalusel.

Mehaanilise liikumise erinevate vormide puhul on energia jäävuse seadust pikka aega väljendatud kvalitatiivses vormis (Descartes – 1640) ja kvantitatiivses vormis (Leibniz – 1697).

Soojuse ja töö vastastikuse muundamise (vt allpool) kohta tõestasid energia jäävuse seadust loodusteadusliku seadusena Yu. R. Mayeri, G. Helmholtzi ja D. P. Joule'i 19. sajandi neljakümnendatel aastatel läbi viidud uuringud. sajandil.

Kasutades ekvivalentteisenduste seadust, on võimalik väljendada erinevate liikumisvormide energiaid ühele energialiigile (ühele liikumisvormile) iseloomulikes ühikutes ning seejärel sooritada liitmise, lahutamise jne tehteid.

§ 2. Termodünaamika õppeaine, meetod ja piirid

Termodünaamika on teoreetilise füüsika üks peamisi harusid. Termodünaamika uurib erinevat tüüpi energiate vastastikuste muundumiste seadusi, mis on seotud kehadevahelise energia üleminekuga soojuse ja töö vormis. Keskendudes oma tähelepanu soojusele ja tööle kui energia ülekande vormidele väga erinevates protsessides, hõlmab termodünaamika oma vaatlusalasse arvukalt energiaühendusi ja sõltuvusi aine erinevate omaduste vahel ning annab väga laialdaselt rakendatavaid üldistusi nn. termodünaamika seadused.

Põhiliste termodünaamiliste seaduste kehtestamisel ei kirjeldata tavaliselt keha sees toimuvaid energiamuutusi (sageli väga keerukaid). Samuti ei eristata kehale tema antud olekus iseloomulikke energialiike; kõiki neid energialiike loetakse üheks tervikuks süsteemi siseenergia .

Eespool kirjeldatud termodünaamika teema määratleb selle teaduse meetodi ja piirid. Termodünaamika poolt lähtepunktina aktsepteeritud soojuse ja töö eristamine ning soojuse vastandamine tööle on mõttekas ainult paljudest molekulidest koosnevate kehade puhul, kuna ühe molekuli või väikese arvu molekulide kogumi puhul kasutatakse soojuse mõistet. ja töö kaotab oma tähenduse. Seetõttu käsitleb termodünaamika ainult suurest hulgast molekulidest koosnevaid kehasid, nn makroskoopilised süsteemid, Pealegi ei võta termodünaamika oma klassikalisel kujul arvesse üksikute molekulide käitumist ja omadusi.

Termodünaamilist meetodit iseloomustab ka asjaolu, et uurimisobjektiks on materiaalsest maailmast eraldatud keha või kehade rühm. termodünaamiline süsteem (edaspidi lihtsalt süsteem).

Süsteemil on teatud piirid, mis eraldavad seda välismaailmast (keskkonnast).

Süsteem on homogeenne , kui iga selle parameetri väärtus on süsteemi kõikides osades sama või muutub pidevalt punktist punkti.

Süsteem on heterogeenne , kui see koosneb mitmest makroskoopilisest (koosnedes omakorda paljudest molekulidest) osast, mis on üksteisest eraldatud nähtavate liidestega. Nendel pindadel muutuvad mõned parameetrid järsult. See on näiteks süsteem “tahke sool – küllastunud soola vesilahus – küllastunud veeaur”. Siin, soola - lahuse ja lahuse - auru piiril, muutub koostis ja tihedus järsult.

Nimetatakse süsteemi homogeenseid osi, mis on teistest osadest eraldatud nähtavate liidestega faasid . Sel juhul loetakse üheks faasiks süsteemi üksikute homogeensete osade komplekti, millel on samad füüsikalised ja termodünaamilised omadused (näiteks ühe aine kristallide komplekt või gaasis suspendeeritud ja udu moodustav vedelikupiiskade kogum ). Süsteemi iga faasi iseloomustab oma olekuvõrrand.

Nimetatakse süsteemi, mis ei suuda ainet ja energiat (soojuse või töö kujul) oma keskkonnaga vahetada isoleeritud .

Nimetatakse süsteemi, mis suudab vahetada ainet ja energiat (soojuse või töö kujul) oma keskkonnaga avatud.

Süsteemi, mis ei saa vahetada ainet oma keskkonnaga, kuid suudab vahetada energiat (soojuse või töö kujul), nimetatakse suletud .

Termodünaamika uurib materjalisüsteemi kui terviku selliste mõõdetavate omaduste ja selle makroskoopiliste osade (faaside) vastastikust seost, nagu temperatuur, rõhk, mass, tihedus ja süsteemi kuuluvate faaside keemiline koostis ning mõned muud omadused, nagu samuti seos nende omaduste muutuste vahel.

Termodünaamika poolt uuritud omaduste kogum (nn süsteemi termodünaamilised parameetrid) määrab süsteemi termodünaamiline olek. Mis tahes termodünaamiliste omaduste muutus (isegi kui ainult üks) toob kaasa muutuse süsteemi termodünaamilises olekus.

Kõik looduses leiduvad protsessid võib jagada spontaanseteks (looduslikeks) ja mittespontaanseteks.

Spontaansed protsessid– need on protsessid, mis ei nõua välist energiakulu. Näiteks soojuse ülekanne kõrgema temperatuuriga kehalt madalama temperatuuriga kehale, soola lahustumine vees jne toimub iseenesest.

Mittespontaansed protsessid nende esinemiseks on vaja välist energiasisendit, näiteks õhu jagunemist lämmastikuks ja hapnikuks.

Termodünaamikas käsitleme peamiselt selliseid süsteemi olekuid, mille puhul selle parameetrid (temperatuur, rõhk, elektrostaatiline potentsiaal jne) ajas spontaanselt ei muutu ja on üksikute faaside ruumala kõigis punktides sama väärtusega. Selliseid olekuid nimetatakse tasakaal.

Üks termodünaamika põhipostulaate on väide, et mis tahes spontaanse protsessi kulg viib isoleeritud süsteemi lõpuks tasakaaluolekusse, mil selle omadused enam ei muutu, st süsteemis tekib tasakaal.

Olekud, mida iseloomustab temperatuuri, rõhu ja koostise ebaühtlane ja ajas muutuv jaotus faaside sees tasakaalutus. Neid käsitleb mittetasakaaluliste (pöördumatute) protsesside termodünaamika, milles lisaks põhilistele termodünaamilistele seadustele kasutatakse täiendavaid eeldusi.

Termodünaamikat, mis on üles ehitatud termodünaamika põhiseadustele, mida käsitletakse kogemuse üldistusena, nimetatakse sageli nn. klassikaline või fenomenoloogiline termodünaamika. Termodünaamika annab teoreetilise aluse soojusmasinate uurimiseks; seda jaotist nimetatakse tehniline termodünaamika. Tegeleb keemiliste protsesside uurimisega termodünaamilisest vaatenurgast keemiline termodünaamika, mis on füüsikalise keemia üks peamisi harusid.

§ 3. Soojus ja töö

Liikumisvormide muutused selle üleminekul ühelt kehalt teisele ja vastavad energia muundumised on väga mitmekesised. Liikumise enda ülemineku ja sellega seotud energiasiirete vormid võib jagada kahte rühma.

Esimesse rühma kuulub ainult üks liikumise ülemineku vorm kahe kontaktis oleva keha molekulide kaootiliste kokkupõrgete kaudu, s.t. soojusjuhtivuse (ja samal ajal kiirguse) kaudu. Sel viisil edastatud liikumise mõõt on soojust .

Teise rühma kuuluvad erinevad liikumise ülemineku vormid, mille ühiseks tunnuseks on makroskoopiliste masside liikumine mis tahes suunatud välisjõudude mõjul. Need on kehade tõstmine gravitatsiooniväljas, teatud koguse elektri üleminek kõrgemalt elektrostaatiliselt potentsiaalilt väiksemale, rõhu all oleva gaasi paisumine jne. Selliste meetodite abil edastatav liikumise üldine mõõt on Töö .

Soojus ja töö iseloomustavad kvalitatiivselt ja kvantitatiivselt kahte erinevat liikumise ülekandmise vormi materiaalse maailma ühest osast teise.

Liikumise ülekanne on ainulaadne kompleksne aine liikumine, mille kahte peamist vormi eristame. Soojus ja töö on nende kahe keeruka aine liikumise vormi mõõdikud ja neid tuleks käsitleda energiavormidena.

Soojuse ja töö ühine omadus on see, et need on olulised ainult nende protsesside toimumise ajaperioodidel. Selliste protsesside käigus mõnes kehas liikumine teatud vormides väheneb ja vastav energia väheneb, samas kui teistes kehades samades või muudes vormides liikumine suureneb ja vastavad energialiigid suurenevad.

Me ei räägi soojuse või töö salvestamisest üheski kehas, vaid ainult teatud protsessi soojusest ja tööst. Pärast selle valmimist pole vaja rääkida soojuse olemasolust ega tööst kehades.

§ 4. Soojuse ja töö samaväärsus

Konstantne ekvivalentne suhe soojuse ja töö vahel nende vastastikuste üleminekute ajal tehti kindlaks D. P. Joule'i (1842-1867) klassikalistes katsetes. Tüüpiline Joule'i eksperiment on järgmine.

Džauli seade soojuse mehaanilise ekvivalendi määramiseks.

Teadaolevalt kõrguselt langevad raskused panevad pöörlema ​​kalorimeetris paiknevat vette sukeldatud segisti (kaal ja kalorimeeter koos veega moodustavad termodünaamilise süsteemi.) Segaja labade pöörlemine vees põhjustab kalorimeetris oleva vee kuumenemist; vastav temperatuuri tõus registreeritakse kvantitatiivselt.

Pärast selle protsessi lõppu tuleb süsteem taastada algsesse olekusse. Seda saab teha vaimse kogemuse kaudu. Koormused tõusevad algsele kõrgusele, samal ajal kulutatakse välistööd, mis suurendab süsteemi energiat. Lisaks eemaldatakse (kandutakse keskkonda) kalorimeetrist soojus, jahutades seda algtemperatuurini. Need toimingud tagastavad süsteemi algolekusse, st kõik süsteemi mõõdetavad omadused omandavad samad väärtused, mis neil olid algses olekus. Protsessi, mille käigus muutusid süsteemi omadused ja mille lõpus see naasis algsesse olekusse, nimetatakse ringikujuline (tsükliline) protsess või tsükkel .

Kirjeldatud tsükli ainsaks tulemuseks on töö eemaldamine süsteemi ümbritsevast keskkonnast ja kalorimeetrist võetud soojuse ülekandmine sellesse keskkonda.

Nende kahe suuruse võrdlus, mõõdetuna sobivates ühikutes, näitab nende vahel pidevat seost, mis ei sõltu koormuse suurusest, kalorimeetri suurusest ning konkreetsetest soojuse ja töö kogustest erinevates katsetes.

Soojus ja töö tsüklilises protsessis on soovitatav kirjutada lõpmata väikeste (elementaarsoojuste) summana (integraalina)  K ja lõpmata väikseid (elementaar)teoseid  W, ning integratsiooni alg- ja lõpppiir langevad kokku (tsükkel).

Siis saab soojuse ja töö samaväärsuse tsüklilises protsessis kirjutada järgmiselt:

(mina, 1)

Võrrandis (I, 1) märk tähistab integreerimist tsükli jooksul. Koefitsiendi püsivus k peegeldab soojuse ja töö samaväärsust ( k– soojuse mehaaniline ekvivalent). Võrrand (I, 1) väljendab energia jäävuse seadust konkreetsel, väga olulisel juhul töö soojuseks muundamiseks.

Joule'i, Rowlandi (1880), Miculescu (1892) jt uuringutes kasutati metallide hõõrdumise, löökide, elektrivoolu töö otsese muundamise soojuseks, tahkete ainete venitamise meetodeid jne Koefitsient k alati konstantne katsevea piires.

Järgnevas arutelus eeldatakse alati, et töö ja soojus koefitsiendi abil k väljendatakse samades ühikutes (ükskõik millistes) ja koefitsiendis k langeb.

§ 5. Siseenergia

Mitteringprotsessi korral võrdsus (I, 1) ei ole täidetud, kuna süsteem ei naase oma algsesse olekusse. Selle asemel saab kirjutada mitteringikujulise protsessi võrrandid (koefitsiendi väljajätmine k):

≠

Kuna integreerimise piirid on üldjuhul suvalised, siis elementaarsuuruste puhul  W Ja  K:

K   W,

seega:

K – W  0

Tähistame erinevust  K –  W mis tahes elementaarse termodünaamilise protsessi jaoks dU:

dU   K – W (mina, 2)

või lõplikuks protsessiks:

–
(I, 2a)

Pöördudes tagasi ringprotsessi juurde, saame (võrrandist I, 1):

=
–
= 0 (I, 3)

Seega väärtus dU on süsteemi oleku mõne funktsiooni täielik diferentsiaal. Kui süsteem naaseb algsesse olekusse (pärast tsüklilist muutust), omandab selle funktsiooni väärtus oma algse väärtuse.

Süsteemi oleku funktsioonU , määratletud võrdustega (I, 2) või (I, 2a), nimetataksesisemine energia süsteemid .

Ilmselt saab avaldise (I, 2a) kirjutada järgmiselt:

= U 2 – U 1 = ∆ U = – (I, 2b)

U 2 – U 1 = ∆U = Q – W

See arutluskäik põhjendab empiiriliselt süsteemi oleku teatud funktsiooni olemasolu, millel on kõigi süsteemi liikumiste kogumõõdu tähendus.

Teisisõnu hõlmab siseenergia molekulide translatsiooni- ja pöörlemisenergiat, molekulis olevate aatomite ja aatomirühmade võnkeenergiat, elektronide liikumisenergiat, tuumasisest ja muud tüüpi energiat, s.o igat tüüpi energia kogumit. osakesed süsteemis, välja arvatud süsteemi enda potentsiaalne ja kineetiline energia.

Oletame, et tsükliline protsess viidi läbi nii, et pärast süsteemi naasmist algseisundisse ei võtnud süsteemi siseenergia algväärtust, vaid suurenes. Sel juhul põhjustaks ringprotsesside kordumine energia kuhjumist süsteemis. Seda energiat oleks võimalik muuta tööks ja saada sel viisil tööd mitte soojuse arvelt, vaid "millestki", kuna ringprotsessis on töö ja soojus üksteisega samaväärsed, nagu näitavad otsesed katsed.

Võimetus kindlaksmääratud ehitustsüklit läbi viia esimest tüüpi igiliikur (perpetuum mobile), töö andmine kulutamata samaväärset kogust teist tüüpi energiat, on tõestatud tuhandete aastate inimkogemuse negatiivsete tulemustega. See tulemus viib samale järeldusele, mille saime konkreetsel, kuid rangemal kujul Joule'i katseid analüüsides.

Sõnastame saadud tulemuse uuesti. Süsteemi kogu energiavaru (siseenergia) tsüklilise protsessi tulemusena taastub algväärtusele, st süsteemi siseenergia antud olekus on ühe kindla väärtusega ja ei sõltu sellest, milliseid muutusi süsteem läbi tegi. enne kui see sellesse olekusse jõudis.

Teisisõnu, süsteemi siseenergia on süsteemi oleku üheselt mõistetav, pidev ja lõplik funktsioon.

Süsteemi siseenergia muutuse määrab avaldis (I, 2b); ringprotsessi puhul kehtib avaldis (I, 3). Süsteemi mõningate omaduste (parameetrite) lõpmata väikese muutumise korral muutub lõpmatult väikeseks ka süsteemi siseenergia. See on pideva funktsiooni omadus.

Termodünaamikas ei ole vaja kasutada siseenergia mõiste üldist määratlust. Formaalne kvantitatiivne määramine avaldiste (I, 2) või (I, 2a) kaudu on piisav kõigi edasiste termodünaamiliste arutluste ja järelduste jaoks.

Kuna süsteemi siseenergia on selle oleku funktsioon, siis, nagu juba öeldud, on siseenergia suurenemine koos süsteemi olekute parameetrite lõpmata väikeste muutustega olekufunktsiooni kogudiferentsiaal. Võrrandis (I, 3) oleva integraali jagamine kaheks integraaliks olekust teekonna lõikudes 1 asja juurde 2 (tee “a”) (vt joonis I) ja tagasi - olekust 2

Edasijõudnute kursus füüsiline keemia 6 eksam Enne distsipliini „Täiendkursus füüsiline keemia"peab olema... poolt füüsiline keemia. / Toimetanud V.V. Budanova, N.K. Vorobjova. – L.: Keemia, 1986. - 352 lk. Praktiline töö edasi füüsiline keemia ...

Tööprogramm erialal: “Orgaaniline ja füüsikaline keemia” erialale 060601 Meditsiiniline biokeemia, lõpetaja kvalifikatsioonikood (65 spetsialist) õppevorm (täiskoormus)

Tööprogramm

Osakonnas Raamatukogus 1 Mahe- ja füüsiline keemia(orgaaniline keemia, I osa). V.A. Startseva, L.E. Nikitina, N.P. ... Osakonnas Raamatukogus 1 Mahe- ja füüsiline keemia(orgaaniline keemia, I osa). V.A. Startseva, L.E. Nikitina, N.P. ...

Füüsikalise keemia test nr 2

Dokument

Test nr 2 peal füüsiline keemia Variant 2 Mis on temperatuur... Test nr 2 peal füüsiline keemia Valik 3 Loetlege füüsikalised ja keemilised kogused... Katse nr 2 edasi füüsiline keemia Valik 12 Määramiselektroodid. ...

Laboratoorsete tööde metoodiline juhend nr 4 füüsikalise keemia kursuse kohta Keemiatehnoloogia teaduskonna ja ehitusmaterjalide teaduskonna päevaõppe üliõpilastele

Tööriistakomplekt

TASAKAALUKONSTAndi VÄÄRTUSED Praktikumides edasi füüsiline keemia Sageli tehakse laboratoorseid töid, mis puudutavad... lk. 3. Petrov N.A., Tšerepanov V.A. Ermishina Yu.A. Töötuba käimas füüsiline keemia. Tööriistakomplekt. Jekaterinburg: kirjastamine...

Sisseastumiseksami programm erialale 02.00.04 "füüsikaline keemia"

Programm

Tasakaal // M.: Metallurgia.-1988.-560 lk. Noh füüsiline keemia/ MINA JA. Gerasimov, V.P. Dreving, E.I. Ermin jt: all... .- 1980.- 180 lk. Gorshkov B.I., Kuznetsov I.A. / Põhitõed füüsiline keemia. 2. väljaanne // M.: Moskva ülikooli kirjastus...

Termodünaamiline süsteem– vaimselt või tegelikult keskkonnast eraldatud keha või kehade rühm.

Homogeenne süsteem– süsteem, mille sees ei ole süsteemi osi (faase) eraldavaid pindu, mille omadused erinevad.

Heterogeenne süsteem- süsteem, mille sees on pinnad, mis eraldavad süsteemi osi, mis erinevad omaduste poolest.

Faas– heterogeense süsteemi homogeensete osade kogum, mis on füüsikaliste ja keemiliste omaduste poolest identsed ja mis on süsteemi muudest osadest eraldatud nähtavate liidestega.

Isoleeritud süsteem- süsteem, mis ei vaheta keskkonnaga ei ainet ega energiat.

Suletud süsteem- süsteem, mis vahetab keskkonnaga energiat, kuid ei vaheta ainet.

Avatud süsteem– süsteem, mis vahetab keskkonnaga nii ainet kui energiat.

Oleku valikud– kogused, mis iseloomustavad vaadeldava süsteemi makroskoopilisi omadusi.

Termodünaamiline protsess– kõik muutused süsteemi termodünaamilises olekus (muutus vähemalt ühes olekuparameetris).

Pööratav protsess– protsess, mis võimaldab süsteemil naasta algsesse olekusse ilma, et keskkonda jääks mingeid muutusi.

Tasakaaluprotsess- protsess, mille käigus süsteem läbib pideva olekute jada, mis on lõpmatult lähedal tasakaaluolekule. Tasakaaluprotsessi iseloomulikud tunnused:

1) lõpmata väike erinevus mõjuvate ja vastandlike jõudude vahel: F ex – F in > 0;

2) süsteem teeb maksimaalse töö otseses protsessis | W| = max;

3) lõpmatult aeglane protsess, mis on seotud lõpmatult väikese mõjuvate jõudude erinevuse ja lõpmata suure hulga vaheolekutega t > ?.

Spontaanne protsess- protsess, mis võib toimuda ilma väljastpoolt tulevaid töid kulutamata ja mille tulemusena on võimalik saada tööd proportsionaalses koguses süsteemi seisukorras toimunud muutusega. Võib tekkida spontaanne protsess pööratav või pöördumatu.

Mittespontaanne protsess– protsess, mis nõuab väljastpoolt tehtud töökulu proportsionaalses mahus süsteemi seisukorra muutumisega.

Energia– süsteemi töövõime mõõt; aine liikumise ja vastastikmõju üldine kvalitatiivne mõõt. Energia on mateeria lahutamatu omadus. Eristama potentsiaalne energia, mis on tingitud keha asendist teatud jõudude väljas ja kineetiline energia, põhjustatud kehaasendi muutumisest ruumis.

Süsteemi siseenergia U – kõigi süsteemi moodustavate osakeste kineetilise ja potentsiaalse energia summa. Saate määratleda ka süsteemi siseenergia kui selle koguenergia, millest on lahutatud süsteemi kui terviku kineetiline ja potentsiaalne energia. [ U]= J.

Kuumus K - energia ülekande vorm molekulide ebakorrapärase liikumise, kahe kontaktis oleva keha molekulide kaootiliste kokkupõrgete, st soojusjuhtivuse (ja samal ajal kiirguse) kaudu. Q> 0, kui süsteem saab soojust keskkonnast. [ K]= J.

Töö W – energia ülekande vorm osakeste (makroskoopiliste masside) korrapärase liikumise kaudu mis tahes jõudude mõjul. W> 0, kui keskkond süsteemis töötab. [W] = J.

Kõik tööd on jagatud mehaaniline paisutus (või kokkusurumine) ja muud tüüpi tööd (kasulik töö): ? W = -pdV + ?W?.

Tahkete ainete ja vedelike standardolek– puhta aine stabiilne olek rõhu all antud temperatuuril p = 1 atm.

Puhta gaasi standardseisund– gaasi olek, mis allub ideaalse gaasi olekuvõrrandile rõhul 1 atm.

Standardväärtused– standardolekus ainetele määratud väärtused (tähistatud ülaindeksiga 0).

1.1. Termodünaamika esimene seadus

Energia on hävimatu ja loomatu; see saab ühest vormist teise üle minna ainult samaväärsetes proportsioonides.

Termodünaamika esimene seadus on postulaat – seda ei saa loogiliselt tõestada ega mingitest üldisematest sätetest tuletada.

Termodünaamika esimene seadus kehtestab suhte soojuse vahel K, tööd W ja süsteemi siseenergia muutus? U.

Isoleeritud süsteem

Eraldatud süsteemi siseenergia jääb konstantseks.

U = konst või dU = 0

Suletud süsteem

Suletud süsteemi siseenergia muutus toimub süsteemile antava soojuse ja/või süsteemi kallal tehtava töö tõttu.

?U =Q +W või dU = ? Q + ? W

Avatud süsteem

Avatud süsteemi siseenergia muutus toimub süsteemile antava soojuse ja/või süsteemi kallal tehtava töö tõttu, samuti süsteemi massi muutumise tõttu.

?U =Q +W + ?U m või dU = ? Q + ? W+ i?U i dn i

Siseenergia on oleku funktsioon; kas see tähendab siseenergia muutust? U ei sõltu süsteemi ülemineku teest olekust 1 olekusse 2 ja on võrdne sisemiste energiaväärtuste erinevusega U 2 Ja U 1 nendes olekutes:

?U =U 2 – U 1

Mõne protsessi jaoks:

?U = ?(v i U i) npod – ?(v i U i) ref

1.2. Termodünaamika esimese seaduse rakendamine homogeensetele ühekomponendilistele suletud süsteemidele

Isokooriline protsess (V = const; ?V = 0)

Lihtsamal juhul kasulikku tööd ei tehta.

dU = ? Q + ? W = ? K – pdV dU = ?Q v = C V dT = nC V dT

Kogu süsteemi saadav soojushulk läheb siseenergia muutmiseks.

– soojusmahtuvus konstantse mahu juures, st soojushulk, mis on vajalik süsteemi temperatuuri tõstmiseks ühe kraadi võrra konstantse mahu juures. [ C V] = J/deg.

C V– molaarne soojusmahtuvus konstantse mahu juures, J/(mol? deg). Ideaalsete gaaside jaoks:

C V = 2/3 R– üheaatomiline gaas;

C V = 5/2 R- kaheaatomiline gaas.

Isobaarne protsess (R = konst) dU = ? Q + ? W = ?Q – pdV Q p = dU + pdV = d(U + pV) = dH

H = U + pV – entalpia– süsteemi oleku funktsioon.

?Н = ?(? i U i) toode – ?(? i U i) viide

?Q p = dU + pdV =dH = C p dT – isobaarilise protsessi termiline efekt on võrdne süsteemi entalpia muutusega.

– soojusmahtuvus konstantsel rõhul. [KOOS] = J/deg.

C r– molaarne soojusmahtuvus konstantsel rõhul, J/(mol? deg).

Ideaalsete gaaside jaoks: C r = C V + R; C p, C V =[J/(mol K)].

Keemilise reaktsiooni termiline efekt (soojus).– konstantsel temperatuuril reaktsiooni käigus vabanenud või neeldunud soojushulk.

Qv = ?UV Qp = ?Üles Reaktsiooni termilise efekti sõltuvus temperatuurist. Kirchhoffi seadus

Keemilise reaktsiooni termilise efekti temperatuuritegur on võrdne süsteemi soojusmahtuvuse muutusega reaktsiooni käigus.

Kirchhoffi seadus:

Keemilise protsessi puhul määratakse soojusmahtuvuse muutus süsteemi koostise muutusega:

?S p= ?(? i C p,i) cont – ?(? i C p,i) välja või? C V =?(? i C V,i) cont – ?(? i C V,i) välja

Kirchhoffi seaduse terviklik vorm:

?Н Т2 = ?Н Т1 + ?С р (Т 2 – T 1) või? U T2 = ?U Ti + ?C V (T 2 – T 1)

1.3. Termodünaamika teine ​​seadus. Entroopia

1) Soojus ei saa iseeneslikult üle kanda vähem kuumutatud kehalt rohkem kuumenenud kehale.

2) Võimatu on protsess, mille ainsaks tulemuseks on soojuse muundamine tööks.

3) On olemas mingi süsteemi olekufunktsioon, mida nimetatakse entroopia, mille muutus on seotud süsteemi neeldunud soojuse ja temperatuuriga järgmiselt:

mittetasakaalulises protsessis

tasakaaluprotsessis

S – entroopia, J/deg,

- vähendatud kuumus.

Entroopia statistiline tõlgendamine

Süsteemi iga olek on määratud termodünaamiline tõenäosus(määratletud kui mikroolekute arv, mis moodustavad süsteemi antud makrooleku), mida suurem on olukord, mida korratum või ebakindlam on. Entroopia on olekufunktsioon, mis kirjeldab süsteemi häirete astet.

S = k ln W– Boltzmanni valem.

Süsteem kipub spontaanselt üle minema maksimaalse termodünaamilise tõenäosusega olekusse.

Absoluutne entroopia arvutamine

Entroopia muutumise keemilise protsessi käigus määrab ainult lähteainete ja reaktsioonisaaduste tüüp ja olek ning see ei sõltu reaktsiooniteest:

?S = ?(? i S i) toode – ?(? i S i) viide

Absoluutse entroopia väärtused standardtingimustes on toodud viitekirjanduses.

1.4. Termodünaamilised potentsiaalid

potentsiaal– suurus, mille kadu määrab süsteemi poolt toodetud töö.

Spontaanselt võivad toimuda ainult need protsessid, mis viivad süsteemi vaba energia vähenemiseni; süsteem jõuab tasakaaluseisundisse, kui vaba energia saavutab minimaalse väärtuse.

F = U – TS – Helmholtzi vaba energia – isohoori-isotermiline potentsiaal(J) - määrab protsessi spontaanse toimumise suuna ja piiri isohoorilis-isotermilistes tingimustes paiknevas suletud süsteemis.

dF = dU – TdS või? F = ?U – T?S

G = H – TS = U + pV – TS – Gibbsi vaba energia – isobaar-isotermiline potentsiaal(J) - määrab protsessi spontaanse toimumise suuna ja piiri isobaar-isotermilistes tingimustes paiknevas suletud süsteemis.

dG = dH – TdS või? G = ?Н – T?S ?G = ?(? i G i) toode – ?(? i G i) viide ?G 0 = ?(? i ?G arr 0) toode – ?(? i ?G arr 0) viide Suletud süsteemides toimuvate protsesside spontaanse toimumise tingimused

Isobaar-isotermiline (P = konst, T = const):

?G< 0, dG < 0

Isokoor-isotermiline (V = konst, T = const):

?F< 0, dF< 0

Termodünaamiline tasakaal nimetatakse sellist minimaalse vabaenergiaga süsteemi termodünaamilist olekut, mis konstantsete välistingimuste juures ajas ei muutu ja see muutumatus ei tulene ühestki välisest protsessist.

Termodünaamilised tasakaalutingimusedsuletud süsteemis

Isobaar-isotermiline (P = konst, T = const):

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

Isokoor-isotermiline (V = konst, T = const):

?F =0, dF = 0, d 2 F >0 Keemilise reaktsiooni isotermi võrrandid:

Reaktsiooni jaoks v 1 A 1 + v 2 A 2+ … = v? 1 B 1 + v? 2 B 2 + …

Siin C i, p i– reageerivate ainete kontsentratsioonid, rõhud igal ajal, välja arvatud tasakaaluolekus.

Väliste tingimuste mõju keemilisele tasakaalule

Le Chatelier-Browni tasakaalu nihutamise põhimõte

Kui tõelises tasakaaluseisundis olevale süsteemile avaldatakse väline mõju, siis tekib süsteemis spontaanne protsess, mis selle mõju kompenseerib.

Temperatuuri mõju tasakaaluasendile

Eksotermilised reaktsioonid: ?Н°< 0 (?U° < 0). Повышение температуры уменьшает величину константы равновесия, т. е. смещает равновесие влево.

Endotermilised reaktsioonid: ?Н° > 0 (?U°> 0). Temperatuuri tõus suurendab tasakaalukonstandi väärtust (nihutab tasakaalu paremale).

2. Faaside tasakaalud

Komponent- süsteemi keemiliselt homogeenne komponent, mida saab süsteemist eraldada ja eksisteerida väljaspool seda. Süsteemi sõltumatute komponentide arv on võrdne komponentide arvuga, millest on lahutatud nendevaheliste võimalike keemiliste reaktsioonide arv.

Vabadusastmete arv– süsteemi oleku parameetrite arv, mida saab samaaegselt teatud piirides meelevaldselt muuta ilma süsteemi faaside arvu ja olemust muutmata.

Faasi reegel J. Gibbs:

Tasakaalulise termodünaamilise süsteemi C vabadusastmete arv on võrdne süsteemi K sõltumatute komponentide arvuga, millest on lahutatud faaside arv Ф pluss tasakaalu mõjutavate välistegurite arv: C = K – F + n.

Süsteemile, mida mõjutavad ainult välised tegurid temperatuur ja rõhk, võib kirjutada: C = K – F+ 2.

Järjepidevuse põhimõte– olekuparameetrite pideval muutumisel muutuvad pidevalt ka kõik üksikute faaside omadused; süsteemi kui terviku omadused muutuvad pidevalt, kuni süsteemis muutub faaside arv või iseloom, mis toob kaasa süsteemi omaduste järsu muutumise.

Vastavalt vastavuspõhimõte, süsteemi olekudiagrammil vastab iga faas tasandi osale - faasiväljale. Tasapindade lõikejooned vastavad kahe faasi vahelisele tasakaalule. Iga punkt olekudiagrammil (nn kujundlik punkt) vastab teatud olekuparameetrite väärtustega süsteemi teatud olekule.

2.1. Vee diagramm

K = 1. Süsteemis on võimalikud kolm faasitasakaalu: vedeliku ja gaasi (liin OA), tahke ja gaasi (liin OB), tahke ja vedeliku (liin OC) vahel. Kolmel kõveral on lõikepunkt O, nn vee kolmikpunkt,– vastavad tasakaalule kolme faasi vahel ja C = 0; kolm faasi võivad olla tasakaalus ainult rangelt määratletud temperatuuri ja rõhu väärtuste juures (vee puhul vastab kolmikpunkt olekule P = 6,1 kPa ja T = 273,16 K).

Igas diagrammipiirkonnas (AOB, BOC, AOC) on süsteem ühefaasiline; C = 2 (süsteem on kahevariantne).

Igal real on süsteemi faaside arv kaks ja faasireegli järgi on süsteem monovariants: C = 1 – 2 + 2 = 1, st iga temperatuuri väärtuse kohta on ainult üks rõhu väärtus.

Rõhu mõju faasisiirdetemperatuurile kirjeldab Clausiuse-Clapeyroni võrrand:

V 2, V 1– aine molaarmahu muutus faasisiirde ajal.

Tasakaalukõver "tahke - vedel" vee olekudiagrammil on kaldu vasakule ja teiste ainete olekudiagrammidel - paremale, kuna vee tihedus on suurem kui jää tihedus, st sulamine kaasneb mahu vähenemisega (AV< 0). Sel juhul langetab rõhu tõus tahke-vedeliku faasi ülemineku temperatuuri (vesi - anomaalne aine). Kõigi muude ainete puhul (nn normaalained) ?V pl> 0 ja Clausius-Clapeyroni võrrandi kohaselt põhjustab rõhu tõus sulamistemperatuuri tõusu.

3. Lahenduste omadused

3.1. Lahenduste termodünaamika

Lahendus- kahest või enamast komponendist koosnev homogeenne süsteem, mille koostis võib teatud piirides pidevalt muutuda, ilma et selle omadused järsult muutuksid.

Difusioon lahustes

Difusioon– spontaanne protsess, mille käigus ühtlustub aine kontsentratsioon lahuses selle molekulide või aatomite termilise liikumise tõttu.

Ficki seadus: aine kogus, mis hajub ajaühikus läbi pinnaühiku, on võrdeline selle kontsentratsioonigradiendiga:

Kus j– difusioonivool; D– difusioonikoefitsient.

Einsteini-Smoluchowski võrrand:

Kuhu? - söötme viskoossus; R– hajuvate osakeste raadius.

Gaaside lahustuvus gaasides

Daltoni seadus: gaasisegu kogurõhk võrdub kõigi selles sisalduvate gaaside osarõhkude summaga:

Ptot = ? p i Ja pi = xi P kokku

Henry-Daltoni seadus: Gaasi lahustuvus vedelikus on otseselt võrdeline selle rõhuga vedeliku kohal: C i = kp i , Kus C i– gaasilahuse kontsentratsioon vedelikus; k– proportsionaalsuskoefitsient, olenevalt gaasi olemusest.

Reeglina eraldub gaas vedelikus lahustumisel soojust (Sellele< 0), seega Temperatuuri tõustes lahustuvus väheneb.

Sechenovi valem:

X = X 0 e -kС el

Kus X Ja X 0– gaasi lahustuvus puhtas lahustis ja kontsentratsiooniga elektrolüüdi lahuses KOOS.

3.2. Mitteelektrolüütide lahuste kolligatiivsed omadused

Kolligatiivne (kollektiivne) on lahuste omadused võrreldes lahusti omadustega, mis sõltuvad peamiselt lahustunud osakeste arvust.

Lahjendatud lahuste küllastunud aururõhk

Vedelikuga tasakaalus olevat auru nimetatakse küllastunud. Sellise auru rõhk p 0 helistas rõhk või küllastunud auru rõhk puhas lahusti.

Raoult' esimene seadus. Lahuse komponendi küllastunud auru osarõhk on otseselt võrdeline selle mooliosaga lahuses ja proportsionaalsuskoefitsient on võrdne küllastunud auru rõhuga puhta komponendi kohal:

p i = p i 0 x i

Komponentidest A ja B koosneva binaarlahuse puhul: lahusti aururõhu suhteline langus lahuse kohal on võrdne lahustunud aine mooliosaga ega sõltu lahustunud aine olemusest:

Lahendusi, mille puhul Raoult’ seadus on täidetud, nimetatakse ideaallahendusteks.

Ideaalsete ja reaalsete lahenduste aururõhk

Kui binaarse (kahest komponendist koosneva) lahuse komponendid on lenduvad, siis lahuse kohal olev aur sisaldab mõlemat komponenti. Üldine koostis, mol. fraktsioonid (x tolli) aururõhus:

p = p A 0 x A + p B 0 x B = p A 0 (1 –x B) + p B 0 x B = p A 0 –x B (p A 0 – p B 0)

Kui antud komponendi molekulid interakteeruvad üksteisega tugevamalt kui mõne teise komponendi molekulidega, on tegelikud auru osarõhud segu kohal suuremad kui Raoult' esimese seaduse järgi arvutatud. (positiivsed kõrvalekalded, ?Н TV > 0). Kui homogeensed osakesed interakteeruvad üksteisega vähem kui erinevad osakesed, on komponentide osalised aururõhud arvutatust väiksemad (negatiivsed kõrvalekalded, ?H lahustada< 0).

Lahjendatud lahuste kristalliseerumistemperatuur

Raoult' teine ​​seadus. Lahuse külmumistemperatuuri alanemine T on otseselt võrdeline lahuse molaalkontsentratsiooniga: T on = T 0 – T = KS m, Kus T 0 – puhta lahusti külmumistemperatuur; T– lahuse külmumistemperatuur; TO– lahusti krüoskoopiline konstant, kraadi/kg mol,

T 0 2– lahusti külmumispunkt; M– lahusti molekulmass, ?Н pl – lahusti molaarne sulamissoojus.

Lahjendatud lahuste keemistemperatuur

Keemistemperatuur– temperatuur, mille juures küllastunud auru rõhk muutub võrdseks välisrõhuga.

Mittelenduvate ainete lahuste keemistemperatuuri tõstmine? T K = T k – T k 0 võrdeline küllastunud aururõhu langusega ja otseselt proportsionaalne lahuse molaalkontsentratsiooniga: ?T kip = EL m, Kus E – ebullioskoopiline konstant lahusti, kraadi/kg mol,

Lahjendatud lahuste osmootne rõhk

Osmoos– lahustimolekulide valdavalt ühesuunaline liikumine läbi poolläbilaskva membraani lahusesse või lahustimolekulide suunamine madalama kontsentratsiooniga lahusest suurema kontsentratsiooniga lahusesse.

Rõhk, mida tuleb lahusele avaldada, et vältida lahusti liikumist lahusesse läbi lahust ja puhast lahustit eraldava membraani, on arvuliselt võrdne osmootne rõhk?(Pa).

Van't Hoffi põhimõte: Ideaalse lahuse osmootne rõhk on võrdne rõhuga, mida lahustunud aine avaldaks, kui see, olles samal temperatuuril gaasilises olekus, hõivaks sama ruumala, mis lahusel on: ? = CRT.

Isotoonilised lahused– kaks sama osmootse rõhuga lahust (? 1 = ? 2).

Hüpertooniline lahus– lahus, mille osmootne rõhk on suurem kui teisel (? 1 > ? 2).

Hüpotooniline lahus– lahus, mille osmootne rõhk on väiksem kui teisel (? 1< ? 2).

3.3. Elektrolüütide lahused

Dissotsiatsiooni aste?– molekulide arvu suhe n, laguneb ioonideks molekulide koguarvuni N:

Van Hoffi isotooniline koefitsient i– elektrolüüdilahuses olevate osakeste tegeliku arvu ja selle lahuse osakeste arvu suhe, võtmata arvesse dissotsiatsiooni.

Kui alates N molekulid dissotsieerunud n, ja iga molekul lagunes? ioonid siis

Mitteelektrolüütide jaoks i = 1.

Elektrolüütide jaoks 1< i? ?.

3.4. Elektrolüütide lahuste kolligatiivsed omadused:

Arrheniuse elektrolüütilise dissotsiatsiooni teooria

1. Elektrolüüdid lahustes lagunevad ioonideks – dissotsieeruvad.

2. Dissotsiatsioon on pöörduv tasakaaluprotsess.

3. Ioonide vastastikmõju lahustimolekulidega ja üksteisega on jõud väikesed (st lahused on ideaalsed).

Elektrolüütide dissotsiatsioon lahuses toimub polaarsete lahustimolekulide mõjul; ioonide olemasolu lahuses määrab selle elektrijuhtivuse.

Sõltuvalt dissotsiatsiooniastmest jagatakse elektrolüüdid kolme rühma: tugev(? ? 0,7), keskmise tugevusega(0,3 < ? < 0,7) и nõrk(? ? 0,3).

Nõrgad elektrolüüdid. Dissotsiatsioonikonstant

Teatud elektrolüüdi puhul, mis laguneb lahuses ioonideks vastavalt võrrandile:

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

Binaarse elektrolüüdi jaoks:

– Ostwaldi lahjendusseadus: nõrga elektrolüüdi dissotsiatsiooniaste suureneb lahuse lahjendamisel.

Lahustuv tegevus– keskendumist asendav empiiriline väärtus, – aktiivsus (efektiivne kontsentratsioon) A, kontsentratsiooniga seotud aktiivsuskoefitsiendi kaudu f, mis on reaalse lahenduse omaduste hälbe ideaalist mõõt:

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

Binaarse elektrolüüdi jaoks:

– keskmine elektrolüütide aktiivsus;

– keskmine aktiivsuskoefitsient.

Debye-Hückeli piiriseadus binaarse elektrolüüdi jaoks: lg f = -0,51z 2 I?, Kus z– iooni laeng, mille aktiivsuskoefitsient arvutatakse;

I – lahuse ioontugevus I = 0,5? (C i r i 2).

4. Elektrolüütide lahuste elektrijuhtivus

Esimest tüüpi dirigendid– metallid ja nende sulamid, milles elektrit edastavad elektronid.

II tüüpi juhtmed– ioonjuhtivusega elektrolüütide lahused ja sulamid.

Elekter on laetud osakeste järjestatud liikumine.

Iga juht, mille kaudu vool läbib, tähistab teatud kindlat takistus R, mis Ohmi seaduse järgi on otseselt võrdeline juhi pikkusega l ja pöördvõrdeline ristlõike pindalaga S; proportsionaalsustegur on takistus materjal? – 1 cm pikkuse ja 1 cm 2 ristlõikega juhtme takistus:

Suurusjärk W, nimetatakse takistuse pöördväärtust elektrijuhtivus– elektrolüüdilahuse elektrivoolu juhtimise võime kvantitatiivne mõõt.

Elektrijuhtivus?(k) on 1 m pikkuse 1 m2 ristlõikepinnaga I tüüpi juhi elektrijuhtivus või elektrolüüdi lahuse (II tüüpi juht) 1 m3 (1 cm3) elektrijuhtivus vahemaaga elektroodide 1 m (1 cm) ja 1 m 2 (1 cm 2) elektroodi pindala vahel.

Lahuse molaarne elektrijuhtivus) ?– lahuse elektrijuhtivus, mis sisaldab 1 mooli lahustunud ainet ja asetatakse üksteisest 1 cm kaugusel asuvate elektroodide vahele.

Nii tugevate kui ka nõrkade elektrolüütide molaarne elektrijuhtivus suureneb kontsentratsiooni vähenedes (st suurenedes lahuse lahjendus V = 1/C), saavutades teatud piirväärtuse? 0 (? ?), kutsus molaarne elektrijuhtivus lõpmatu lahjenduse korral.

Ühekordselt laetud ioonidega binaarse elektrolüüdi puhul konstantsel temperatuuril ja väljatugevusel 1 V m -1:

? = ?F(u + + ja?),

Kus F- Faraday number; ja + , ja? – absoluutne liikuvus (m 2 V -1 s -1) katioon ja anioon - nende ioonide liikumiskiirus standardtingimustes, potentsiaalide erinevusega 1 V 1 m lahuse pikkuse kohta.

? + = Fu + ; ?? = Fu?,

Kuhu? +, ?? - liikuvus katioon ja anioon, Ohm m 2 mol -1 (Ohm cm 2 mol -1).

? = ?(? + + ??)

Tugevate elektrolüütide jaoks? 1 ja ? = ? + + ??

Lahuse lõputu lahjendamisega (V > ?, ? + > ? ? + , ?? > ? ? ?, ? > 1) nii tugevate kui ka nõrkade elektrolüütide jaoks? ? = ? ? + – ? ? ? - Kohlrauschi seadus: Kas molaarne juhtivus lõpmatu lahjenduse korral on võrdne elektrolüütiliste liikuvuste summaga? ? + , ? ? ? antud elektrolüüdi katioon ja anioon.

H+ ja OH ioonid? neil on ebanormaalselt suur liikuvus, mis on seotud nende ioonide laenguülekande erimehhanismiga - relee mehhanism. Hüdroniumioonide H 3 O + ja veemolekulide vahel, samuti veemolekulide ja OH ioonide vahel? Prootonivahetus toimub pidevalt vastavalt võrranditele:

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

H2O + OH? > Oh? + H2O

5. Elektrokeemilised protsessid

5.1. Elektroodide potentsiaalid. Galvaanilised elemendid. EMF

Kui kaks keemiliselt või füüsikaliselt erinevat materjali puutuvad kokku (metall 1 (esimest tüüpi juht) - metall 2 (esimest tüüpi juht), metall (esimest tüüpi juht) - metallisoola lahus (teist tüüpi juht) , nende vahele tekib elektrolüüdi lahus 1 (teist tüüpi juht) - elektrolüüdi lahus 2 (II tüüpi juht) jne. elektriline kahekihiline (EDL). EDL on liideses vastupidiselt laetud osakeste järjestatud jaotumise tulemus.

EDL-i moodustumine toob kaasa potentsiaali hüppe, mida metalli (esimest tüüpi juht) ja metallisoola lahuse (teist tüüpi juht) vahelise tasakaalu tingimustes nimetatakse galvaani potentsiaal.

Süsteem: metall (Me) - selle Me soola vesilahus - nimetatakse elektrood või poolelement ja on skemaatiliselt kujutatud järgmiselt:

Elektrood (p/e) on kirjutatud nii, et kõik lahuses olevad ained on paigutatud vasakule ja elektroodi materjal asetatakse vertikaaljoonest paremale.

? > 0, kui elektroodil toimub Me n+ + redutseerimisreaktsioon ei? - mina 0,

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

Elektroodi potentsiaal E Me n+ /Me on tasakaalupotentsiaalide erinevus, mis tekib esimest tüüpi juhi/teise tüüpi juhi faasipiiril ja mõõdetakse standardse vesinikelektroodi suhtes.

Nernsti võrrand, Kus n– elektroodide reaktsioonis osalevate elektronide arv; KOOSМе n+ – katioonide kontsentratsioon; E Mina n+ /Mina – elektroodi standardpotentsiaal.

Kontaktpotentsiaal? ?– tasakaalupotentsiaali hüpe, mis toimub kahe esimest tüüpi juhtme liideses.

Difusioonipotentsiaal? diff on tasakaalupotentsiaalide erinevus, mis tekib teist tüüpi juhi/teist tüüpi juhi faasipiiril.

Galvaaniline element (nt)– elektriahel, mis koosneb kahest või enamast p.e. ja selles toimuva keemilise reaktsiooni tõttu elektrienergia tootmine ning keemilise reaktsiooni oksüdatsiooni ja redutseerimise etapid on ruumiliselt eraldatud.

Elektroodi, millel galvaanilise elemendi töötamise ajal oksüdatsiooniprotsess toimub, nimetatakse anood, elektrood, millel redutseerimisprotsess toimub, on katood.

IUPAC reeglid galvaaniliste elementide ja neis toimuvate reaktsioonide registreerimiseks

1. In g.e. tööd tehakse, seetõttu loetakse elemendi emf positiivseks väärtuseks.

2. Galvaanilise ahela EMF suurus E määratakse kõigi faaside liideste potentsiaalihüpete algebralise summaga, kuid kuna anoodil toimub oksüdatsioon, siis arvutatakse emf katoodipotentsiaali (parempoolne elektrood) arvväärtusest lahutades anoodipotentsiaali väärtus (vasakul elektrood) - parempooluse reegel. Seetõttu on elemendi skeem kirjutatud nii, et vasak elektrood on negatiivne (toimub oksüdatsioon) ja parem elektrood on positiivne (toimub redutseerimisprotsess).

3. Esimest tüüpi juhtme ja teist tüüpi juhtme vaheline liides on tähistatud ühe joonega.

4. Kahe teist tüüpi juhtme vaheline piir on kujutatud punktiirjoonega.

5. Elektrolüüdisild kahe II tüüpi juhtme piiril on tähistatud kahe punktiirjoonega.

6. Ühe faasi komponendid kirjutatakse üksteisest komadega eraldatuna.

7. Elektroodi reaktsioonivõrrand on kirjutatud nii, et oksüdeeritud kujul (Ox) olevad ained asuvad vasakul ja redutseeritud kujul (Punane) paremal.

Galvaaniline Daniel-Jacobi rakk koosneb vastavatesse ZnSO 4 ja CuSO 4 lahustesse sukeldatud tsink- ja vaskplaatidest, mis on eraldatud KCl lahusega soolasillaga: elektrolüütiline sild tagab lahustevahelise elektrijuhtivuse, kuid takistab nende vastastikust difusiooni.

(-) Zn | Zn 2+ :: Cu 2+ | Cu(+)

Reaktsioonid elektroodidele:

Zn 0 > Zn 2+ + 2e? Cu 2+ + 2e? > Cu 0

Kogu redoksprotsess:

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

Galvaanielemendi vooluga tehtav töö (ja sellest tulenevalt ka potentsiaalide erinevus) on maksimaalne selle pööratava töö ajal, kui protsessid elektroodidel kulgevad lõpmatult aeglaselt ja voolutugevus ahelas on lõpmatult väike.

Galvaanielemendi pööratava töö käigus tekkiv maksimaalne potentsiaalide erinevus on galvaanilise elemendi elektromotoorjõud (EMF) E.

Elemendi EMF E Zn/Cu = ? Cu 2+ /Cu+? Zn 2+ /Zn + ? k + ? diff.

Välja arvatud? diff ja? Saaja: E Zn/Cu = ? Cu 2+ /Cu+? Zn 2+ /Zn = E Cu 2+ /Cu + E Zn 2+ /Zn on galvaanilised elemendid, mis koosnevad kahest identsest metallelektroodist, mis on sukeldatud selle metalli erineva kontsentratsiooniga C 1 > C 2 soola lahusesse. Katoodiks on sel juhul suurema kontsentratsiooniga elektrood, kuna mõlema elektroodi standardsed elektroodipotentsiaalid on võrdsed.

Kontsentratsiooniahelad

Kontsentratsioonielemendi ainus tulemus on metalliioonide ülekandmine kontsentreeritumalt lahuselt vähem kontsentreeritud lahusesse.

Elektrivoolu töö kontsentreeritud galvaanilises elemendis on difusiooniprotsessi töö, mis toimub pöörduvalt selle ruumilise jagunemise tulemusena kaheks vastupidise suunaga pöörduva elektroodprotsessiga.

5.2. Elektroodide klassifikatsioon

Esimest tüüpi elektroodid. Metallplaat, mis on sukeldatud sama metalli soola lahusesse. Elektroodi sisaldava elemendi pööratava töö käigus toimub metallplaadil katioonide ülemineku protsess metallist lahusesse või lahusest metalli.

Teist tüüpi elektroodid. Metall on kaetud selle metalli kergelt lahustuva soolaga ja on lahuses, mis sisaldab teist sama aniooniga lahustuvat soola. Seda tüüpi elektroodid on aniooni suhtes pööratavad.

Võrdluselektroodid– täpselt teadaolevate ja reprodutseeritavate potentsiaaliväärtustega elektroodid.

Vesinikelektrood on plaatinaplaat, mis on vannitatud vesinikgaasis ja sukeldatud vesinikioone sisaldavasse lahusesse. Plaatina adsorbeeritud vesinik on gaasilise vesinikuga tasakaalus.

Pt, H2/H+

Elektrokeemiline tasakaal elektroodil:

2H++ 2e? - N 2.

Eeldatakse, et standardse vesinikelektroodi (H + ioonide aktiivsusega 1 mol/l ja vesiniku rõhuga 101,3 kPa) potentsiaal on null.

Mittestandardse vesinikelektroodi elektroodi potentsiaal:

Calomel elektrood koosneb elavhõbeda elektroodist, mis on asetatud teatud kontsentratsiooniga KCl lahusesse ja küllastunud kalomel Hg 2 Cl 2:

Hg / Hg 2 Cl 2, KCl

Kalomeeli elektrood on kloorianioonide suhtes pöörduv

Hõbekloriid elektrood– kloorianioonide suhtes pöörduv:

Ag/AgCl, KCl

Kui KCl lahus on küllastunud, siis E AgC l = 0,2224 – 0,00065(t – 25), V.

Indikaatorelektroodid. Nende ioonide aktiivsuse määramiseks lahuses kasutatakse praktikas vesinikioonide pöörduvaid elektroode.

Kinhüdrooni elektrood on plaatina traat, mis on langetatud uuritava lahusega anumasse, millesse on eelnevalt asetatud liigne kogus kinhüdrooni C 6 H 4 O 2 C 6 H 4 (OH) 2 - kinoon C 6 H 4 O 2 ja hüdrokinooni ühend. C 6 H 4 (OH ) 2, mis on võimeline omavahel muunduma tasakaalulises redoksprotsessis, milles osalevad vesinikioonid:

C6H4O2 + 2H+ + 2e? > C6H4(OH)2

Kõige sagedamini kasutatav klaasist elektroodõhukese seinaga klaaskuuliga lõppeva toru kujul. Pall täidetakse teatud pH väärtusega puhverlahusega, millesse on sukeldatud abielektrood (tavaliselt hõbekloriid). PH mõõtmiseks sukeldatakse klaaselektrood katselahusesse paarikaupa võrdluselektroodiga. Klaaselektroodikuuli eeltöödeldakse pikka aega happelahusega. Sel juhul sisestatakse kuuli seintesse vesinikioonid, mis asendavad leelismetalli katioone. Elektroodiprotsess taandub vesinikioonide vahetusele kahe faasi - uuritava lahuse ja klaasi vahel: H lahus - H st +.

Standardne potentsiaal E st 0 iga elektroodi jaoks on oma väärtus, mis aja jooksul muutub; Seetõttu kalibreeritakse klaaselektrood enne iga pH mõõtmist standardsete puhverlahuste suhtes, mille pH on täpselt teada.

Redokselektroodid

Elektroodi, mis koosneb 1. tüüpi inertsest juhist, mis on paigutatud ühte elementi erinevates oksüdatsiooniastmetes sisaldavasse elektrolüüdi lahusesse, nimetatakse redoks või redoks-elektrood.

Elektroodi reaktsioon: Ох n+ + ei? - Punane.

Sel juhul inertne Mina võtab kaudse osa elektroodi reaktsioonis, vahendades elektronide ülekannet Me redutseeritud vormist (punane) oksüdeerunud vormi (Ox) või vastupidi.

6. Pinnanähtused ja adsorptsioon

6.1. Pindpinevus ja Gibbsi adsorptsioon

Pindmised nähtused on protsessid, mis toimuvad faasipiiril ja on põhjustatud pinna(piir)kihi koostise ja struktuuri omadustest.

Gs = ?s,

Kus G s– süsteemi Gibbsi pinnaenergia, J; ? – proportsionaalsustegur, nn pindpinevus, J/m 2 ; s – liidese pind, m2.

Pind pinevusO on suurus, mida mõõdetakse Gibbsi energiaga pinnakihi pindalaühiku kohta. See on arvuliselt võrdne tööga, mida tuleb teha molekulidevahelise interaktsiooni jõudude vastu, et moodustada konstantsel temperatuuril faasiliidese ühik.

Dupre mudelist pind pinevus võrdne liidest vähendava jõuga ja pinda piirava kontuuri pikkuse ühiku kohta

Nimetatakse lahustunud ainete võimet muuta lahusti pindpinevust pinnaaktiivsus g:

Ainete klassifitseerimine nende mõju järgi lahusti pindpinevusele

1. Pindaktiivsed ained (pindaktiivsed ained)– vähendada lahusti pindpinevust (? lahus< ? 0) g >0 (vee suhtes – difiilse struktuuriga orgaanilised ühendid).

2. Pindaktiivsed ained– tõsta veidi lahusti pindpinevust (? lahus > ? 0) g< 0 (неорганические кислоты, основания, соли, глицерин, ?-аминокислоты и др).

3. Mittepindaktiivsed ained (NSS)– praktiliselt ei muuda lahusti pindpinevust (? lahus = ? 0) g = 0 (vee suhtes on aineteks sahharoos ja hulk teisi).

Duclos-Traube reegel: mis tahes homoloogses seerias madalatel kontsentratsioonidel suurendab süsinikuahela pikendamine ühe CH2 rühma võrra pinnaaktiivsust 3–3,5 korda:

Rasvhapete vesilahuste puhul (Shishkovsky võrrand):

Kus b Ja TO- empiirilised konstandid, b sama kogu homoloogse seeria puhul, K suureneb iga järgneva seeria liikme puhul 3–3,5 korda.

Nimetatakse mis tahes aine kontsentratsiooni spontaanse muutumise protsessi kahe faasi vahelisel piirpinnal adsorptsioon. Adsorbent on aine, mille pinnal toimub teise aine kontsentratsiooni muutus - adsorbeerida.

Gibbsi adsorptsiooni isoterm:

Iseloomulik on adsorbaadi liig pinnakihis võrreldes selle esialgsete kogustega selles kihis liigne, või nö Gibbs, adsorptsioon(G).

6.2. Adsorptsioon tahke-gaasi liidesel

Füüsiline adsorptsioon tekib adsorbeeritud molekuli van der Waalsi interaktsioonide tõttu pinnaga, seda iseloomustab pöörduvus ja adsorptsiooni vähenemine temperatuuri tõustes, st eksotermilisus (füüsikalise adsorptsiooni termiline efekt on tavaliselt lähedane adsorbatsiooni veeldumissoojusele 10– 80 kJ/mol).

Keemiline adsorptsioon (kemisorptsioon) viiakse läbi adsorbendi ja adsorbaadi molekulide keemilise interaktsiooni kaudu, mis on tavaliselt pöördumatu; on lokaliseeritud st adsorbaadi molekulid ei saa liikuda piki adsorbendi pinda. Kuna kemisorptsioon on keemiline protsess, mis nõuab aktivatsioonienergiat suurusjärgus 40-120 kJ/mol, soodustab temperatuuri tõus selle toimumist.

Henry võrrand(monomolekulaarne adsorptsioon homogeensel pinnal madalal rõhul või madalal kontsentratsioonil):

G = Ks või G = Kr,

TO– adsorptsiooni tasakaalukonstant, olenevalt adsorbendi ja adsorbaadi olemusest; S, lk– lahustunud aine kontsentratsioon või gaasirõhk.

Langmuiri monomolekulaarse adsorptsiooni teooria

1. Adsorptsioon on lokaalne ja seda põhjustavad keemilistele lähedased jõud.

2. Adsorptsioon toimub adsorbendi homogeensel pinnal.

3. Pinnale võib tekkida ainult üks kiht adsorbeerunud molekule.

4. Adsorptsiooniprotsess on pöörduv ja tasakaalus.

Langmuiri adsorptsiooni isoterm:

Kus Г 0 – ühekihiline mahtuvus– konstant, mis on võrdne suhteliselt kõrgete tasakaalukontsentratsioonide juures täheldatud piirava adsorptsiooniga, mol/m2; b– konstant, mis võrdub adsorptsioonikiiruse konstandi ja desorptsioonikiiruse konstandi suhtega.

Freundlichi võrrand(adsorptsioon ebaühtlasel pinnal): Г = K F koos n-ga, Kus. K F on konstant, mis on arvuliselt võrdne adsorptsiooniga tasakaalukontsentratsiooni juures, mis on võrdne ühtsusega; n– konstant, mis määrab adsorptsiooni isotermi kõveruse (n= 0,1–0,6).

Molekulaarne adsorptsioon lahustest:

kus C 0 on adsorbaadi algkontsentratsioon; KOOS– adsorbaadi tasakaalukontsentratsioon; V– adsorbaadi lahuse maht; m– adsorbendi mass.

Ruut S0,ühe molekuli kohta küllastunud adsorptsioonikihis, – maandumiskoht:

m2/molekul.

Adsorptsioonikihi paksus:

Kus M– pindaktiivse aine molekulmass; ? - pindaktiivse aine tihedus.

Rehbinderi reegel: Madala polaarsusega lahustite polaarsed adsorbaadid adsorbeerivad paremini polaarseid adsorbente; polaarsetel adsorbentidel – polaarsete lahustite mittepolaarsed adsorbaadid.

Pindaktiivse aine molekulide orientatsioon adsorbendi pinnal on skemaatiliselt näidatud joonisel:

6.3. Adsorptsioon elektrolüütide lahustest

Vahetusadsorptsioon– ioonivahetuse protsess lahuse ja tahke faasi vahel, mille käigus tahke faas neelab lahusest teatud märgiga ioone (katioonid või anioonid) ja selle asemel võib lahusesse vabastada samaväärse arvu teisi sama märgiga ioone . Igavesti konkreetne, st antud adsorbendi puhul on vahetusvõimelised ainult teatud ioonid; vahetusadsorptsioon on tavaliselt pöördumatu.

Paket-Peskov-Fajansi reegel: Kristallilise tahke aine pinnal adsorbeerub elektrolüüdi lahusest spetsiifiliselt ioon, mis on võimeline oma kristallvõre täiendama või moodustama ühe kristalli moodustava iooniga halvasti lahustuva ühendi.

7. Kolloidsed (hajunud) süsteemid

Kolloidne (hajunud) süsteem on heterogeenne süsteem, milles ühte faasi esindavad väikesed osakesed, mis on ühtlaselt jaotunud teise homogeense faasi mahus. Need on ultramikroheterogeensed süsteemid, mis koosnevad osakestest hajutatud faas– purustatud osakeste kogum, mille suurus jääb vahemikku 10–9–10–5 m ja pidev dispersioonikeskkond, milles need osakesed jaotuvad.

Märgid aine kolloidne olek – hajuvus ja heterogeensus.

Dispersiooni aste?– keskmise läbimõõdu pöördväärtus või mittesfääriliste osakeste puhul keskmise ekvivalentdiameetri pöördväärtus d(m -1):

Spetsiifiline pindala– hajutatud faasi S DF kogupinna suhe selle kogumahusse või massi:

7.1. Hajusüsteemide klassifikatsioon ja valmistamise meetodid

Klassifikatsioon faaside liitmise oleku järgi

Dispergeeritud süsteemi, milles nii hajutatud faas kui ka dispersioonikeskkond on gaasid, ei eksisteeri, kuna gaasid lahustuvad üksteises piiritult.

Süsteemide klassifikatsioon hajutatud faasi osakeste suuruse järgi:

1) väga hajutatud, 10 -9_ 10 -7 m (rubiinklaas);

2) keskmise dispersiooniga, 10 -7_ 10 -5 m (lahustuv kohv);

3) jäme, > 10 -5 m (vihmapiisad).

Kolloidsüsteemide saamise meetodid Hajutamine

Füüsiline dispersioon: mehaaniline jahvatamine kolloidveskitega; ainete elektriline pihustamine; ultraheli dispersioon ja muud meetodid. Saadud osakeste kokkukleepumise vältimiseks viiakse dispergeerimine läbi juuresolekul stabilisaator– liidesel adsorbeerunud elektrolüüt või aine (pindaktiivsed ained).

Keemiline dispersioon (peptiseerimine): värskelt valmistatud sette viimine kolloidsesse olekusse, kasutades peptisaatorit.

Kondensatsioon

Füüsiline kondensatsioon: 1) lahusti asendusmeetod, mis seisneb lahustiga seguneva vedeliku, milles aine ise on vähelahustuv, lisamises aine tõelisele lahusele; aine lahustuvuse vähenemise tõttu uues lahustis muutub lahus üleküllatuks ja osa ainest kondenseerub, moodustades hajutatud faasi osakesed; 2) aurudest kondenseerumise meetod; lähteaine on aurus; kui temperatuur langeb, muutub aur üleküllastunud ja osaliselt kondenseerub, moodustades hajutatud faasi.

Keemiline kondensatsioon: mis tahes keemiline reaktsioon, mille tulemusena moodustub halvasti lahustuv ühend; Kolloidse lahuse saamiseks tuleb reaktsioon läbi viia lahjendatud lahuses väikese osakeste kasvukiirusega, üht lähteainet võetakse üleliigselt ja see toimib stabilisaatorina.

7.2. Dispergeeritud süsteemide optilised omadused

Kui valgus langeb hajutatud süsteemile, võib täheldada järgmisi nähtusi:

valguse läbimine hajutatud faasi osakesed (täheldatud läbipaistvate süsteemide puhul, milles osakesed on palju väiksemad kui langeva valguse lainepikkus (r<< ?);

valguse murdumine dispergeeritud faasiosakesed (kui need osakesed on läbipaistvad);

valguse peegeldus dispergeeritud faasiosakesed (kui osakesed on läbipaistmatud);

murdumine ja peegeldus valgust vaadeldakse süsteemide puhul, milles osakesed on palju pikemad kui langeva valguse lainepikkus (r >> ?). Visuaalselt väljendub see nähtus nende süsteemide hägususes;

valguse hajumine täheldatud süsteemide puhul, milles hajutatud faasiosakesed on väiksemad, kuid võrreldav langeva valguse lainepikkusega (r ? 0,1 ?);

adsorptsioon valguse (neeldumine) hajutatud faasi poolt koos valguse energia muundamisega soojusenergiaks.

Rayleighi võrrand:

kus I, I 0 – hajutatud ja langeva valguse intensiivsus; V– ühe osakese maht; ? – osaline kontsentratsioon (osakeste arv mahuühiku kohta); ? - lainepikkus; n 1, n 0 on vastavalt osakeste ja keskkonna murdumisnäitajad.

Kolloidlahuse erinevate värvide nähtust läbivas ja hajutatud (peegeldunud) valguses nimetatakse nn. opalestsents. Värviliste lahuste puhul esineb nende enda värvi ja opalestsentsist põhjustatud värvi superpositsioon (nähtus valguse dikroism).

7.3. Molekulaarkineetilised omadused

See on tüüpiline kolloidsüsteemidele Browni liikumine– mikroskoopilise ja kolloidse suurusega osakeste pidev juhuslik liikumine. See liikumine on seda intensiivsem, mida kõrgem on temperatuur ja mida väiksem on osakese mass ja dispersioonikeskkonna viskoossus.

Difusioon– osakeste kontsentratsiooni võrdsustamise spontaanne protsess.

Ficki seadus:

Kolloidosakeste suure suuruse tõttu on difusioon kolloidsüsteemides aeglane võrreldes tõeliste lahustega.

Osmootne rõhk:

kus mtot on lahustunud aine mass; m– ühe osakese mass; V– süsteemi maht; N A– Avogadro number; T- absoluutne temperatuur; ? – osaline kontsentratsioon; k– Boltzmanni konstant.

Sfääriliste osakeste jaoks:

Kuhu? m on hajutatud faasi mass lahuse mahuühiku kohta; ? – dispersioonikeskkonna tihedus; r on osakese raadius.

7.4. Mitselli struktuur

Mitsell lüofoobne Süsteemi nimetatakse heterogeenseks mikrosüsteemiks, mis koosneb hajutatud faasi mikrokristallidest, mida ümbritsevad solvateerunud stabilisaatori ioonid.

Potentsiaali määrav nimetatakse ioonideks, mis adsorbeeritakse tahke faasi osakese pinnal (ühik) ja anda sellele tasu. Agregaat koos potentsiaali määravate ioonidega moodustab mitselli tuum.

Vastulaused– mitselli tuuma lähedusse rühmitatud ioonid.

Vastasioonide asukoha dispersioonikeskkonnas määravad kaks vastandlikku tegurit: termiline liikumine (difusioon) ja elektrostaatiline külgetõmme.

Tihedasse kaasatud vastandid adsorptsioonikiht, nimetatakse "ühendatuks" ja koos tuumaga moodustavad kolloidne osake või graanul. Kolloidosakel (graanul) on laeng, mille märgi määrab potentsiaali määravate ioonide laengu märk.

Moodustuvad vastandid hajus kiht,– “teisaldatav” või “vaba”.

Moodustub kolloidne osake koos ümbritseva hajutatud solvateerunud vastasioonide kihiga mitsell. Erinevalt kolloidosakestest on mitsell elektriliselt neutraalne ja sellel ei ole rangelt määratletud mõõtmeid.

Ioonse stabilisaatoriga mitsellil on faasipiiril EDL, dispergeeritud faasi ja dispersioonikeskkonna vahel tekib potentsiaalide erinevus – termodünaamiline potentsiaal f (liides), mille määravad antud dispergeeritud süsteemi omadused, samuti tahkele faasile adsorbeerunud potentsiaali määravate ioonide laeng ja kontsentratsioon.

Laetud kolloidosakeste liikumist statsionaarses vedelikus ühele elektroodidest välise elektrivälja mõjul nimetatakse nn. elektroforees.

Pinda, mille kohal liikumine toimub, nimetatakse liugpind. Potentsiaalse hüppe suurust elektroforeesi ajal ja Browni liikumises üksteise suhtes liikuvate faaside piiril, st libiseval pinnal, nimetatakse elektrokineetiline või a-potentsiaal (zeta potentsiaal).

7.5. Stabiilsus ja koagulatsioon

Hajutatud süsteemide stabiilsus iseloomustab dispergeeritud faasi võimet säilitada osakeste ühtlast jaotumist kogu dispersioonikeskkonna kogu mahus.

Hajutatud süsteemide suhtelist stabiilsust on kahte tüüpi: settimine ja agregatsioon.

Sedimentatsiooni stabiilsus– süsteemi võime taluda gravitatsiooni mõjusid. Sedimentatsioon on osakeste settimine lahuses gravitatsiooni mõjul.

Seisund settimise tasakaal: osake liigub püsiva kiirusega, s.t. ühtlaselt, hõõrdejõud tasakaalustab gravitatsioonijõudu:

6??rU = 4/3?r 3 (? – ? 0) g,

Kuhu? – hajutatud faasi tihedus, ? 0 – dispersioonikeskkonna tihedus, g – raskuskiirendus, ? - söötme viskoossus.

Agregatiivne stabiilsus iseloomustab hajutatud faasi osakeste võimet seista vastu üksteisega adhesioonile ja seeläbi säilitada oma suurust.

Kui agregatiivne stabiilsus on rikutud, koagulatsioon on protsess, mille käigus osakesed kleepuvad kokku, moodustades suuri agregaate. Koagulatsiooni tagajärjel kaotab süsteem settimisstabiilsuse, kuna osakesed muutuvad liiga suureks ega saa osaleda Browni liikumises.

Koagulatsiooni põhjused:

> temperatuuri muutus;

> elektri- ja elektromagnetvälja mõju;

> nähtava valguse toime;

> kiiritamine elementaarosakestega;

> mehaaniline mõju;

> elektrolüüdi lisamine jne.

Elektrolüütidega koagulatsioon pakub suurimat praktilist huvi.

Elektrolüütidega koagulatsiooni tüübid

Keskendumine mõju all toimub koagulatsioon ükskõikne elektrolüüdid. Ükskõikne nimetatakse elektrolüüdiks, mille sissetoomisel liidese potentsiaal<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:

Nimetatakse seisundit, kus hajus kiht kaob ja kolloidosake muutub elektriliselt neutraalseks isoelektriline– elektrokineetiline potentsiaal (?) on null, toimub koagulatsioon. Mitselli valem selles olekus on järgmine: (mnAg + nNO 3?) 0.

Neutraliseerimine soolele lisamisel tekib koagulatsioon mitteükskõikne elektrolüüt. Ükskõikne nimetatakse elektrolüüdiks, mis suudab muuta liidese (?) ja lineaarselt seotud elektrokineetilisi (?) potentsiaale, st see elektrolüüt sisaldab ioone, mida saab spetsiifiliselt adsorbeerida agregaadi pinnale, täiendada selle kristallvõre või keemiliselt suhelda potentsiaali määravate ioonidega. .

Nimetatakse pöörduvat protsessi, mille käigus koagulum naaseb kolloidsesse olekusse peptiseerimine või lagunemine.

Koagulatsiooni reeglid

1. Kõik soolile piisavas koguses lisatud tugevad elektrolüüdid põhjustavad selle koagulatsiooni. Nimetatakse elektrolüüdi minimaalset kontsentratsiooni, mis põhjustab sooli koagulatsiooni teatud lühikese aja jooksul hüübimislävi:

kus Cel on elektrolüüdi koagulaatori kontsentratsioon; V el – lisatud elektrolüüdi maht; V sool (tavaliselt 10 ml) – sooli maht.

2. Koaguleerivat toimet omab ioon, mille laeng langeb märgiliselt kokku lüofoobse sooli mitselli vastasioonide laenguga (koaguleeriva iooni laeng on vastupidine kolloidosakese laengule). Seda iooni nimetatakse koagulandi ioon.

3. Mida suurem on iooni laeng, seda suurem on koagulandi iooni koagulatsioonivõime:

Olulisuse reegel:

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

Sama laenguga iooni koagulatsioonivõime on seda suurem, mida suurem on tema kristalliraadius. Ag + > Cs + > Rb + > NH4 + > K + > Na + > Li+ – lüotroopne seeria.

Kolloidne kaitse nimetatakse sooli agregatiivse stabiilsuse suurendamiseks HMC (kõrge molekulmassiga ühend) või pindaktiivse aine (pindaktiivse aine) sisestamise teel.

Kaitsenumber on minimaalne kuivaine milligrammide arv, mis on vajalik 10 ml sooli kaitsmiseks, kui sellele lisatakse elektrolüüti koguses, mis on võrdne hüübimislävega.

Artikli sisu

FÜÜSIKALINE KEEMIA, keemiaharu, mis uurib ainete keemilisi omadusi nende koostises olevate aatomite ja molekulide füüsikaliste omaduste põhjal. Kaasaegne füüsikaline keemia on lai interdistsiplinaarne valdkond, mis piirneb erinevate füüsika, biofüüsika ja molekulaarbioloogia harudega. Sellel on palju kokkupuutepunkte selliste keemiateaduste harudega nagu orgaaniline ja anorgaaniline keemia.

Keemilise lähenemise eripäraks (erinevalt füüsikalisest ja bioloogilisest) on see, et selle raamistikus koos makroskoopiliste nähtuste kirjeldusega selgitatakse nende olemust üksikute molekulide omaduste ja nendevaheliste interaktsioonide põhjal.

Füüsikalise keemia valdkonna uusi instrumentaal- ja metoodilisi arendusi kasutatakse ka teistes keemiaharudes ja sellega seotud teadustes, nagu farmakoloogia ja meditsiin. Näideteks on elektrokeemilised meetodid, infrapuna- (IR) ja ultraviolett (UV) spektroskoopia, laser- ja magnetresonantstehnikad, mida kasutatakse laialdaselt teraapias ja erinevate haiguste diagnoosimisel.

Füüsikalise keemia peamisteks harudeks peetakse traditsiooniliselt: 1) keemilist termodünaamikat; 2) kineetiline teooria ja statistiline termodünaamika; 3) molekulide ehituse ja spektroskoopia küsimused; 4) keemiline kineetika.

Keemiline termodünaamika.

Keemiline termodünaamika on otseselt seotud termodünaamika – soojuse ja selle muundamise teaduse – rakendamisega keemilise tasakaalu probleemiga. Probleemi olemus on sõnastatud järgmiselt: kui on olemas reagentide segu (süsteem) ja on teada füüsikalised tingimused, milles see asub (temperatuur, rõhk, maht), siis millised spontaansed keemilised ja füüsikalised protsessid võivad selle süsteemi kaasa tuua. tasakaalu saavutama? Termodünaamika esimene seadus ütleb, et soojus on energia vorm ja süsteemi koguenergia (koos ümbritseva keskkonnaga) jääb muutumatuks. Seega on see seadus üks energia jäävuse seaduse vorme. Teise seaduse kohaselt viib spontaanne protsess süsteemi ja selle keskkonna üldise entroopia suurenemiseni. Entroopia on energiahulga mõõt, mida süsteem ei saa kulutada kasuliku töö tegemiseks. Teine seadus näitab, millises suunas reaktsioon kulgeb ilma väliste mõjudeta. Reaktsiooni olemuse (näiteks selle suuna) muutmiseks peate ühel või teisel kujul energiat kulutama. Seega seab see ranged piirangud töömahule, mida saab teha pöörduvas protsessis vabaneva soojuse või keemilise energia muundamisel.

Olulised saavutused keemilises termodünaamikas võlgneme J. Gibbsile, kes pani sellele teadusele teoreetilise aluse, mis võimaldas liita üheks tervikuks paljude eelmise põlvkonna teadlaste saadud tulemused. Gibbsi väljatöötatud käsitluse raames ei tehta eeldusi aine mikroskoopilise struktuuri kohta, vaid käsitletakse süsteemide tasakaaluomadusi makrotasandil. Seetõttu võime arvata, et termodünaamika esimene ja teine ​​seadus on universaalsed ja jäävad kehtima ka siis, kui saame palju rohkem teada molekulide ja aatomite omadustest.

Kineetiline teooria ja statistiline termodünaamika.

Statistiline termodünaamika (nagu kvantmehaanika) võimaldab ennustada mõne gaasifaasi reaktsiooni tasakaaluasendit. Kvantmehaanilist lähenemist kasutades on võimalik kirjeldada mitmete ainete keeruliste molekulide käitumist vedelas ja tahkes olekus. Siiski on reaktsioone, mille kiirust ei saa arvutada ei kineetilise teooria raames ega statistilise termodünaamika abil.

Tõeline revolutsioon klassikalises statistilises termodünaamikas toimus 20. sajandi 70ndatel. Uued mõisted nagu universaalsus (idee, et teatud laiade ühendite klasside liikmetel on samad omadused) ja sarnasuse põhimõte (tundmatute koguste hindamine teadaolevate kriteeriumide alusel) on võimaldanud paremini mõista vedelike käitumist kriitilise piiri lähedal. punkt, kus vedeliku ja gaasi erinevus. Arvuti abil simuleeriti lihtsate (vedel argoon) ja komplekssete (vesi ja alkohol) vedelike omadusi kriitilises olekus. Viimasel ajal on arvutimodelleerimise abil ülijuhtivuse abil põhjalikult uuritud vedelike, nagu vedel heelium (mille käitumist on kvantmehaanika raames suurepäraselt kirjeldatud) ja vabade elektronide omadusi molekulaarsetes vedelikes. See võimaldas meil paremini mõista tavaliste vedelike omadusi. Lahuste, polümeeride, mitsellide (spetsiifilised kolloidosakesed), valkude ja ioonlahuste käitumise uurimiseks kasutatakse intensiivselt arvutimeetodeid koos uusimate teoreetiliste arengutega. Füüsikalise keemia probleemide lahendamiseks, eelkõige kriitilises seisundis süsteemide mõningate omaduste kirjeldamiseks ja kõrgenergiafüüsika küsimuste uurimiseks, kasutatakse üha enam renormaliseerimisrühma matemaatilist meetodit.

Molekulaarstruktuur ja spektroskoopia.

19. sajandi orgaanilised keemikud. töötasid välja lihtsad reeglid paljude keemiliste elementide valentsi (kombinatsioonivõime) määramiseks. Näiteks leidsid nad, et süsiniku valents on 4 (üks süsinikuaatom võib siduda neli vesinikuaatomit, moodustades metaani molekuli CH 4), hapnik - 2, vesinik - 1. Eksperimentaalsetel andmetel põhinevate empiiriliste kontseptsioonide põhjal tehti eeldused ruumilise paigutuse aatomite kohta molekulides (näiteks metaani molekulil on tetraeedriline struktuur, kus süsinikuaatom asub kolmnurkse püramiidi keskel ja vesinik selle neljas tipus). Selline lähenemine ei võimaldanud aga paljastada keemiliste sidemete moodustumise mehhanismi ega seega hinnata molekulide suurusi ega määrata täpset aatomitevahelist kaugust.

20. sajandil välja töötatud spektroskoopiliste meetodite abil määrati veemolekulide (H 2 O), etaani (C 2 H 6) ja seejärel palju keerulisemate molekulide, näiteks valkude struktuur. Mikrolainespektroskoopia (EPR, NMR) ja elektronide difraktsiooni meetodid võimaldasid määrata sidemete pikkused, nendevahelised nurgad (sidenurgad) ja aatomite suhtelised asukohad lihtsates molekulides ning röntgendifraktsioonianalüüs - sarnased parameetrid. suuremate molekulide jaoks, mis moodustavad molekulaarseid kristalle. Molekulaarstruktuuride kataloogide koostamine ja valentsi lihtsate mõistete kasutamine pani aluse struktuurikeemiale (selle teerajajaks oli L. Pauling) ning võimaldas kasutada molekulaarmudeleid keeruliste nähtuste selgitamiseks molekulaarsel tasandil. Kui molekulidel poleks spetsiifilist struktuuri või kui kromosoomide C–C ja C–H sidemete parameetrid oleksid metaani või etaani molekulide omadest väga erinevad, kasutaksid J. Watson ja F. Crick lihtsaid geomeetrilisi mudeleid. ei suutnud 1950. aastate alguses konstrueerida oma kuulsat topeltheeliksit – desoksüribonukleiinhappe (DNA) mudelit. Uurides IR- ja UV-spektroskoopia abil aatomite vibratsioone molekulides, oli võimalik kindlaks teha aatomeid molekulide koostises hoidvate jõudude olemus, mis omakorda viitas molekulisisese liikumise olemasolule ja võimaldas uurida. Molekulide termodünaamilised omadused vt eespool). See oli esimene samm keemiliste reaktsioonide kiiruse määramisel. Lisaks aitasid spektroskoopilised uuringud UV-piirkonnas luua keemiliste sidemete moodustumise mehhanismi elektroonilisel tasemel, mis võimaldas kirjeldada keemilisi reaktsioone, tuginedes reaktiivide ergastatud olekusse ülemineku kontseptsioonile (sageli nähtava mõju mõjul). või UV-valgus). Tekkis isegi terve teadusvaldkond – fotokeemia. Tuumamagnetresonantsi (NMR) spektroskoopia on võimaldanud keemikutel uurida keerukate keemiliste protsesside üksikuid etappe ja tuvastada ensüümi molekulide aktiivseid kohti. See meetod võimaldas saada ka kolmemõõtmelisi pilte tervetest rakkudest ja üksikutest elunditest. FOTOKEEMIA.

Valentsiteooria.

Kasutades orgaaniliste keemikute väljatöötatud empiirilisi valentsireegleid, elementide perioodilisustabelit ja Rutherfordi aatomi planeedimudelit, tegi G. Lewis kindlaks, et keemilise sideme mõistmise võtmeks on aine elektrooniline struktuur. Lewis jõudis järeldusele, et kovalentne side tekib erinevatele aatomitele kuuluvate elektronide jagamise tulemusena; Samas lähtus ta ideest, et siduvad elektronid paiknevad rangelt määratletud elektronkihtides. Kvantteooria võimaldab kõige üldisemal juhul ennustada molekulide struktuuri ja tekkivate kovalentsete sidemete olemust.

Meie arusaamad mateeria struktuurist, mis tekkisid tänu kvantfüüsika edule 20. sajandi esimesel veerandil, võib lühidalt kokku võtta järgmiselt. Aatomi struktuuri määrab elektriliste tõukejõudude (elektronide vahel) ja külgetõmbejõudude tasakaal (elektronide ja positiivselt laetud tuuma vahel). Peaaegu kogu aatomi mass on koondunud tuumas ja selle suuruse määrab tuumade ümber tiirlevate elektronide poolt hõivatud ruumi hulk. Molekulid koosnevad suhteliselt stabiilsetest tuumadest, mida hoiavad koos kiiresti liikuvad elektronid, nii et ainete kõiki keemilisi omadusi saab seletada aatomeid ja molekule moodustavate elementaarosakeste elektrilise vastasmõju idee alusel. Seega loovad kvantmehaanika põhisätted, mis puudutavad molekulide ehitust ja keemiliste sidemete teket, aluse aine elektronstruktuuri, keemiliste sidemete olemuse ning aatomite ja molekulide reaktsioonivõime empiiriliseks kirjeldamiseks.

Kiirete arvutite tulekuga oli võimalik arvutada (madala, kuid piisava täpsusega) väikestes polüaatomilistes molekulides aatomite vahel mõjuvaid jõude. Arvutimodelleerimisel põhinev valentsiteooria on praegu töövahend struktuuride, keemiliste jõudude olemuse ja reaktsioonide uurimiseks juhtudel, kui katsete läbiviimine on keeruline või aeganõudev. See viitab atmosfääris ja leekides esinevate või reaktsiooni vaheühenditena moodustunud vabade radikaalide uurimisele. On lootust, et kunagi suudab arvutiarvutustel põhinev teooria vastata küsimusele: kuidas keemilised struktuurid pikosekundite suurusjärgus aja jooksul "arvutavad" välja oma kõige stabiilsema oleku, saades samas vastavad hinnangud, vähemalt mõnele. ligikaudne, nõuab tohutult palju masina aega.

Keemiline kineetika

uurib keemiliste reaktsioonide mehhanismi ja määrab nende kiiruse. Makroskoopilisel tasandil võib reaktsiooni kujutada järjestikuste transformatsioonidena, mille käigus moodustuvad ühest ainest teised. Näiteks pealtnäha lihtne teisendus

H 2 + (1/2) O 2 → H 2 O

koosneb tegelikult mitmest järjestikusest etapist:

H + O 2 → OH + O

O + H 2 → HO + H

H + O 2 → HO 2

HO 2 + H 2 → H 2 O + OH

ja igaüht neist iseloomustab oma kiiruskonstant k. S. Arrhenius pakkus, et absoluutne temperatuur T ja reaktsioonikiiruse konstant k seosega seotud k = A exp (- E seadus)/ RT, Kus A- preeksponentsiaalne tegur (nn sagedustegur), E tegu – aktiveerimisenergia, R- gaasikonstant. Mõõtmiseks k Ja T vajame instrumente, mis võimaldavad jälgida ühelt poolt umbes 10–13 s ja teiselt poolt aastakümnete (ja isegi aastatuhandete) jooksul toimuvaid sündmusi (geoloogilised protsessid); samuti on vaja mõõta äärmiselt ebastabiilsete reaktiivide väikseid kontsentratsioone. Keemilise kineetika ülesanne hõlmab ka keerukates süsteemides toimuvate keemiliste protsesside ennustamist (räägime bioloogilistest, geoloogilistest, atmosfääriprotsessidest, põlemisest ja keemilisest sünteesist).

Gaasifaasi reaktsioonide uurimiseks "puhtal kujul" kasutatakse molekulaarkiire meetodit; sel juhul reageerivad rangelt määratletud kvantolekutega molekulid, moodustades tooteid, mis on samuti teatud kvantseisundites. Sellised katsed annavad teavet jõudude kohta, mis määravad teatud reaktsioonide toimumise. Näiteks molekulaarkiire seadistuses saate isegi väikseid molekule, nagu CH 3 I, teatud viisil orienteerida ja mõõta kokkupõrkekiirusi kahes "erinevas" reaktsioonis:

K + ICH 3 → KI + CH 3

K + CH 3 I → KI + CH 3

kus CH 3 rühm on läheneva kaaliumiaatomi suhtes erinevalt orienteeritud.

Üks küsimus, millega füüsikaline keemia (nagu ka keemiline füüsika) tegeleb, on reaktsioonikiiruse konstantide arvutamine. Siin on laialdaselt kasutusel 1930. aastatel välja töötatud üleminekuolekuteooria, mis kasutab termodünaamilisi ja struktuuriparameetreid. See teooria koos klassikalise füüsika ja kvantmehaanika meetoditega võimaldab simuleerida reaktsiooni kulgu nii, nagu see toimuks katsetingimustes molekulaarkiirtega. Tehakse katseid teatud keemiliste sidemete laserergastamiseks, mis võimaldavad kontrollida molekulide hävitamise statistiliste teooriate õigsust. Arendatakse teooriaid, mis üldistavad kaootiliste protsesside (näiteks turbulentsi) kaasaegseid füüsikalisi ja matemaatilisi kontseptsioone. Me ei ole enam nii kaugel nii molekulisiseste kui ka intermolekulaarsete interaktsioonide olemuse täielikust mõistmisest, antud omadustega pindadel toimuvate reaktsioonide mehhanismi paljastamisest ning ensüümide ja siirdemetallikomplekside katalüütiliste tsentrite struktuuri kindlaksmääramisest. Mikroskoopilisel tasandil võib märkida keeruliste struktuuride, näiteks lumehelveste või dendriitide (puutaolise struktuuriga kristallid) moodustumise kineetikat, mis stimuleeris mittelineaarse dünaamika teooria lihtsatel mudelitel põhineva arvutimodelleerimise arengut. ; see avab väljavaated uute lähenemisviiside loomiseks keerukate süsteemide struktuuri ja arendusprotsesside kirjeldamisel.

3. väljaanne, rev. - M.: Kõrgkool, 2001 - 512 lk, 319 lk.

Õpik on koostatud vastavalt füüsikalise keemia programmile.

Esimeses raamatus on üksikasjalikult välja toodud järgmised kursuse osad: keemiliste sidemete teooria kvantmehaanilised alused, aatomite ja molekulide struktuur, spektraalmeetodid molekulide struktuuri uurimiseks, fenomenoloogiline ja statistiline termodünaamika, lahuste termodünaamika ja faaside tasakaalud.

Füüsikalise keemia kursuse sektsiooni teises osas tutvustatakse elektrokeemiat, keemilist kineetikat ja katalüüsi, lähtudes raamatu esimeses osas välja töötatud mõistetest - aine struktuur ja statistiline termodünaamika. Peatükk "Katalüüs" kajastab heterogeensete ja difusiooniprotsesside kineetikat, adsorptsiooni termodünaamikat ja reaktsioonivõime küsimusi.

Keemia- ja tehnoloogiaerialadel õppivatele kõrgkooliõpilastele.

1. raamat.

Vorming: djvu

Suurus: 11,2 MB

Lae alla: drive.google

2. raamat.

Vorming: djvu

Suurus: 7 MB

Lae alla: drive.google

SISUKORD 1. raamat.
Eessõna. 3
Sissejuhatus 6
Esimene osa. Molekulaarstruktuuri ja keemilise sideme teooria kvantmehaaniline põhjendus
Peatükk 1. Aatomi ehitus 9
§ 1.1. Mikroosakeste kvantmehaanilised omadused 9
§ 1.2. Vesinikulaadne aatom 11
§ 1.3. Vesinikutaolise aatomi aatomiorbitaalid 14
§ 1.4. Elektronide spin 21
§ 1.5. Mitmeelektronilised aatomid 23
§ 1.6. Pauli põhimõte 26
§ 1.7. Aatomite elektroonilised konfiguratsioonid 28
Peatükk 2. Molekulid. Molekulide struktuuri ja keemiliste sidemete uurimisel kasutatavad teoreetilised meetodid 34
§ 2.1. Molekul. Potentsiaalne pind. Tasakaalu konfiguratsioon 34
§ 2.2. Keemilise sideme teooria ja selle ülesanded. Schrödingeri võrrand molekulide jaoks 39
§ 2.3. Variatsioonimeetod Schrödingeri võrrandi 42 lahendamiseks
§ 2.4. Molekulaarstruktuuri teooria kaks peamist meetodit. Valentssideme meetod ja molekulaarorbitaalmeetod 44
§ 2.5. Molekulaarorbitaalmeetodi põhiideed 49
§ 2.6. Molekulaarorbitaali ligikaudne kirjeldus MO-meetodil LCAO 50
§ 2.7. Molekul Shch MO LCAO meetodil. Energia ja lainefunktsiooni arvutamine variatsioonimeetodil 53
§ 2.8. Molekul H MO LCAO meetodil. Kovalentne side 58
Peatükk 3. Kaheaatomilised molekulid MO LCAO meetodil 62
§ 3.1. Homonukleaarsete kaheaatomiliste molekulide molekulaarorbitaalid 62
§ 3.2. Esimese ja teise perioodi elementide aatomitest moodustatud homonukleaarsete molekulide elektroonilised konfiguratsioonid ja omadused 65
§ 3.3. Heteronukleaarsed kaheaatomilised molekulid 73
§ 3.4. Polaarühendus. Molekuli elektriline dipoolmoment 78
§ 3.5. Kovalentse sideme küllastus 81
§ 3.6. Doonori-aktseptori side 82
§ 3.7. Iooniline side. Keemilise sideme polaarsusaste 84
4. peatükk. Polüaatomilised molekulid MO-meetodil 88
§ 4.1. Molekulaarsed orbitaalid polüatomilistes molekulides. Orbitaalide sümmeetria. Delokaliseeritud ja lokaliseeritud orbitaalid. Molekul HgO 88
§ 4.2. Metaani molekuli kirjeldus. Delokaliseeritud ja lokaliseeritud MO-d. Orbitaalne hübridisatsioon 95
§ 4.3. Molekulide tasakaalukonfiguratsioonide ennustamisest 99
§ 4.4. Mittejäigad molekulid 101
§ 4.5. Mitme sidemega molekulid MO-meetodil LCAO 104
§ 4.6. Hückeli meetod 108
§ 4.7. Aromaatsete süsteemide kirjeldus MOX 110 meetodil
§ 4.8. Keemiline side koordinatsiooniühendites. Ligandvälja teooria 117
§ 4.9. Iooniline side kristallis 126
5. peatükk. Molekulidevaheline interaktsioon 129
§ 5.1. Van der Waalsi väed. Muud tüüpi mittespetsiifilised koostoimed 129
§ 5.2. Vesinikside 136
Teine osa. Spektrimeetodid molekulide struktuuri ja energiaseisundite uurimiseks
Peatükk 6. Üldteave molekulaarspektrite kohta. Molekulaarspektrite teooria elemendid 141
§ 6.1. Intramolekulaarne liikumine ja elektromagnetiline spekter. 141
§ 6.2. Molekulaarne emissioon, neeldumine ja Ramani spektrid. EPR ja NMR spektrid 145
§ 6.3. Kaheaatomilise molekuli pöörlemisspekter (kõva rotaatori lähendus) 150
§ 6.4. Kaheaatomilise molekuli pöörlemis-vibratsioonispekter. Harmoonilise ostsillaatori ligikaudne väärtus 156
§ 6.5. Molekul on anharmooniline ostsillaator. Vibratsioonispektri struktuur 162
§ 6.6. Elektroonilised spektrid. Kaheaatomiliste molekulide dissotsiatsioonienergia määramine 169
§ 6.7. Pöörlemisspektrid ja ranged polüatomilised molekulid.... 171
§ 6.8. Vibratsioonid, spekter ja polüatomiliste molekulide struktuur 175
§ 6.9. Vibratsioonispektrite kasutamine molekulide struktuuri määramiseks 180
§ 6.10. Söötme molekulidevahelise interaktsiooni ja agregatsiooni oleku mõju võnkespektrile 183
Kolmas osa. Keemiline termodünaamika
Peatükk 7. Üldmõisted. Termodünaamika esimene seadus ja selle rakendamine 186
§ 7.1. Keemilise termodünaamika õppeaine ja ülesanded 186
§ 7.2. Keemilise termodünaamika põhimõisted ja määratlused 188
§ 7.3. Termodünaamika esimene seadus. Mitteringilised protsessid 199
§ 7.4. Soojusvõimsus 202
§ 7.5. Temperatuuri mõju soojusmahtuvusele. Temperatuuri seeria.. 208
§ 7.6. Kristallilise aine soojusmahtuvuse kvantteooria 211
§ 7.7. Gaasilise aine soojusmahtuvuse kvantstatistiline teooria 215
§ 7.8. Termilised mõjud. Hessi seadus 217
§ 7.9. Hessi seaduse rakendamine soojusefektide arvutamisel 220
§ 7.10. Termilise efekti sõltuvus temperatuurist. Kirchhoffi võrrand 227
Peatükk 8. Termodünaamika teine ​​seadus ja selle rakendamine 235
§ 8.1. Spontaansed ja mittespontaansed protsessid. Termodünaamika teine ​​seadus 235
§ 8.2. Entroopia 236
§ 8.3. Entroopia muutus mittestaatilistes protsessides 239
§ 8.4. Entroopia muutus kui suuna ja tasakaalu kriteerium isoleeritud "süsteemis 240"
§ 8.5. Iseloomulikud funktsioonid. Termodünaamilised potentsiaalid 241
§ 8.6. Suletud süsteemides spontaanse protsessi ja tasakaalu võimalikkuse kriteeriumid 249
§ 8.7. Entroopia muutus mõnes protsessis 251
§ 8.8. Ideaalsete gaaside segu Gibbsi energia. Keemiline potentsiaal 261
§ 8.9. Keemilise tasakaalu üldtingimused 265
§ 8.10. Massitegevuse seadus. Gaasifaasi reaktsioonide tasakaalukonstant 266
§ 8.11. Reaktsiooni isotermi võrrand 271
§ 8.12. Massi mõju seaduse kasutamine tasakaalulise segu koostise arvutamiseks 273
§ 8.13. Temperatuuri mõju keemilisele tasakaalule. Reaktsiooni isobaari võrrand 282
§ 8.14. Gibbsi energia ja tasakaalukonstandi muutuse temperatuurist sõltuvuse integraalvorm 284
§ 8.15. Keemiline tasakaal heterogeensetes süsteemides 286
9. peatükk. Termodünaamika kolmas seadus ja keemilise tasakaalu arvutamine 289
§ 9.1. Nernsti termiline teoreem. Termodünaamika kolmas seadus 289
§ 9.2. Standardse Gibbsi energia- ja tasakaalukonstandi muutuste arvutamine Temkin-Shvartsmani meetodil 294
§ 9.3. Standardse Gibbsi energia ja tasakaalukonstandi muutuse arvutamine vähendatud Gibbsi energiafunktsioonide abil 297
§ 9.4. Adiabaatilised reaktsioonid 299
10. peatükk. Keemiline tasakaal reaalsetes süsteemides 303
§ 10.1. Gaaside tuhmumistegur 303
§ 10.2. Keemilise tasakaalu arvutamine reaalses gaasisüsteemis kõrgel rõhul 312
§ 10.3. Keemilise tasakaalu arvutamine süsteemides, kus toimub korraga mitu reaktsiooni 314
Peatükk 11. Sissejuhatus statistilisse termodünaamikasse 320
§ 11.1. Statistiline füüsika ja statistiline termodünaamika. Süsteemi oleku makroskoopiline ja mikroskoopiline kirjeldus 320
§ 11.2. Oleku mikroskoopiline kirjeldus klassikalise mehaanika meetodil 323
§ 11.3. Oleku mikroskoopiline kirjeldamine kvantmehaanika meetodil. Kvantstatistika 324
§ 11.4. Kaks tüüpi keskmisi (mikrokaaniline ja kanooniline keskmine) 325
§ 11.5. Entroopia ja statistilise kaalu seos. Termodünaamika teise seaduse statistiline olemus 326
§ 11.6. Süsteem on termostaadis. Kanooniline Gibbsi jaotus. 330
§ 11.7. Süsteemi olekute summa ja selle seos energiaga. Helmholtz 335
§ 11.8. Osakeste olekute summa 337
§ 11.9. Termodünaamiliste funktsioonide väljendamine süsteemi olekute summa kaudu 340
§ 11.10. Ühemõõtmeliste harmooniliste ostsillaatorite süsteemi olekute summa. Monatoomilise tahke aine termodünaamilised omadused vastavalt Einsteini teooriale 343
§ 11.11. Kvant Boltzmanni statistika. Maxwelli molekulide kiiruse jaotuse seadus 346
§ 11.12. Fermi – Diraci ja Bose – Einsteini statistika 352
§ 11.13.Molekulaarandmete põhjal termodünaamiliste funktsioonide arvutamise üldvalemid 353
§ 11.14 Ideaalse gaasi termodünaamiliste funktsioonide arvutamine molekulide jäiga pöörlemise ja harmooniliste vibratsioonide eeldusel 357
Neljas osa. Lahendused
Peatükk 12. Lahenduste üldomadused 365
§ 12.1. Lahenduste klassifikatsioon 365
§ 12.2. Lahuste kontsentratsioon 367
5 12.3. Lahenduste spetsiifika. Molekulidevaheliste ja keemiliste interaktsioonide roll, solvatatsiooni mõiste 368
§ 12.4. Lahendusteooria arendamise põhisuunad 372
§ 12.5. Termodünaamilised tingimused lahuste moodustamiseks 374
§ 12.6. Osamolaarsed kogused 375
§ 12.7. Osamolaarsete suuruste määramise põhimeetodid 379
§ 12.8. Osalised ja suhtelised osalised molaarsed entalpiad 381
§ 12.9. Lahustumis- ja lahjendussoojus 382
§ 12.10. Ideaalsete vedellahuste termodünaamilised omadused 386
§ 12.11.3 Raoult' seadus 390
§ 12.12. Ideaalse lahenduse keemistemperatuur on 392
§ 12.13 Ideaallahenduse külmumispunkt 395
§ 12.14.0 ideaallahuse sumootne rõhk 397
§ 12.15. Mitteideaallahendused 400
§ 12.16. Äärmiselt lahjendatud, tavalised ja atermaalsed lahused 402
§ 12.17. Tegevus. Aktiivsustegur. Standardne olek 404
§ 12.18.0 smootiline koefitsient 407
§ 12.19.Tegevuse määramise meetodid 409
§ 12.20.Aktiivsuskoefitsiendi ja aktiivsuse seos lahuse termodünaamiliste omaduste ja liigsete termodünaamiliste funktsioonidega 412
Viies osa. Faasi tasakaalud
Peatükk 13. Faasitasakaalu termodünaamiline teooria 415
§ 13.1. Põhimõisted 415
§ 13.2. Faasitasakaalu tingimused 418
§ 13.3. Gibbsi faasireegel 419
Peatükk 14. Ühekomponendilised süsteemid 421
§ 14.1. Gibbsi faasireegli rakendamine ühekomponendilistele süsteemidele 421
§ 14.2. Esimese ja teise järgu faasiüleminekud 422
§ 14.3. Clapeyroni-Clausiuse võrrand 425
§ 14.4. Küllastunud auru rõhk 423
§ 14.5. Ühekomponendiliste süsteemide olekuskeemid 429
§ 14.6. Süsinikdioksiidi faasidiagramm 431
§ 14.7. Veefaasi diagramm 432
§ 14.8. Väävlifaasi diagramm 433
§ 14.9. Enantiotroopsed ja monotroopsed faasisiirded 435
Peatükk 15. Kahekomponendilised süsteemid 436
§ 15.1. Füüsikalise ja keemilise analüüsi meetod 436
§ 15.2. Gibbsi faasireegli rakendamine kahekomponendilistele süsteemidele 437
§ 15.3. Tasakaalugaas - vedel lahus kahekomponentsetes süsteemides 438
§ 15.4. Vedelik-vedelik tasakaal kahekomponentsetes süsteemides 442
§ 15.5. Aurude tasakaal - vedel lahus kahekomponentsetes süsteemides 444
§ 15.6. Lahuste destilleerimise füüsikalis-keemilised põhimõtted 453
§ 15.7. Tasakaalukristallid - vedel lahus kahekomponentsetes süsteemides 457
§ 15.8. Tasakaaluvedelik - gaas ja kristallid - gaas (aur) kahekomponentsetes süsteemides 476
§ 15-9. Arvutused olekudiagrammide abil 476
Peatükk 16. Kolmekomponendilised süsteemid 482
§ 16.1. Gibbsi faasireegli rakendamine kolmekomponendilistele süsteemidele 482
§ 16.2. Kolmekomponendilise süsteemi 482 koostise graafiline esitus
§ 16.3. Tasakaalukristallid - vedel lahus kolmekomponentsetes süsteemides 484
§ 16.4. Vedelik-vedelik tasakaal kolmekomponentsetes süsteemides 489
§ 16.5. Lahustunud aine jaotus kahe vedela faasi vahel. Ekstraheerimine 491
Lisa 495
Õppeaine register 497

SISUKORD 2. raamat.
Eessõna 3
Kuues jagu. Elektrokeemia
Peatükk 17. Lahused, elektrolüüdid 4
§ 17.1. Elektrokeemia aine 4
§ 17.2. Elektrolüütide lahuste eripära 5
§ 17.3. Elektrolüütiline dissotsiatsioon lahuses 6
§ 17.4. Keskmine ioonaktiivsus ja aktiivsustegur 10
§ 17.5. Debye ja Hückeli tugevate elektrolüütide elektrostaatilise teooria põhikontseptsioonid 13
§ 17.6. Ioonide assotsiatsiooniteooria põhimõisted 22
§ 17.7. Ioonide termodünaamilised omadused 24
§ 17.8. Ioonide lahustamise termodünaamika 28
Peatükk 18. Mittetasakaalu nähtused elektrolüütides. Elektrolüütide elektrijuhtivus 30
§ 18.1. Põhimõisted. Faraday seadused 30
§ 18.2. Ioonide liikumine elektriväljas. Ioonide transpordi numbrid. 32
§ 18.3. Elektrolüütide elektrijuhtivus. Erielektrijuhtivus 37
§ 18.4. Elektrolüütide elektrijuhtivus. Molaarne elektrijuhtivus 39
§ 18.5. Hüdrooniumi- ja hüdroksiidioonide molaarne elektrijuhtivus 43
§ 18.6. Mittevesilahuste elektrijuhtivus 44
§ 18.7. Tahkete ja sulanud elektrolüütide elektrijuhtivus 46
§ 18.8. Konduktomeetria 47
Peatükk 19. Tasakaaluelektroodide protsessid 49
§ 19.1. Põhimõisted 49
§ 19.2. Elektrokeemilise süsteemi EMF. Elektroodi potentsiaal 51
§ 19.3. Potentsiaalse hüppe tekkimine lahendus-metalli liidesel 53
§ 19.4. Difusioonipotentsiaal 55
§ 19.5. Elektrilise topeltkihi struktuur lahus-metalli liidesel 56
§ 19.6. Pööratavate elektrokeemiliste süsteemide termodünaamika 60
§ 19.7. Pööratavate elektroodide klassifikatsioon 64
§ 19.8. Elektroodide potentsiaalid mittevesilahustes 74
§ 19.9. Elektrokeemilised ahelad 75
§ 19.10. Elektrokeemiliste süsteemide teooria rakendamine lahuste tasakaalu uurimisel 82
§ 19.11. Potentsiomeetria 85
Seitsmes jagu. Keemiliste reaktsioonide kineetika
Peatükk 20. Keemilise kineetika seadused 93
§ 20.1. Üldmõisted ja määratlused 93
§ 20.2. Keemilise reaktsiooni kiirus 95
§ 20.3. Massitegevuse seadus ja reaktsioonide sõltumatuse põhimõte 101
Peatükk 21. Keemiliste reaktsioonide kineetika suletud süsteemides. 105
§ 21.1. Ühepoolsed esimest järku reaktsioonid 105
§ 21.2. Ühepoolsed teist järku reaktsioonid 109
§ 21.3. Ühepoolsed reaktsioonid n-ndat järku 111
§ 21.4. Reaktsioonijärjekorra määramise meetodid 112
§ 21.5. Kahesuunalised esimest järku reaktsioonid 113
§ 21.6. Kahesuunalised teist järku reaktsioonid 116
§ 21.T. Paralleelsed ühepoolsed reaktsioonid 117
§ 21.8. Ühepoolsed järjestikused reaktsioonid 119
§ 21.9. Kvaasistatsionaarsete kontsentratsioonide meetod 125
Peatükk 22. Reaktsioonide kineetika avatud süsteemides 127
§ 22.1. Reaktsioonide kineetika ideaalses segamisreaktoris 127
§ 22.2. Reaktsioonide kineetika pistikvoolureaktoris 129
Peatükk 23. Keemilise vastastikmõju elementaarakti teooria 133
§ 23.1. Keemia elementaarakt 133
§ 23.2. Aktiivsete kokkupõrgete teooria 137
§ 23.3. Aktiveeritud kompleksiteooria 141
§ 23.4. Eeleksponentsiaalne tegur Arrheniuse võrrandis üleminekuseisundi teooria järgi 154
§ 23.5. MO sümmeetria ja keemiliste reaktsioonide aktiveerimisenergia 159
Peatükk 24. Reaktsioonide kineetika lahustes, ahel- ja fotokeemilised reaktsioonid 166
§ 24.1. Lahuste reaktsioonide kineetika tunnused 166
§ 24.2. Söötme mõju reaktsioonikiiruse konstandile 170
§ 24.3. Ioonreaktsioonide kineetika lahustes 178
§ 24.4. Ahelreaktsioonid 181
§ 24.5. Fotokeemilised reaktsioonid 189
Peatükk 25. Elektroodide protsesside kineetika 196
§ 25.1. Elektrokeemilise reaktsiooni kiirus. Vahetusvool 196
§ 25.2. Elektroodi polarisatsioon 197
§ 25.3. Difusiooni ülepinge 199
§ 25.4. Elektrokeemiline ülepinge 205
§ 25.5. Muud liigpinge tüübid 210
5 25.6. Temperatuurikineetiline meetod polarisatsiooni olemuse määramiseks elektrokeemiliste protsesside käigus 211
§ 25.7. Ülepinge elektrolüütilise vesiniku eraldumise ajal 213
§ 25.8. Elektrolüüs. Lagunemispinge 217
§ 25.9. Polarisatsiooninähtused elektrivoolu keemilistes allikates 220
§ 25.10. Metallide elektrokeemiline korrosioon. Metallide passiivsus. Korrosioonikaitse meetodid 222
Kaheksas jagu. Katalüüs
Peatükk 26. Katalüütilise toime põhimõtted 228
§ 26.1. Põhimõisted ja määratlused 228
§ 26.2. Katalüütiliste reaktsioonide kineetika tunnused 232
§ 26.3. Katalüütiliste reaktsioonide aktiveerimisenergia 237
§ 26.4. Reaktiivide koostoime katalüsaatoriga ja katalüütilise toime põhimõtted 241
Peatükk 27. Homogeenne katalüüs 245
§ 27.1. Happe-aluse katalüüs 246
§ 27.2. Redoks-katalüüs 255
§ 27.3. Ensümaatiline katalüüs 260
§ 27.4. Autokatalüüs, inhibeerimine ja perioodilised katalüütilised reaktsioonid 266
§ 27.5. Kasutamine tööstuses ja homogeense katalüüsi väljavaated 271
Peatükk 28. Heterogeenne katalüüs. 273
§ 28.1. Heterogeensete katalüsaatorite pinnastruktuur 273
§ 28.2. Adsorptsioon kui heterogeensete katalüütiliste reaktsioonide etapp 277
§ 28.3. Heterogeensete katalüütiliste reaktsioonide mehhanism 282
§ 28.4. Heterogeensete katalüütiliste reaktsioonide kineetika võrdselt ligipääsetaval pinnal 285
§ 28.5. Heterogeensete katalüütiliste protsesside makrokineetika 292
§ 28.6. Heterogeense katalüüsi rakendamine tööstuses 300
Kirjandus 303
Rakendus 305
Õppeaine register 312
Sisu 316

Teaduste klassifikatsioon põhineb aine liikumisvormide ning nende seoste ja erinevuste klassifikatsioonil. Seetõttu tuleks füüsikalise keemia piiride väljatoomiseks mitmete füüsika ja keemia harudega arvestada keemilise ja füüsikalise liikumisvormi seost ja erinevust.

Liikumise keemilist vormi, st keemilist protsessi iseloomustab aatomite arvu ja paigutuse muutumine reageerivate ainete molekulis. Paljude seas füüsilised liikumisvormid (elektromagnetväli, elementaarosakeste liikumine ja muundumine, aatomituumade füüsika jne) on eriti tihedalt seotud keemiliste protsessidega. intramolekulaarne liikumisvorm (vibratsioonid molekulis; selle elektrooniline ergastus ja ionisatsioon). Lihtsaim keemiline protsess - molekuli termilise dissotsiatsiooni elementaarne toiming - toimub molekulis vibratsiooni intensiivsuse (amplituudi ja energia) suurenemisega, eriti tuumade vibratsiooniga piki nende vahelist valentssidemeid. Teadaoleva vibratsioonienergia kriitilise väärtuse saavutamine teatud sideme suunas molekulis viib selle sideme purunemiseni ja molekuli dissotsieerumiseni kaheks osaks.

Keerulisemaid reaktsioone, mis hõlmavad mitut (tavaliselt kahte) molekuli, võib pidada kahe molekuli kombinatsiooniks nende põrkumisel hapraks ja lühiajaliseks kompleksiks (nn aktiivseks kompleksiks) ja selle kompleksi kiirel hävitamisel uuteks molekulideks, kuna see kompleks osutub teatud ühenduste kaudu sisemiste vibratsioonide ajal ebastabiilseks.

Seega on elementaarne keemiline akt eriline, kriitiline punkt molekulide vibratsioonilises liikumises. Viimast iseenesest ei saa pidada keemiliseks liikumiseks, kuid see on esmaste keemiliste protsesside aluseks.

Märkimisväärsete ainemasside, st paljude molekulide keemiliseks muundamiseks on vajalikud molekulide kokkupõrked ja nendevaheline energiavahetus (reaktsiooniproduktide molekulide liikumisenergia ülekandmine kokkupõrgete kaudu lähteainete molekulidele). Seega on tegelik keemiline protsess tihedalt seotud teisega füüsiline liikumisvorm - makroskoopiliste kehade molekulide kaootiline liikumine, mida sageli nimetatakse soojusliikumiseks.

Eespool on lühidalt ja kõige üldisemalt välja toodud keemilise liikumisvormi omavahelised seosed kahe füüsilise liikumisvormiga. Ilmselgelt on samad seosed keemilise protsessi ja elektromagnetvälja liikumise kiirguse vahel, aatomite ja molekulide ioniseerumisega (elektrokeemia) jne.

Aine struktuur . See jaotis hõlmab aatomite struktuuri, molekulide struktuuri ja agregatsiooniseisundite õpetust.

Aatomite ehituse uurimine on rohkem seotud füüsika kui füüsikalise keemiaga. See õpetus on molekulide struktuuri uurimise aluseks.

Molekulide ehituse uurimisel uuritakse molekulide geomeetriat, molekulisiseseid liikumisi ja jõude, mis seovad molekulis olevaid aatomeid. Molekulide ehituse eksperimentaalsetes uuringutes kasutatakse enim molekulaarspektroskoopia (sh raadiospektroskoopia) meetodit, laialdaselt kasutatakse ka elektrilisi, radiograafilisi, magnetilisi ja muid meetodeid.

Agregatsiooniseisundite uurimisel uuritakse molekulide vastasmõju gaasides, vedelikes ja kristallides, samuti ainete omadusi erinevates agregatsiooniseisundites. Seda füüsikalise keemia jaoks väga olulist teadusharu võib pidada füüsika (molekulaarfüüsika) osaks.

Ka kogu aine ehitust käsitlevat osa võib pidada füüsika osaks.

Keemiline termodünaamika . Selles osas on üldise termodünaamika seadustele tuginedes välja toodud keemilise tasakaalu seadused ja faasitasakaalu õpetus, mida tavaliselt nimetatakse faasireegliks. Osa keemilisest termodünaamikast on termokeemia, mis käsitleb keemiliste reaktsioonide termilisi mõjusid.

Lahuste uuringu eesmärk on selgitada ja ennustada lahuste (mitme aine homogeensed segud) omadusi, lähtudes lahust moodustavate ainete omadustest.

Selle probleemi lahendamine eeldab erinevate molekulide interaktsiooni üldteooria konstrueerimist, st molekulaarfüüsika põhiprobleemi lahendust. Üldteooria ja konkreetsete üldistuste arendamiseks uuritakse lahuste molekulaarstruktuuri ja nende erinevaid omadusi sõltuvalt koostisest.

Õpetus pinnanähtustest . Uuritakse tahkete ja vedelike pinnakihtide erinevaid omadusi (faasidevahelisi liideseid); üks peamisi pinnakihtides uuritavaid nähtusi on adsorptsioon(ainete kogunemine pinnakihti).

Süsteemides, kus vedeliku, tahke ja gaasilise faasi vahelised liidesed on kõrgelt arenenud (kolloidsed lahused, emulsioonid, udud, aurud), muutuvad pinnakihtide omadused esmatähtsaks ja määravad ära paljud kogu süsteemi kui terviku ainulaadsed omadused. . Sellised mikroheterogeenne süsteeme uuritakse kolloidkeemia, mis on suur iseseisev füüsikalise keemia osa ja iseseisev akadeemiline distsipliin keemiakõrgkoolides.

Elektrokeemia. Õpitakse elektriliste nähtuste ja keemiliste reaktsioonide (elektrolüüs, elektrivoolu keemilised allikad, elektrosünteesi teooria) vastastikmõju. Elektrokeemia hõlmab tavaliselt elektrolüütide lahuste omaduste uurimist, mida võib sama õigustatult seostada ka lahuste uurimisega.

Keemiline kineetika ja katalüüs . Uuritakse keemiliste reaktsioonide kiirust, reaktsiooni kiiruse sõltuvust välistingimustest (rõhk, temperatuur, elektrilahendus jne), reaktsioonikiiruse seost molekulide struktuuri ja energiaseisunditega, mõju reaktsioonikiirusele. ainetest, mis ei osale stöhhiomeetrilises reaktsioonivõrrandis (katalüüs).

Fotokeemia. Uuritakse kiirguse ja keemilistes muundumistes osalevate ainete vastasmõju (kiirguse mõjul toimuvad reaktsioonid, näiteks fotoprotsessid ja fotosüntees, luminestsents). Fotokeemia on tihedalt seotud keemilise kineetika ja molekulide struktuuri uurimisega.

Ülaltoodud füüsikalise keemia peamiste osade loetelu ei hõlma selle teaduse mõningaid hiljuti esile kerkinud valdkondi ja väiksemaid osi, mida võib käsitleda suuremate sektsioonide osadena või füüsikalise keemia iseseisvate osadena. Need on näiteks kiirguskeemia, kõrgmolekulaarsete ainete füüsikaline keemia, magnetokeemia, gaasielektrokeemia ja teised füüsikalise keemia harud. Mõnede nende tähtsus kasvab praegu kiiresti.

Füüsikaliste ja keemiliste uuringute meetodid

Füüsikalise keemia põhimeetodid on loomulikult füüsika ja keemia meetodid. See on ennekõike eksperimentaalne meetod - ainete omaduste sõltuvuse uurimine välistingimustest ning keemiliste reaktsioonide aja jooksul toimuvate seaduste ja keemilise tasakaalu seaduste eksperimentaalne uurimine.

Katsematerjali teoreetiline mõistmine ja sidusa teadmissüsteemi loomine ainete omaduste ja keemiliste reaktsioonide seaduste kohta põhineb järgmistel teoreetilise füüsika meetoditel.

Kvantmehaaniline meetod (eelkõige lainemehaanika meetod), mis on doktriini aluseks üksikute aatomite ja molekulide struktuurist ja omadustest ning nende vastastikmõjust. Üksikute molekulide omadustega seotud faktid saadakse peamiselt eksperimentaalsete optiliste meetoditega.

Statistilise füüsika meetod , mis võimaldab arvutada aine omadusi; koosneb paljudest molekulidest ("makroskoopilised" omadused), mis põhineb teabel üksikute molekulide omaduste kohta.

Termodünaamiline meetod , mis võimaldab kvantitatiivselt seostada aine erinevaid omadusi ("makroskoopilised" omadused) ja arvutada osa neist omadustest teiste omaduste katseväärtuste põhjal.

Kaasaegseid füüsikalisi ja keemilisi uuringuid mis tahes konkreetses valdkonnas iseloomustab mitmesuguste eksperimentaalsete ja teoreetiliste meetodite kasutamine ainete erinevate omaduste uurimiseks ja nende seoste selgitamiseks molekulide struktuuriga. Kogu andmekogumit ja ülaltoodud teoreetilisi meetodeid kasutatakse põhieesmärgi saavutamiseks - selgitada keemiliste muundumiste suuna, kiiruse ja piiride sõltuvust välistingimustest ja keemilistes reaktsioonides osalevate molekulide struktuurist.