ᲤᲘᲖᲘᲙᲣᲠᲘ ᲥᲘᲛᲘᲐ

§ 1. ფიზიკური ქიმიის საგანი. მისი მნიშვნელობა

სწავლობს ქიმიურ და ფიზიკურ მოვლენებს შორის კავშირს ფიზიკური ქიმია.ქიმიის ეს ფილიალი არის საზღვარი ქიმიასა და ფიზიკას შორის. ორივე მეცნიერების თეორიული და ექსპერიმენტული მეთოდების, ისევე როგორც საკუთარი მეთოდების გამოყენებით, ფიზიკური ქიმია ეწევა ქიმიური რეაქციებისა და მათი თანმხლები ფიზიკური პროცესების მრავალმხრივ შესწავლას. თუმცა, ვინაიდან მრავალმხრივი კვლევაც კი არასოდეს არის სრული და არ მოიცავს ფენომენს ამომწურავად, ფიზიკური ქიმიის კანონები და კანონზომიერებები, ისევე როგორც სხვა საბუნებისმეტყველო მეცნიერებები, ყოველთვის ამარტივებს ფენომენს და არ ასახავს მას მთლიანად.

ფიზიკური ქიმიის სწრაფი განვითარება და მზარდი მნიშვნელობა დაკავშირებულია მის სასაზღვრო პოზიციასთან ფიზიკასა და ქიმიას შორის. ფიზიკური ქიმიის მთავარი ზოგადი ამოცანაა პროცესის დროის მსვლელობისა და საბოლოო შედეგის (ბალანსის მდგომარეობა) პროგნოზირება სხვადასხვა პირობებში, იმ ნივთიერებების სტრუქტურისა და თვისებების შესახებ მონაცემების საფუძველზე, რომლებიც ქმნიან შესასწავლ სისტემას.

§ 2. ფიზიკური ქიმიის განვითარების ისტორიის მოკლე მონახაზი

ტერმინი „ფიზიკური ქიმია“ და ამ მეცნიერების განმარტება პირველად მ.ვ.ლომონოსოვმა მიიღო, რომელმაც 1752-1754 წლებში. მან ასწავლა ფიზიკური ქიმიის კურსი მეცნიერებათა აკადემიის სტუდენტებს და დაუტოვა ამ კურსს ხელნაწერი „შესავალი ჭეშმარიტ ფიზიკურ ქიმიაში“ (1752). ლომონოსოვმა ჩაატარა მრავალი გამოკვლევა, რომელთა თემები შეესაბამება მის "ფიზიკური ქიმიის კურსის გეგმას" (1752) და ექსპერიმენტული სამუშაოს პროგრამას "გამოცდილება ფიზიკურ ქიმიაში" (1754). მისი ხელმძღვანელობით ასევე ჩატარდა სტუდენტური სემინარი ფიზიკურ ქიმიაზე.

ლომონოსოვმა მისცა ფიზიკური ქიმიის შემდეგი განმარტება: ”ფიზიკური ქიმია არის მეცნიერება, რომელიც ხსნის ფიზიკის პრინციპებისა და ექსპერიმენტების საფუძველზე, რა ხდება შერეულ სხეულებში ქიმიური ოპერაციების დროს”. ეს განმარტება ახლოსაა თანამედროვესთან.

ფიზიკური ქიმიის განვითარებისთვის დიდი მნიშვნელობა ჰქონდა XIX საუკუნის შუა წლებში თერმოდინამიკის ორი კანონის აღმოჩენას (ს. კარნო, ჯ. რ. მაიერი, გ. ჰელმჰოლცი, დ. პ. ჯული, რ. კლაუსიუსი, ვ. ტომსონი).

მე-19 საუკუნეში მუდმივად იზრდებოდა კვლევების რაოდენობა და მრავალფეროვნება ფიზიკასა და ქიმიას შორის. შემუშავდა ქიმიური წონასწორობის თერმოდინამიკური თეორია (K.M. Guldberg, P. Waage, D.W. Gibbs). ლ.ფ ვილჰელმის კვლევამ დაიწყო ქიმიური რეაქციების სიჩქარის (ქიმიური კინეტიკა) შესწავლა. შეისწავლეს ხსნარებში ელექტროენერგიის გადაცემა (I.V. Gittorf, F.V.G. Kohlrausch), შეისწავლეს ორთქლთან ხსნარების წონასწორობის კანონები (დ.პ. კონოვალოვი) და შემუშავდა ხსნარების თეორია (დ.ი. მენდელეევი).

ფიზიკური ქიმიის, როგორც დამოუკიდებელი მეცნიერებისა და აკადემიური დისციპლინის აღიარება გამოიხატა 1887 წელს ლაიფციგის უნივერსიტეტში (გერმანია) ფიზიკური ქიმიის პირველი განყოფილების დაარსებით, რომელსაც ხელმძღვანელობდა ვ. ოსტვალდი და დაარსდა პირველი სამეცნიერო ჟურნალი ფიზიკაზე. ქიმია იქ. XIX საუკუნის ბოლოს ლაიფციგის უნივერსიტეტი იყო ფიზიკური ქიმიის განვითარების ცენტრი, ხოლო წამყვანი ფიზიკოსები იყვნენ W. Ostwald, J. H. Van't Hoff, S. Arrhenius და W. Nernst. ამ დროისთვის ფიზიკური ქიმიის სამი ძირითადი დარგი იყო განსაზღვრული - ქიმიური თერმოდინამიკა, ქიმიური კინეტიკა და ელექტროქიმია.

მეცნიერების უმნიშვნელოვანესი სფეროები, რომელთა განვითარება ტექნიკური პროგრესის აუცილებელი პირობაა, მოიცავს ქიმიური პროცესების შესწავლას; ფიზიკური ქიმია წამყვან როლს თამაშობს ამ პრობლემის განვითარებაში.

§ 3. ფიზიკური ქიმიის სექციები. Კვლევის მეთოდები

ქიმიური თერმოდინამიკა. ამ ნაწილში, ზოგადი თერმოდინამიკის კანონებზე დაყრდნობით, წარმოდგენილია ქიმიური წონასწორობის კანონები და ფაზური წონასწორობის დოქტრინა.

ხსნარების შესწავლა მიზნად ისახავს ხსნარების (რამდენიმე ნივთიერების ერთგვაროვანი ნარევების) თვისებების ახსნას და პროგნოზირებას ხსნარის შემადგენელი ნივთიერებების თვისებებზე დაყრდნობით.

ზედაპირული ფენომენების დოქტრინა. შესწავლილია მყარი და სითხეების ზედაპირული ფენების (ფაზებს შორის ინტერფეისები) სხვადასხვა თვისებები; ზედაპირულ ფენებში შესწავლილი ერთ-ერთი მთავარი მოვლენაა ადსორბცია(ნივთიერების დაგროვება ზედაპირულ ფენაში).

სისტემებში, სადაც თხევადი, მყარი და აირისებრი ფაზების ინტერფეისი ძალიან განვითარებულია (ემულსიები, ნისლები, ორთქლი და ა. . ასეთი გაფანტული (მიკროჰეტეროგენული)მიმდინარეობს სისტემების შესწავლა კოლოიდური ქიმია,რომელიც ფიზიკური ქიმიის დიდი დამოუკიდებელი დარგია.

ფიზიკური ქიმიის ძირითადი სექციების მოცემული სია არ მოიცავს ამ მეცნიერების ზოგიერთ სფეროს და უფრო მცირე მონაკვეთებს, რომლებიც შეიძლება ჩაითვალოს უფრო დიდი სექციების ნაწილებად ან ფიზიკური ქიმიის დამოუკიდებელ განყოფილებებად. კიდევ ერთხელ უნდა აღინიშნოს მჭიდრო ურთიერთობა ფიზიკური ქიმიის სხვადასხვა დარგებს შორის. ნებისმიერი ფენომენის შესწავლისას უნდა გამოვიყენოთ იდეების, თეორიებისა და კვლევის მეთოდების არსენალი ქიმიის მრავალი დარგიდან (და ხშირად სხვა მეცნიერებებიდან). მხოლოდ ფიზიკურ ქიმიასთან პირველადი გაცნობით არის შესაძლებელი მასალის გავრცელება მითითებულ განყოფილებებში საგანმანათლებლო მიზნებისთვის.

ფიზიკური და ქიმიური კვლევის მეთოდები. ფიზიკური ქიმიის ძირითადი მეთოდებია, ბუნებრივია, ფიზიკისა და ქიმიის მეთოდები. ეს არის, უპირველეს ყოვლისა, ექსპერიმენტული მეთოდი - გარე პირობებზე ნივთიერებების თვისებების დამოკიდებულების შესწავლა, სხვადასხვა პროცესის კანონების ექსპერიმენტული შესწავლა და ქიმიური წონასწორობის კანონები.

ექსპერიმენტული მონაცემების თეორიული გააზრება და ცოდნის თანმიმდევრული სისტემის შექმნა ეფუძნება თეორიული ფიზიკის მეთოდებს.

თერმოდინამიკური მეთოდი, რომელიც ერთ-ერთი მათგანია, საშუალებას აძლევს ადამიანს რაოდენობრივად დააკავშიროს ნივთიერების სხვადასხვა თვისებები („მაკროსკოპული“ თვისებები) და გამოთვალოს ზოგიერთი ეს თვისება სხვა თვისებების ექსპერიმენტული მნიშვნელობების საფუძველზე.

თავი I.
თერმოდინამიკის პირველი კანონი

§ 1. ენერგია. ენერგიის შენარჩუნებისა და ტრანსფორმაციის კანონი

მატერიის განუყოფელი თვისება (ატრიბუტი) მოძრაობაა; ის ურღვევია, როგორც თავად მატერია. მატერიის მოძრაობა ვლინდება სხვადასხვა ფორმით, რომლებიც შეიძლება გარდაიქმნას ერთმანეთში. მატერიის მოძრაობის საზომია ენერგია.რაოდენობრივად, ენერგია გამოხატულია გარკვეული გზით მოძრაობის თითოეული კონკრეტული ფორმისთვის დამახასიათებელი პარამეტრებით და ამ ფორმისთვის დამახასიათებელი ერთეულებით.

ერთეულების SI სისტემაში ენერგიის ერთეული (სითბო და სამუშაო) არის ჯოული ( ჯ),ძალის მუშაობის ტოლია 1-ში ნ 1-ის გზაზე მ. 1 J = 1 ნ მ.

ფართოდ გამოყენებული ენერგიის (სითბოს) კალორიის ერთეული ამჟამად არის არასისტემური ერთეული, რომელიც დაშვებულია გამოსაყენებლად. ამჟამად გამოყენებული კალორია, განსაზღვრებით, უდრის ჯოულების გარკვეულ რაოდენობას: 1 განავალიუდრის 4,1868 ჯოულს. ეს დანადგარი გამოიყენება თბოინჟინერიაში და შეიძლება ე.წ თერმული ენერგიის კალორია.ქიმიურ თერმოდინამიკაში გამოიყენება ოდნავ განსხვავებული ერთეული, რომელიც უტოლდება 4,1840 ჯოულს და ე.წ. თერმოქიმიური კალორია.მისი გამოყენების მიზანშეწონილობა დაკავშირებულია ამ ერთეულებში გამოხატული საცნობარო პუბლიკაციებში შეგროვებული ფართო ექსპერიმენტული თერმოქიმიური მასალის გამოყენების სიმარტივესთან.

როდესაც მოძრაობის ერთი ფორმა გარდაიქმნება მეორეში, გაუჩინარებისა და გამოჩენილი მოძრაობის ენერგია, გამოხატული სხვადასხვა ერთეულებში, ერთმანეთის ექვივალენტურია, ანუ გაუჩინარებული მოძრაობის ენერგია მუდმივ რაოდენობრივ თანაფარდობაშია ენერგიის მიმართ. აღმოცენებული მოძრაობა (ეკვივალენტური ენერგიის გარდაქმნების კანონი).ეს თანაფარდობა არ არის დამოკიდებული მოძრაობის ორი ფორმის ენერგიების სიდიდეზე და კონკრეტულ პირობებზე, რომლებშიც მოხდა მოძრაობის ერთი ფორმადან მეორეზე გადასვლა. ამრიგად, როდესაც ელექტრული დენის ენერგია გარდაიქმნება ქაოტური მოლეკულური მოძრაობის ენერგიად, ელექტრული ენერგიის ერთი ჯოული ყოველთვის იქცევა 0,239-ად. განავალიმოლეკულური მოძრაობის ენერგია.

ამრიგად, ენერგია, როგორც მატერიის მოძრაობის საზომი, ყოველთვის ვლინდება თვისობრივად უნიკალური ფორმით, რომელიც შეესაბამება მოძრაობის მოცემულ ფორმას და გამოიხატება შესაბამისი საზომი ერთეულებით. მეორეს მხრივ, რაოდენობრივად ასახავს მოძრაობის ყველა ფორმის ერთიანობას, მათ ურთიერთგადამქცევას და მოძრაობის ურღვევობას.

ზემოთ მოყვანილი ეკვივალენტური ენერგიის გარდაქმნების კანონი არის ფიზიკური ექსპერიმენტული კანონი. ეკვივალენტური ენერგიის გარდაქმნების კანონიშეიძლება გამოიხატოს სხვაგვარად, კერძოდ ფორმით ენერგიის შენარჩუნებისა და ტრანსფორმაციის კანონი:ენერგია არც იქმნება და არც ნადგურდება; ყველა პროცესსა და მოვლენაში იზოლირებული მატერიალური სისტემის ყველა ნაწილის ჯამური ენერგია, რომელიც მონაწილეობს მოცემულ პროცესში, არ იზრდება ან მცირდება, რჩება მუდმივი.

ენერგიის შენარჩუნებისა და ტრანსფორმაციის კანონი უნივერსალურია იმ გაგებით, რომ იგი გამოიყენება ფენომენებზე, რომლებიც ხდება თვითნებურად დიდ სხეულებში, რომლებიც წარმოადგენს მოლეკულების უზარმაზარი რაოდენობის კრებულს და მოვლენებს, რომლებიც ხდება ერთი ან რამდენიმე მოლეკულის მონაწილეობით.

მექანიკური მოძრაობის სხვადასხვა ფორმებისთვის ენერგიის შენარჩუნების კანონი დიდი ხანია გამოიხატება ხარისხობრივი (დეკარტი - 1640) და რაოდენობრივი (ლაიბნიცი - 1697) სახით.

სითბოს და სამუშაოს ურთიერთ გარდაქმნების შესახებ (იხ. ქვემოთ), ენერგიის შენარჩუნების კანონი, როგორც საბუნებისმეტყველო კანონი, დამტკიცდა იუ.რ. მაიერის, გ.ჰელმჰოლცისა და დ.პ. ჯოულის მიერ მე-19 საუკუნის ორმოციან წლებში ჩატარებული გამოკვლევებით საუკუნეში.

ეკვივალენტური გარდაქმნების კანონის გამოყენებით შესაძლებელია მოძრაობის სხვადასხვა ფორმის ენერგიების გამოხატვა ერთი ტიპის ენერგიისთვის დამახასიათებელ ერთეულებში (მოძრაობის ერთი ფორმა), შემდეგ კი შეკრების, გამოკლების ოპერაციების შესრულება და ა.შ.

§ 2. თერმოდინამიკის საგანი, მეთოდი და საზღვრები

თერმოდინამიკა თეორიული ფიზიკის ერთ-ერთი მთავარი დარგია. თერმოდინამიკა სწავლობს სხვადასხვა ტიპის ენერგიის ურთიერთ გარდაქმნების კანონებს, რომლებიც დაკავშირებულია სხეულებს შორის ენერგიის გადასვლებთან სითბოსა და სამუშაოს სახით.თერმოდინამიკა, რომელიც ყურადღებას ამახვილებს სითბოზე და მუშაობაზე, როგორც ენერგიის გადაცემის ფორმებზე მრავალფეროვან პროცესებში, განიხილავს უამრავ ენერგეტიკულ კავშირს და დამოკიდებულებას მატერიის სხვადასხვა თვისებებს შორის და იძლევა ძალიან ფართოდ გამოყენებად განზოგადებებს ე.წ. თერმოდინამიკის კანონები.

ძირითადი თერმოდინამიკური კანონების დადგენისას, სხეულის შიგნით მომხდარი ენერგიის გარდაქმნები (ხშირად ძალიან რთული), როგორც წესი, არ არის დეტალური. ასევე არ არის დიფერენცირებული სხეულისთვის მოცემულ მდგომარეობაში დამახასიათებელი ენერგიის ტიპები; ყველა ამ ტიპის ენერგიის მთლიანობა განიხილება როგორც ერთი სისტემის შიდა ენერგია .

ზემოთ მოყვანილი თერმოდინამიკის საგანი განსაზღვრავს ამ მეცნიერების მეთოდს და საზღვრებს. განსხვავება სითბოსა და სამუშაოს შორის, რომელიც მიიღება თერმოდინამიკის მიერ, როგორც საწყისი წერტილი, და სითბოს წინააღმდეგობა მუშაობას შორის, აზრი აქვს მხოლოდ მრავალი მოლეკულისგან შემდგარი სხეულებისთვის, რადგან ერთი მოლეკულისთვის ან მცირე რაოდენობის მოლეკულების კრებულისთვის სითბოს ცნებებია. და მუშაობა აზრს კარგავს. მაშასადამე, თერმოდინამიკა განიხილავს მხოლოდ სხეულებს, რომლებიც შედგება დიდი რაოდენობით მოლეკულებისგან, ე.წ. მაკროსკოპული სისტემები,უფრო მეტიც, თერმოდინამიკა თავის კლასიკურ ფორმაში არ ითვალისწინებს ცალკეული მოლეკულების ქცევას და თვისებებს.

თერმოდინამიკური მეთოდი ასევე ხასიათდება იმით, რომ კვლევის ობიექტია მატერიალური სამყაროდან იზოლირებული სხეული ან სხეულთა ჯგუფი. თერმოდინამიკური სისტემა (შემდგომში უბრალოდ სისტემა).

სისტემას აქვს გარკვეული საზღვრები, რომლებიც გამოყოფს მას გარე სამყაროსგან (გარემოდან).

სისტემა არის ერთგვაროვანი , თუ მის თითოეულ პარამეტრს აქვს ერთი და იგივე მნიშვნელობა სისტემის ყველა ნაწილში ან მუდმივად იცვლება წერტილიდან წერტილამდე.

სისტემა არის ჰეტეროგენული , თუ იგი შედგება რამდენიმე მაკროსკოპული (რომელიც თავის მხრივ მრავალი მოლეკულისგან შედგება) ნაწილისგან, რომლებიც ერთმანეთისგან გამოყოფილია ხილული ინტერფეისებით. ამ ზედაპირებზე ზოგიერთი პარამეტრი მკვეთრად იცვლება. ეს არის, მაგალითად, სისტემა "მყარი მარილი - გაჯერებული წყლის მარილის ხსნარი - გაჯერებული წყლის ორთქლი". აქ, მარილის - ხსნარისა და ხსნარის - ორთქლის საზღვრებზე, შემადგენლობა და სიმკვრივე მკვეთრად იცვლება.

სისტემის ჰომოგენურ ნაწილებს, რომლებიც გამოყოფილია სხვა ნაწილებისგან ხილული ინტერფეისებით, ეწოდება ფაზები . ამ შემთხვევაში, სისტემის ცალკეული ერთგვაროვანი ნაწილების ერთობლიობა, რომლებსაც აქვთ იგივე ფიზიკური და თერმოდინამიკური თვისებები, განიხილება ერთ ფაზაში (მაგალითად, ერთი ნივთიერების კრისტალების ნაკრები ან გაზში შეჩერებული თხევადი წვეთების ნაკრები და ქმნის ნისლს. ). სისტემის თითოეული ეტაპი ხასიათდება მდგომარეობის საკუთარი განტოლებით.

სისტემას, რომელსაც არ შეუძლია გაცვალოს მატერია და ენერგია (სითბოს ან სამუშაოს სახით) თავის გარემოსთან, ეწოდება იზოლირებული .

სისტემას, რომელსაც შეუძლია მატერიისა და ენერგიის (სითბოს ან მუშაობის სახით) გაცვლა გარემოსთან, ეწოდება გახსნა.

სისტემას, რომელსაც არ შეუძლია მატერიის გაცვლა გარემოსთან, მაგრამ შეუძლია ენერგიის გაცვლა (სითბოს ან სამუშაოს სახით), ეწოდება დახურული .

თერმოდინამიკა სწავლობს ურთიერთკავშირს მატერიალური სისტემის ისეთ გაზომვად თვისებებს შორის, როგორც მთლიანობაში და მის მაკროსკოპულ ნაწილებს (ფაზებს), როგორიცაა ტემპერატურა, წნევა, მასა, სიმკვრივე და სისტემაში შემავალი ფაზების ქიმიური შემადგენლობა და სხვა თვისებები, როგორიცაა ასევე ამ თვისებების ცვლილებებს შორის ურთიერთობა.

თერმოდინამიკის მიერ შესწავლილი თვისებების ერთობლიობა (ე.წ სისტემის თერმოდინამიკური პარამეტრები) განსაზღვრავს სისტემის თერმოდინამიკური მდგომარეობა.ნებისმიერი თერმოდინამიკური თვისების ცვლილება (თუნდაც მხოლოდ ერთი) იწვევს სისტემის თერმოდინამიკური მდგომარეობის ცვლილებას.

ბუნებაში ნაპოვნი ყველა პროცესი შეიძლება დაიყოს სპონტანურ (ბუნებრივ) და არასპონტანურად.

სპონტანური პროცესები- ეს არის პროცესები, რომლებიც არ საჭიროებს გარე ენერგიის ხარჯვას. მაგალითად, სითბოს გადაცემა უფრო მაღალი ტემპერატურის მქონე სხეულიდან უფრო დაბალი ტემპერატურის მქონე სხეულზე, წყალში მარილის დაშლა და ა.შ.

არასპონტანური პროცესებიმათი წარმოქმნისთვის საჭიროა გარე ენერგიის შეყვანა, მაგალითად, ჰაერის დაყოფა აზოტად და ჟანგბადად.

თერმოდინამიკაში ძირითადად განვიხილავთ სისტემის ისეთ მდგომარეობებს, რომლებშიც მისი პარამეტრები (ტემპერატურა, წნევა, ელექტროსტატიკური პოტენციალი და ა.შ.) დროში სპონტანურად არ იცვლება და ცალკეული ფაზის მოცულობის ყველა წერტილში ერთნაირი მნიშვნელობა აქვს. ასეთ სახელმწიფოებს ე.წ წონასწორობა.

თერმოდინამიკის ერთ-ერთი ძირითადი პოსტულატი არის განცხადება, რომ ნებისმიერი სპონტანური პროცესის მიმდინარეობა საბოლოოდ მიიყვანს იზოლირებულ სისტემას წონასწორულ მდგომარეობაში, როდესაც მისი თვისებები აღარ შეიცვლება, ანუ სისტემაში წონასწორობა დამყარდება.

ფაზებში ტემპერატურის, წნევის და შემადგენლობის არათანაბარი და დროში ცვალებადი განაწილებით ხასიათდება მდგომარეობები არათანაბარი. ისინი განიხილება არათანაბარი (შეუქცევადი) პროცესების თერმოდინამიკით, რომლებშიც ძირითადი თერმოდინამიკური კანონების გარდა გამოიყენება დამატებითი დაშვებები.

თერმოდინამიკას, რომელიც აგებულია თერმოდინამიკის ძირითადი კანონების საფუძველზე, რომლებიც განიხილება როგორც გამოცდილების განზოგადება, ხშირად უწოდებენ კლასიკურიან ფენომენოლოგიური თერმოდინამიკა.თერმოდინამიკა იძლევა თეორიულ საფუძველს სითბოს ძრავების შესწავლისთვის; ამ განყოფილებას ე.წ ტექნიკური თერმოდინამიკა.ეხება ქიმიური პროცესების შესწავლას თერმოდინამიკური თვალსაზრისით ქიმიური თერმოდინამიკა,რომელიც ფიზიკური ქიმიის ერთ-ერთი მთავარი დარგია.

§ 3. სითბო და მუშაობა

მოძრაობის ფორმების ცვლილებები ერთი სხეულიდან მეორეზე გადასვლისას და ენერგიის შესაბამისი გარდაქმნები ძალიან მრავალფეროვანია. თავად მოძრაობის გადასვლის ფორმები და მასთან დაკავშირებული ენერგეტიკული გადასვლები შეიძლება დაიყოს ორ ჯგუფად.

პირველ ჯგუფში შედის მოძრაობის გადასვლის მხოლოდ ერთი ფორმა ორი შემხვედრი სხეულის მოლეკულების ქაოტური შეჯახების გზით, ე.ი. თბოგამტარობით (და ამავე დროს გამოსხივებით). ამ გზით გადაცემული მოძრაობის საზომი არის სითბო .

მეორე ჯგუფი მოიცავს მოძრაობის გადასვლის სხვადასხვა ფორმებს, რომელთა საერთო მახასიათებელია მაკროსკოპული მასების მოძრაობა მიმართული ბუნების ნებისმიერი გარე ძალების გავლენის ქვეშ. ეს არის სხეულების აწევა გრავიტაციულ ველში, გარკვეული რაოდენობის ელექტროენერგიის გადასვლა უფრო მაღალი ელექტროსტატიკური პოტენციალიდან უფრო მცირეზე, გაზის გაფართოება წნევის ქვეშ და ა.შ. ასეთი მეთოდებით გადაცემული მოძრაობის ზოგადი ზომაა Სამუშაო .

სითბო და მუშაობა თვისობრივად და რაოდენობრივად ახასიათებს მოძრაობის გადაცემის ორ განსხვავებულ ფორმას მატერიალური სამყაროს ერთი ნაწილიდან მეორეზე.

მოძრაობის გადაცემა არის მატერიის უნიკალური რთული მოძრაობა, რომლის ორ ძირითად ფორმას გამოვყოფთ. სითბო და მუშაობა არის მატერიის მოძრაობის ამ ორი რთული ფორმის ზომები და უნდა ჩაითვალოს ენერგიის ფორმებად.

სითბოს და მუშაობის საერთო თვისება ის არის, რომ ისინი მნიშვნელოვანია მხოლოდ იმ პერიოდის განმავლობაში, როდესაც ეს პროცესები ხდება. ასეთი პროცესების დროს ზოგიერთ სხეულში მცირდება მოძრაობა გარკვეული ფორმებით და მცირდება შესაბამისი ენერგია, ხოლო სხვა სხეულებში მოძრაობა იგივე ან სხვა ფორმებით იზრდება და ენერგიის შესაბამისი ტიპები.

ჩვენ არ ვსაუბრობთ სითბოს შენახვაზე ან მუშაობაზე რომელიმე სხეულში, არამედ მხოლოდ სითბოს და გარკვეული პროცესის მუშაობაზე. მისი დასრულების შემდეგ, არ არის საჭირო სხეულებში სითბოს არსებობაზე ან სამუშაოზე საუბარი.

§ 4. სითბოს და სამუშაოს ეკვივალენტობა

სითბოსა და სამუშაოს შორის მუდმივი ეკვივალენტური ურთიერთობა მათი ურთიერთგადასვლის დროს დამყარდა D.P. Joule-ის (1842-1867) კლასიკურ ექსპერიმენტებში. ტიპიური ჯოულის ექსპერიმენტი ასეთია.

ჯოულის მოწყობილობა სითბოს მექანიკური ეკვივალენტის დასადგენად.

ცნობილი სიმაღლიდან ჩამოვარდნილი წონები ატრიალებენ კალორიმეტრში მდებარე წყალში ჩაძირულ ამრევს (წონა და კალორიმეტრი წყალთან ერთად თერმოდინამიკურ სისტემას წარმოადგენს.) ამრევის პირების ბრუნვა წყალში იწვევს წყლის გაცხელებას კალორიმეტრში; რაოდენობრივად აღირიცხება ტემპერატურის შესაბამისი ზრდა.

ამ პროცესის დასრულების შემდეგ სისტემა უნდა დაუბრუნდეს პირვანდელ მდგომარეობას. ეს შეიძლება გაკეთდეს გონებრივი გამოცდილებით. დატვირთვები ადის თავდაპირველ სიმაღლემდე, ხოლო გარე სამუშაოები იხარჯება, რაც ზრდის სისტემის ენერგიას. გარდა ამისა, სითბო გამოიყოფა (გადაეცემა გარემოში) კალორიმეტრიდან მისი საწყის ტემპერატურამდე გაციებით. ეს ოპერაციები აბრუნებს სისტემას თავდაპირველ მდგომარეობაში, ანუ სისტემის ყველა გაზომვადი თვისება იძენს იმავე მნიშვნელობებს, რაც ჰქონდათ თავდაპირველ მდგომარეობაში. პროცესს, რომლის დროსაც შეიცვალა სისტემის თვისებები და რომლის დასასრულს იგი დაუბრუნდა პირვანდელ მდგომარეობას, ეწოდება წრიული (ციკლური) პროცესი ან ციკლი .

აღწერილი ციკლის ერთადერთი შედეგია სამუშაოს ამოღება სისტემის მიმდებარე გარემოდან და კალორიმეტრიდან აღებული სითბოს გადატანა ამ გარემოში.

ამ ორი სიდიდის შედარება, გაზომილი შესაბამის ერთეულებში, აჩვენებს მათ შორის მუდმივ კავშირს, დამოუკიდებლად დატვირთვის სიდიდისგან, კალორიმეტრის სიდიდისა და სითბოს და მუშაობის სპეციფიკური რაოდენობით სხვადასხვა ექსპერიმენტებში.

მიზანშეწონილია ჩაწეროთ სითბო და იმუშაოთ ციკლურ პროცესში, როგორც უსასრულო (ელემენტარული) სითბოს ჯამი (ინტეგრალი)  ქდა უსასრულოდ მცირე (ელემენტარული) სამუშაოები  ვდა ინტეგრაციის საწყისი და საბოლოო საზღვრები ემთხვევა (ციკლი).

შემდეგ სითბოს და მუშაობის ეკვივალენტობა ციკლურ პროცესში შეიძლება ჩაიწეროს შემდეგნაირად:

(მე, 1)

განტოლებაში (I, 1) ნიშანი აღნიშნავს ინტეგრაციას ციკლზე. კოეფიციენტის მუდმივობა კ ასახავს სითბოს და მუშაობის ეკვივალენტობას ( კ- სითბოს მექანიკური ეკვივალენტი). განტოლება (I, 1) გამოხატავს ენერგიის შენარჩუნების კანონს სამუშაოს სითბოდ გადაქცევის კონკრეტული, ძალიან მნიშვნელოვანი შემთხვევისთვის.

ჯოულის, როულენდის (1880), მიკულესკუს (1892) და სხვათა კვლევებში გამოყენებულია ლითონებში ხახუნის, ზემოქმედების, ელექტრული დენის მუშაობის პირდაპირი გადაქცევის სიცხეში, მყარი ნივთიერებების დაჭიმვის მეთოდები და ა.შ.. კოეფიციენტი. კ ყოველთვის მუდმივი ექსპერიმენტული შეცდომის ფარგლებში.

შემდეგ განხილვაში ყოველთვის ვარაუდობენ, რომ მუშაობა და სითბო კოეფიციენტის გამოყენებით კგამოხატული იგივე ერთეულებით (არ აქვს მნიშვნელობა რომელი) და კოეფიციენტი კეცემა.

§ 5. შინაგანი ენერგია

არაწრიული პროცესისთვის თანასწორობა (I, 1) არ არის დაკმაყოფილებული, ვინაიდან სისტემა არ უბრუნდება თავდაპირველ მდგომარეობას. ამის ნაცვლად, შეიძლება ჩაიწეროს ტოლობები არაწრიული პროცესისთვის (კოეფიციენტის გამოტოვებით კ):

≠

ვინაიდან ინტეგრაციის საზღვრები ზოგად შემთხვევაში თვითნებურია, მაშინ ელემენტარული რაოდენობით  ვ და  ქ:

ქ   ვ,

აქედან გამომდინარე:

ქ – ვ  0

ავღნიშნოთ განსხვავება  ქ –  ვნებისმიერი ელემენტარული თერმოდინამიკური პროცესის მეშვეობით dU:

dU   ქ – ვ (მე, 2)

ან საბოლოო პროცესისთვის:

–
(I, 2a)

წრიულ პროცესს რომ დავუბრუნდეთ, ვიღებთ (I, 1 განტოლებიდან):

=
–
= 0 (I, 3)

ამრიგად, ღირებულება dU არის სისტემის მდგომარეობის ზოგიერთი ფუნქციის სრული დიფერენციალი. როდესაც სისტემა უბრუნდება თავდაპირველ მდგომარეობას (ციკლური ცვლილების შემდეგ), ამ ფუნქციის მნიშვნელობა იძენს თავდაპირველ მნიშვნელობას.

სისტემის სტატუსის ფუნქციაუ , განისაზღვრება თანასწორობით (მე, 2) ან (მე, 2a), ე.წშინაგანი ენერგია სისტემები .

ცხადია, გამოხატულება (I, 2a) შეიძლება დაიწეროს შემდეგნაირად:

= უ 2 – უ 1 = ∆ უ = – (I, 2b)

უ 2 – უ 1 = ∆U = Q – W

ეს მსჯელობა ემპირიულად ასაბუთებს სისტემის მდგომარეობის გარკვეული ფუნქციის არსებობას, რომელსაც აქვს ყველა მოძრაობის მთლიანი ზომის მნიშვნელობა, რაც სისტემას გააჩნია.

სხვა სიტყვებით რომ ვთქვათ, შინაგანი ენერგია მოიცავს მოლეკულების მთარგმნელობით და ბრუნვის ენერგიას, ატომებისა და ატომების ჯგუფების ვიბრაციულ ენერგიას მოლეკულაში, ელექტრონის მოძრაობის ენერგიას, ინტრაბირთვულ და სხვა სახის ენერგიას, ანუ ყველა სახის ენერგიის მთლიანობას. ნაწილაკები სისტემაში, გარდა თავად სისტემის პოტენციური და კინეტიკური ენერგიისა.

დავუშვათ, რომ ციკლური პროცესი განხორციელდა ისე, რომ სისტემის საწყის მდგომარეობაში დაბრუნების შემდეგ სისტემის შიდა ენერგიამ არ მიიღო საწყისი მნიშვნელობა, არამედ გაიზარდა. ამ შემთხვევაში წრიული პროცესების გამეორება გამოიწვევს სისტემაში ენერგიის დაგროვებას. შესაძლებელი იქნებოდა ამ ენერგიის გადაქცევა სამუშაოდ და ამ გზით სამუშაოს მიღება არა სითბოს ხარჯზე, არამედ „არაფრისგან“, რადგან წრიულ პროცესში მუშაობა და სითბო ერთმანეთის ექვივალენტურია, როგორც ეს პირდაპირი ექსპერიმენტებით არის ნაჩვენები.

მითითებული სამშენებლო ციკლის განხორციელების შეუძლებლობა მუდმივი მოძრაობის მანქანა (perpetuum mobile) პირველი ტიპის,სამუშაოს გაცემა სხვა ტიპის ენერგიის ექვივალენტური რაოდენობის დახარჯვის გარეშე, დადასტურდა ათასობით წლის ადამიანური გამოცდილების უარყოფითი შედეგით. ეს შედეგი მიგვიყვანს იმავე დასკვნამდე, რომელიც მივიღეთ კონკრეტული, მაგრამ უფრო მკაცრი ფორმით, ჯოულის ექსპერიმენტების ანალიზით.

ისევ ჩამოვაყალიბოთ მიღებული შედეგი. სისტემის მთლიანი ენერგიის რეზერვი (მისი შიდა ენერგია) ციკლური პროცესის შედეგად უბრუნდება თავდაპირველ მნიშვნელობას, ანუ მოცემულ მდგომარეობაში სისტემის შიდა ენერგიას აქვს ერთი კონკრეტული მნიშვნელობა და არ არის დამოკიდებული იმაზე, თუ რა ცვლილებები განიცადა სისტემამ. ამ მდგომარეობამდე მისვლამდე.

სხვა სიტყვებით რომ ვთქვათ, სისტემის შიდა ენერგია არის სისტემის მდგომარეობის ცალსახა, უწყვეტი და სასრული ფუნქცია.

სისტემის შიდა ენერგიის ცვლილება განისაზღვრება გამოხატულებით (I, 2b); წრიული პროცესისთვის გამოთქმა (I, 3) მოქმედებს. სისტემის ზოგიერთი თვისების (პარამეტრის) უსასრულოდ მცირე ცვლილებით, სისტემის შიდა ენერგიაც უსასრულოდ მცირე იცვლება. ეს არის უწყვეტი ფუნქციის თვისება.

თერმოდინამიკის ფარგლებში არ არის საჭირო შინაგანი ენერგიის კონცეფციის ზოგადი განმარტების გამოყენება. ფორმალური რაოდენობრივი განსაზღვრა გამონათქვამების (I, 2) ან (I, 2a) მეშვეობით საკმარისია შემდგომი თერმოდინამიკური მსჯელობისა და დასკვნებისთვის.

ვინაიდან სისტემის შიდა ენერგია მისი მდგომარეობის ფუნქციაა, მაშინ, როგორც უკვე ითქვა, შიდა ენერგიის ზრდა სისტემის მდგომარეობის პარამეტრებში უსასრულოდ მცირე ცვლილებებით არის მდგომარეობის ფუნქციის სრული დიფერენციალი. ინტეგრალის გაყოფა განტოლებაში (I, 3) ორ ინტეგრალზე მდგომარეობიდან ბილიკის მონაკვეთებზე 1 აზრამდე 2 (ბილიკი „ა“) (იხ. სურ. I) და უკან - მდგომარეობიდან 2

მოწინავე კურსი ფიზიკური ქიმია 6 გამოცდა დისციპლინის დაუფლებამდე „გაღრმავებული კურსი ფიზიკური ქიმია"უნდა იყოს... გვერდით ფიზიკური ქიმია. / რედაქტირებულია V.V. ბუდანოვა, ნ.კ. ვორობიოვა. - ლ.: Ქიმია, 1986. - 352გვ. პრაქტიკული მუშაობა ფიზიკური ქიმია ...

სამუშაო პროგრამა დისციპლინაში: „ორგანული და ფიზიკური ქიმია“ სპეციალობაზე 060601 სამედიცინო ბიოქიმია, კურსდამთავრებულთა კვალიფიკაციის კოდი (65 სპეციალისტი) სწავლის ფორმა (სრულ განაკვეთზე)

სამუშაო პროგრამა

განყოფილებაში ბიბლიოთეკაში 1 ორგანული და ფიზიკური ქიმია(ორგანული ქიმია, ნაწილი I). V.A. სტარცევა, L.E. Nikitina, N.P. ... განყოფილებაში ბიბლიოთეკაში 1 ორგანული და ფიზიკური ქიმია(ორგანული ქიმია, ნაწილი I). V.A. სტარცევა, L.E. Nikitina, N.P. ...

ტესტი No2 ფიზიკურ ქიმიაში

დოკუმენტი

ტესტი No2-ზე ფიზიკური ქიმიავარიანტი 2 როგორია ტემპერატურა... ტესტი No2-ზე ფიზიკური ქიმიავარიანტი 3 ჩამოთვალეთ ფიზიკური და ქიმიური სიდიდეები... ტესტი No2 ზე ფიზიკური ქიმიავარიანტი 12 განსაზღვრის ელექტროდები. ...

მეთოდოლოგიური სახელმძღვანელო ლაბორატორიული სამუშაოს No4 ფიზიკური ქიმიის კურსზე ქიმიური ტექნოლოგიური და სამშენებლო მასალების შემსწავლელი ფაკულტეტის სრულ განაკვეთზე სტუდენტებისთვის.

ხელსაწყოების ნაკრები

წონასწორობის მუდმივი ღირებულებები პრაქტიკაში ფიზიკური ქიმიახშირად ტარდება ლაბორატორიული სამუშაოები... გვ. 3. პეტროვი ნ.ა., ჩერეპანოვი ვ.ა. ერმიშინა იუ.ა. სემინარის შესახებ ფიზიკური ქიმია. ხელსაწყოების ნაკრები. ეკატერინბურგი: გამომცემლობა...

მისაღები გამოცდის პროგრამა სპეციალობაში 02.00.04 "ფიზიკური ქიმია"

პროგრამა

წონასწორობა // მ.: მეტალურგია.-1988.-560 გვ. კარგად ფიზიკური ქიმია/ ᲛᲔ ᲓᲐ. გერასიმოვი, ვ.პ. დრაივინგი, ე.ი. ერმინი და სხვები: ქვეშ... .- 1980.- 180 გვ. გორშკოვი ბ.ი., კუზნეცოვი ი.ა. / საფუძვლები ფიზიკური ქიმია. მე-2 გამოცემა. // მ.: მოსკოვის უნივერსიტეტის გამომცემლობა...

თერმოდინამიკური სისტემა- სხეული ან სხეულთა ჯგუფი, რომლებიც ურთიერთქმედებენ, გონებრივად ან რეალურად იზოლირებულნი გარემოსგან.

ჰომოგენური სისტემა– სისტემა, რომლის ფარგლებშიც არ არის სისტემის ნაწილების (ფაზების) გამყოფი ზედაპირი, რომლებიც განსხვავდება თვისებებით.

ჰეტეროგენული სისტემა- სისტემა, რომელშიც არის ზედაპირები, რომლებიც ჰყოფს სისტემის ნაწილებს, რომლებიც განსხვავდება თვისებებით.

ფაზა- ჰეტეროგენული სისტემის ერთგვაროვანი ნაწილების ნაკრები, იდენტური ფიზიკური და ქიმიური თვისებებით, გამოყოფილი სისტემის სხვა ნაწილებისგან ხილული ინტერფეისებით.

Იზოლირებული სისტემა- სისტემა, რომელიც არ ცვლის არც მატერიას და არც ენერგიას გარემოსთან.

დახურული სისტემა- სისტემა, რომელიც ცვლის ენერგიას გარემოსთან, მაგრამ არ ცვლის მატერიას.

ღია სისტემა- სისტემა, რომელიც ცვლის როგორც მატერიას, ასევე ენერგიას გარემოსთან.

სტატუსის პარამეტრები– განსახილველი სისტემის ნებისმიერი მაკროსკოპული თვისების დამახასიათებელი რაოდენობები.

თერმოდინამიკური პროცესი– სისტემის თერმოდინამიკური მდგომარეობის ნებისმიერი ცვლილება (ერთი მდგომარეობის პარამეტრის ცვლილება).

შექცევადი პროცესი- პროცესი, რომელიც საშუალებას აძლევს სისტემას დაუბრუნდეს პირვანდელ მდგომარეობას გარემოში რაიმე ცვლილების გარეშე.

წონასწორობის პროცესი- პროცესი, რომლის დროსაც სისტემა გადის მდგომარეობათა უწყვეტ სერიას წონასწორობის მდგომარეობასთან უსასრულოდ ახლოს. წონასწორობის პროცესის დამახასიათებელი ნიშნები:

1) უსასრულოდ მცირე განსხვავება მოქმედ და დაპირისპირებულ ძალებს შორის: F ex – F in > 0;

2) სისტემა ასრულებს მაქსიმალურ სამუშაოს უშუალო პროცესში | ვ| = მაქს;

3) უსასრულოდ ნელი პროცესი, რომელიც დაკავშირებულია მოქმედ ძალებში უსასრულოდ მცირე განსხვავებასთან და შუალედური მდგომარეობის უსასრულოდ დიდ რაოდენობასთან. ტ > ?.

სპონტანური პროცესი- პროცესი, რომელიც შეიძლება მოხდეს გარედან სამუშაოს დახარჯვის გარეშე და შედეგად, სამუშაოს მიღება შესაძლებელია სისტემის მდგომარეობის ცვლილების პროპორციულად. შეიძლება მოხდეს სპონტანური პროცესი შექცევადიან შეუქცევადი.

არასპონტანური პროცესი– პროცესი, რომელიც მოითხოვს გარედან სამუშაოს ხარჯვას სისტემის მდგომარეობის ცვლილების პროპორციული ოდენობით.

ენერგია- სისტემის მუშაობის უნარის საზომი; მატერიის მოძრაობისა და ურთიერთქმედების ზოგადი თვისებრივი საზომი. ენერგია მატერიის განუყოფელი თვისებაა. გამოარჩევენ პოტენციური ენერგია,განპირობებულია სხეულის პოზიციით გარკვეული ძალების ველში და კინეტიკური ენერგია,გამოწვეულია სხეულის პოზიციის ცვლილებით სივრცეში.

სისტემის შიდა ენერგია უ - სისტემას შემადგენელი ყველა ნაწილაკების კინეტიკური და პოტენციური ენერგიის ჯამი. თქვენ ასევე შეგიძლიათ განსაზღვროთ სისტემის შიდა ენერგია, როგორც მისი მთლიანი ენერგია გამოკლებული სისტემის კინეტიკური და პოტენციური ენერგია მთლიანად. [ უ]= ჯ.

სითბო ქ - ენერგიის გადაცემის ფორმა მოლეკულების მოუწესრიგებელი მოძრაობით, ორი შემხვედრი სხეულის მოლეკულების ქაოტური შეჯახებით, ანუ თერმული კონდუქტომეტრული გზით (და ამავე დროს გამოსხივების საშუალებით). Q> 0, თუ სისტემა იღებს სითბოს გარემოდან. [ ქ]= ჯ.

Სამუშაო ვ – ენერგიის გადაცემის ფორმა ნაწილაკების მოწესრიგებული მოძრაობის გზით (მაკროსკოპული მასები) ნებისმიერი ძალის გავლენის ქვეშ. W> 0 თუ გარემო მუშაობს სისტემაზე. [W] = ჯ.

ყველა სამუშაო დაყოფილია გაფართოების (ან შეკუმშვის) მექანიკური მუშაობადა სხვა სახის სამუშაოები (სასარგებლო სამუშაო): ? W = -pdV + ?W?.

მყარი და სითხეების სტანდარტული მდგომარეობა- სუფთა ნივთიერების სტაბილური მდგომარეობა მოცემულ ტემპერატურაზე წნევის ქვეშ p = 1 ატმ.

სუფთა გაზის სტანდარტული მდგომარეობა- გაზის მდგომარეობა, რომელიც ემორჩილება იდეალური გაზის მდგომარეობის განტოლებას 1 ატმ წნევის დროს.

სტანდარტული მნიშვნელობები- მნიშვნელობები, რომლებიც განსაზღვრულია სტანდარტულ მდგომარეობაში მყოფი ნივთიერებებისთვის (მითითებულია 0-ით).

1.1. თერმოდინამიკის პირველი კანონი

ენერგია ურღვევი და შეუქმნელია; მას შეუძლია გადავიდეს ერთი ფორმიდან მეორეზე მხოლოდ ექვივალენტური პროპორციებით.

თერმოდინამიკის პირველი კანონი პოსტულატია - მისი ლოგიკურად დამტკიცება ან უფრო ზოგადი დებულებებიდან გამოყვანა შეუძლებელია.

თერმოდინამიკის პირველი კანონი ადგენს ურთიერთობას სითბოს შორის Q,მუშაობა ვდა სისტემის შიდა ენერგიის ცვლილება? უ.

Იზოლირებული სისტემა

იზოლირებული სისტემის შიდა ენერგია მუდმივი რჩება.

U =კონსტ ან dU = 0

დახურული სისტემა

დახურული სისტემის შიდა ენერგიის ცვლილება ხდება სისტემაზე გადაცემული სითბოს ან/და სისტემაზე შესრულებული სამუშაოს გამო.

?U =Q +Wან dU = ? Q +? ვ

ღია სისტემა

ღია სისტემის შიდა ენერგიის ცვლილება ხდება სისტემაზე გადაცემული სითბოს ან/და სისტემაზე შესრულებული სამუშაოს გამო, ასევე სისტემის მასის ცვლილების გამო.

?U =Q +W + ?U mან dU = ? Q +? W+ მე?უ მედნ მე

შინაგანი ენერგია არის მდგომარეობის ფუნქცია; ნიშნავს თუ არა ეს შინაგანი ენერგიის ცვლილებას? უარ არის დამოკიდებული სისტემის გადასვლის გზაზე 1 მდგომარეობიდან 2 მდგომარეობაზე და უდრის შიდა ენერგიის მნიშვნელობებში სხვაობას U 2და U 1ამ შტატებში:

?U =U 2 – U 1

გარკვეული პროცესისთვის:

?U = ?(v i U i) npod – ?(v i U i) ref

1.2. თერმოდინამიკის პირველი კანონის გამოყენება ერთკომპონენტიან დახურულ სისტემებზე

იზოქორული პროცესი (V = const; ?ვ = 0)

უმარტივეს შემთხვევაში, სასარგებლო სამუშაო არ კეთდება.

dU = ? Q +? ვ = ? Q - PDV dU = ?Q v = C V dT = nC V dT

სისტემის მიერ მიღებული სითბოს მთელი რაოდენობა მიდის შიდა ენერგიის შეცვლაზე.

– სითბოს სიმძლავრე მუდმივი მოცულობით,ე.ი. სითბოს რაოდენობა, რომელიც საჭიროა სისტემის ტემპერატურის ამაღლებისთვის ერთი გრადუსით მუდმივ მოცულობით. [ CV] = ჯ/ გრადუსი.

CV– მოლური სითბოს სიმძლავრე მუდმივ მოცულობაზე, J/(მოლ? გრადუსი). იდეალური გაზებისთვის:

C V = 2/3 R- მონოტომიური გაზი;

C V = 5/2 R- დიატომიური გაზი.

იზობარული პროცესი (რ = const) dU = ? Q +? W = ?Q – pdV ?Q p = dU + pdV = d(U + pV) = dH

H = U + pV – ენთალპია- სისტემის მდგომარეობის ფუნქცია.

?Н = ?(? i U i)პროდ - ?(? მე უ მე) ref

?Q p = dU + pdV =dH = C p dT –იზობარული პროცესის თერმული ეფექტი უდრის სისტემის ენთალპიის ცვლილებას.

– სითბოს სიმძლავრე მუდმივი წნევის დროს. [თან] = ჯ/ გრადუსი.

C r– მოლური სითბოს სიმძლავრე მუდმივ წნევაზე, J/(მოლ? გრადუსი).

იდეალური გაზებისთვის: C r = C V + R; C p, C V =[ჯ/(მოლ K)].

ქიმიური რეაქციის თერმული ეფექტი (სითბო).- სითბოს რაოდენობა, რომელიც გამოთავისუფლებულია ან შეიწოვება რეაქციის დროს მუდმივ ტემპერატურაზე.

Qv = ?UV Qp = ?ზემოთ რეაქციის თერმული ეფექტის დამოკიდებულება ტემპერატურაზე. კირჩჰოფის კანონი

ქიმიური რეაქციის თერმული ეფექტის ტემპერატურული კოეფიციენტი უდრის რეაქციის დროს სისტემის სითბოს სიმძლავრის ცვლილებას.

კირჩჰოფის კანონი:

ქიმიური პროცესისთვის, სითბოს სიმძლავრის ცვლილება განისაზღვრება სისტემის შემადგენლობის ცვლილებით:

?S გვ= ?(? i C p,i) გაგრძელება – ?(? i C p,i) out თუ? C V =?(? i C V,i) cont – ?(? i C V,i) out

კირჩჰოფის კანონის ინტეგრალური ფორმა:

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

1.3. თერმოდინამიკის მეორე კანონი. ენტროპია

1) სითბო არ შეიძლება სპონტანურად გადავიდეს ნაკლებად გახურებული სხეულიდან უფრო გახურებულზე.

2) შეუძლებელია პროცესი, რომლის ერთადერთი შედეგია სითბოს სამუშაოდ გადაქცევა.

3) არსებობს სისტემის მდგომარეობის ფუნქცია, რომელსაც ე.წ ენტროპია,რომლის ცვლილება დაკავშირებულია სისტემის შთანთქმელ სითბოსთან და ტემპერატურასთან შემდეგნაირად:

არაწონასწორობის პროცესში

წონასწორობის პროცესში

S - ენტროპია, J/deg,

- შემცირებული სითბო.

ენტროპიის სტატისტიკური ინტერპრეტაცია

სისტემის თითოეული მდგომარეობა მინიჭებულია თერმოდინამიკური ალბათობა(განსაზღვრულია როგორც მიკრომდგომარეობების რაოდენობა, რომლებიც ქმნიან სისტემის მოცემულ მაკროსტატს), რაც უფრო დიდია, მით უფრო მოუწესრიგებელი ან გაურკვეველია მდგომარეობა. ენტროპია არის მდგომარეობის ფუნქცია, რომელიც აღწერს სისტემის არეულობის ხარისხს.

S = kლნ ვ- ბოლცმანის ფორმულა.

სისტემა მიდრეკილია სპონტანურად გადავიდეს მდგომარეობაზე მაქსიმალური თერმოდინამიკური ალბათობით.

აბსოლუტური ენტროპიის გაანგარიშება

ქიმიური პროცესის დროს ენტროპიის ცვლილება განისაზღვრება მხოლოდ საწყისი ნივთიერებებისა და რეაქციის პროდუქტების ტიპისა და მდგომარეობის მიხედვით და არ არის დამოკიდებული რეაქციის გზაზე:

?S = ?(? i S i)პროდ - ?(? მე S i) ref

აბსოლუტური ენტროპიის მნიშვნელობები სტანდარტულ პირობებში მოცემულია საცნობარო ლიტერატურაში.

1.4. თერმოდინამიკური პოტენციალი

პოტენციალი– რაოდენობა, რომლის დანაკარგიც განსაზღვრავს სისტემის მიერ წარმოებულ სამუშაოს.

მხოლოდ ის პროცესები, რომლებიც იწვევს სისტემის თავისუფალი ენერგიის შემცირებას, შეიძლება მოხდეს სპონტანურად; სისტემა აღწევს წონასწორობის მდგომარეობას, როდესაც თავისუფალი ენერგია მიაღწევს მინიმალურ მნიშვნელობას.

F = U – TS – ჰელმჰოლცის თავისუფალი ენერგია – იზოქორიულ-იზოთერმული პოტენციალი(J) - განსაზღვრავს პროცესის სპონტანური წარმოშობის მიმართულებას და ზღვარს იზოქორიულ-იზოთერმულ პირობებში მდებარე დახურულ სისტემაში.

dF = dU – TdSან? F = ?U – T?S

G = H – TS = U + pV – TS – გიბსის თავისუფალი ენერგია – იზობარულ-იზოთერმული პოტენციალი(J) - განსაზღვრავს პროცესის სპონტანური წარმოშობის მიმართულებას და ზღვარს იზობარულ-იზოთერმულ პირობებში მდებარე დახურულ სისტემაში.

dG = dH – TdSან? G = ?Н – T?S ?G = ?(? მე გ ი)პროდ - ?(? მე გ ი) ref ?G 0 = ?(? მე ?G arr 0)პროდ - ?(? მე ?G arr 0) ref დახურულ სისტემებში პროცესების სპონტანური წარმოშობის პირობები

იზობარულ-იზოთერმული (P =კონსტ, T = const):

?გ< 0, dG < 0

იზოქორიულ-იზოთერმული (V =კონსტ, T = const):

?F< 0, dF< 0

თერმოდინამიკური წონასწორობაეწოდება სისტემის ისეთ თერმოდინამიკურ მდგომარეობას მინიმალური თავისუფალი ენერგიით, რომელიც მუდმივი გარე პირობების პირობებში დროში არ იცვლება და ეს უცვლელობა არ არის განპირობებული რაიმე გარეგანი პროცესით.

თერმოდინამიკური წონასწორობის პირობებიდახურულ სისტემაში

იზობარულ-იზოთერმული (P =კონსტ, T = const):

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

იზოქორიულ-იზოთერმული (V =კონსტ, T = const):

?F =0, dF = 0, d 2 F >0 ქიმიური რეაქციის იზოთერმული განტოლებები:

რეაქციისთვის v 1 A 1 + v 2 A 2+ … = v? 1 B 1 + v? 2 B 2 +…

Აქ C i, p i– რეაქტიული ნივთიერებების კონცენტრაციები, წნევა ნებისმიერ დროს, გარდა წონასწორობის მდგომარეობისა.

გარე პირობების გავლენა ქიმიურ წონასწორობაზე

წონასწორობის ცვლის ლე შატელიე-ბრაუნის პრინციპი

თუ გარეგანი ზემოქმედება განხორციელდება სისტემაზე, რომელიც ჭეშმარიტ წონასწორობაშია, მაშინ სისტემაში წარმოიქმნება სპონტანური პროცესი, რომელიც ანაზღაურებს ამ გავლენას.

ტემპერატურის ეფექტი წონასწორობის პოზიციაზე

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

ენდოთერმული რეაქციები: ?Н° > 0 (?U°> 0). ტემპერატურის მატება ზრდის წონასწორობის მუდმივის მნიშვნელობას (ბალანსს გადააქვს მარჯვნივ).

2. ფაზის წონასწორობა

Კომპონენტი- სისტემის ქიმიურად ერთგვაროვანი კომპონენტი, რომელიც შეიძლება იზოლირებული იყოს სისტემიდან და არსებობდეს მის გარეთ. სისტემის დამოუკიდებელი კომპონენტების რაოდენობა უდრის კომპონენტების რაოდენობას გამოკლებული მათ შორის შესაძლო ქიმიური რეაქციების რაოდენობა.

თავისუფლების ხარისხების რაოდენობა– სისტემური მდგომარეობის პარამეტრების რაოდენობა, რომლებიც შეიძლება ერთდროულად თვითნებურად შეიცვალოს გარკვეულ საზღვრებში, სისტემაში ფაზების რაოდენობისა და ბუნების შეცვლის გარეშე.

ფაზის წესიჯ.გიბსი:

წონასწორული თერმოდინამიკური სისტემის C თავისუფლების ხარისხების რაოდენობა უდრის K სისტემის დამოუკიდებელი კომპონენტების რაოდენობას გამოკლებული ფაზების რიცხვი Ф პლუს წონასწორობაზე მოქმედი გარე ფაქტორების რაოდენობა: C = K – F + n.

სისტემისთვის, რომელზეც გავლენას ახდენს მხოლოდ გარე ფაქტორები ტემპერატურა და წნევა,შეიძლება დაიწეროს: C = K – F+ 2.

უწყვეტობის პრინციპი- მდგომარეობის პარამეტრების უწყვეტი ცვლილებით, ინდივიდუალური ფაზის ყველა თვისება ასევე მუდმივად იცვლება; მთლიანი სისტემის თვისებები მუდმივად იცვლება მანამ, სანამ სისტემაში ფაზების რაოდენობა ან ბუნება არ შეიცვლება, რაც იწვევს სისტემის თვისებების მკვეთრ ცვლილებას.

Მიხედვით შესაბამისობის პრინციპი,სისტემის მდგომარეობის დიაგრამაზე თითოეული ფაზა შეესაბამება სიბრტყის ნაწილს - ფაზის ველს. სიბრტყეების გადაკვეთის ხაზები შეესაბამება წონასწორობას ორ ფაზას შორის. სახელმწიფო დიაგრამაზე ყოველი წერტილი (ე.წ ფიგურალური წერტილი)შეესაბამება სისტემის გარკვეულ მდგომარეობას მდგომარეობის პარამეტრების გარკვეული მნიშვნელობებით.

2.1. წყლის დიაგრამა

K = 1. სისტემაში შესაძლებელია სამფაზიანი წონასწორობა: თხევადსა და გაზს (ხაზი OA), მყარ და აირს (ხაზი OB), მყარ და თხევად (ხაზი OC) შორის. სამ მოსახვევს აქვს გადაკვეთის წერტილი O, ე.წ წყლის სამმაგი წერტილი,– შეესაბამება წონასწორობას სამ ფაზას შორის და C = 0; სამი ფაზა შეიძლება იყოს წონასწორობაში მხოლოდ ტემპერატურისა და წნევის მკაცრად განსაზღვრულ მნიშვნელობებზე (წყალისთვის სამმაგი წერტილი შეესაბამება მდგომარეობას P = 6,1 კპა და T = 273,16 კ).

დიაგრამის თითოეულ ზონაში (AOB, BOC, AOC) სისტემა ერთფაზიანია; C = 2 (სისტემა ბივარიანტულია).

თითოეულ ხაზზე, სისტემაში ფაზის რაოდენობა არის ორი, და ფაზის წესის მიხედვით, სისტემა მონოვარიანტულია: C = 1 – 2 + 2 = 1, ანუ თითოეული ტემპერატურის მნიშვნელობისთვის არის მხოლოდ ერთი წნევის მნიშვნელობა.

ფაზის გადასვლის ტემპერატურაზე წნევის გავლენა აღწერილია კლაუსიუს-კლაპეირონის განტოლება:

V 2, V 1- ნივთიერების მოლური მოცულობის ცვლილება ფაზური გადასვლის დროს.

წონასწორობის მრუდი „მყარი - თხევადი“ წყლის მდგომარეობის დიაგრამაზე მიდრეკილია მარცხნივ, ხოლო სხვა ნივთიერებების მდგომარეობის დიაგრამებზე - მარჯვნივ, რადგან წყლის სიმკვრივე ყინულის სიმკვრივეზე მეტია, ანუ დნობა ახლავს. მოცულობის შემცირებით (AV< 0). ამ შემთხვევაში, წნევის მატება შეამცირებს მყარი-თხევადი ფაზის გადასვლის ტემპერატურას (წყალი - ანომალიური ნივთიერება).ყველა სხვა ნივთიერებისთვის (ე.წ ნორმალური ნივთიერებები) ?V pl> 0 და, კლაუსიუს-კლაპეირონის განტოლების მიხედვით, წნევის მატება იწვევს დნობის ტემპერატურის ზრდას.

3. ხსნარების თვისებები

3.1. ხსნარების თერმოდინამიკა

გამოსავალი- ჰომოგენური სისტემა, რომელიც შედგება ორი ან მეტი კომპონენტისგან, რომლის შემადგენლობა შეიძლება მუდმივად შეიცვალოს გარკვეულ საზღვრებში მისი თვისებების მკვეთრი ცვლილების გარეშე.

დიფუზია ხსნარებში

დიფუზია– ხსნარში ნივთიერების კონცენტრაციის გათანაბრების სპონტანური პროცესი მისი მოლეკულების ან ატომების თერმული მოძრაობის გამო.

ფიკის კანონი:ნივთიერების რაოდენობა, რომელიც ერთეულ დროში დიფუზირდება ერთეული ზედაპირის ფართობზე, მისი კონცენტრაციის გრადიენტის პროპორციულია:

სად ჯ- დიფუზიური ნაკადი; დ- დიფუზიის კოეფიციენტი.

აინშტაინ-სმოლუჩოვსკის განტოლება:

სად? - საშუალო სიბლანტე; რ- დიფუზური ნაწილაკების რადიუსი.

გაზების ხსნადობა აირებში

დალტონის კანონი:აირის ნარევის მთლიანი წნევა უდრის მასში შემავალი ყველა აირის ნაწილობრივი წნევის ჯამს:

პტოტ = ? p iდა pi = xi P სულ

ჰენრი-დალტონის კანონი:გაზის ხსნადობა სითხეში პირდაპირპროპორციულია მის წნევაზე სითხეზე: C i = kp i,სად C i- გაზის ხსნარის კონცენტრაცია სითხეში; კ- პროპორციულობის კოეფიციენტი, რაც დამოკიდებულია გაზის ბუნებაზე.

როგორც წესი, როდესაც აირი იხსნება სითხეში, სითბო გამოიყოფა (მდე< 0), ასე რომ ტემპერატურის მატებასთან ერთად, ხსნადობა მცირდება.

სეჩენოვის ფორმულა:

X = X 0 e -kС el

სად Xდა X 0- აირის ხსნადობა სუფთა გამხსნელში და ელექტროლიტის ხსნარში კონცენტრაციით თან.

3.2. არაელექტროლიტური ხსნარების კოლიგატური თვისებები

კოლექტიური (კოლექტიური)არის ხსნარების თვისებები გამხსნელის თვისებებთან მიმართებაში, ძირითადად დამოკიდებულია გახსნილი ნაწილაკების რაოდენობაზე.

განზავებული ხსნარების გაჯერებული ორთქლის წნევა

ორთქლს, რომელიც წონასწორობაშია სითხესთან, ეწოდება გაჯერებული.ასეთი ორთქლის წნევა p 0დაურეკა გაჯერებული ორთქლის წნევა ან წნევასუფთა გამხსნელი.

რაულის პირველი კანონი.ხსნარის კომპონენტის გაჯერებული ორთქლის ნაწილობრივი წნევა პირდაპირპროპორციულია ხსნარში მისი მოლური ფრაქციისა, ხოლო პროპორციულობის კოეფიციენტი უდრის გაჯერებული ორთქლის წნევას სუფთა კომპონენტის ზემოთ:

p i = p i 0 x i

ორობითი ხსნარისთვის, რომელიც შედგება A და B კომპონენტებისგან: გამხსნელის ორთქლის წნევის შედარებითი შემცირება ხსნარის ზემოთ ტოლია გამხსნელის მოლური ფრაქციის ტოლფასი და არ არის დამოკიდებული გამხსნელის ბუნებაზე:

გადაწყვეტილებებს, რომლებისთვისაც რაულტის კანონი დაკმაყოფილებულია, იდეალური გადაწყვეტილებები ეწოდება.

იდეალური და რეალური გადაწყვეტილებების ორთქლის წნევა

თუ ორობითი (ორი კომპონენტისგან შემდგარი) ხსნარის კომპონენტები აქროლადია, მაშინ ხსნარის ზემოთ ორთქლი შეიცავს ორივე კომპონენტს. ზოგადი შემადგენლობა, მოლ. ფრაქციები (x in) ორთქლის წნევაში:

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

თუ მოცემული კომპონენტის მოლეკულები ურთიერთქმედებენ ერთმანეთთან უფრო ძლიერად, ვიდრე სხვა კომპონენტის მოლეკულებთან, მაშინ ნარევის ზემოთ ჭეშმარიტი ნაწილობრივი ორთქლის წნევა უფრო დიდი იქნება ვიდრე რაულის პირველი კანონით გამოთვლილი. (პოზიტიური გადახრები, ?Нტელევიზორი > 0). თუ ერთგვაროვანი ნაწილაკები ურთიერთქმედებენ ერთმანეთთან ნაკლებად, ვიდრე განსხვავებული, კომპონენტების ნაწილობრივი ორთქლის წნევა ნაკლები იქნება გამოთვლილზე (უარყოფითი გადახრები, ?Hდაითხოვოს< 0).

განზავებული ხსნარების კრისტალიზაციის ტემპერატურა

რაულის მეორე კანონი.ხსნარის გაყინვის ტემპერატურის დაქვეითება T პირდაპირპროპორციულია ხსნარის მოლური კონცენტრაციის: ?T არის = T 0 – T = KS m,სად T 0 -სუფთა გამხსნელის გაყინვის წერტილი; თ- ხსნარის გაყინვის ტემპერატურა; TO- გამხსნელის კრიოსკოპიული მუდმივი, გ/კგ მოლი,

T 0 2- გამხსნელის გაყინვის ტემპერატურა; მ– გამხსნელის მოლეკულური წონა, ?Н pl – გამხსნელის შერწყმის მოლური სითბო.

განზავებული ხსნარების დუღილის წერტილი

დუღილის ტემპერატურა- ტემპერატურა, რომლის დროსაც გაჯერებული ორთქლის წნევა უდრის გარე წნევას.

არამდგრადი ნივთიერებების ხსნარების დუღილის მატება? T K = T k – T k 0გაჯერებული ორთქლის წნევის შემცირების პროპორციული და ხსნარის მოლური კონცენტრაციის პირდაპირპროპორციული: ?T kip = ევროკავშირის მ,სად E – ბულიოსკოპიული მუდმივიგამხსნელი, გ/კგ მოლი,

განზავებული ხსნარების ოსმოსური წნევა

ოსმოზი– გამხსნელის მოლეკულების უპირატესად ცალმხრივი გადასასვლელი ნახევრად გამტარი მემბრანის მეშვეობით ხსნარში ან გამხსნელის მოლეკულები დაბალი კონცენტრაციის ხსნარიდან უფრო მაღალი კონცენტრაციის ხსნარში.

წნევა, რომელიც უნდა განხორციელდეს ხსნარზე, რათა არ მოხდეს გამხსნელის გადაადგილება ხსნარში მემბრანის მეშვეობით, რომელიც ყოფს ხსნარს და სუფთა გამხსნელს, რიცხობრივად ტოლია ოსმოსური წნევა?(პა).

ვანტ ჰოფის პრინციპი:იდეალური ხსნარის ოსმოსური წნევა უდრის იმ წნევას, რომელსაც გახსნილი ნივთიერება მოახდენს, თუ ის, იმავე ტემპერატურაზე მყოფი აირის მდგომარეობაში, დაიკავებს იმავე მოცულობას, რასაც ხსნარი იკავებს: ? = CRT.

იზოტონური ხსნარები- ორი ხსნარი ერთი და იგივე ოსმოსური წნევით (? 1 = ? 2).

ჰიპერტონული ხსნარი– ხსნარი, რომლის ოსმოსური წნევა სხვაზე მეტია (? 1 > ? 2).

ჰიპოტონური ხსნარი- ხსნარი, რომლის ოსმოსური წნევა ნაკლებია სხვაზე (? 1< ? 2).

3.3. ელექტროლიტური ხსნარები

დისოციაციის ხარისხი?- მოლეკულების რაოდენობის თანაფარდობა n,დაიშალა იონებად, მოლეკულების მთლიან რაოდენობამდე N:

ვან ჰოფის იზოტონური კოეფიციენტი ი- ელექტროლიტური ხსნარში ნაწილაკების რეალური რაოდენობის თანაფარდობა ამ ხსნარის ნაწილაკების რაოდენობასთან დისოციაციის გათვალისწინების გარეშე.

თუ დან ნმოლეკულები დაშორებულია n,და თითოეული მოლეკულა დაიშალა? იონები, მაშინ

არაელექტროლიტებისთვის მე = 1.

ელექტროლიტებისთვის 1< მე? ?.

3.4. ელექტროლიტური ხსნარების კოლიგიური თვისებები:

არენიუსის ელექტროლიტური დისოციაციის თეორია

1. ხსნარებში ელექტროლიტები იშლება იონებად - იშლება.

2. დისოციაცია არის შექცევადი წონასწორობის პროცესი.

3. იონების ურთიერთქმედების ძალები გამხსნელ მოლეკულებთან და ერთმანეთთან მცირეა (ანუ ხსნარები იდეალურია).

ელექტროლიტების დისოციაცია ხსნარში ხდება პოლარული გამხსნელის მოლეკულების გავლენის ქვეშ; ხსნარში იონების არსებობა განსაზღვრავს მის ელექტროგამტარობას.

დისოციაციის ხარისხის მიხედვით ელექტროლიტები იყოფა სამ ჯგუფად: ძლიერი(? ? 0,7), საშუალო სიძლიერე(0,3 < ? < 0,7) и სუსტი(? ? 0,3).

სუსტი ელექტროლიტები. დისოციაციის მუდმივი

გარკვეული ელექტროლიტისთვის, რომელიც იშლება იონებად ხსნარში, განტოლების შესაბამისად:

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

ბინარული ელექტროლიტისთვის:

- ოსტვალდის განზავების კანონი: სუსტი ელექტროლიტის დისოციაციის ხარისხი იზრდება ხსნარის განზავებასთან ერთად.

ხსნარის აქტივობა- ემპირიული მნიშვნელობა, რომელიც ცვლის კონცენტრაციას, - აქტივობა (ეფექტური კონცენტრაცია) A,კონცენტრაციასთან დაკავშირებული აქტივობის კოეფიციენტის მეშვეობით ვ, რომელიც არის რეალური გადაწყვეტის თვისებების გადახრის საზომი იდეალურიდან:

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

ბინარული ელექტროლიტისთვის:

- ელექტროლიტების საშუალო აქტივობა;

– საშუალო აქტივობის კოეფიციენტი.

დებიე-ჰუკელის ლიმიტის კანონიბინარული ელექტროლიტისთვის: ლგ ვ = -0.51z 2 I?,სად ზ– იონის მუხტი, რომლისთვისაც გამოითვლება აქტივობის კოეფიციენტი;

I – ხსნარის იონური სიძლიერე I = 0.5? (C i r i 2).

4. ელექტროლიტური ხსნარების ელექტრული გამტარობა

პირველი სახის დირიჟორები- ლითონები და მათი დნობები, რომლებშიც ელექტროენერგია გადადის ელექტრონებით.

II ტიპის დირიჟორები– იონური გამტარობის ელექტროლიტების ხსნარები და დნება.

Ელექტროობაარის დამუხტული ნაწილაკების მოწესრიგებული მოძრაობა.

ყოველი გამტარი, რომლის მეშვეობითაც დენი მიედინება, წარმოადგენს გარკვეულს წინააღმდეგობა R,რომელიც ოჰმის კანონის მიხედვით პირდაპირპროპორციულია გამტარის სიგრძისა ლდა კვეთის ფართობის უკუპროპორციულია S;პროპორციულობის ფაქტორი არის წინააღმდეგობამასალა? - გამტარის წინააღმდეგობა, რომლის სიგრძეა 1 სმ და განივი 1 სმ 2:

მაგნიტუდა ვ,წინააღმდეგობის შებრუნებული ეწოდება ელექტრო გამტარობის– ელექტროლიტური ხსნარის ელექტრული დენის გატარების უნარის რაოდენობრივი საზომი.

Ელექტრო გამტარობის?(k) არის I ტიპის გამტარის ელექტრული გამტარობა 1 მ სიგრძით 1 მ2 განივი ფართობით ან ელექტრული გამტარობა 1 მ3 (1 სმ3) ელექტროლიტური ხსნარის (II ტიპის გამტარი) მანძილით. ელექტროდებს შორის 1 მ (1 სმ) და ელექტროდის ფართობს 1 მ 2 (1 სმ 2).

ხსნარის მოლური ელექტროგამტარობა) ?- ხსნარის ელექტრული გამტარობა, რომელიც შეიცავს 1 მოლ ხსნარს და მოთავსებულია ელექტროდებს შორის, რომლებიც მდებარეობს ერთმანეთისგან 1 სმ დაშორებით.

ძლიერი და სუსტი ელექტროლიტების მოლური ელექტრული გამტარობა იზრდება კონცენტრაციის შემცირებით (ანუ მატებასთან ერთად ხსნარის განზავება V = 1/C), მიაღწევს გარკვეულ შეზღუდულ მნიშვნელობას? 0 (? ?), დაურეკა მოლური ელექტროგამტარობა უსასრულო განზავებისას.

ორობითი ელექტროლიტისთვის ერთჯერადი დამუხტული იონებით მუდმივ ტემპერატურაზე და ველის სიძლიერეზე 1 ვ მ -1:

? = ?F(u + + და?),

სად ფ– ფარადეის ნომერი; და + , და? - აბსოლუტური მობილურობა (m 2 V -1 s -1)კატიონი და ანიონი - ამ იონების მოძრაობის სიჩქარე სტანდარტულ პირობებში, პოტენციური სხვაობით 1 ვ ხსნარის სიგრძეზე 1 მ.

? + = ფუ + ; ?? = ფუ?,

სად? +, ?? - მობილურობაკატიონი და ანიონი, Ohm m 2 mol -1 (Ohm cm 2 mol -1).

? = ?(? + + ??)

ძლიერი ელექტროლიტებისთვის? ?1 და ? = ? + + ??

ხსნარის უსასრულო განზავებით (V > ?, ? + > ? ? + , ?? > ? ? ?, ? > 1) ძლიერი და სუსტი ელექტროლიტებისთვის? ? = ? ? + – ? ? ? - კოლრაუშის კანონი:არის თუ არა მოლური გამტარობა უსასრულო განზავებისას ელექტროლიტური მობილურობების ჯამის ტოლი? ? + , ? ? ? მოცემული ელექტროლიტის კატიონი და ანიონი.

H+ და OH იონები? აქვთ არანორმალურად მაღალი მობილურობა, რაც დაკავშირებულია ამ იონების მიერ მუხტის გადაცემის სპეციალურ მექანიზმთან - სარელეო მექანიზმი.ჰიდრონიუმის იონებს H 3 O + და წყლის მოლეკულებს შორის, აგრეთვე წყლის მოლეკულებსა და OH იონებს შორის? პროტონის გაცვლა მუდმივად ხდება განტოლებების მიხედვით:

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

H 2 O + OH? >ოჰ? + H 2 O

5. ელექტროქიმიური პროცესები

5.1. ელექტროდის პოტენციალი. გალვანური ელემენტები. EMF

როდესაც ორი ქიმიურად ან ფიზიკურად განსხვავებული მასალა შედის კონტაქტში (ლითონი 1 (პირველი ტიპის გამტარი) - ლითონი 2 (პირველი ტიპის გამტარი), ლითონი (პირველი ტიპის გამტარი) - ლითონის მარილის ხსნარი (მეორე ტიპის გამტარი) , ელექტროლიტური ხსნარი 1 (მეორე სახის გამტარი) - მათ შორის წარმოიქმნება ელექტროლიტური ხსნარი 2 (II ტიპის გამტარი) და ა.შ. ელექტრო ორმაგი ფენა (EDL). EDL არის საპირისპიროდ დამუხტული ნაწილაკების მოწესრიგებული განაწილების შედეგი ინტერფეისზე.

EDL-ის წარმოქმნა იწვევს პოტენციალის ნახტომს?, რომელსაც წონასწორობის პირობებში ლითონს (პირველი ტიპის გამტარი) და ლითონის მარილის ხსნარს (მეორე ტიპის გამტარი) შორის ეწოდება. გალვანის პოტენციალი.

სისტემა: ლითონი (მე) – ამ მე-ს მარილის წყალხსნარი – ე.წ ელექტროდიან ნახევრად ელემენტიდა სქემატურად გამოსახულია შემდეგნაირად:

ელექტროდი (p/e) იწერება ისე, რომ ხსნარში ყველა ნივთიერება მოთავსებულია მარცხნივ, ხოლო ელექტროდის მასალა მოთავსებულია ვერტიკალური ხაზის მარჯვნივ.

? > 0, თუ Me n+ +-ის შემცირების რეაქცია ხდება ელექტროდზე არა? -მე 0,

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

ელექტროდის პოტენციალი E Me n+ /Me არის წონასწორობის პოტენციალის სხვაობა, რომელიც ხდება პირველი ტიპის/მეორე ტიპის გამტარის ფაზის საზღვარზე და იზომება სტანდარტულ წყალბადის ელექტროდთან შედარებით.

ნერნსტის განტოლება,სად ნ– ელექტრონების რეაქციაში მონაწილე ელექტრონების რაოდენობა; თანМе n+ – კათიონების კონცენტრაცია; ემე n+ /მე - სტანდარტული ელექტროდის პოტენციალი.

დაუკავშირდით პოტენციალს? ?- წონასწორული პოტენციალის ნახტომი, რომელიც ხდება პირველი ტიპის ორ გამტარს შორის.

დიფუზიის პოტენციალი? diff არის წონასწორობის პოტენციალის სხვაობა, რომელიც ხდება მეორე ტიპის გამტარის/მეორე ტიპის გამტარის ფაზის საზღვარზე.

გალვანური უჯრედი (მაგ.)– ელექტრული წრე, რომელიც შედგება ორი ან მეტი პ.ე. და მასში მომხდარი ქიმიური რეაქციის გამო ელექტრული ენერგიის გამომუშავება და ქიმიური რეაქციის დაჟანგვისა და შემცირების ეტაპები სივრცით არის გამოყოფილი.

ელექტროდი, რომელზედაც ხდება ჟანგვის პროცესი გალვანური უჯრედის მუშაობის დროს, ეწოდება ანოდი,ელექტროდი, რომელზეც ხდება შემცირების პროცესი კათოდი.

IUPAC-ის წესები გალვანური უჯრედებისა და მათში მომხდარი რეაქციების ჩაწერისთვის

1. გ.ე. სამუშაო შესრულებულია, ამიტომ ელემენტის ემფ ითვლება დადებით მნიშვნელობად.

2. გალვანური წრედის EMF-ის სიდიდე ეგანისაზღვრება პოტენციური ნახტომების ალგებრული ჯამით ყველა ფაზის ინტერფეისზე, მაგრამ რადგან დაჟანგვა ხდება ანოდზე, ემფ გამოითვლება კათოდური პოტენციალის რიცხვითი მნიშვნელობიდან (მარჯვენა ელექტროდი) ანოდის პოტენციალის (მარცხნივ) მნიშვნელობის გამოკლებით. ელექტროდი) - მარჯვენა ბოძის წესი.მაშასადამე, ელემენტის მიკროსქემის დიაგრამა იწერება ისე, რომ მარცხენა ელექტროდი უარყოფითია (დაჟანგვა ხდება), ხოლო მარჯვენა ელექტროდი დადებითი (მიმდინარეობს შემცირების პროცესი).

3. პირველი ტიპის გამტარსა და მეორე ტიპის გამტარს შორის ინტერფეისი მითითებულია ერთი ხაზით.

4. წერტილიანი ხაზით გამოსახულია საზღვარი მეორე ტიპის ორ გამტარს შორის.

5. ელექტროლიტური ხიდი II ტიპის ორი გამტარის საზღვარზე მითითებულია ორი წერტილოვანი ხაზით.

6. ერთი ფაზის კომპონენტები იწერება მძიმით გამოყოფილი.

7. ელექტროდის რეაქციის განტოლება იწერება ისე, რომ დაჟანგული ფორმით (Ox) ნივთიერებები განლაგებულია მარცხნივ, ხოლო შემცირებული ფორმით (წითელი) მარჯვნივ.

გალვანური დანიელ-იაკობის უჯრედიშედგება თუთიისა და სპილენძის ფირფიტებისგან, ჩაძირული ZnSO 4 და CuSO 4 შესაბამის ხსნარებში, რომლებიც გამოყოფილია მარილის ხიდით KCl ხსნარით: ელექტროლიტური ხიდი უზრუნველყოფს ელექტროგამტარობას ხსნარებს შორის, მაგრამ ხელს უშლის მათ ორმხრივ დიფუზიას.

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

რეაქციები ელექტროდებზე:

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

მთლიანი რედოქსის პროცესი:

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

გალვანური უჯრედის დენის მიერ შესრულებული სამუშაო (და, შესაბამისად, პოტენციური სხვაობა) მაქსიმალური იქნება მისი შექცევადი მუშაობის დროს, როდესაც ელექტროდებზე პროცესები უსასრულოდ ნელა მიმდინარეობს და დენის სიძლიერე წრეში უსასრულოდ მცირეა.

მაქსიმალური პოტენციური განსხვავება, რომელიც წარმოიქმნება გალვანური უჯრედის შექცევადი მუშაობის დროს, არის გალვანური უჯრედის ელექტრომოძრავი ძალა (EMF) E.

ელემენტის EMF ე Zn/ Cu = ? Cu 2+ /Cu + ? Zn 2+ /Zn + ? k + ? განსხვავება.

Გარდა? განსხვავება და? მიმართ: ე Zn/Cu = ? Cu 2+ /Cu + ? Zn 2+ /Zn = ე Cu 2+ /Cu + ე Zn 2+ /Zn არის გალვანური უჯრედები, რომლებიც შედგება ორი იდენტური მეტალის ელექტროდისგან, რომლებიც ჩაეფლო ამ ლითონის მარილის ხსნარებში სხვადასხვა კონცენტრაციით C 1 > C 2. კათოდი ამ შემთხვევაში იქნება უფრო მაღალი კონცენტრაციის ელექტროდი, რადგან ორივე ელექტროდის სტანდარტული ელექტროდის პოტენციალი თანაბარია.

კონცენტრაციის ჯაჭვები

კონცენტრაციის ელემენტის ერთადერთი შედეგია ლითონის იონების გადატანა უფრო კონცენტრირებული ხსნარიდან ნაკლებად კონცენტრირებულში.

კონცენტრაციის გალვანურ უჯრედში ელექტრული დენის მუშაობა არის დიფუზიური პროცესის მუშაობა, რომელიც შექცევადად ხორციელდება მისი სივრცითი დაყოფის ორ საპირისპირო მიმართულებით შექცევად ელექტროდულ პროცესებად.

5.2. ელექტროდების კლასიფიკაცია

პირველი ტიპის ელექტროდები. ლითონის ფირფიტა ჩაეფლო იმავე ლითონის მარილის ხსნარში. ელემენტის შექცევადი მუშაობის დროს, რომელშიც შედის ელექტროდი, მეტალის ფირფიტაზე ხდება კათიონების მეტალიდან ხსნარში ან ხსნარიდან მეტალზე გადასვლის პროცესი.

მეორე სახის ელექტროდები.ლითონი დაფარულია ამ ლითონის ოდნავ ხსნადი მარილით და არის ხსნარში, რომელიც შეიცავს იმავე ანიონს სხვა ხსნად მარილს. ამ ტიპის ელექტროდები შექცევადია ანიონთან მიმართებაში.

საცნობარო ელექტროდები- ელექტროდები ზუსტად ცნობილი და გამეორებადი პოტენციალის მნიშვნელობებით.

წყალბადის ელექტროდიარის პლატინის ფირფიტა წყალბადის აირში ჩაძირული და წყალბადის იონების შემცველ ხსნარში. პლატინის მიერ ადსორბირებული წყალბადი წონასწორობაშია აირისებრ წყალბადთან.

Pt, H 2 / H +

ელექტროქიმიური წონასწორობა ელექტროდზე:

2H + + 2ე? - N 2.

სტანდარტული წყალბადის ელექტროდის პოტენციალი (H + იონის აქტივობით 1 მოლ/ლ და წყალბადის წნევით 101,3 კპა) ნავარაუდევია ნულის ტოლფასი.

არასტანდარტული წყალბადის ელექტროდის ელექტროდის პოტენციალი:

კალომელის ელექტროდიშედგება ვერცხლისწყლის ელექტროდისგან, რომელიც მოთავსებულია გარკვეული კონცენტრაციის KCl ხსნარში და გაჯერებულია კალომელით Hg 2 Cl 2:

Hg / Hg 2 Cl 2, KCl

კალომელის ელექტროდი შექცევადია ქლორის ანიონებთან მიმართებაში

ვერცხლის ქლორიდის ელექტროდი- შექცევადია ქლორის ანიონებთან მიმართებაში:

Ag/AgCl, KCl

თუ KCl ხსნარი გაჯერებულია, მაშინ E AgC l = 0,2224 – 0,00065(t – 25), V.

ინდიკატორი ელექტროდები.წყალბადის იონის შექცევადი ელექტროდები პრაქტიკაში გამოიყენება ხსნარში ამ იონების აქტივობის დასადგენად.

ქინჰიდრონის ელექტროდიარის პლატინის მავთული ჩაშვებული ჭურჭელში სატესტო ხსნარით, რომელშიც ადრე მოთავსებულია ქინჰიდრონის C 6 H 4 O 2 C 6 H 4 (OH) 2 ჭარბი რაოდენობა - ქინონის C 6 H 4 O 2 და ჰიდროქინონის ნაერთი. C 6 H 4 (OH ) 2, რომელსაც შეუძლია ურთიერთგარდაქმნა წონასწორობის რედოქს პროცესში, რომელშიც წყალბადის იონები მონაწილეობენ:

C 6 H 4 O 2 + 2H + + 2e? > C 6 H 4 (OH) 2

ყველაზე ხშირად გამოიყენება მინის ელექტროდითხელკედლიანი მინის ბურთით დამთავრებული მილის სახით. ბურთი ივსება ბუფერული ხსნარით გარკვეული pH მნიშვნელობით, რომელშიც ჩაეფლო დამხმარე ელექტროდი (ჩვეულებრივ ვერცხლის ქლორიდი). pH-ის გასაზომად, მინის ელექტროდი ჩაეფლო სატესტო ხსნარში წყვილებში საცნობარო ელექტროდთან ერთად. მინის ელექტროდის ბურთი წინასწარ მუშავდება დიდი ხნის განმავლობაში მჟავა ხსნარით. ამ შემთხვევაში, წყალბადის იონები შეჰყავთ ბურთის კედლებში, ცვლის ტუტე ლითონის კატიონებს. ელექტროდის პროცესი მოდის წყალბადის იონების გაცვლამდე ორ ფაზას შორის - შესასწავლ ხსნარსა და შუშას შორის: H ხსნარი - H st +.

სტანდარტული პოტენციალი ე st 0 თითოეულ ელექტროდს აქვს თავისი მნიშვნელობა, რომელიც იცვლება დროთა განმავლობაში; ამიტომ, pH-ის ყოველი გაზომვის წინ, მინის ელექტროდი კალიბრირებულია სტანდარტული ბუფერული ხსნარებით ზუსტად ცნობილი pH-ით.

რედოქს ელექტროდები

ელექტროდი, რომელიც შედგება პირველი ტიპის ინერტული გამტარისგან, რომელიც მოთავსებულია ელექტროლიტის ხსნარში, რომელიც შეიცავს ერთ ელემენტს სხვადასხვა ჟანგვის მდგომარეობაში, ეწოდება რედოქსიან რედოქს ელექტროდი.

ელექტროდის რეაქცია: Ох n+ + არა? -წითელი.

Ამ შემთხვევაში ინერტული მეიღებს არაპირდაპირ მონაწილეობას ელექტროდულ რეაქციაში, შუამავლობს ელექტრონების გადატანას მე-ს (წითელი) შემცირებული ფორმიდან ოქსიდირებულ ფორმაში (Ox) ან პირიქით.

6. ზედაპირული მოვლენები და ადსორბცია

6.1. ზედაპირული დაძაბულობა და გიბსის ადსორბცია

ზედაპირული ფენომენებიარის პროცესები, რომლებიც ხდება ფაზის საზღვარზე და გამოწვეულია ზედაპირის (სასაზღვრო) ფენის შემადგენლობისა და სტრუქტურის მახასიათებლებით.

Gs = ?s,

სად გ ს– სისტემის ზედაპირის გიბსის ენერგია, J; ? – პროპორციულობის კოეფიციენტი, რომელსაც ეწოდება ზედაპირული დაძაბულობა, J/m 2; s – ზედაპირული ზედაპირი, m2.

ზედაპირული დაძაბულობაოარის სიდიდე, რომელიც იზომება გიბსის ენერგიით ზედაპირის ფენის ფართობის ერთეულზე. ის რიცხობრივად უდრის სამუშაოს, რომელიც უნდა შესრულდეს ინტერმოლეკულური ურთიერთქმედების ძალების წინააღმდეგ, რათა შეიქმნას ფაზის ინტერფეისის ერთეული მუდმივ ტემპერატურაზე.

დუპრე მოდელიდან, ზედაპირული დაძაბულობატოლია ძალის მიმართ, რომელიც ამცირებს ინტერფეისს და კონტურის სიგრძის ერთეულზე, რომელიც ზღუდავს ზედაპირს

ხსნადი ნივთიერებების უნარს, შეცვალონ გამხსნელის ზედაპირული დაძაბულობა, ეწოდება ზედაპირული აქტივობა გ:

ნივთიერებების კლასიფიკაცია მათი გავლენის მიხედვით გამხსნელის ზედაპირულ დაძაბულობაზე

1. სურფაქტანტები (სურფაქტანტები)- შეამცირეთ გამხსნელის ზედაპირული დაძაბულობა (? ხსნარი< ? 0) g >0 (წყალთან შედარებით – დიფილური სტრუქტურის ორგანული ნაერთები).

2. ზედაპირულად აქტიური ნივთიერებები– ოდნავ გაზარდეთ გამხსნელის ზედაპირული დაჭიმულობა (? ხსნარი > ? 0) გ< 0 (неорганические кислоты, основания, соли, глицерин, ?-аминокислоты и др).

3. არასურფაქტანტები (NSS)– პრაქტიკულად არ იცვლება გამხსნელის ზედაპირული დაჭიმულობა (? ხსნარი = ? 0) g = 0 (წყალთან მიმართებაში ნივთიერებებია საქაროზა და სხვა მრავალი).

Duclos-Traube წესი:ნებისმიერ ჰომოლოგიურ სერიაში დაბალ კონცენტრაციებში, ნახშირბადის ჯაჭვის გახანგრძლივება ერთი CH 2 ჯგუფით ზრდის ზედაპირულ აქტივობას 3-3,5-ჯერ:

ცხიმოვანი მჟავების წყალხსნარებისთვის (შიშკოვსკის განტოლება):

სად ბდა TO- ემპირიული მუდმივები, ბიგივე მთელი ჰომოლოგიური სერიისთვის, K იზრდება სერიის ყოველი მომდევნო წევრისთვის 3-3,5-ჯერ.

ორ ფაზას შორის ინტერფეისზე ნებისმიერი ნივთიერების კონცენტრაციის სპონტანური ცვლილების პროცესს ეწოდება ადსორბცია. ადსორბენტიარის ნივთიერება, რომლის ზედაპირზე ხდება სხვა ნივთიერების კონცენტრაციის ცვლილება - ადსორბირებას.

გიბსის ადსორბციის იზოთერმი:

ახასიათებს ადსორბატის სიჭარბე ზედაპირულ ფენაში მის საწყის რაოდენობასთან შედარებით ამ ფენაში გადაჭარბებული,ან ე.წ გიბსი, ადსორბცია(G).

6.2. ადსორბცია მყარი აირის ინტერფეისზე

ფიზიკური ადსორბციაწარმოიქმნება ვან დერ ვაალსის ადსორბირებული მოლეკულის ზედაპირთან ურთიერთქმედების გამო, ახასიათებს შექცევადობა და ადსორბციის დაქვეითება ტემპერატურის მატებასთან ერთად, ანუ ეგზოთერმიულობა (ფიზიკური ადსორბციის თერმული ეფექტი ჩვეულებრივ ახლოსაა ადსორბატის გათხევადების სიცხესთან 10– 80 კჯ/მოლი).

ქიმიური ადსორბცია (ქიმისორბცია)ხორციელდება ადსორბენტისა და ადსორბატის მოლეკულების ქიმიური ურთიერთქმედების გზით, როგორც წესი, შეუქცევადია; არის ლოკალიზებულიანუ, ადსორბატის მოლეკულები ვერ მოძრაობენ ადსორბენტის ზედაპირზე. ვინაიდან ქიმისორბცია არის ქიმიური პროცესი, რომელიც მოითხოვს აქტივაციის ენერგიას 40-120 კჯ/მოლ-მდე, ტემპერატურის მატება ხელს უწყობს მის წარმოქმნას.

ჰენრის განტოლება(მონომოლეკულური ადსორბცია ერთგვაროვან ზედაპირზე დაბალი წნევით ან დაბალი კონცენტრაციით):

G = Ksან G = Kr,

TO- ადსორბციის წონასწორობის მუდმივი, დამოკიდებულია ადსორბენტისა და ადსორბატის ბუნებაზე; S, გვ- ხსნარის კონცენტრაცია ან აირის წნევა.

ლანგმუირის მონომოლეკულური ადსორბციის თეორია

1. ადსორბცია ლოკალიზებულია და გამოწვეულია ქიმიურთან მიახლოებული ძალებით.

2. ადსორბცია ხდება ადსორბენტის ერთგვაროვან ზედაპირზე.

3. ადსორბირებული მოლეკულების მხოლოდ ერთი ფენა შეიძლება ჩამოყალიბდეს ზედაპირზე.

4. ადსორბციის პროცესი შექცევადია და წონასწორული.

ლანგმუირის ადსორბციის იზოთერმი:

სად Г 0 – ერთფენიანი სიმძლავრე- მუდმივი, რომელიც ტოლია შედარებით მაღალ წონასწორულ კონცენტრაციებზე დაფიქსირებული შემზღუდველი ადსორბციის, მოლ/მ2; ბ- მუდმივი, რომელიც ტოლია ადსორბციის სიჩქარის მუდმივობის და დეზორბციის სიჩქარის მუდმივის თანაფარდობას.

ფროუნდლიხის განტოლება(ადსორბცია არაერთგვაროვან ზედაპირზე): Г = K F n-ით,სად. კ ფარის მუდმივი რიცხვითი ტოლი ადსორბციის წონასწორული კონცენტრაციით, რომელიც ტოლია ერთიანობას; ნ- მუდმივი, რომელიც განსაზღვრავს ადსორბციის იზოთერმის გამრუდებას (n= 0,1–0,6).

მოლეკულური ადსორბცია ხსნარებიდან:

სადაც C 0 არის ადსორბატის საწყისი კონცენტრაცია; თან- ადსორბატის წონასწორული კონცენტრაცია; ვ- ადსორბატის ხსნარის მოცულობა; მ- ადსორბენტის მასა.

მოედანი S0,თითო მოლეკულაზე გაჯერებულ ადსორბციულ ფენაში, - სადესანტო ადგილი:

მ 2 /მოლეკულა.

ადსორბციული ფენის სისქე:

სად მ- სურფაქტანტის მოლეკულური წონა; ? - სურფაქტანტის სიმკვრივე.

რეჰბინდერის წესი:დაბალპოლარული გამხსნელების პოლარული ადსორბატები უკეთესად შეიწოვება პოლარულ ადსორბენტებზე; პოლარულ ადსორბენტებზე – არაპოლარული ადსორბატები პოლარული გამხსნელებისგან.

ადსორბენტის ზედაპირზე სურფაქტანტის მოლეკულების ორიენტაცია სქემატურად არის ნაჩვენები სურათზე:

6.3. ადსორბცია ელექტროლიტური ხსნარებიდან

გაცვლითი ადსორბცია- ხსნარსა და მყარ ფაზას შორის იონური გაცვლის პროცესი, რომლის დროსაც მყარი ფაზა შთანთქავს გარკვეული ნიშნის იონებს (კატიონები ან ანიონები) ხსნარიდან და ამის ნაცვლად შეუძლია ხსნარში გამოუშვას იგივე ნიშნის სხვა იონების ექვივალენტური რაოდენობა. . სამუდამოდ კონკრეტული,ანუ, მოცემული ადსორბენტისთვის, მხოლოდ გარკვეულ იონებს შეუძლიათ გაცვლა; გაცვლითი ადსორბცია ჩვეულებრივ შეუქცევადია.

პაკეტ-პესკოვი-ფაიანსის წესი:კრისტალური მყარის ზედაპირზე იონი სპეციალურად შეიწოვება ელექტროლიტური ხსნარიდან, რომელსაც შეუძლია დაასრულოს მისი კრისტალური ბადე ან შექმნას ცუდად ხსნადი ნაერთი ერთ-ერთ იონთან, რომელიც ქმნის კრისტალს.

7. კოლოიდური (დისპერსირებული) სისტემები

კოლოიდური (დისპერსული) სისტემაარის ჰეტეროგენული სისტემა, რომელშიც ერთ-ერთი ფაზა წარმოდგენილია სხვა ჰომოგენური ფაზის მოცულობაში თანაბრად განაწილებული მცირე ნაწილაკებით. ეს არის ულტრამიკრობეროგენული სისტემები, რომლებიც შედგება ნაწილაკებისგან დისპერსიული ფაზა– დამსხვრეული ნაწილაკების კოლექცია, რომელთა ზომა 10-9-10-5 მ ფარგლებშია და უწყვეტი დისპერსიული საშუალება,რომელშიც ეს ნაწილაკებია განაწილებული.

ნიშნები ნივთიერების კოლოიდური მდგომარეობა – დისპერსიულობა და ჰეტეროგენულობა.

დისპერსიის ხარისხი?- საშუალო დიამეტრის ორმხრივი ან, არასფერული ნაწილაკებისთვის, საშუალო ეკვივალენტური დიამეტრის ორმხრივი დ(მ -1):

სპეციფიკური ზედაპირის ფართობი- დისპერსიული ფაზის S DF მთლიანი ზედაპირის ფართობის თანაფარდობა მის მთლიან მოცულობასთან ან მასასთან:

7.1. დისპერსიული სისტემების კლასიფიკაცია და წარმოების მეთოდები

კლასიფიკაცია ფაზების აგრეგაციის მდგომარეობის მიხედვით

დისპერსიული სისტემა, რომელშიც დისპერსიული ფაზაც და დისპერსიული გარემოც აირებია, არ არსებობს, ვინაიდან აირები ერთმანეთში უსასრულოდ ხსნადია.

სისტემების კლასიფიკაცია დისპერსიული ფაზის ნაწილაკების ზომის მიხედვით:

1) ძლიერ დისპერსიული, 10 -9_ 10 -7 მ (ლალის მინა);

2) საშუალო დისპერსი, 10 -7_ 10 -5 მ (ხსნადი ყავა);

3) უხეში, > 10 -5 მ (წვიმის წვეთები).

კოლოიდური სისტემების მიღების მეთოდები დარბევა

ფიზიკური დისპერსია:მექანიკური დაფქვა კოლოიდური წისქვილების გამოყენებით; ნივთიერებების ელექტრული შესხურება; ულტრაბგერითი დისპერსია და სხვა მეთოდები. შედეგად მიღებული ნაწილაკების ერთმანეთთან შეწებების თავიდან ასაცილებლად, დისპერსია ხორციელდება თანდასწრებით სტაბილიზატორი- ელექტროლიტი ან ნივთიერება, რომელიც შეიწოვება ინტერფეისზე (სურფაქტანტები).

ქიმიური დისპერსია (პეპტიზაცია):ახლად მომზადებული ნალექის გადატანა კოლოიდურ მდგომარეობაში პეპტიზერის გამოყენებით.

კონდენსაცია

ფიზიკური კონდენსაცია: 1) გამხსნელის ჩანაცვლების მეთოდი, რომელიც შედგება გამხსნელთან შერევადი სითხის დამატებისგან, რომელშიც თავად ნივთიერება ოდნავ ხსნადია, ნივთიერების ნამდვილ ხსნარში; ნივთიერების ხსნადობის შემცირების გამო ახალ გამხსნელში, ხსნარი ხდება ზეგაჯერებული და ნივთიერების ნაწილი კონდენსირდება, წარმოქმნის დისპერსიული ფაზის ნაწილაკებს; 2) ორთქლიდან კონდენსაციის მეთოდი; საწყისი ნივთიერება ორთქლშია; ტემპერატურის კლებასთან ერთად ორთქლი ხდება ზეგაჯერებული და ნაწილობრივ კონდენსირდება, წარმოქმნის დისპერსიულ ფაზას.

ქიმიური კონდენსაცია:ნებისმიერი ქიმიური რეაქცია, რომელიც იწვევს ცუდად ხსნადი ნაერთის წარმოქმნას; კოლოიდური ხსნარის მისაღებად რეაქცია უნდა განხორციელდეს განზავებულ ხსნარში ნაწილაკების ზრდის დაბალი ტემპით, ერთ-ერთი საწყისი ნივთიერება ჭარბად არის მიღებული და სტაბილიზატორის ფუნქციას ასრულებს.

7.2. დისპერსიული სისტემების ოპტიკური თვისებები

როდესაც შუქი ეცემა დისპერსიულ სისტემაზე, შეიძლება შეინიშნოს შემდეგი ფენომენები:

სინათლის გავლადისპერსიული ფაზის ნაწილაკები (დაფიქსირდა გამჭვირვალე სისტემებისთვის, რომლებშიც ნაწილაკები გაცილებით მცირეა, ვიდრე შემხვედრი სინათლის ტალღის სიგრძე (r<< ?);

სინათლის რეფრაქციადისპერსიული ფაზის ნაწილაკები (თუ ეს ნაწილაკები გამჭვირვალეა);

სინათლის ანარეკლიდისპერსიული ფაზის ნაწილაკები (თუ ნაწილაკები გაუმჭვირვალეა);

რეფრაქცია და ასახვასინათლე შეინიშნება სისტემებისთვის, რომლებშიც ნაწილაკები გაცილებით გრძელია, ვიდრე შემხვედრი სინათლის ტალღის სიგრძე (r >> ?). ვიზუალურად ეს ფენომენი გამოიხატება ამ სისტემების სიმღვრივეში;

სინათლის გაფანტვადაფიქსირდა სისტემებისთვის, რომლებშიც გაფანტული ფაზის ნაწილაკები უფრო მცირეა, მაგრამ შესადარებელიდაცემის სინათლის ტალღის სიგრძით (r ? 0.1 ?);

ადსორბციასინათლის (შთანთქმა) დისპერსიული ფაზის მიერ სინათლის ენერგიის თერმულ ენერგიად გადაქცევით.

რეილის განტოლება:

სადაც I, I 0 – გაფანტული და დაცემის სინათლის ინტენსივობა; ვ- ერთი ნაწილაკის მოცულობა; ? – ნაწილობრივი კონცენტრაცია (ნაწილაკების რაოდენობა ერთეულ მოცულობაზე); ? - ტალღის სიგრძე; n 1, n 0არის ნაწილაკების და საშუალო რეფრაქციული ინდექსები, შესაბამისად.

კოლოიდური ხსნარის სხვადასხვა ფერის ფენომენს გადამცემ და გაფანტულ (არეკლებულ) სინათლეში ე.წ. ოპალესცენცია.ფერადი ხსნარების შემთხვევაში, ადგილი აქვს საკუთარი ფერისა და ფერის ზეპოზიციას, რომელიც გამოწვეულია ოპალესცენციით (ფენომენი სინათლის დიქროიზმი).

7.3. მოლეკულური კინეტიკური თვისებები

დამახასიათებელია კოლოიდური სისტემებისთვის ბრაუნის მოძრაობა- მიკროსკოპული და კოლოიდური ზომის ნაწილაკების უწყვეტი შემთხვევითი მოძრაობა. ეს მოძრაობა უფრო ინტენსიურია, რაც უფრო მაღალია ტემპერატურა და უფრო დაბალია ნაწილაკების მასა და დისპერსიული საშუალების სიბლანტე.

დიფუზია– ნაწილაკების კონცენტრაციის გათანაბრების სპონტანური პროცესი.

ფიკის კანონი:

კოლოიდური ნაწილაკების დიდი ზომის გამო, კოლოიდური სისტემებში დიფუზია ნელია ნამდვილ ხსნარებთან შედარებით.

ოსმოსური წნევა:

სადაც mtot არის გახსნილი ნივთიერების მასა; მ- ერთი ნაწილაკის მასა; ვ- სისტემის მოცულობა; ნ ა- ავოგადროს ნომერი; თ- აბსოლუტური ტემპერატურა; ? - ნაწილობრივი კონცენტრაცია; კ– ბოლცმანის მუდმივი.

სფერული ნაწილაკებისთვის:

სად? m არის დისპერსიული ფაზის მასა ხსნარის მოცულობის ერთეულზე; ? - დისპერსიული საშუალების სიმკვრივე; r არის ნაწილაკების რადიუსი.

7.4. მიკელის სტრუქტურა

მიცელი ლიოფობიურისისტემას ეწოდება ჰეტეროგენული მიკროსისტემა, რომელიც შედგება დისპერსიული ფაზის მიკროკრისტალისგან, რომელიც გარშემორტყმულია გამხსნელი სტაბილიზატორი იონებით.

პოტენციალის განმსაზღვრელიიონებს უწოდებენ, რომლებიც ადსორბირებულია მყარი ფაზის ნაწილაკების ზედაპირზე (ერთეული)და მისცეს მას ბრალდება. აგრეგატი, პოტენციალის განმსაზღვრელ იონებთან ერთად, ქმნის მიკელის ბირთვი.

დახლები- იონები დაჯგუფებულია მიცელის ბირთვთან ახლოს.

კონტრიონების მდებარეობა დისპერსიულ გარემოში განისაზღვრება ორი საპირისპირო ფაქტორით: თერმული მოძრაობა (დიფუზია) და ელექტროსტატიკური მიზიდულობა.

Counterions შედის მკვრივი ადსორბციული ფენა,უწოდებენ "დაკავშირებულს" და ბირთვთან ერთად ქმნიან კოლოიდური ნაწილაკი ან გრანულა. კოლოიდურ ნაწილაკს (გრანულს) აქვს მუხტი, რომლის ნიშანი განისაზღვრება პოტენციალის განმსაზღვრელი იონების მუხტის ნიშნით.

კონტრშეტევების ფორმირება დიფუზური ფენა,- "მოძრავი" ან "უფასო".

კოლოიდური ნაწილაკი ხსნადი კონტრიონების მიმდებარე დიფუზური ფენით შედგება მიცელი.კოლოიდური ნაწილაკისგან განსხვავებით, მიცელი ელექტრული ნეიტრალურია და არ აქვს მკაცრად განსაზღვრული ზომები.

იონური სტაბილიზატორის მქონე მიცელში არის EDL ფაზის საზღვარზე; პოტენციური განსხვავება წარმოიქმნება დისპერსიულ ფაზასა და დისპერსიულ გარემოს შორის - თერმოდინამიკური პოტენციალივ (ინტერფეისული),რომელიც განისაზღვრება მოცემული დისპერსიული სისტემის თვისებებით, აგრეთვე მყარ ფაზაზე ადსორბირებული პოტენციალის განმსაზღვრელი იონების მუხტითა და კონცენტრაციით.

დამუხტული კოლოიდური ნაწილაკების მოძრაობა სტაციონარული სითხეში ერთ-ერთ ელექტროდზე გარე ელექტრული ველის გავლენის ქვეშ ე.წ. ელექტროფორეზი.

ზედაპირს, რომელზეც მოძრაობა ხდება, ეწოდება მოცურების ზედაპირი.პოტენციური ნახტომის სიდიდე იმ ფაზების საზღვარზე, რომლებიც მოძრაობენ ერთმანეთთან შედარებით ელექტროფორეზის დროს და ბრაუნის მოძრაობაში, ანუ მოცურების ზედაპირზე, ე.წ. ელექტროკინეტიკური ან?-პოტენციალი (ზეტა პოტენციალი).

7.5. სტაბილურობა და კოაგულაცია

დისპერსიული სისტემების სტაბილურობაახასიათებს დისპერსიული ფაზის უნარს შეინარჩუნოს ნაწილაკების ერთგვაროვანი განაწილების მდგომარეობა დისპერსიული საშუალების მთელ მოცულობაში.

დისპერსიული სისტემების შედარებითი სტაბილურობის ორი ტიპი არსებობს: დალექვა და აგრეგაცია.

ნალექის სტაბილურობა- სისტემის უნარი გაუძლოს გრავიტაციის ეფექტებს. დანალექი არის ნაწილაკების დალექვა ხსნარში გრავიტაციის გავლენის ქვეშ.

მდგომარეობა დალექვის წონასწორობა:ნაწილაკი მუდმივი სიჩქარით მოძრაობს, ე.ი. თანაბრად,ხახუნის ძალა აბალანსებს მიზიდულობის ძალას:

6??rU = 4/3?r 3 (? – ? 0) გ,

სად? – დისპერსიული ფაზის სიმკვრივე, ? 0 – დისპერსიული გარემოს სიმკვრივე, g – სიმძიმის აჩქარება, ? - საშუალო სიბლანტე.

აგრეგატიული სტაბილურობაახასიათებს დისპერსიული ფაზის ნაწილაკების უნარს, წინააღმდეგობა გაუწიონ მათ ადჰეზიას ერთმანეთთან და ამით შეინარჩუნონ ზომა.

როდესაც ირღვევა აგრეგატური სტაბილურობა, კოაგულაცია არის ნაწილაკების გაერთიანების პროცესი დიდი აგრეგატების შესაქმნელად.კოაგულაციის შედეგად სისტემა კარგავს დალექვის მდგრადობას, რადგან ნაწილაკები ძალიან დიდი ხდება და ვერ მონაწილეობენ ბრაუნის მოძრაობაში.

კოაგულაციის მიზეზები:

> ტემპერატურის ცვლილება;

> ელექტრული და ელექტრომაგნიტური ველების ეფექტი;

> ხილული სინათლის მოქმედება;

> დასხივება ელემენტარული ნაწილაკებით;

> მექანიკური ზემოქმედება;

> ელექტროლიტის დამატება და ა.შ.

ელექტროლიტებით კოაგულაცია ყველაზე დიდი პრაქტიკული ინტერესია.

ელექტროლიტებით კოაგულაციის სახეები

კონცენტრაციაკოაგულაცია ხდება გავლენის ქვეშ გულგრილიელექტროლიტები. გულგრილიე.წ. ელექტროლიტი, რომლის შემოღების შემდეგ ინტერფეისული პოტენციალი<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:

მდგომარეობას, რომელშიც დიფუზური ფენა ქრება და კოლოიდური ნაწილაკი ხდება ელექტრონულად ნეიტრალური, ეწოდება იზოელექტრული– ელექტროკინეტიკური პოტენციალი (?) ნულის ტოლია, ხდება კოაგულაცია. მიცელის ფორმულა ამ მდგომარეობაში იღებს ფორმას: (mnAg + nNO 3 ?) 0.

ნეიტრალიზაციაკოაგულაცია ხდება ხსნარში დამატებისას არა გულგრილიელექტროლიტი. გულგრილიეწოდება ელექტროლიტი, რომელსაც შეუძლია შეცვალოს ინტერფეისური (?) და წრფივად დაკავშირებული ელექტროკინეტიკური (?) პოტენციალი, ანუ ეს ელექტროლიტი შეიცავს იონებს, რომლებიც შეიძლება სპეციალურად შეიწოვოს აგრეგატის ზედაპირზე, დაასრულოს მისი კრისტალური გისოსი ან ქიმიურად ურთიერთქმედდეს პოტენციალის განმსაზღვრელ იონებთან. .

შექცევად პროცესს, რომლის დროსაც კოაგულუმი უბრუნდება კოლოიდურ მდგომარეობას, ეწოდება პეპტიზაცია ან დაშლა.

კოაგულაციის წესები

1. ხსნარში საკმარისი რაოდენობით დამატებული ყველა ძლიერი ელექტროლიტი იწვევს მის კოაგულაციას. ელექტროლიტის მინიმალურ კონცენტრაციას, რომელიც იწვევს ხსნარის კოაგულაციას გარკვეულ მოკლე დროში, ეწოდება კოაგულაციის ბარიერი:

სადაც C el არის ელექტროლიტ-კოაგულატორის კონცენტრაცია; ვ el – დამატებული ელექტროლიტის მოცულობა; ვ sol (ჩვეულებრივ 10 მლ) – ხსნარის მოცულობა.

2. კოაგულაციური ეფექტი აქვს იმ იონს, რომლის მუხტი ემთხვევა ნიშნით ლიოფობიური სოლის მიცელის კონტრაიონების მუხტს (კოაგულაციური იონის მუხტი ეწინააღმდეგება კოლოიდური ნაწილაკების მუხტს). ამ იონს ე.წ კოაგულანტი იონი.

3. რაც უფრო დიდია იონის მუხტი, მით მეტია კოაგულანტი იონის შედედების უნარი:

მნიშვნელობის წესი:

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

იგივე მუხტის მქონე იონის კოაგულაციის უნარი უფრო დიდია, რაც უფრო დიდია მისი კრისტალური რადიუსი. Ag + > Cs + > Rb + > NH 4 + > K + > Na + > Li+ – ლიოტროპული სერია.

კოლოიდური დაცვაეწოდება ხსნარის აგრეგაციული სტაბილურობის გაზრდას მასში HMC (მაღალმოლეკულური წონის ნაერთი) ან სურფაქტანტის (სურფაქტანტი) შეყვანით.

დამცავი ნომერიარის მშრალი ნივთიერების მილიგრამების მინიმალური რაოდენობა, რომელიც აუცილებელია 10 მლ ხსნარის დასაცავად, როდესაც მას ემატება ელექტროლიტი კოაგულაციის ზღურბლის ტოლი რაოდენობით.

სტატიის შინაარსი

ᲤᲘᲖᲘᲙᲣᲠᲘ ᲥᲘᲛᲘᲐ,ქიმიის ფილიალი, რომელიც შეისწავლის ნივთიერებების ქიმიურ თვისებებს მათი შემადგენელი ატომებისა და მოლეკულების ფიზიკური თვისებების საფუძველზე. თანამედროვე ფიზიკური ქიმია არის ფართო ინტერდისციპლინარული სფერო, რომელიც ესაზღვრება ფიზიკის, ბიოფიზიკის და მოლეკულური ბიოლოგიის სხვადასხვა დარგებს. მას აქვს მრავალი შეხება ქიმიური მეცნიერების ისეთ დარგებთან, როგორიცაა ორგანული და არაორგანული ქიმია.

ქიმიური მიდგომის გამორჩეული თვისება (განსხვავებით ფიზიკური და ბიოლოგიური) არის ის, რომ მის ფარგლებში, მაკროსკოპული ფენომენების აღწერასთან ერთად, მათი ბუნება ახსნილია ცალკეული მოლეკულების თვისებებისა და მათ შორის ურთიერთქმედების საფუძველზე.

ახალი ინსტრუმენტული და მეთოდოლოგიური განვითარება ფიზიკური ქიმიის დარგში გამოიყენება ქიმიის სხვა დარგებში და მასთან დაკავშირებულ მეცნიერებებში, როგორიცაა ფარმაკოლოგია და მედიცინა. მაგალითები მოიცავს ელექტროქიმიურ მეთოდებს, ინფრაწითელ (IR) და ულტრაიისფერ (UV) სპექტროსკოპიას, ლაზერულ და მაგნიტურ-რეზონანსულ ტექნიკას, რომლებიც ფართოდ გამოიყენება თერაპიასა და სხვადასხვა დაავადებების დიაგნოსტიკაში.

ფიზიკური ქიმიის ძირითად დარგებად ტრადიციულად განიხილება: 1) ქიმიური თერმოდინამიკა; 2) კინეტიკური თეორია და სტატისტიკური თერმოდინამიკა; 3) მოლეკულების სტრუქტურისა და სპექტროსკოპიის კითხვები; 4) ქიმიური კინეტიკა.

ქიმიური თერმოდინამიკა.

ქიმიური თერმოდინამიკა პირდაპირ კავშირშია თერმოდინამიკის - მეცნიერების სითბოს და მისი გარდაქმნების შესახებ - ქიმიური წონასწორობის პრობლემის გამოყენებასთან. პრობლემის არსი ჩამოყალიბებულია შემდეგნაირად: თუ არსებობს რეაგენტების (სისტემა) ნაზავი და ცნობილია ფიზიკური პირობები, რომელშიც ის მდებარეობს (ტემპერატურა, წნევა, მოცულობა), მაშინ რა სპონტანურმა ქიმიურ და ფიზიკურ პროცესებს შეიძლება მოუტანოს ეს სისტემა. წონასწორობამდე? თერმოდინამიკის პირველი კანონი ამბობს, რომ სითბო არის ენერგიის ფორმა და რომ სისტემის მთლიანი ენერგია (მის გარემოსთან ერთად) მუდმივი რჩება. ამრიგად, ეს კანონი ენერგიის შენარჩუნების კანონის ერთ-ერთი ფორმაა. მეორე კანონის მიხედვით, სპონტანური პროცესი იწვევს სისტემისა და მისი გარემოს საერთო ენტროპიის ზრდას. ენტროპია არის ენერგიის რაოდენობის საზომი, რომელსაც სისტემა არ შეუძლია დახარჯოს სასარგებლო სამუშაოს შესასრულებლად. მეორე კანონი მიუთითებს მიმართულებაზე, რომლითაც რეაქცია წავა ყოველგვარი გარეგანი გავლენის გარეშე. რეაქციის ბუნების შესაცვლელად (მაგალითად, მისი მიმართულება), თქვენ უნდა დახარჯოთ ენერგია ამა თუ იმ ფორმით. ამრიგად, იგი აწესებს მკაცრ შეზღუდვებს სამუშაოს მოცულობაზე, რომელიც შეიძლება შესრულდეს შექცევადი პროცესში გამოთავისუფლებული სითბოს ან ქიმიური ენერგიის გარდაქმნით.

ქიმიურ თერმოდინამიკაში მნიშვნელოვანი მიღწევები გვმართებს ჯ. გიბსს, რომელმაც ჩაუყარა ამ მეცნიერების თეორიული საფუძველი, რამაც შესაძლებელი გახადა წინა თაობის მრავალი მკვლევარის მიერ მიღებული შედეგების ერთ მთლიანობაში გაერთიანება. გიბსის მიერ შემუშავებული მიდგომის ფარგლებში არ კეთდება ვარაუდები მატერიის მიკროსკოპული აგებულების შესახებ, მაგრამ განიხილება სისტემების წონასწორობის თვისებები მაკრო დონეზე. სწორედ ამიტომ შეგვიძლია ვიფიქროთ, რომ თერმოდინამიკის პირველი და მეორე კანონები უნივერსალურია და ძალაში რჩება მაშინაც კი, როცა ბევრად მეტს ვიგებთ მოლეკულების და ატომების თვისებებზე.

კინეტიკური თეორია და სტატისტიკური თერმოდინამიკა.

სტატისტიკური თერმოდინამიკა (როგორც კვანტური მექანიკა) გვაძლევს საშუალებას ვიწინასწარმეტყველოთ წონასწორობის პოზიცია გაზის ფაზაში ზოგიერთი რეაქციისთვის. კვანტური მექანიკური მიდგომის გამოყენებით, შესაძლებელია აღწეროთ მთელი რიგი ნივთიერებების რთული მოლეკულების ქცევა თხევად და მყარ მდგომარეობებში. თუმცა, არის რეაქციები, რომელთა სიჩქარის გამოთვლა შეუძლებელია არც კინეტიკური თეორიის ფარგლებში და არც სტატისტიკური თერმოდინამიკის გამოყენებით.

კლასიკური სტატისტიკური თერმოდინამიკის ნამდვილი რევოლუცია მოხდა XX საუკუნის 70-იან წლებში. ახალმა ცნებებმა, როგორიცაა უნივერსალურობა (იდეა, რომ ნაერთების გარკვეული ფართო კლასის წევრებს აქვთ იგივე თვისებები) და მსგავსების პრინციპი (ცნობილ კრიტერიუმებზე დაფუძნებული უცნობი რაოდენობების შეფასება) შესაძლებელი გახადა სითხეების ქცევის უკეთ გაგება კრიტიკულთან ახლოს. წერტილი, სადაც განსხვავებაა თხევადსა და აირს შორის. კომპიუტერის გამოყენებით მოხდა მარტივი (თხევადი არგონი) და რთული (წყალი და ალკოჰოლი) სითხეების თვისებები კრიტიკულ მდგომარეობაში. ცოტა ხნის წინ, სითხეების თვისებები, როგორიცაა თხევადი ჰელიუმი (რომლის ქცევა სრულყოფილად არის აღწერილი კვანტური მექანიკის ფარგლებში) და თავისუფალი ელექტრონები მოლეკულურ სითხეებში, სრულყოფილად იქნა შესწავლილი კომპიუტერული მოდელირების გამოყენებით SUPERCONDUCTIVITY. ამან საშუალება მოგვცა უკეთ გაგვეგო ჩვეულებრივი სითხეების თვისებები. კომპიუტერული მეთოდები, უახლეს თეორიულ განვითარებასთან ერთად, ინტენსიურად გამოიყენება ხსნარების, პოლიმერების, მიცელების (სპეციფიკური კოლოიდური ნაწილაკების), ცილების და იონური ხსნარების ქცევის შესასწავლად. ფიზიკურ ქიმიაში პრობლემების გადასაჭრელად, კერძოდ, კრიტიკულ მდგომარეობაში მყოფი სისტემების ზოგიერთი თვისების აღსაწერად და მაღალი ენერგიის ფიზიკაში საკითხების შესასწავლად, სულ უფრო ხშირად გამოიყენება რენორმალიზაციის ჯგუფის მათემატიკური მეთოდი.

მოლეკულური სტრუქტურა და სპექტროსკოპია.

XIX საუკუნის ორგანული ქიმიკოსები. შეიმუშავა მარტივი წესები მრავალი ქიმიური ელემენტის ვალენტობის (შეთავსების უნარის) დასადგენად. მაგალითად, მათ დაადგინეს, რომ ნახშირბადის ვალენტობა არის 4 (ნახშირბადის ერთ ატომს შეუძლია შეუერთოს წყალბადის ოთხი ატომს მეთანის მოლეკულა CH 4), ჟანგბადი - 2, წყალბადი - 1. ექსპერიმენტულ მონაცემებზე დაფუძნებული ემპირიული კონცეფციების საფუძველზე გაკეთდა ვარაუდები. მოლეკულებში სივრცითი განლაგების ატომების შესახებ (მაგალითად, მეთანის მოლეკულას აქვს ტეტრაედრული სტრუქტურა, ნახშირბადის ატომი მდებარეობს სამკუთხა პირამიდის ცენტრში, ხოლო წყალბადი მის ოთხ წვეროზე). ამასთან, ამ მიდგომამ არ მისცა შესაძლებელი ქიმიური ბმების წარმოქმნის მექანიზმის გამოვლენა და, შესაბამისად, მოლეკულების ზომების შეფასება ან ატომებს შორის ზუსტი მანძილის დადგენა.

მე-20 საუკუნეში შემუშავებული სპექტროსკოპიული მეთოდების გამოყენებით განისაზღვრა წყლის მოლეკულების (H 2 O), ეთანის (C 2 H 6) სტრუქტურა და შემდეგ გაცილებით რთული მოლეკულების, როგორიცაა ცილები. მიკროტალღური სპექტროსკოპიის (EPR, NMR) და ელექტრონული დიფრაქციის მეთოდებმა შესაძლებელი გახადა ობლიგაციების სიგრძის, მათ შორის კუთხეების (ბმის კუთხეები) და ატომების ფარდობითი პოზიციების დადგენა მარტივ მოლეკულებში და რენტგენის დიფრაქციული ანალიზი - მსგავსი პარამეტრები. უფრო დიდი მოლეკულებისთვის, რომლებიც ქმნიან მოლეკულურ კრისტალებს. მოლეკულური სტრუქტურების კატალოგების შედგენამ და ვალენტობის მარტივი ცნებების გამოყენებამ საფუძველი ჩაუყარა სტრუქტურულ ქიმიას (მისი პიონერი იყო ლ. პოლინგი) და შესაძლებელი გახადა მოლეკულური მოდელების გამოყენება რთული ფენომენების მოლეკულურ დონეზე ასახსნელად. თუ მოლეკულებს არ ჰქონდათ სპეციფიკური სტრუქტურა ან თუ C–C და C–H ბმების პარამეტრები ქრომოსომებში ძალიან განსხვავდებოდა მეთანის ან ეთანის მოლეკულებისგან, მაშინ მარტივი გეომეტრიული მოდელების გამოყენებით, J. Watson და F. Crick გააკეთებდნენ. 1950-იანი წლების დასაწყისში ვერ შეძლეს მისი ცნობილი ორმაგი სპირალის აგება - დეზოქსირიბონუკლეინის მჟავის (დნმ) მოდელი. IR და UV სპექტროსკოპიის გამოყენებით მოლეკულებში ატომების ვიბრაციების შესწავლით, შესაძლებელი გახდა ატომების მოლეკულების შემადგენლობაში შემავალი ძალების ბუნების დადგენა, რაც, თავის მხრივ, ვარაუდობს ინტრამოლეკულური მოძრაობის არსებობას და შესაძლებელს ხდის შესწავლას. მოლეკულების თერმოდინამიკური თვისებები ( იხილეთ ზემოთ). ეს იყო პირველი ნაბიჯი ქიმიური რეაქციების სიჩქარის განსაზღვრისკენ. გარდა ამისა, სპექტროსკოპიულმა კვლევებმა UV რეგიონში დაეხმარა ელექტრონულ დონეზე ქიმიური ბმის ფორმირების მექანიზმის დადგენას, რამაც შესაძლებელი გახადა ქიმიური რეაქციების აღწერა რეაგენტების აღგზნებულ მდგომარეობაში გადასვლის კონცეფციის საფუძველზე (ხშირად ხილულის გავლენის ქვეშ. ან ულტრაიისფერი შუქი). წარმოიშვა კიდეც მთელი სამეცნიერო სფერო - ფოტოქიმია. ბირთვული მაგნიტურ-რეზონანსული (NMR) სპექტროსკოპიამ ქიმიკოსებს საშუალება მისცა შეესწავლათ რთული ქიმიური პროცესების ცალკეული ეტაპები და იდენტიფიცირება აქტიური ადგილები ფერმენტის მოლეკულებში. ამ მეთოდმა ასევე შესაძლებელი გახადა ხელუხლებელი უჯრედებისა და ცალკეული ორგანოების სამგანზომილებიანი გამოსახულების მიღება. ფოტოქიმია.

ვალენტობის თეორია.

ორგანული ქიმიკოსების მიერ შემუშავებული ვალენტობის ემპირიული წესების, ელემენტების პერიოდული ცხრილისა და რეზერფორდის ატომის პლანეტარული მოდელის გამოყენებით, გ. ლუისმა დაადგინა, რომ ქიმიური კავშირის გაგების გასაღები ნივთიერების ელექტრონული სტრუქტურაა. ლუისი მივიდა დასკვნამდე, რომ კოვალენტური ბმა წარმოიქმნება სხვადასხვა ატომების კუთვნილი ელექტრონების გაზიარების შედეგად; ამავდროულად, ის წამოვიდა იდეიდან, რომ შემაკავშირებელი ელექტრონები განლაგებულია მკაცრად განსაზღვრულ ელექტრონულ გარსებში. კვანტური თეორია შესაძლებელს ხდის მოლეკულების სტრუქტურისა და ყველაზე ზოგად შემთხვევაში წარმოქმნილი კოვალენტური ბმების ბუნების პროგნოზირებას.

ჩვენი იდეები მატერიის სტრუქტურის შესახებ, რომელიც ჩამოყალიბდა მე-20 საუკუნის პირველ მეოთხედში კვანტური ფიზიკის წარმატებების წყალობით, მოკლედ შეიძლება შეჯამდეს შემდეგნაირად. ატომის სტრუქტურა განისაზღვრება მოგერიების (ელექტრონებს შორის) და მიზიდულობის (ელექტრონებსა და დადებითად დამუხტულ ბირთვს შორის) ელექტრული ძალების ბალანსით. ატომის თითქმის მთელი მასა კონცენტრირებულია ბირთვში და მისი ზომა განისაზღვრება იმ სივრცით, რომელიც დაკავებულია ელექტრონების მიერ, რომლებიც ბრუნავს ბირთვებს. მოლეკულები შედგება შედარებით სტაბილური ბირთვებისგან, რომლებიც ერთმანეთთან არის დაკავშირებული სწრაფად მოძრავი ელექტრონებით, ასე რომ, ნივთიერებების ყველა ქიმიური თვისება შეიძლება აიხსნას ელემენტარული ნაწილაკების ელექტრული ურთიერთქმედების იდეის საფუძველზე, რომლებიც ქმნიან ატომებსა და მოლეკულებს. ამრიგად, კვანტური მექანიკის ძირითადი დებულებები მოლეკულების სტრუქტურასა და ქიმიური ბმების წარმოქმნასთან დაკავშირებით ქმნის საფუძველს მატერიის ელექტრონული სტრუქტურის, ქიმიური ბმების ბუნებისა და ატომებისა და მოლეკულების რეაქტიულობის ემპირიული აღწერისთვის.

მაღალსიჩქარიანი კომპიუტერების მოსვლასთან ერთად შესაძლებელი გახდა მცირე პოლიატომურ მოლეკულებში ატომებს შორის მოქმედი ძალების გამოთვლა (დაბალი, მაგრამ საკმარისი სიზუსტით). ვალენტობის თეორია, რომელიც დაფუძნებულია კომპიუტერულ მოდელირებაზე, ამჟამად არის სამუშაო ინსტრუმენტი სტრუქტურების, ქიმიური ძალების ხასიათისა და რეაქციების შესასწავლად იმ შემთხვევებში, როდესაც ექსპერიმენტების ჩატარება რთულია ან შრომატევადია. ეს ეხება თავისუფალი რადიკალების შესწავლას ატმოსფეროში და ცეცხლში, ან წარმოიქმნება რეაქციის შუალედებში. არსებობს იმედი, რომ ოდესმე კომპიუტერულ გამოთვლებზე დაფუძნებული თეორია შეძლებს პასუხის გაცემას კითხვაზე: როგორ, პიკოს წამების რიგის დროში, ქიმიური სტრუქტურები „გამოთვლიან“ თავიანთ ყველაზე სტაბილურ მდგომარეობას და მიიღებენ შესაბამის შეფასებებს, ყოველ შემთხვევაში, ზოგიერთისთვის. დაახლოება, მოითხოვს მანქანების დროის დიდ რაოდენობას.

ქიმიური კინეტიკა

სწავლობს ქიმიური რეაქციების მექანიზმს და ადგენს მათ სიჩქარეს. მაკროსკოპულ დონეზე, რეაქცია შეიძლება წარმოდგენილი იყოს, როგორც თანმიმდევრული გარდაქმნები, რომლის დროსაც სხვები წარმოიქმნება ერთი ნივთიერებისგან. მაგალითად, ერთი შეხედვით მარტივი ტრანსფორმაცია

H 2 + (1/2) O 2 → H 2 O

სინამდვილეში შედგება რამდენიმე თანმიმდევრული ეტაპისგან:

H + O 2 → OH + O

O + H 2 → HO + H

H + O 2 → HO 2

HO 2 + H 2 → H 2 O + OH

და თითოეულ მათგანს ახასიათებს თავისი სიჩქარის მუდმივი კ. S. Arrhenius ვარაუდობს, რომ აბსოლუტური ტემპერატურა თდა რეაქციის სიჩქარის მუდმივი კურთიერთობით დაკავშირებული კ = ა exp(- ეაქტი)/ RT, სად ა- წინასწარ ექსპონენციალური ფაქტორი (ე.წ. სიხშირის ფაქტორი), ეაქტი - აქტივაციის ენერგია, რ- გაზის მუდმივი. გასაზომად კდა თჩვენ გვჭირდება ინსტრუმენტები, რომლებიც საშუალებას მოგვცემს თვალყური ადევნოთ მოვლენებს, რომლებიც ხდება დაახლოებით 10-13 წამის განმავლობაში, ერთის მხრივ, და ათწლეულების (და თუნდაც ათასწლეულების) განმავლობაში, მეორეს მხრივ (გეოლოგიური პროცესები); ასევე აუცილებელია უკიდურესად არასტაბილური რეაგენტების წუთობრივი კონცენტრაციის გაზომვა. ქიმიური კინეტიკის ამოცანა ასევე მოიცავს კომპლექსურ სისტემებში მიმდინარე ქიმიური პროცესების პროგნოზირებას (საუბარია ბიოლოგიურ, გეოლოგიურ, ატმოსფერულ პროცესებზე, წვასა და ქიმიურ სინთეზზე).

გაზის ფაზის რეაქციების „სუფთა სახით“ შესასწავლად გამოიყენება მოლეკულური სხივის მეთოდი; ამ შემთხვევაში, მკაცრად განსაზღვრული კვანტური მდგომარეობების მქონე მოლეკულები რეაგირებენ და წარმოქმნიან პროდუქტებს, რომლებიც ასევე გარკვეულ კვანტურ მდგომარეობებში არიან. ასეთი ექსპერიმენტები გვაწვდის ინფორმაციას იმ ძალების შესახებ, რომლებიც განსაზღვრავენ გარკვეული რეაქციების წარმოქმნას. მაგალითად, მოლეკულური სხივის დაყენებაში, თქვენ შეგიძლიათ ორიენტირება მოახდინოთ თუნდაც მცირე მოლეკულებზე, როგორიცაა CH 3 I მოცემული გზით, და გაზომოთ შეჯახების სიჩქარე ორ „განსხვავებულ“ რეაქციაში:

K + ICH 3 → KI + CH 3

K + CH 3 I → KI + CH 3

სადაც CH 3 ჯგუფი განსხვავებულად არის ორიენტირებული კალიუმის ატომთან შედარებით.

ერთ-ერთი საკითხი, რომელსაც ფიზიკური ქიმია (ისევე როგორც ქიმიური ფიზიკა) ეხება, არის რეაქციის სიჩქარის მუდმივების გამოთვლა. აქ ფართოდ გამოიყენება 1930-იან წლებში შემუშავებული გარდამავალი მდგომარეობის თეორია, რომელიც იყენებს თერმოდინამიკურ და სტრუქტურულ პარამეტრებს. ეს თეორია, კლასიკური ფიზიკისა და კვანტური მექანიკის მეთოდებთან ერთად, შესაძლებელს ხდის რეაქციის მიმდინარეობის სიმულაციას, თითქოს ეს მოხდეს ექსპერიმენტულ პირობებში მოლეკულური სხივებით. ტარდება ექსპერიმენტები გარკვეული ქიმიური ბმების ლაზერული აგზნების შესახებ, რაც შესაძლებელს ხდის მოლეკულების განადგურების სტატისტიკური თეორიების სისწორის შემოწმებას. მუშავდება თეორიები, რომლებიც განაზოგადებენ ქაოტური პროცესების თანამედროვე ფიზიკურ და მათემატიკურ ცნებებს (მაგალითად, ტურბულენტობას). ჩვენ არც ისე შორს ვართ როგორც ინტრამოლეკულური, ასევე ინტერმოლეკულური ურთიერთქმედების ბუნების სრულად გაგებისგან, მოცემული თვისებების მქონე ზედაპირებზე წარმოქმნილი რეაქციების მექანიზმის გამოვლენისგან და ფერმენტების და გარდამავალი ლითონის კომპლექსების კატალიზური ცენტრების სტრუქტურის დადგენისგან. მიკროსკოპულ დონეზე შეიძლება აღინიშნოს რთული სტრუქტურების ფორმირების კინეტიკაზე მუშაობა, როგორიცაა ფიფქები ან დენდრიტები (კრისტალები ხის მსგავსი სტრუქტურით), რამაც სტიმული მისცა კომპიუტერული მოდელირების განვითარებას არაწრფივი დინამიკის თეორიის მარტივ მოდელებზე დაყრდნობით. ; ეს ხსნის პერსპექტივებს ახალი მიდგომების შესაქმნელად რთული სისტემების სტრუქტურისა და განვითარების პროცესების აღწერისთვის.

მე-3 გამოცემა, რევ. - მ.: უმაღლესი სკოლა, 2001 - 512 გვ., 319 გვ.

სახელმძღვანელო შედგენილია ფიზიკური ქიმიის პროგრამის მიხედვით.

პირველ წიგნში დეტალურად არის გადმოცემული კურსის შემდეგი სექციები: ქიმიური ბმების თეორიის კვანტური მექანიკური საფუძვლები, ატომებისა და მოლეკულების სტრუქტურა, მოლეკულური სტრუქტურის შესწავლის სპექტრული მეთოდები, ფენომენოლოგიური და სტატისტიკური თერმოდინამიკა, ხსნარების თერმოდინამიკა და ფაზური წონასწორობა.

ფიზიკური ქიმიის კურსის განყოფილების მეორე ნაწილში, წიგნის პირველ ნაწილში შემუშავებული ცნებების - მატერიის სტრუქტურა და სტატისტიკური თერმოდინამიკა, წარმოდგენილია ელექტროქიმია, ქიმიური კინეტიკა და კატალიზი. განყოფილება "კატალიზი" ასახავს ჰეტეროგენული და დიფუზიური პროცესების კინეტიკას, ადსორბციის თერმოდინამიკას და რეაქტიულობის საკითხებს.

უნივერსიტეტის სტუდენტებისთვის, რომლებიც სწავლობენ ქიმიურ და ტექნოლოგიურ სპეციალობებს.

წიგნი 1.

ფორმატი: djvu

ზომა: 11.2 მბ

ჩამოტვირთვა: drive.google

წიგნი 2.

ფორმატი: djvu

ზომა: 7 მბ

ჩამოტვირთვა: drive.google

სარჩევი წიგნი 1.
Წინასიტყვაობა. 3
შესავალი 6
სექცია პირველი. მოლეკულური სტრუქტურისა და ქიმიური კავშირის თეორიის კვანტური მექანიკური დასაბუთება
თავი 1. ატომური აგებულება 9
§ 1.1. მიკრონაწილაკების კვანტური მექანიკური მახასიათებლები 9
§ 1.2. წყალბადის მსგავსი ატომი 11
§ 1.3. წყალბადის მსგავსი ატომის ატომური ორბიტალები 14
§ 1.4. ელექტრონის სპინი 21
§ 1.5. მრავალელექტრონული ატომები 23
§ 1.6. პაულის პრინციპი 26
§ 1.7. ატომების ელექტრონული კონფიგურაციები 28
თავი 2. მოლეკულები. თეორიული მეთოდები, რომლებიც გამოიყენება მოლეკულებისა და ქიმიური ბმების სტრუქტურის შესასწავლად 34
§ 2.1. მოლეკულა. პოტენციური ზედაპირი. წონასწორობის კონფიგურაცია 34
§ 2.2. ქიმიური კავშირის თეორია და მისი ამოცანები. შროდინგერის განტოლება მოლეკულებისთვის 39
§ 2.3. შრედინგერის განტოლების ამოხსნის ვარიაციური მეთოდი 42
§ 2.4. მოლეკულური სტრუქტურის თეორიის ორი ძირითადი მეთოდი. ვალენტური კავშირის მეთოდი და მოლეკულური ორბიტალური მეთოდი 44
§ 2.5. მოლეკულური ორბიტალური მეთოდის ძირითადი იდეები 49
§ 2.6. მოლეკულური ორბიტალის სავარაუდო აღწერა MO მეთოდით LCAO 50
§ 2.7. მოლეკულა Shch MO LCAO მეთოდით. ენერგიისა და ტალღის ფუნქციის გამოთვლა ვარიაციული მეთოდით 53
§ 2.8. მოლეკულა H MO LCAO მეთოდით. კოვალენტური ბმა 58
თავი 3. დიატომიური მოლეკულები MO LCAO მეთოდში 62
§ 3.1. ჰომობირთვული დიატომური მოლეკულების მოლეკულური ორბიტალები 62
§ 3.2. პირველი და მეორე პერიოდის ელემენტების ატომების მიერ წარმოქმნილი ჰომობირთვული მოლეკულების ელექტრონული კონფიგურაციები და თვისებები 65
§ 3.3. ჰეტერონატომური მოლეკულები 73
§ 3.4. პოლარული კავშირი. მოლეკულის ელექტრული დიპოლური მომენტი 78
§ 3.5. კოვალენტური ბმის გაჯერება 81
§ 3.6. დონორ-აქცეპტორის კავშირი 82
§ 3.7. იონური ბმა. ქიმიური ბმის პოლარობის ხარისხი 84
თავი 4. პოლიატომური მოლეკულები MO მეთოდში 88
§ 4.1. მოლეკულური ორბიტალები პოლიატომურ მოლეკულებში. ორბიტალების სიმეტრია. დელოკალიზებული და ლოკალიზებული ორბიტალები. მოლეკულა HgO 88
§ 4.2. მეთანის მოლეკულის აღწერა. დელოკალიზებული და ლოკალიზებული MO-ები. ორბიტალური ჰიბრიდიზაცია 95
§ 4.3. მოლეკულების წონასწორობის კონფიგურაციის პროგნოზირების შესახებ 99
§ 4.4. არახისტი მოლეკულები 101
§ 4.5. მოლეკულები მრავალჯერადი ბმებით MO მეთოდით LCAO 104
§ 4.6. ჰუკელის მეთოდი 108
§ 4.7. არომატული სისტემების აღწერა MOX 110 მეთოდით
§ 4.8. ქიმიური კავშირი საკოორდინაციო ნაერთებში. ლიგანდის ველის თეორია 117
§ 4.9. იონური კავშირი კრისტალში 126
თავი 5. ინტერმოლეკულური ურთიერთქმედება 129
§ 5.1. ვან დერ ვაალის ძალები. სხვა სახის არასპეციფიკური ურთიერთქმედება 129
§ 5.2. წყალბადის ბმა 136
სექცია მეორე. მოლეკულების სტრუქტურისა და ენერგეტიკული მდგომარეობის შესწავლის სპექტრული მეთოდები
თავი 6. ზოგადი ინფორმაცია მოლეკულური სპექტრების შესახებ. მოლეკულური სპექტრების თეორიის ელემენტები 141
§ 6.1. ინტრამოლეკულური მოძრაობა და ელექტრომაგნიტური სპექტრი. 141
§ 6.2. მოლეკულური ემისია, აბსორბცია და რამანის სპექტრები. EPR და NMR სპექტრები 145
§ 6.3. დიატომური მოლეკულის ბრუნვის სპექტრი (მყარი მბრუნავი მიახლოებით) 150
§ 6.4. დიატომიური მოლეკულის ბრუნვა-ვიბრაციული სპექტრი. ჰარმონიული ოსცილატორის მიახლოება 156
§ 6.5. მოლეკულა არის ანჰარმონიული ოსცილატორი. ვიბრაციული სპექტრის სტრუქტურა 162
§ 6.6. ელექტრონული სპექტრები. დიატომური მოლეკულების დისოციაციის ენერგიის განსაზღვრა 169
§ 6.7. ბრუნვის სპექტრები და მკაცრი პოლიატომური მოლეკულები... 171
§ 6.8. პოლიატომური მოლეკულების ვიბრაციები, სპექტრი და სტრუქტურა 175
§ 6.9. ვიბრაციული სპექტრების გამოყენება მოლეკულების სტრუქტურის დასადგენად 180
§ 6.10. გარემოს და აგრეგაციის მდგომარეობის ინტერმოლეკულური ურთიერთქმედების გავლენა ვიბრაციულ სპექტრზე 183
სექცია მესამე. ქიმიური თერმოდინამიკა
თავი 7. ზოგადი ცნებები. თერმოდინამიკის პირველი კანონი და მისი გამოყენება 186
§ 7.1. ქიმიური თერმოდინამიკის საგანი და ამოცანები 186
§ 7.2. ქიმიური თერმოდინამიკის ძირითადი ცნებები და განმარტებები 188
§ 7.3. თერმოდინამიკის პირველი კანონი. არაწრიული პროცესები 199
§ 7.4. თბოტევადობა 202
§ 7.5. ტემპერატურის გავლენა სითბოს სიმძლავრეზე. ტემპერატურის სერია.. 208
§ 7.6. კრისტალური მატერიის სითბოს სიმძლავრის კვანტური თეორია 211
§ 7.7. აირისებრი ნივთიერების თბოტევადობის კვანტურ-სტატისტიკური თეორია 215
§ 7.8. თერმული ეფექტები. ჰესის კანონი 217
§ 7.9. ჰესის კანონის გამოყენება თერმული ეფექტების გამოთვლაში 220
§ 7.10. თერმული ეფექტის დამოკიდებულება ტემპერატურაზე. კირჩჰოფის განტოლება 227
თავი 8. თერმოდინამიკის მეორე კანონი და მისი გამოყენება 235
§ 8.1. სპონტანური და არასპონტანური პროცესები. თერმოდინამიკის მეორე კანონი 235
§ 8.2. ენტროპია 236
§ 8.3. ენტროპიის ცვლილება არასტატიკური პროცესებში 239
§ 8.4. ენტროპიის ცვლილება, როგორც მიმართულების და წონასწორობის კრიტერიუმი იზოლირებულ „სისტემა 240“-ში
§ 8.5. დამახასიათებელი ფუნქციები. თერმოდინამიკური პოტენციალი 241
§ 8.6. დახურულ სისტემებში სპონტანური პროცესისა და წონასწორობის შესაძლებლობის კრიტერიუმები 249
§ 8.7. ენტროპიის ცვლილება ზოგიერთ პროცესში 251
§ 8.8. იდეალური აირების ნარევის გიბის ენერგია. ქიმიური პოტენციალი 261
§ 8.9. ქიმიური წონასწორობის ზოგადი პირობები 265
§ 8.10. მასობრივი მოქმედების კანონი. წონასწორობის მუდმივი გაზის ფაზის რეაქციებისთვის 266
§ 8.11. რეაქციის იზოთერმული განტოლება 271
§ 8.12. მასის მოქმედების კანონის გამოყენება წონასწორული ნარევის შემადგენლობის გამოსათვლელად 273
§ 8.13. ტემპერატურის გავლენა ქიმიურ წონასწორობაზე. რეაქციის იზობარის განტოლება 282
§ 8.14. გიბის ენერგიის ცვლილებისა და წონასწორობის მუდმივის დამოკიდებულების ინტეგრალური ფორმა 284 ტემპერატურაზე
§ 8.15. ქიმიური წონასწორობა ჰეტეროგენულ სისტემებში 286
თავი 9. თერმოდინამიკის მესამე კანონი და ქიმიური წონასწორობის გამოთვლა 289
§ 9.1. ნერნსტის თერმული თეორემა. თერმოდინამიკის მესამე კანონი 289
§ 9.2. სტანდარტული გიბსის ენერგიისა და წონასწორობის მუდმივებში ცვლილებების გამოთვლა თემკინ-შვარცმანის მეთოდით 294
§ 9.3. სტანდარტული გიბის ენერგიისა და წონასწორობის მუდმივის ცვლილების გამოთვლა გიბსის შემცირებული ენერგიის ფუნქციების გამოყენებით 297
§ 9.4. ადიაბატური რეაქციები 299
თავი 10. ქიმიური წონასწორობა რეალურ სისტემებში 303
§ 10.1. აირების ფუგაციურობის და ფუგაციურობის კოეფიციენტი 303
§ 10.2. ქიმიური წონასწორობის გამოთვლა რეალურ გაზის სისტემაში მაღალი წნევის დროს 312
§ 10.3. ქიმიური წონასწორობის გამოთვლა სისტემებში, რომლებშიც რამდენიმე რეაქცია ერთდროულად მიმდინარეობს 314
თავი 11. სტატისტიკური თერმოდინამიკის შესავალი 320
§ 11.1. სტატისტიკური ფიზიკა და სტატისტიკური თერმოდინამიკა. სისტემის მდგომარეობის მაკროსკოპული და მიკროსკოპული აღწერა 320
§ 11.2. მდგომარეობის მიკროსკოპული აღწერა კლასიკური მექანიკის მეთოდით 323
§ 11.3. მდგომარეობის მიკროსკოპული აღწერა კვანტური მექანიკის მეთოდით. კვანტური სტატისტიკა 324
§ 11.4. საშუალო ორი ტიპი (მიკროკანონიკური და კანონიკური საშუალო) 325
§ 11.5. კავშირი ენტროპიასა და სტატისტიკურ წონას შორის. თერმოდინამიკის მეორე კანონის სტატისტიკური ბუნება 326
§ 11.6. სისტემა თერმოსტატშია. გიბსის კანონიკური განაწილება. 330
§ 11.7. სისტემის მდგომარეობათა ჯამი და მისი კავშირი ენერგიასთან. ჰელმჰოლცი 335
§ 11.8. ნაწილაკების მდგომარეობების ჯამი 337
§ 11.9. თერმოდინამიკური ფუნქციების გამოხატვა სისტემის მდგომარეობების ჯამის მეშვეობით 340
§ 11.10. ერთგანზომილებიანი ჰარმონიული ოსცილატორების სისტემის მდგომარეობების ჯამი. ერთატომური მყარის თერმოდინამიკური თვისებები აინშტაინის თეორიის მიხედვით 343
§ 11.11. კვანტური ბოლცმანის სტატისტიკა. მაქსველის კანონი მოლეკულური სიჩქარის განაწილების შესახებ 346
§ 11.12. ფერმის - დირაკის და ბოზის სტატისტიკა - აინშტაინი 352
§ 11.13 მოლეკულური მონაცემებიდან თერმოდინამიკური ფუნქციების გამოთვლის ზოგადი ფორმულები 353
§ 11.14 იდეალური აირის თერმოდინამიკური ფუნქციების გამოთვლა მოლეკულების ხისტი ბრუნვისა და ჰარმონიული ვიბრაციის დაშვებით 357
ნაწილი მეოთხე. გადაწყვეტილებები
თავი 12. ხსნარების ზოგადი მახასიათებლები 365
§ 12.1. ხსნარების კლასიფიკაცია 365
§ 12.2. ხსნარების კონცენტრაცია 367
5 12.3. გადაწყვეტილებების სპეციფიკა. ინტერმოლეკულური და ქიმიური ურთიერთქმედების როლი, ხსნარის ცნება 368
§ 12.4. ამოხსნის თეორიის განვითარების ძირითადი მიმართულებები 372
§ 12.5. თერმოდინამიკური პირობები ხსნარების ფორმირებისთვის 374
§ 12.6. ნაწილობრივი მოლური რაოდენობა 375
§ 12.7. ნაწილობრივი მოლური სიდიდეების განსაზღვრის ძირითადი მეთოდები 379
§ 12.8. ნაწილობრივი და ფარდობითი ნაწილობრივი მოლური ენთალპიები 381
§ 12.9. დაშლისა და განზავების სითბო 382
§ 12.10 იდეალური თხევადი ხსნარების თერმოდინამიკური თვისებები 386
§ 12.11.3 რაულის კანონი 390
§ 12.12. იდეალური ხსნარის დუღილის წერტილი არის 392
§ 12.13 იდეალური ხსნარის გაყინვის წერტილი 395
§ 12.14.0 იდეალური ხსნარის სმოტური წნევა 397
§ 12.15 არაიდეალური გადაწყვეტილებები 400
§ 12.16. უკიდურესად განზავებული, რეგულარული და თერმული ხსნარები 402
§ 12.17. აქტივობა. აქტივობის კოეფიციენტი. სტანდარტული სტატუსი 404
§ 12.18.0 smotic კოეფიციენტი 407
§ 12.19 აქტივობების განსაზღვრის მეთოდები 409
§ 12.20 აქტივობის კოეფიციენტსა და აქტივობას შორის კავშირი ხსნარის თერმოდინამიკურ თვისებებთან და ჭარბი თერმოდინამიკური ფუნქციებით 412
ნაწილი მეხუთე ფაზის წონასწორობა
თავი 13. ფაზური წონასწორობის თერმოდინამიკური თეორია 415
§ 13.1. ძირითადი ცნებები 415
§ 13.2. ფაზური წონასწორობის პირობები 418
§ 13.3. გიბსის ფაზის წესი 419
თავი 14. ერთკომპონენტიანი სისტემები 421
§ 14.1. გიბსის ფაზის წესის გამოყენება ერთკომპონენტიან სისტემებზე 421
§ 14.2. პირველი და მეორე რიგის ფაზური გადასვლები 422
§ 14.3. კლაპეირონ-კლაუზიუსის განტოლება 425
§ 14.4. გაჯერებული ორთქლის წნევა 423
§ 14.5. ერთკომპონენტიანი სისტემების მდგომარეობის დიაგრამები 429
§ 14.6. ნახშირორჟანგის ფაზის დიაგრამა 431
§ 14.7. წყლის ფაზის დიაგრამა 432
§ 14.8. გოგირდის ფაზის დიაგრამა 433
§ 14.9. ენანტიოტროპული და მონოტროპული ფაზის გადასვლები 435
თავი 15. ორკომპონენტიანი სისტემები 436
§ 15.1. ფიზიკურ-ქიმიური ანალიზის მეთოდი 436
§ 15.2. გიბსის ფაზის წესის გამოყენება ორკომპონენტიან სისტემებზე 437
§ 15.3. წონასწორული აირი - თხევადი ხსნარი ორკომპონენტიან სისტემებში 438
§ 15.4. სითხე-თხევადი წონასწორობა ორკომპონენტიან სისტემებში 442
§ 15.5. ორთქლის წონასწორობა - თხევადი ხსნარი ორკომპონენტიან სისტემებში 444
§ 15.6. ხსნარების გამოხდის ფიზიკურ-ქიმიური პრინციპები 453
§ 15.7. წონასწორობის კრისტალები - თხევადი ხსნარი ორკომპონენტიან სისტემებში 457
§ 15.8. წონასწორული სითხე - აირი და კრისტალები - აირი (ორთქლი) ორკომპონენტიან სისტემებში 476
§ 15-9. გამოთვლები სახელმწიფო დიაგრამების გამოყენებით 476
თავი 16. სამკომპონენტიანი სისტემები 482
§ 16.1. გიბსის ფაზის წესის გამოყენება სამკომპონენტიან სისტემებზე 482
§ 16.2. სამკომპონენტიანი სისტემის კომპოზიციის გრაფიკული გამოსახულება 482
§ 16.3. წონასწორობის კრისტალები - თხევადი ხსნარი სამკომპონენტიან სისტემებში 484
§ 16.4. სითხე-თხევადი წონასწორობა სამკომპონენტიან სისტემებში 489
§ 16.5. ხსნადი ნივთიერების განაწილება ორ თხევად ფაზას შორის. ექსტრაქცია 491
დანართი 495
საგნის ინდექსი 497

სარჩევი წიგნი 2.
წინასიტყვაობა 3
სექცია მეექვსე. ელექტროქიმია
თავი 17. ხსნარები, ელექტროლიტები 4
§ 17.1. ელექტროქიმიის საგანი 4
§ 17.2. ელექტროლიტური ხსნარების სპეციფიკა 5
§ 17.3. ელექტროლიტური დისოციაცია ხსნარში 6
§ 17.4. საშუალო იონური აქტივობა და აქტივობის ფაქტორი 10
§ 17.5. ძლიერი ელექტროლიტების ელექტროსტატიკური თეორიის ძირითადი ცნებები დები და ჰუკელი 13
§ 17.6. იონთა ასოციაციის თეორიის ძირითადი ცნებები 22
§ 17.7. იონების თერმოდინამიკური თვისებები 24
§ 17.8. იონური ხსნარის თერმოდინამიკა 28
თავი 18. არაწონასწორობის ფენომენები ელექტროლიტებში. ელექტროლიტების ელექტრული გამტარობა 30
§ 18.1. Ძირითადი ცნებები. ფარადეის კანონები 30
§ 18.2. იონების მოძრაობა ელექტრულ ველში. იონის ტრანსპორტირების ნომრები. 32
§ 18.3. ელექტროლიტების ელექტრული გამტარობა. სპეციფიური ელექტრული გამტარობა 37
§ 18.4. ელექტროლიტების ელექტრული გამტარობა. მოლური ელექტროგამტარობა 39
§ 18.5. ჰიდრონიუმის და ჰიდროქსიდის იონების მოლური ელექტროგამტარობა 43
§ 18.6. არაწყლიანი ხსნარების ელექტრული გამტარობა 44
§ 18.7. მყარი და გამდნარი ელექტროლიტების ელექტრული გამტარობა 46
§ 18.8. კონდუქტომეტრია 47
თავი 19. წონასწორული ელექტროდის პროცესები 49
§ 19.1. ძირითადი ცნებები 49
§ 19.2. ელექტროქიმიური სისტემის EMF. ელექტროდის პოტენციალი 51
§ 19.3. პოტენციური ნახტომის გაჩენა ხსნარ-ლითონის ინტერფეისზე 53
§ 19.4. დიფუზიის პოტენციალი 55
§ 19.5. ელექტრო ორმაგი ფენის სტრუქტურა ხსნარ-ლითონის ინტერფეისზე 56
§ 19.6. შექცევადი ელექტროქიმიური სისტემების თერმოდინამიკა 60
§ 19.7. შექცევადი ელექტროდების კლასიფიკაცია 64
§ 19.8. ელექტროდის პოტენციალი არაწყლიან ხსნარებში 74
§ 19.9. ელექტროქიმიური სქემები 75
§ 19.10. ელექტროქიმიური სისტემების თეორიის გამოყენება ხსნარებში წონასწორობის შესასწავლად 82
§ 19.11. პოტენციომეტრია 85
სექცია მეშვიდე. ქიმიური რეაქციების კინეტიკა
თავი 20. ქიმიური კინეტიკის კანონები 93
§ 20.1. ზოგადი ცნებები და განმარტებები 93
§ 20.2. ქიმიური რეაქციის სიჩქარე 95
§ 20.3. მასობრივი მოქმედების კანონი და რეაქციების დამოუკიდებლობის პრინციპი 101
თავი 21. ქიმიური რეაქციების კინეტიკა დახურულ სისტემებში. 105
§ 21.1. ცალმხრივი პირველი რიგის რეაქციები 105
§ 21.2. ცალმხრივი მეორე რიგის რეაქციები 109
§ 21.3. 111-ე რიგის ცალმხრივი რეაქციები
§ 21.4. რეაქციის რიგის განსაზღვრის მეთოდები 112
§ 21.5. ორმხრივი პირველი რიგის რეაქციები 113
§ 21.6. ორმხრივი მეორე რიგის რეაქციები 116
§ 21.ტ. პარალელური ცალმხრივი რეაქციები 117
§ 21.8. ცალმხრივი თანმიმდევრული რეაქციები 119
§ 21.9. კვაზი-სტაციონარული კონცენტრაციების მეთოდი 125
თავი 22. რეაქციების კინეტიკა ღია სისტემებში 127
§ 22.1. რეაქციების კინეტიკა იდეალურ შერევის რეაქტორში 127
§ 22.2. რეაქციების კინეტიკა დანამატის რეაქტორში 129
თავი 23. ქიმიური ურთიერთქმედების ელემენტარული აქტის თეორია 133
§ 23.1. ელემენტარული ქიმიური აქტი 133
§ 23.2. აქტიური შეჯახების თეორია 137
§ 23.3. გააქტიურებული კომპლექსის თეორია 141
§ 23.4. პრე-ექსპონენციალური ფაქტორი არენიუსის განტოლებაში გარდამავალი მდგომარეობის თეორიის მიხედვით 154
§ 23.5. MO სიმეტრია და ქიმიური რეაქციების აქტივაციის ენერგია 159
თავი 24. რეაქციების კინეტიკა ხსნარებში, ჯაჭვურ და ფოტოქიმიურ რეაქციებში 166
§ 24.1. რეაქციების კინეტიკური მახასიათებლები ხსნარებში 166
§ 24.2. გარემოს გავლენა რეაქციის სიჩქარის მუდმივზე 170
§ 24.3. იონური რეაქციების კინეტიკა ხსნარებში 178
§ 24.4. ჯაჭვური რეაქციები 181
§ 24.5. ფოტოქიმიური რეაქციები 189
თავი 25. ელექტროდული პროცესების კინეტიკა 196
§ 25.1. ელექტროქიმიური რეაქციის სიჩქარე. გაცვლის მიმდინარე 196
§ 25.2. ელექტროდის პოლარიზაცია 197
§ 25.3. დიფუზიური ძაბვა 199
§ 25.4. ელექტროქიმიური გადაძაბვა 205
§ 25.5. სხვა სახის გადაძაბვა 210
5 25.6. ელექტროქიმიური პროცესების დროს პოლარიზაციის ბუნების განსაზღვრის ტემპერატურულ-კინეტიკური მეთოდი 211
§ 25.7. ჭარბი ძაბვა წყალბადის ელექტროლიტური ევოლუციის დროს 213
§ 25.8. ელექტროლიზი. დაშლის ძაბვა 217
§ 25.9. პოლარიზაციის მოვლენები ელექტრო დენის ქიმიურ წყაროებში 220
§ 25.10. ლითონების ელექტროქიმიური კოროზია. ლითონების პასიურობა. კოროზიისგან დაცვის მეთოდები 222
სექცია მერვე. კატალიზი
თავი 26. კატალიზური მოქმედების პრინციპები 228
§ 26.1. ძირითადი ცნებები და განმარტებები 228
§ 26.2. კატალიზური რეაქციების კინეტიკური მახასიათებლები 232
§ 26.3. კატალიზური რეაქციების აქტივაციის ენერგია 237
§ 26.4. რეაგენტების ურთიერთქმედება კატალიზატორთან და კატალიზური მოქმედების პრინციპები 241
თავი 27. ჰომოგენური კატალიზი 245
§ 27.1. მჟავა-ტუტოვანი კატალიზი 246
§ 27.2. რედოქს კატალიზი 255
§ 27.3. ფერმენტული კატალიზი 260
§ 27.4. ავტოკატალიზი, ინჰიბირება და პერიოდული კატალიზური რეაქციები 266
§ 27.5. გამოყენება ინდუსტრიაში და ჰომოგენური კატალიზის განვითარების პერსპექტივები 271
თავი 28. ჰეტეროგენული კატალიზი. 273
§ 28.1. ჰეტეროგენული კატალიზატორების ზედაპირის სტრუქტურა 273
§ 28.2. ადსორბცია, როგორც ჰეტეროგენული კატალიზური რეაქციების ეტაპი 277
§ 28.3. ჰეტეროგენული კატალიზური რეაქციების მექანიზმი 282
§ 28.4. ჰეტეროგენული კატალიზური რეაქციების კინეტიკა თანაბრად ხელმისაწვდომ ზედაპირზე 285
§ 28.5. ჰეტეროგენული კატალიზური პროცესების მაკროკინეტიკა 292
§ 28.6. ჰეტეროგენული კატალიზის გამოყენება ინდუსტრიაში 300
ლიტერატურა 303
აპლიკაცია 305
საგნის ინდექსი 312
სარჩევი 316

მეცნიერებათა კლასიფიკაცია ეფუძნება მატერიის მოძრაობის ფორმების კლასიფიკაციას და მათ მიმართებებსა და განსხვავებებს. მაშასადამე, ფიზიკისა და ქიმიის მთელ რიგ დარგებთან ფიზიკური ქიმიის საზღვრების გამოსაკვეთად, უნდა განიხილოს კავშირი და განსხვავება მოძრაობის ქიმიურ და ფიზიკურ ფორმებს შორის.

მოძრაობის ქიმიურ ფორმას, ანუ ქიმიურ პროცესს, ახასიათებს რეაქციაში მყოფი ნივთიერებების მოლეკულაში ატომების რაოდენობისა და განლაგების ცვლილება. მრავალთა შორის მოძრაობის ფიზიკური ფორმები (ელექტრომაგნიტური ველი, ელემენტარული ნაწილაკების მოძრაობა და გარდაქმნები, ატომის ბირთვების ფიზიკა და სხვ.) განსაკუთრებით მჭიდრო კავშირშია ქიმიურ პროცესებთან. მოძრაობის ინტრამოლეკულური ფორმა (ვიბრაციები მოლეკულაში; მისი ელექტრონული აგზნება და იონიზაცია). უმარტივესი ქიმიური პროცესი - მოლეკულის თერმული დისოციაციის ელემენტარული აქტი - ხდება მოლეკულაში ვიბრაციების ინტენსივობის (ამპლიტუდა და ენერგია) მატებით, განსაკუთრებით ბირთვების ვიბრაციებით მათ შორის ვალენტური ბმის გასწვრივ. ვიბრაციის ენერგიის ცნობილი კრიტიკული მნიშვნელობის მიღწევა მოლეკულაში გარკვეული ბმის მიმართულებით იწვევს ამ ბმის გაწყვეტას და მოლეკულის ორ ნაწილად დაყოფას.

უფრო რთული რეაქციები, რომლებიც მოიცავს რამდენიმე (ჩვეულებრივ ორ) მოლეკულას, შეიძლება ჩაითვალოს, როგორც ორი მოლეკულის კომბინაცია მყიფე და ხანმოკლე კომპლექსში (ე.წ. აქტიური კომპლექსი) შეჯახებისას და ამ კომპლექსის ახალ მოლეკულებად სწრაფ განადგურებას. ეს კომპლექსი აღმოჩნდება არასტაბილური შიდა ვიბრაციების დროს გარკვეული კავშირებით.

ამრიგად, ელემენტარული ქიმიური მოქმედება არის სპეციალური, კრიტიკული წერტილი მოლეკულების ვიბრაციულ მოძრაობაში. ეს უკანასკნელი თავისთავად არ შეიძლება ჩაითვალოს ქიმიურ მოძრაობად, მაგრამ ის არის პირველადი ქიმიური პროცესების საფუძველი.

მატერიის მნიშვნელოვანი მასების, ანუ მრავალი მოლეკულის ქიმიური გარდაქმნისთვის აუცილებელია მოლეკულების შეჯახება და მათ შორის ენერგიების გაცვლა (რეაქციის პროდუქტების მოლეკულების მოძრაობის ენერგიის გადაცემა საწყისი ნივთიერებების მოლეკულებზე შეჯახების გზით). ამრიგად, რეალური ქიმიური პროცესი მჭიდროდ არის დაკავშირებული მეორესთან მოძრაობის ფიზიკური ფორმა - მაკროსკოპული სხეულების მოლეკულების ქაოტური მოძრაობა, რომელსაც ხშირად თერმულ მოძრაობას უწოდებენ.

მოძრაობის ქიმიური ფორმის ურთიერთდამოკიდებულება მოძრაობის ორ ფიზიკურ ფორმასთან ზემოთ მოცემულია მოკლედ და ყველაზე ზოგადი თვალსაზრისით. ცხადია, იგივე კავშირებია ქიმიურ პროცესსა და ელექტრომაგნიტური ველის მოძრაობის გამოსხივებას შორის, ატომებისა და მოლეკულების იონიზაციასთან (ელექტროქიმია) და ა.შ.

მატერიის სტრუქტურა . ეს განყოფილება მოიცავს ატომების სტრუქტურას, მოლეკულების სტრუქტურას და აგრეგაციის მდგომარეობათა დოქტრინას.

ატომების სტრუქტურის შესწავლა უფრო ფიზიკას უკავშირდება, ვიდრე ფიზიკურ ქიმიას. ეს დოქტრინა არის მოლეკულების სტრუქტურის შესწავლის საფუძველი.

მოლეკულების სტრუქტურის შესწავლა იკვლევს მოლეკულების გეომეტრიას, ინტრამოლეკულურ მოძრაობებს და ძალებს, რომლებიც აკავშირებს ატომებს მოლეკულაში. მოლეკულების სტრუქტურის ექსპერიმენტულ კვლევებში ყველაზე ფართოდ გამოიყენება მოლეკულური სპექტროსკოპიის მეთოდი (რადიო სპექტროსკოპიის ჩათვლით), ასევე ფართოდ გამოიყენება ელექტრო, რადიოგრაფიული, მაგნიტური და სხვა მეთოდები.

აგრეგაციის მდგომარეობების შესწავლა იკვლევს მოლეკულების ურთიერთქმედებას აირებში, სითხეებსა და კრისტალებში, აგრეთვე ნივთიერებების თვისებებს აგრეგაციის სხვადასხვა მდგომარეობაში. მეცნიერების ეს დარგი, რომელიც ძალზე მნიშვნელოვანია ფიზიკური ქიმიისთვის, შეიძლება ჩაითვალოს ფიზიკის ნაწილად (მოლეკულური ფიზიკა).

მატერიის სტრუქტურის მთელი განყოფილება ასევე შეიძლება ჩაითვალოს ფიზიკის ნაწილად.

ქიმიური თერმოდინამიკა . ამ ნაწილში, ზოგადი თერმოდინამიკის კანონებზე დაყრდნობით, წარმოდგენილია ქიმიური წონასწორობის კანონები და ფაზური წონასწორობის დოქტრინა, რომელსაც ჩვეულებრივ ფაზის წესს უწოდებენ. ქიმიური თერმოდინამიკის ნაწილია თერმოქიმია,რომელიც ეხება ქიმიური რეაქციების თერმულ ეფექტებს.

ხსნარების შესწავლა მიზნად ისახავს ხსნარების (რამდენიმე ნივთიერების ერთგვაროვანი ნარევების) თვისებების ახსნას და პროგნოზირებას ხსნარის შემადგენელი ნივთიერებების თვისებებზე დაყრდნობით.

ამ პრობლემის გადაჭრა მოითხოვს განსხვავებული მოლეკულების ურთიერთქმედების ზოგადი თეორიის აგებას, ანუ მოლეკულური ფიზიკის მთავარი პრობლემის გადაწყვეტას. ზოგადი თეორიისა და ცალკეული განზოგადებების შესამუშავებლად შესწავლილია ხსნარების მოლეკულური სტრუქტურა და მათი სხვადასხვა თვისებები შემადგენლობის მიხედვით.

ზედაპირული ფენომენების დოქტრინა . შესწავლილია მყარი და სითხეების ზედაპირული ფენების (ფაზებს შორის ინტერფეისები) სხვადასხვა თვისებები; ზედაპირულ ფენებში შესწავლილი ერთ-ერთი მთავარი მოვლენაა ადსორბცია(ნივთიერებების დაგროვება ზედაპირულ ფენაში).

სისტემებში, სადაც თხევადი, მყარი და აირისებრი ფაზებს შორის ინტერფეისი ძალიან განვითარებულია (კოლოიდური ხსნარები, ემულსიები, ნისლები, ორთქლი), ზედაპირული ფენების თვისებები ხდება უპირველესი მნიშვნელობა და განსაზღვრავს მთელი სისტემის უნიკალურ თვისებებს. . ასეთი მიკროჰეტეროგენულიმიმდინარეობს სისტემების შესწავლა კოლოიდური ქიმია,რომელიც წარმოადგენს ფიზიკური ქიმიის დიდ დამოუკიდებელ განყოფილებას და დამოუკიდებელ აკადემიურ დისციპლინას ქიმიურ უმაღლეს სასწავლებლებში.

ელექტროქიმია. შესწავლილია ელექტრული ფენომენების და ქიმიური რეაქციების ურთიერთქმედება (ელექტროლიზი, ელექტრული დენის ქიმიური წყაროები, ელექტროსინთეზის თეორია). ელექტროქიმია ჩვეულებრივ მოიცავს ელექტროლიტური ხსნარების თვისებების შესწავლას, რაც თანაბრად სამართლიანად შეიძლება მივაწეროთ ხსნარების შესწავლას.

ქიმიური კინეტიკა და კატალიზი . შესწავლილია ქიმიური რეაქციების სიჩქარე, რეაქციის სიჩქარის დამოკიდებულება გარე პირობებზე (წნევა, ტემპერატურა, ელექტრული გამონადენი და ა.შ.), რეაქციის სიჩქარის კავშირი მოლეკულების სტრუქტურასა და ენერგეტიკულ მდგომარეობებთან, გავლენა რეაქციის სიჩქარეზე. ნივთიერებები, რომლებიც არ მონაწილეობენ სტექიომეტრული რეაქციის განტოლებაში (კატალიზი).

ფოტოქიმია. შესწავლილია რადიაციისა და ქიმიურ გარდაქმნებში ჩართული ნივთიერებების ურთიერთქმედება (გამოსხივების გავლენის ქვეშ წარმოქმნილი რეაქციები, მაგალითად, ფოტოგრაფიული პროცესები და ფოტოსინთეზი, ლუმინესცენცია). ფოტოქიმია მჭიდრო კავშირშია ქიმიურ კინეტიკასთან და მოლეკულების სტრუქტურის შესწავლასთან.

ფიზიკური ქიმიის ძირითადი სექციების ზემოთ ჩამოთვლილი სია არ მოიცავს ამ მეცნიერების ცოტა ხნის წინ წარმოშობილ სფეროებს და უფრო მცირე ნაწილებს, რომლებიც შეიძლება ჩაითვალოს უფრო დიდი სექციების ნაწილებად ან ფიზიკური ქიმიის დამოუკიდებელ ნაწილებად. ესენია, მაგალითად, რადიაციული ქიმია, მაღალმოლეკულური ნივთიერებების ფიზიკური ქიმია, მაგნიტოქიმია, გაზის ელექტროქიმია და ფიზიკური ქიმიის სხვა დარგები. ზოგიერთი მათგანის მნიშვნელობა ამჟამად სწრაფად იზრდება.

ფიზიკური და ქიმიური კვლევის მეთოდები

ფიზიკური ქიმიის ძირითადი მეთოდებია, ბუნებრივია, ფიზიკისა და ქიმიის მეთოდები. ეს არის, უპირველეს ყოვლისა, ექსპერიმენტული მეთოდი - გარე პირობებზე ნივთიერებების თვისებების დამოკიდებულების შესწავლა და დროთა განმავლობაში ქიმიური რეაქციების წარმოშობის კანონების და ქიმიური წონასწორობის კანონების ექსპერიმენტული შესწავლა.

ექსპერიმენტული მასალის თეორიული გააზრება და ნივთიერებების თვისებების და ქიმიური რეაქციების კანონების ცოდნის თანმიმდევრული სისტემის შექმნა ეფუძნება თეორიული ფიზიკის შემდეგ მეთოდებს.

კვანტური მექანიკური მეთოდი (კერძოდ, ტალღური მექანიკის მეთოდი), რომელიც საფუძვლად უდევს ცალკეული ატომებისა და მოლეკულების სტრუქტურისა და თვისებების დოქტრინას და მათ ერთმანეთთან ურთიერთქმედებას. ცალკეული მოლეკულების თვისებებთან დაკავშირებული ფაქტები მიიღება ძირითადად ექსპერიმენტული ოპტიკური მეთოდებით.

სტატისტიკური ფიზიკის მეთოდი , რაც შესაძლებელს ხდის ნივთიერების თვისებების გამოთვლას; შედგება მრავალი მოლეკულისგან („მაკროსკოპული“ თვისებები), რომელიც დაფუძნებულია ცალკეული მოლეკულების თვისებების შესახებ ინფორმაციას.

თერმოდინამიკური მეთოდი , რაც შესაძლებელს ხდის ნივთიერების სხვადასხვა თვისებების რაოდენობრივ დაკავშირებას („მაკროსკოპული“ თვისებები) და ამ თვისებების ზოგიერთი ნაწილის გამოთვლა სხვა თვისებების ექსპერიმენტული მნიშვნელობების საფუძველზე.

თანამედროვე ფიზიკურ და ქიმიურ კვლევას ნებისმიერ კონკრეტულ სფეროში ახასიათებს სხვადასხვა ექსპერიმენტული და თეორიული მეთოდების გამოყენება ნივთიერებების სხვადასხვა თვისებების შესასწავლად და მათი ურთიერთობის გასარკვევად მოლეკულების სტრუქტურასთან. მონაცემთა მთელი ნაკრები და ზემოაღნიშნული თეორიული მეთოდები გამოიყენება მთავარი მიზნის მისაღწევად - ქიმიური გარდაქმნების მიმართულების, სიჩქარისა და საზღვრების დამოკიდებულების გარკვევა გარე პირობებზე და ქიმიურ რეაქციებში მონაწილე მოლეკულების სტრუქტურაზე.