Курс лекций по физической химии. Презентация по физической химии для нпо. Основные разделы физической химии. Их значение для фармации

Подобные документы

Влияние температуры на скорость химической реакции. Двусторонние и односторонние реакции, их молекулярность, порядок, кинетическая классификация. Теории активных столкновений. Цепные реакции, тепловой взрыв. Типы фотохимических процессов, квантовый выход.

курс лекций, добавлен 10.12.2015


Характеристика предмета и объекта, целей и задач физической и коллоидной химии. Описание основных понятий термодинамики. Химическая кинетика: скорость химической реакции, уравнение Аррениуса, каталитические процессы, гомогенный катализ и автокатализ.

учебное пособие, добавлен 02.05.2014


Задачи химической термодинамики. Фазовое равновесие и растворы. Термодинамическая и электростатическая теория электролитов. Кинетика химических реакций. Закономерности, связанные с взаимным превращением химической и электрохимической форм энергии.

методичка, добавлен 21.11.2016


Катализ - процесс, заключающийся в изменении скорости химических реакций в присутствии веществ, называемых катализаторами. Сведения о промышленном катализе и его роль в экологии. Прохождение через энергетический барьер, гомогенный и гетерогенный катализ.

реферат, добавлен 07.11.2009


Скорость химической реакции. Гомогенные и гетерогенные реакции. Закон действующих масс. Энергия активации. Влияние катализатора. Константа химического равновесия. Суть принципа Ле-Шателье. Понятие молекулярности и порядка реакции в химической кинетике.

презентация, добавлен 23.04.2013


Понятие о химической кинетике. Факторы концентрации реагирующих веществ, степени измельчения, температуры и присутствия катализатора или ингибитора. Определение понятия "молекулярность реакции". Сущность катализатора и его действие в химических реакциях.

методичка, добавлен 27.04.2016


Изучение закона гетерогенных равновесий физико-химической системы, находящейся в устойчивом термодинамическом равновесии. Обзор многокомпонентных жидкостей. Анализ кинетики и катализа. Очерк концентрации вещества и классификации химических реакций.

презентация, добавлен 29.09.2013


Анализ сущности, признаков и условий химических реакций. Классификация химических реакций по различным признакам. Определение скорости химической реакции. Определение понятия катализатора, а также характеристика его влияния на скорость химической реакции.

реферат, добавлен 28.06.2017


Понятие о химической кинетике, скорость химической реакции. Основной закон химической кинетики. Влияние температуры на скорость химических реакций. Понятие и суть катализа, принцип действия катализатора. Математическое условие химического равновесия.

методичка, добавлен 18.09.2015


Влияние концентрации веществ, давления, поверхности соприкосновения реагентов, температуры на скорость химической реакции. Закон действующих масс. Понятие катализа - уменьшения энергии активации реакции, и ингибирования – увеличения энергии ее активации.

Федеральное агентство по образованию

УГТУ - УПИ

Кафедра «Теория металлургических процессов»

Л.А. Жукова, А.А. Жуков

ФИЗИЧЕСКАЯ ХИМИЯ

Учебное электронное текстовое издание Подготовлено кафедрой «Теория металлургических процессов»

Конспект лекций по дисциплине «Физическая химия» для студентов направлений 150100 – Металлургия, 150600 – Материаловедение и технологии материалов

Екатеринбург

Раздел 1. Введение и основные термины……………			…………….…………………………
Лекция 1…………………	……………………………		……………………………
Раздел 2. Применение первого закона термодинамики к расчету тепловых эффектов
процессов………………………………	………………………………………………………
Лекция 2………………………………		……………………………………………………
Раздел 3. Применение второго закона термодинамики к определению направления процессов
и условий равновесия……………………………………………………………………………………
Лекция 3……………………	……………………………………………………………
Лекция 4…………	…………………………………………………………………………
Лекция 5……	………………………………………………………………………………
Раздел 4. Термодинамика растворов……………			……………………………………………….44
Лекция 6……………………………………………………………………………………
Лекция 7………	……………………………………………………………………………
Лекция 8……	……………………………………………………………………………
Раздел 5. Фазовые равновесия и диаграммы состояния………				…………………………..……59
Лекция 9………………………………………………………				……………………………
Лекция 10…………………………………………………………………………………
Лекция 11……………………………………………………………………………………
Лекция 12…………………………………………………………………………………
Раздел 6. Поверхностные явления………………………………………………………………
Лекция 13…………………………………………………………………………………
Лекция 14…………………………………………………………………………………
Раздел 7. Кинетика гомогенных химических реакций…………………				...…………………
Лекция 15……………………………………………………………………………
Раздел 8. Кинетика гетерогенных химических реакций………………………………………
Лекция 16……………………………………………			…………………………………
Лекция 17………………………………………………………………………………
Раздел 9. Строение и свойства жидких и аморфных металлов……………………………….147
Лекция 18…………………………………………………………………………………

Раздел 1. Введение и основные термины

Из самого названия дисциплины следует, что она является пограничной наукой между химией и физикой. Основная задача физической химии – изучение взаимосвязи разнообразных физических и химических явлений. Поскольку всякое реальное явление сложно, выделение в нем отдельных сторон – физической или химической – достаточно условно. Поэтому порой бывает трудно провести границу между вопросами, изучаемыми физической химией, и отдельными разделами физики и химии. Как наука физическая химия начала складываться во второй половине XIX-го столетия, хотя название и общее определение содержания физической химии впервые дано М.В. Ломоносовым (1752 г.): «Физическая химия – наука, которая должна на основании положений и опытов физических объяснить причину того, что происходит через химические операции в сложных телах».

Физическая химия занимается многосторонним исследованием химических процессов

и сопутствующих им физических явлений, используя теоретические и экспериментальные методы обеих наук, а также свои собственные. Это дает возможность предсказывать ход химического процесса и его результат, и, следовательно, управлять им с целью получения оптимального результата. Область приложения физической химии охватывает все вопросы химических и фазовых превращений, влияния физических параметров на химические процессы, химического состава – на физические свойства. На основании многостороннего исследования различных свойств веществ и характеристик разнообразных процессов с их участием физическая химия решает две важнейшие задачи – устанавливает возможность протекания процесса и его скорость, определяет факторы, позволяющие управлять им.

Металлургия издавна опирается на достижения физической химии, позволившей разработать теорию процессов, протекающих в металлургических агрегатах. Обосновывая возможность различных процессов в заданных условиях, научный подход позволяет выявить условия наиболее полного их протекания, рассчитать скорости этих процессов, учесть количество поглощаемого или выделяемого при их протекании тепла и в результате оптимизировать технологические режимы получения высококачественного металла.

Производство металлов и сплавов – сложный и многостадийный процесс, на каждом этапе которого, включая жидкое состояние, формируются необходимая структура и требуемые свойства будущего конструкционного материала. Методы физической химии используются при обосновании химического состава сплава с заданными свойствами и определении путей его получения, оптимизации процессов, протекающих при его кристаллизации, определении скорости охлаждения слитка, способствующей формированию заданного фазового состава и структуры и при анализе многих других процессов в металлургии. Таким образом, физическая химия – это теоретическая основа получения металлов, сплавов и других материалов с заданными свойствами.

В настоящее время физическая химия представляет собой самостоятельную дисциплину с собственными методами исследования и является теоретической базой ряда прикладных дисциплин.

Физическая химия играет ведущую роль в формировании научного мировоззрения специалиста-металлурга, позволяя с самых общих позиций анализировать и прогнозировать течение процессов получения и обработки металлов и сплавов.

Целью изучения физической химии является ознакомление студентов с основными закономерностями этой научной дисциплины и их следствиями, некоторыми теоретическими

и экспериментальными методами исследования параметров равновесного состояния систем и кинетики протекающих процессов, выработка умений и навыков физико-химического анализа, необходимых для углубленного изучения металлургических процессов и технологий в специальных курсах.

Многообразие изучаемых физической химией явлений привело к выделению внутри

нее ряда разделов, из которых к основным можно отнести следующие.

Химическая термодинамика занимается рассмотрением энергетических балансов, вопросами химических и фазовых равновесий, а также выяснением направления протекания процессов в системах, где отсутствует равновесие.

Строение вещества включает изучение строения атомов, молекул и их взаимодействие в различных агрегатных состояниях вещества.

Теория растворов ставит целью объяснение и предсказание свойств растворов и их компонентов по свойствам чистых веществ, из которых составлен раствор.

Химическая кинетика изучает скорость и механизм химических реакций, их зависимость от условий протекания.

Поверхностные явления рассматривают специфические свойств поверхностных слоев жидкостей и твердых тел и их влияние на характеристики системы в целом.

Электрохимия изучает химические процессы, в которых участвуют заряженные частицы – ионы.

Между перечисленными разделами нет четких границ. При изучении любого явления приходится использовать представления из различных разделов.

Исследования в области физической химии опираются на три основных метода, каждому из которых отвечает свой круг понятий, законов и экспериментальных способов исследования.

Методы физической химии

Термодинамический метод . Все полученные с его помощью понятия и законы формулируются как результат описания опыта, без проникновения в молекулярный механизм процессов. В силу этого данный метод формален, что несколько ограничивает область его применения. Однако это же и облегчает практические расчеты.

Статистический метод. В основу положено рассмотрение тел как больших ансамблей частиц, что позволяет обосновать понятия и законы термодинамики и расширить круг описываемых явлений. Этот метод связывает макроскопические свойства веществ с микроскопическими свойствами молекул.

Молекулярно-кинетический метод. Позволяет описать свойства веществ и характеристики процессов с их участием, в том числе скорость, на основе законов движения и взаимодействия составляющих эти вещества частиц.

Природа изучаемых физической химией явлений сложна, поэтому их теоретическое описание, несмотря на неуклонное совершенствование теоретических и экспериментальных методик исследования, нельзя считать исчерпывающим. Всестороннее осмысление сути явлений идет по пути создания модельных представлений с постепенным их усложнением и детализацией по мере накопления новых экспериментальных фактов. Любая модель – это более или менее упрощенный, заведомо идеализированный образ реальности. Наиболее известными простейшими абстракциями, широко используемыми в физической химии, являются модели идеального газа, идеального кристалла, идеального раствора и др. Математические выражения, описывающие явления и процессы на основе простейших моделей, не содержат трудно определяемых величин, что упрощает вычисления. Как правило, расчеты на их основе не дают удовлетворительного согласия с экспериментально измеренными значениями свойств реальных систем. Однако даже такое сопоставление полезно. Оно позволяет по характеру и величине отклонений теоретических предсказаний от экспериментальных данных выявить неучтенные в идеализированной модели особенности реального объекта и ввести дополнительные параметры в более совершенные варианты модельной теории.

Основные понятия и определения

Базовым разделом физической химии является химическая термодинамика. Вводимый в ее рамках понятийный аппарат используется и в других разделах физической химии

Термодинамическая система – это тело или совокупность тел, выделенная из окружающего пространства посредством воображаемой или реальной границы раздела. Масса термодинамической системы неизменна, и взаимодействие ее с окружающей средой осуществляется только посредством обмена энергией в виде теплоты и работы. В случае обмена системы со средой веществом, она называется открытой. Мы будем рассматривать только такие термодинамические системы, которые обмениваются с окружающей средой энергией, но не обменивающиеся веществом (закрытые), называя их просто «система».

Энергия – это характеристика движения материи, как с количественной, так и с качественной стороны, т.е. мера этого движения. Любая система обладает энергией, причем формы ее многообразны, как и формы движения материи.

Система называется замкнутой , или изолированной , если она не обменивается энергией с окружающей средой ни в форме теплоты, ни в форме работы. Если обмен энергией происходит только в форме работы, то систему называют адиабатически замкнутой . Система называется гомогенной , если каждое ее свойство имеет в различных частях системы одно и то же значение или непрерывно изменяется от точки к точке. Система гетерогенна , если она состоит из нескольких частей, отделенных друг от друга физическими границами раздела, при переходе через которые свойства и структура могут изменяться скачком. Гомогенная часть системы, отделенная от остальных частей физической границей раздела, называется фазой . Примером гетерогенной системы может служить жидкость с паром над ней, находящиеся в закрытом сосуде. Эта система состоит их двух частей (фаз), при переходе через границу между которыми скачком изменяется, например, плотность.

Совокупность всех физических и химических свойств системы характеризует ее состояние . Изменение каких-либо свойств приводит к изменению ее состояния. При этом не все свойства системы являются независимыми. Некоторые из них можно выразить через другие. Например, состояние идеального газа можно задать тремя его свойствами: температурой T , объемом V и давлением P . Достаточно выбрать два из них, чтобы определить третий из известного уравнения состояния идеального газа – уравнения Менделеева-Клапейрона:

где R – универсальная газовая постоянная (R = 8,314 Дж/(моль× К)), n – количество молей газа.

Однако для большинства реальных систем общие уравнения состояния f(P,V,T) = 0 неизвестны, либо слишком сложны и недостаточно точны, что вынуждает использовать частные взаимосвязи отдельных свойств при постоянстве других.

Обычно за независимые переменные принимают те, значения которых в заданных условиях легче определить и изменить. Очень часто таковыми является температура и давление. В многокомпонентных системах к ним добавляются концентрации компонентов.

Различают свойства экстенсивные , т.е. зависящие от количества вещества, или массы системы (например, объем), и интенсивные , не зависящие от массы (например, температура). Многие интенсивные свойства легко получаются из экстенсивных. Так, мольный (или молярный) объем V m , являющийся интенсивным свойством, может быть получен делением общего объема системы (экстенсивное свойство) на число молей составляющих ее веществ. Плотность – масса единицы объема вещества – также интенсивное свойство. В термодинамике в основном оперируют мольными свойствами, т.к. их величины в состоянии равновесия одинаковы для всей системы и для любой ее части.

Независимые интенсивными свойства системы называют параметрами состояния . Другие свойства рассматривают как функции этих параметров.

Значение любого свойства системы не зависит от тех состояний, в которых она находилась ранее, т.е. не зависит от термодинамического пути, по которому система пришла в данное состояние. Всякое изменение, происходящее в системе, и связанное с изменением ее свойств, называется процессом . Таким образом, изменение свойства не зависит от пути процесса, а определяется только начальным и конечным состояниями системы. В

дальнейшем будем использовать для отображения конечного изменения свойства греческую букву (например, V ), а для бесконечно малого изменения этого свойства – латинские буквы d или (в частных производных).

Процесс, в котором система, выйдя из начального состояния и претерпев ряд изменений, возвращается в него, называется круговым . Очевидно, что изменения свойств системы в круговом процессе равны нулю. Процессы, происходящие при постоянной температуре (Т = const ), называются изотермическими , при постоянном давлении (P = const ) – изобарными, или изобарическими, при постоянном объеме системы (V = const ) –

изохорными, или изохорическими . Процессы, в ходе которых обмен энергией между системой и окружающей средой происходит только в форме работы, называют

адиабатическими.

Состояние системы, в котором все ее параметры в любой точке приняли постоянные значения и не изменяются во времени, называется равновесным . Процесс, при котором система проходит ряд равновесных состояний, называется равновесным процессом . Им может быть только бесконечно медленный процесс. Понятие «равновесный» в данном случае совпадает с понятием «обратимый». Обратимым называется такой термодинамический процесс, который допускает возможность возвращения системы в первоначальное состояние без того, чтобы в окружающей среде остались какие-либо изменения. Любой равновесный процесс является обратимым и, наоборот, в ходе обратимого процесса система проходит через ряд равновесных состояний. После протекания необратимого процесса система не может самостоятельно, т.е. без внешнего воздействия, вернуться в исходное состояние. Все реальные, самопроизвольно протекающие, процессы необратимы и могут лишь в той или иной степени приближаться к понятию обратимого процесса.

Как отмечалось выше, термодинамическая система может обмениваться с окружающей средой энергией в двух формах: работы (макрофизическая форма) и теплоты (микрофизическая форма).

Работой называется количественная мера такого вида передачи движения (энергии), которая осуществляется путем перемещения конечных масс, т.е. системы в целом или ее частей под действием каких-либо сил.

Наиболее часто используемыми единицами измерения энергии и работы, в частности, в термодинамике являются джоуль (Дж) в системе СИ и внесистемная единица – калория (1

кал = 4,18 Дж).

В качестве примера процесса, сопровождающегося совершением работы, рассмотрим расширение газа, находящегося в цилиндре под поршнем, на который действует давление Р (рисунок 1).

Если газ под поршнем (движущимся без трения) расширяется от состояния с объемом V 1 до состояния с объемом V 2 , он совершает работу А против внешнего давления. Сила F , с которой газ действует на поршень

F = PS,

где S – площадь сечения цилиндра. Бесконечно малая работа δA, совершаемая при подъеме

Рисунок 1 – Совершение работы газом, находящимся под давлением, в процессе расширения

поршня на высоту dh , составляет

δ A = F dh = PS dh,

δ A = P dV.

Для конечного изменения объема газа, проинтегрировав полученное уравнение, получим:

A = ∫ PdV .

Рассмотренный пример можно проиллюстрировать графически для двух различных путей (a и b ) перехода системы из состояния 1 в состояние 2 (рисунок 2).

Рисунок 2 – Различие величины работы, совершаемой газом, расширяющимся от объема V 1 до объема V 2 , в процессах, протекающих по пути a и по пути b

Поскольку работа численно равна площади под кривой, являющейся графиком подынтегральной функции (P ), очевидно, что A a A b , хотя начальное и конечное состояния системы в обоих случаях, а также изменения свойств (P и V ), одни и те же.

Следовательно, работа зависит от пути процесса, а значит, не является свойством системы. Работа есть характеристика процесса. Поэтому в отличие от изменений свойств (, d и ) для работы и ее бесконечно малого количества приняты обозначения A и δ A соответственно.

Если газ расширяется при неизменном внешнем давлении (P = const ), то, как показано на рисунке 3, работа вычисляется умножением давления на изменение объема в результате перехода системы из начального состояния в конечное.

		3 – Работа расширения газа в
		изобарическом процессе

A = P(V2 – V1 )

Теплотой называется количественная мера такого вида передачи движения (энергии), которая осуществляется путем хаотического столкновения молекул двух соприкасающихся тел.

Теплота, как и работа, не является свойством системы, а есть характеристика процесса, и зависит от его пути. Поэтому нельзя говорить о запасе теплоты в системе. Обозначение теплоты – Q или для бесконечно малого ее количества – δ Q . Система может, как поглощать, так и выделять теплоту в связи с протеканием в ней процессов. Поглощение теплоты, условно считающейся при этом положительной (Q > 0), происходит в эндотермических процессах. Выделение системой теплоты, учитываемой со знаком «минус» (Q < 0), связано с протеканием экзотермических процессов (рисунок 4). Работа, совершаемая системой, рассматривается как положительная (A > 0). Работа, совершаемая над системой под действием внешних сил, считается отрицательной (A < 0).

A < 0

Термодинамическ

Q > 0
Эндо термические	Экзо термические
процессы	процессы

Рисунок 4 – Правило знаков, принятое в термодинамике для теплоты и работы

В качестве одной из важнейших величин в термодинамике рассматривается внутренняя энергия (U ) системы, являющаяся ее свойством. Она характеризует запас энергии системы, включающий энергию поступательного и вращательного движения молекул, энергию внутримолекулярного колебательного движения атомов, энергию движения электронов, внутриядерную энергию. Во внутреннюю энергию не входят кинетическая энергия движения системы в целом и потенциальная энергия ее положения.

Внутренняя энергия является функцией температуры и объема системы. Зависимость

U от температуры обусловлена зависимостью от нее кинетической энергии движения молекул. Влияние объема, занимаемого системой, на величину внутренней энергии связано с тем, что потенциальная энергия взаимодействия молекул зависит от расстояний между ними.

Абсолютное значение внутренней энергии системы в настоящее время не может быть рассчитано или измерено, поскольку отсутствуют сведения о величине внутриядерной энергии. Однако можно рассчитывать изменения внутренней энергии в различных процессах:

U = U2 – U1 .

Раздел 2. Применение первого закона термодинамики к расчету тепловых эффектов процессов

Первый закон термодинамики

Этот закон – частный случай общего закона сохранения энергии применительно к термическим явлениям. Он не доказывается теоретически, а является результатом обобщения опытных фактов. Справедливость его подтверждается тем, что ни одно из следствий закона не противоречит опыту. Формулируется он следующим образом.

Первый закон : в любом процессе увеличение внутренней энергии системы равно количеству сообщенной системе теплоты за вычетом количества работы, совершенной системой.

Математической записью первого закона термодинамики служит выражение

если совершаемая системой работа связана только с ее расширением. В общем же случае, когда работа может производиться не только против внешнего давления, но также против электрических, магнитных и других сил, следует записать

du = δ Q – PdV – δ A′ ,

где величину δA ′ называют «полезной» работой. Будем далее учитывать δA ′ только там, где это необходимо.

Примеры применения первого закона к различным процессам

1 Круговой процесс (U = const ) . Очевидно, что в результате такого процесса dU = 0, значит, δQ = δA, или Q = A. В круговом процессе вся работа совершается системой за счет подведения к ней теплоты.

2 Изотермический процесс (T = const ). Для упрощения вывода рассмотрим применение уравнения dU = δQ T – PdV к процессу, протекающему в идеальном газе. В этом случае внутренняя энергия системы не зависит от объема, поэтому U = f (T ). При постоянстве температуры dU = 0. Следовательно, все подводимое к системе тепло, расходуется на совершение ею работы:

δ Q = δ A = PdV.

Вся работа с учетом уравнения состояния идеального газа PV = nRT равна

	A = V 2	PdV = V 2		dV = nRT ln
	Изохорический процесс (V = const ). Поскольку dV = 0, то
	dU = δ QV –		δ A = δ QV – PdV = δ QV ,
		или dU = δ QV .
Вся теплота, подводимая к системе, идет на увеличение внутренней энергии: Q V = U .
	Адиабатический процесс (δ Q = 0). Уравнение dU = δQ – δA преобразуется к виду dU =
	δA, или δA = – dU . Система совершает работу за счет убыли своей внутренней энергии.
	Изобарический процесс (P = const ). Представим уравнение первого закона dU = δQ P – PdV
		δ QP = dU + PdV,

где, используя свойства дифференциала, проведем следующие преобразования:

δ QP = dU + d(PV) = d(U + PV).

Величину в скобках U + PV обозначают буквой H и называют энтальпией системы. Тогда

δ QP = dH; Q = H = H2 – H1 .

Таким образом, теплота, получаемая системой в изобарическом процессе, расходуется на приращение энтальпии. Энтальпия является свойством, или функцией состояния системы, и ее изменение не зависит от пути процесса, т.к. изменения всех трех величин U , P и V определяются только начальным и конечным состояниями системы. Абсолютная величина энтальпии, как и внутренней энергии, не может быть определена. На основе экспериментальных данных определяют лишь изменения энтальпии Н рассматриваемого вещества при изменении внешних условий или Н рассматриваемой системы при протекании в ней процесса.

Мы видим, что в двух частных случаях, а именно при V = const и P = const , теплота, получаемая системой, идет на увеличение величин функций состояния, соответственно U

Физическая химия изучает взаимосвязь
химических процессов и физических явлений,
которые их сопровождают, устанавливает
закономерности между химическим
составом, строением веществ и их
свойствами, исследует механизм и скорость
химических реакций в зависимости от
условий их протекания.
Физическая химия возникла и развивалась на основе применения
физических методов исследования для изучения химических свойств
веществ, а также изучения влияния химического состава веществ и их
строения на физические свойства.

Основные этапы развития физической химии
Возникновение физической химии как самостоятельной
науки относится к середине XVIII в.
В 1752 – 1754 гг. – первый в мире курс физической химии
(Ломоносов М.В.)
Конец XVIII в. – исследования теплоемкостей и тепловых
эффектов реакций, проведенные Лавуазье и Лапласом (1779
– 1784 гг.)
В 1800 г. Бертло ввел понятие о химическом равновесии и
значении концентрации реагирующих веществ.
В первой половине XIX в. – развиты атомистические
представления Ломоносова в работах Дальтона, ГейЛюссака и Авогадро
1830 г. – найдены законы электролиза (исследования Деви,
Фарадея, Берцелиуса)
1840 г. – русским ученым Гессом был открыт основной
закон термохимии.

1865 г. – Бекетов снова ввел преподавание курса
физической химии в Харьковском университете.
XIX век:
Менделеев (периодический закон 1869 г., а также
исследование давления газов – уравнение состояния
идеального газа);
Гульдберг и Вааге – закон действия масс;
Вант – Гофф – математическое выражение
кинетических закономерностей;
Меншуткин – исследована кинетика химический
реакций в растворах и выяснена роль растворителя (1887
г.);
Аррениус – разработана теория электролитической
диссоциации (1887 г.) и исследовано влияние температуры
на скорость химических реакций (1889 г.).
Дж. Гиббс (1873 – 1878 гг.) – термодинамическая
теория равновесий.
Ле-Шателье в 1881 – 1885 гг. сформулировал
правило, создал количественную теорию
электролитической диссоциации.

XX век:
Резерфорд (1911 г.) – ядерная модель
атома.
Бор (1913 г.) – количественная теория
атома водорода.
Курнаков – новое направление в
исследованиях многокомпонентных систем:
развитие физико-химического анализа – учение о
зависимости свойств физико-химических систем от
состава.
Дебай и Хюккель (1923 г.) – теория
растворов сильных электролитов.
Шилов и Семенов – теория цепных
реакций и теория катализа.

Основные разделы физической химии. Их значение для фармации

Химическая термодинамика
Фазовое равновесие
Растворы
Электрохимия
Кинетика и катализ

Химическая термодинамика. Основные понятия

Химическая термодинамика рассматривает
энергетические аспекты (т.е. взаимные превращения
энергии, связанные с переходом энергии между телами в
форме теплоты и работы) различных процессов и
определяет условия их самопроизвольного протекания.
Предметом классической термодинамики является изучение законов
взаимных превращений различных видов энергии, связанных с переходами
энергии между телами в форме теплоты и работы.
Предметом химической термодинамики является применение законов
классической термодинамики к химическим и физико-химическим явлениям;
она рассматривает тепловые эффекты химических реакций, фазовые
переходы индивидуальных веществ и смесей, химические равновесия.

Объектом изучения в термодинамике
является термодинамическая система.
Системой называют отдельное тело или
группу тел, фактически или мысленно
отделенных от окружающей среды.
Окружающая среда – это все, что
находится в прямом или косвенном
контакте с системой.

Систему называют термодинамической,
если между телами, ее составляющими,
может происходить обмен теплотой и
веществом, и если система полностью
описывается термодинамическими
параметрами.
В зависимости от характера взаимодействия
с окружающей средой различают системы:
Открытая система – это …
и т.д. (самостоятельно)

Совокупность всех физических и химических
свойств системы называют состоянием системы.
Его характеризуют термодинамическими
параметрами, которые бывают:
Интенсивными – это такие свойства, которые не
зависят от массы и которые выравниваются при
контакте систем (температура, давление,
плотность, концентрация, химический потенциал).
Свойства системы, зависящие от массы, называют
экстенсивными (объём, масса, теплоёмкость,
внутренняя энергия, энтальпия, энтропия,
термодинамические потенциалы). Экстенсивное
свойство системы в целом равно сумме
соответствующих экстенсивных свойств отдельных
составляющих, входящих в данную систему
(свойство аддитивности).

Те физические величины, значение которых
полностью определяет состояние системы и
которые поддаются непосредственному
измерению, называются параметрами
состояния.
Функции этих параметров называются
функциями состояния (не поддаются
непосредственному измерению).
Свойства функций состояния:
1. Бесконечно малое изменение функции f является полным
дифференциалом (обозначается df).
2. Изменение f при переходе системы из состояния 1 в
состояние 2 не зависит от пути df
процесса,
f 2 f1 а определяется
лишь начальным и конечным её состояниями:
3. В результате циклического
df 0 процесса функция состояния не
изменяется:

Термодинамические процессы и их классификация

Самостоятельно!

Внутренняя энергия

Внутренняя энергия (U) характеризует общий запас
энергии системы. Она включает все виды энергии
движения и взаимодействия частиц, составляющих
систему: кинетическую энергию молекулярного движения
(поступательного и вращательного); межмолекулярную энергию
притяжения и отталкивания частиц; внутримолекулярную или
химическую энергию; энергию электронного возбуждения;
внутриядерную и лучистую энергию.
Величина внутренней энергии зависит от природы
вещества, его массы и температуры.
Полный запас U измерить невозможно (нет точки
отсчета), поэтому используют изменение внутренней
энергии (dU или U):
U=Uкон-Uнач, Дж/моль.
Внутренняя энергия – функция состояния, экстенсивная
величина.

Энтальпия

Энтальпия – это энергия, которой обладает
система, находящаяся при постоянном
давлении;
энтальпия численно равна сумме
внутренней энергии и потенциальной
энергии системы.
Н = U + pV.
ΔН = ΔU + pΔV.

Теплота и работа

Передача энергии от системы к окружающей среде и наоборот осуществляется
только в виде теплоты (Q) и работы (W) –
две формы передачи
энергии.
Форму передачи энергии от одной части системы к
другой вследствие неупорядоченного
(хаотического) движения молекул называют
теплотой, а путём упорядоченного
(организованного) движения молекул под
действием определённой силы - работой.
Работа и теплота связаны с процессом и являются
функциями процесса, а не состояния.
Измеряются в Дж/моль.

Первое начало термодинамики

Формулировки:
1. Энергия изолированной системы
постоянна.
2. Энергия не исчезает бесследно и не
возникает из ничего, переход ее из одного
вида в другой происходит в строго
эквивалентных количествах.
3. Вечный двигатель первого рода
невозможен, под которым подразумевается
машина, производящая работу без затраты
энергии.

4. Количество теплоты, подведенное к системе
или отведенное от нее, идет на изменение
внутренней энергии и на работу, совершаемую
системой или над системой.
Математическое выражение:
Для конечных изменений: Q= U + W
Для бесконечно малых элементарных процессов:
δQ = dU + δW = dU + pdV + δW’,
где δW – сумма всех видов работ, pdV механическая работа, δW’ – полезная работа (все,
кроме механической). Считая, что δW’ 0, тогда
pdV > δW’:
δQ = dU + pdV.

Первый закон термодинамики в применении к некоторым процессам

1. Изотермические процессы. Т = const.
δQ = dU + δW.
Т.к. U = 3/2 nRT, то dU = 0 и U = 0 тоже.
Тогда: δQ = δW; δW = pdV; W = pdV .
nRT
p
Из уравнения Менделеева – Клайперона V
Т.к.
V2
nRT
W
dV nRT ln
V
V1
p
p1V1 = p2V2, то W nRT ln 1 .
p2
V2
QT = WT nRT ln
V1
p1
nRT ln
p2
.
.

2. Изохорные процессы. V = const.
δQ = dU + δW.
δW = pdV; а т.к. V = const, то dV = 0 и V = 0.
Тогда δW = pdV = 0,
и для конечных изменений W = p V = 0.
Первый закон термодинамики в изохорных
процессах будет иметь следующий вид:
δQV = dU
для конечных изменений:
QV = U.

3. Изобарные процессы. р = const.
δQ = dU + δW;
δW = d(рV);
δQ = dU + d(рV) или δQ = d(U + pV) = dH,
т.к. Н = U + pV.
Для конечных изменений:
QР = U + р V = Н.
В случае идеального газа работа
вычисляется: W = р V = nR T.

Д. х. н. , профессор, заведующий кафедрой физической химии РХТУ им. Д. И. Менделеева Конюхов Валерий Юрьевич volkon_1@mail. ru vkontakte. ru

Литература Вишняков А. В. , Кизим Н. Ф. Физическая химия. М. : Химия, 2012 Физическая химия//Под ред. К. С. Краснова. М. : Высшая школа, 2001 Стромберг А. Г. , Семченко Д. П. Физическая химия. М. : Высшая школа, 1999. Основы физической химии. Теория и задачи: Учеб. Пособие для вузов/В. В. Еремин и др. М. : 2005.

Литература Эткинс П. Физическая химия. М. : Мир. 1980. Карапетьянц М. Х. Химическая термодинамика. М. : Химия, 1975.

ЛОМОНОСОВ Михаил Васильевич (1711 -65), первый русский ученый-естествоиспытатель мирового значения, поэт, заложивший основы современного русского литературного языка, художник, историк, поборник развития отечественного просвещения, науки и экономики. Родился 8(19) ноября в д. Денисовка (ныне с. Ломоносово) в семье помора. В 19 лет ушел учиться (с 1731 в Славяно-греко-латинской академии в Москве, с 1735 в Академическом университете в Санкт- Петербурге, в 1736 -41 в Германии). С 1742 адъюнкт, с 1745 академик Петербургской АН.

В 1748 основал при АН первую в России химическую лабораторию. По инициативе Ломоносова основан Московский университет (1755). Развивал атомно-молекулярные представления о строении вещества. В период господства теории теплорода утверждал, что теплота обусловлена движением корпускул. Сформулировал принцип сохранения материи и движения. Исключил флогистон из числа химических агентов. Заложил основы физической химии.

Исследовал атмосферное электричество и силу тяжести. Выдвинул учение о цвете. Создал ряд оптических приборов. Открыл атмосферу на Венере. Описал строение Земли, объяснил происхождение многих полезных ископаемых и минералов. Опубликовал руководство по металлургии. Подчеркивал важность исследования Северного морского пути, освоения Сибири. Возродил искусство мозаики и производство смальты, создал с учениками мозаичные картины. Член Академии художеств (1763). Похоронен в Санкт- Петербурге в Некрополе 18 в.

Определение Ломоносова: «Физическая химия – наука, изучающая на основании положений и опытов физики то, что происходит в сложных телах при химических операциях…. Физическая химия может быть названа химической философией» .

В Западной Европе принято считать годом создания физической химии 1888 г. , когда В. Оствальд стал читать этот курс, сопровождаемый практическими занятиями, и начал издавать журнал «Zeitschtift fur physikalische Chemie”. В этом же году была организована кафедра физической химии в Лейпцигском университете под руководством В. Оствальда.

Родился и долго жил в Российской империи, в 35 лет поменял российское гражданство на немецкое. В Лейпциге, он провел большую часть своей жизни, там его называли «российским профессором» . В 25 лет защитил докторскую диссертацию на тему «Объемно-химические и оптикохимические исследования» .

В 1887 г. принял предложение переехать в Лейпциг, там он основывает при университете Физико-химический институт, руководит которым до 1905 г. В 1888 г. он занимает очень престижную кафедру физической и неорганической химии Лейпцигского университета. В этой должности он проработал 12 лет.

Из «Лейпцигской школы» В. Оствальда вышли: нобелевские лауреаты С. Аррениус, Я. Вант-Гофф, В. Нернст, известные физикохимики Г. Тамман и Ф. Доннан, химикорганик Й. Вислиценс, знаменитый американский химик Г. Н. Льюис. В разные годы у Оствальда стажировались российские химии: И. А. Каблуков, В. А. Кистяковский, Л. В. Писаржевский, А. В. Раковский, Н. А. Шилов и другие.

Одна из уникальных особенностей Оствальда заключалась в многолетнем активном непризнании атомно-молекулярной теории (хотя им предложен термин «моль»). «Химик не видит никаких атомов. - Он исследует лишь простые и понятные законы, которым подчиняются массовые и объемные соотношения реагентов» .

В. Оствальд исхитрился написать объемистый учебник химии, в котором слово «атом» ни разу не упоминается. Выступая 19 апреля 1904 г в Лондоне с большим докладом перед членами Химического общества, Оствальд пытался доказать, что атомов не существует, а «то, что мы называем материей, является лишь совокупностью энергий, собранной воедино в данном месте» .

В честь В. Оствальда на территории Тартуского университета установлена мемориальная доска с надписью на эстонском, немецком и английском языках

предсказать: может ли реакция протекать самопроизвольно; если реакция протекает, то как глубоко (каковы равновесные концентрации продуктов реакции); если реакция идет, то с какой скоростью.

1. СТРОЕНИЕ ВЕЩЕСТВА В этом разделе на основании квантовой механики (уравнения Шрёдингера) объясняется строение атомов и молекул (электронных орбиталей атомов и молекул), кристаллических решеток твёрдых тел и т. п. , рассматриваются агрегатные состояния вещества.

2. ХИМИЧЕСКАЯ ТЕРМОДИНАМИКА на базе законов (начал) термодинамики позволяет: вычислить тепловые эффекты химических реакций и физико-химических процессов, предсказать направление химических реакций, рассчитать равновесные концентрации реагентов и продуктов реакции.

3. ТЕРМОДИНАМИКА ФАЗОВЫХ РАВНОВЕСИЙ Изучает закономерности фазовых переходов в однокомпонентных и многокомпонентных (растворах) системах. Её основной целью является построение диаграмм фазового равновесия указанных систем.

4. ЭЛЕКТРОХИМИЯ Изучает свойства растворов электролитов, особенности их поведения по сравнению с молекулярными растворами, исследует закономерности взаимопревращения энергии химических реакций и электрической энергии, при работе электрохимических (гальванических) элементов и электролизёров.

5. ХИМИЧЕСКАЯ КИНЕТИКА И КАТАЛИЗ Занимается изучением закономерностей протекания химических реакций во времени, исследует влияние на скорость и механизм реакций термодинамических параметров (давления, температуры и т. п.), присутствия катализаторов и ингибиторов.

В отдельную науку КОЛЛОИДНУЮ ХИМИЮ выделяют раздел физической химии – физическую химию поверхностных явлений и дисперсных систем.

Классическая термодинамика является разделом теоретической физики и изучает закономерности взаимопревращений различных видов энергии и переходов энергии между системами в форме теплоты и работы (termo – тепло, dynamo – движение).

Термодинамика абстрагируется от причин, вызывающих какой-либо процесс, и времени, в течение которого этот процесс происходит, а лишь оперирует с исходными и конечными параметрами системы, участвующей в любом физико-химическом процессе. Не учитываются свойства отдельных молекул, а используются усреднённые характеристики систем, состоящих из множества молекул.

Задачами химической термодинамики являются: измерение и вычисление тепловых эффектов химических реакций и физико-химических процессов, предсказание направления и глубины протекания реакций, анализ химических и фазовых равновесий и т. д.

1. 1. Основные понятия и определения ТД В термодинамике все интересующие нас процессы протекают в термодинамических системах. Система – тело или группа тел, фактически или мысленно выделенные наблюдателем в окружающей среде.

Система – это часть окружающего мира, которая нас особенно интересует. Всё остальное во вселенной – окружающая среда (окружение). Принято считать, что окружающая среда так велика (имеет бесконечный объём), что обмен с термодинамической системой энергией не изменяет её температуры.

По характеру обмена с окружающей средой энергией и веществом системы классифицируют: изолированные - не могут обмениваться ни веществом, ни энергией; закрытые - могут обмениваться энергией, но не могут - веществом; открытые - могут обмениваться и веществом, и энергией.

По числу фаз системы подразделяются на: гомогенные – состоят из одной фазы (раствор Na. Cl в воде); гетерогенные – в состав системы входит несколько фаз, отдельных друг от друга поверхностями раздела. Примером гетерогенных систем может служить лёд, плавающий в воде, молоко (капельки жира – одна фаза, водная среда – другая).

Фаза совокупность гомогенных частей системы, имеющих одинаковые химические и физические свойства, и отделённых от других частей системы поверхностями раздела фаз. Каждая фаза – гомогенная часть гетерогенной системы

По числу компонентов системы подразделяют: на одно- двух-, трехкомпонентные и многокомпонентные. Компонентами называют индивидуальные химические вещества, составляющие систему, которые могут быть выделены из системы и существовать вне её.

Любая термодинамическая система может быть охарактеризована совокупностью огромного числа физических и химических свойств, принимающих определенные значения: температура, давление, теплопроводность, теплоемкость, концентрации компонентов, диэлектрическая проницаемость и т. д.

В химической термодинамике имеют дело с теми свойствами, которые могут быть однозначно выражены как функции температуры, давления, объёма или концентраций веществ системы. Эти свойства называют термодинамическими свойствами.

Состояние термодинамической системы считается заданным, если указаны её химический состав, фазовый состав и значения независимых термодинамических параметров. К независимым параметрам относят: давление (P), объем (V), температуру (T), количество вещества n в виде числа моль или в виде концентраций (С). Их называют параметрами состояния.

Согласно действующей системе единиц (СИ), основные термодинамические параметры задаются в следующих единицах: [м 3] (объём); [Па] (давление); [моль] (n); [K] (температура). В порядке исключения в химической термодинамике разрешено использовать внесистемную единицу давления нормальную физическую атмосферу (атм), равную 101. 325 к. Па

Термодинамические параметры и свойства могут быть: Интенсивными – они не зависят от массы (объема) системы. Это – температура, давление, химический потенциал и т. п. Экстенсивными – они зависят от массы (объема) системы. Это – энергия, энтропия, энтальпия и т. п. При формировании сложной системы интенсивные свойства выравниваются, а экстенсивные суммируются.

Всякое изменение, происходящее в системе и сопровождающееся изменением хотя бы одного термодинамического параметра состояния (свойства системы), называют термодинамическим процессом. Если протекании процесса происходит изменение химического состава системы, то такой процесс называют химической реакцией.

Обычно при протекании процесса какой-либо один (или несколько) параметр поддерживают постоянным. Соответственно различают: изотермический процесс при постоянной температуре (Т = const); изобарный процесс - при постоянном давлении (Р = const); изохорный процесс - при постоянном объёме (V = const); адиабатический процесс при отсутствии теплообмена с окружением (Q = 0).

При протекании процессов в неизолированных системах могут происходить поглощение или выделение теплоты. В соответствии с этим признаком процессы подразделяют на экзотермические (происходит выделение теплоты) эндотермические (теплота поглощается).

В ходе процесса система переходит из одного равновесного состояния в другое равновесное состояние Термодинамическим равновесным называют состояние системы, при котором наблюдается тепловое, механическое и химическое (электрохимическое) равновесие с окружающей средой и между фазами системы.

Равновесные состояния бывают: устойчивые; метастабильные. Процесс называют равновесным (квазистатическим), если он бесконечно медленно проходит через непрерывную последовательность равновесных состояний системы.

Процессы, происходящие сами по себе и не требующие для своего осуществления энергии извне называют самопроизвольными (положительными) процессами. когда на осуществление процесса из окружающей среды извлекается энергия, т. е. совершается работа над системой, то процесс называют несамопроизвольным (отрицательным).

Функции состояния Функции состояния – это свойства системы (внутренняя энергия U, энтальпия H, энтропия S и т. д.), они характеризуют данное состояние системы. Их изменения в ходе процесса не зависят от его пути и определяются только начальным и конечным состояниями системы.

Бесконечно малое изменение данной функции является полным дифференциалом d. U, d. S и т. д. :

Функции процесса (перехода) Функции процесса (теплота Q, работа W) – они не являются свойствами системы (их нет в системе), они возникают в ходе процесса, в котором участвует система.

Если теплоты и работы нет в системе, то бессмысленно говорить об их изменении, речь может идти только об их количестве Q или W в том или ином процессе. Их количества зависят от пути осуществления процесса. Бесконечно малые количества обозначают Q, W.

Движение – атрибут материи. Мерой движения, т. е. количественной и качественной характеристикой является энергия. Энергия – функция состояния системы. Её изменение в том или ином процессе не зависит от пути процесса и определяется только начальным и конечным состояниями системы.

Известно множество различных видов энергии: механическая, электрическая, химическая и т. п. , но от системы к системе энергия может переходить лишь в двух формах: в форме теплоты или работы.

Теплота (Q) – форма передачи энергии от системы к системе за счёт хаотического движения частиц (молекул, атомов, ионов и т. п.) контактирующих систем.

В термодинамике теплота, подведённая к системе, принимается положительной (Например, теплота эндотермической реакции), а теплота, отведённая от системы – отрицательной (теплота экзотермической реакции). В термохимии всё наоборот.

Работа – форма передачи энергии от системы к системе за счёт направленного движения микро- или макротел. В литературе работу обозначают либо W (от англ. “work”), либо A (от нем. «arbait”).

Существуют разные виды работы: механическая, электрическая, магнитная, изменения поверхности и др. Бесконечно малую работу любого вида можно представить как произведение обобщенной силы на изменение обобщенной координаты, например:

Сумму всех видов работ за исключением работы против сил внешнего давления P - работы расширения – сжатия называют полезной работой W’:

В термодинамике работа считается положительной, если её совершает сама система и отрицательной, если она совершается над системой. Согласно рекомендациям ИЮПАК, принято считать положительной работу, совершенную над системой («эгоистический» принцип – положительно то, что увеличивает внутреннюю энергию)

Работа расширения идеального газа в различных процессах 1. Расширение в вакуум: W = 0. 2. Изохорное обратимое расширение: d. V = 0 W = 0

Выводы и соотношения термодинамики формулируют на основании двух постулатов и трех законов. Любая изолированная система с течением времени приходит в равновесное состояние и самопроизвольно не может из него выйти (первый постулат) Т. е. термодинамика не описывает системы астрономического масштаба и микросистемы с малым числом частиц (

Самопроизвольный переход из неравновесного состояния в равновесное называют релаксацией. Т. е равновесное состояние обязательно будет достигнуто, но длительность такого процесса не определена, в т. д. нет понятия времени.

Второй постулат Если система А находится в тепловом равновесии с системой В, а та – с системой С, то и системы А и С также находятся в тепловом равновесии

Внутренняя энергия любой термодинамической системы U складывается из кинетической (энергия движения) и потенциальной (энергия взаимодействия) энергий всех частиц (молекул, ядер, электронов, кварков и т. д.), составляющих систему, включая и неизвестные виды энергии.

Внутренняя энергия системы зависит от её массы (экстенсивное свойство), от природы вещества системы и термодинамических параметров: U = f(V, T) или U = (P, T) измеряется в Дж/моль или Дж/кг. U – функция состояния, поэтому U не зависит от пути процесса, а определяется начальным и конечным состоянием системы. d. U – полный дифференциал.

Внутренняя энергия системы может изменяться в результате обмена энергией с окружением только в форме теплоты или работы.

Этот факт, являющийся обобщением практического опыта человечества, передаёт первый закон (начало) термодинамики: U = Q – W В дифференциальной форме (для бесконечно малой части процесса): d. U = Q W

«Теплота, подведённая к системе, идёт на увеличение внутренней энергии системы и совершение системой работы» .

Для изолированной системы Q = 0 и W = 0, т. е. U = 0 и U = const. Внутренняя энергия изолированной системы постоянна

В формулировке Клаузиуса: «Энергия мира постоянна» . Вечный двигатель первого рода (перпетум мобиле) невозможен. Разные формы энергии переходят друг в друга в строго эквивалентных количествах. Энергия не возникает и не уничтожается, а лишь переходит от системы к системе.

Функция U аддитивна. Это означает, что если две системы, характеризующиеся значениями U 1 и U 2 объединяются в одну единую систему, то результирующая внутренняя энергия U 1+2 будет равна сумме энергий составляющих ее частей: U 1+2 = U 1 + U 2

В общем случае теплота Q - есть функция процесса, т. е. её количество зависит от пути протекания процесса, но в двух важных для практики случаях теплота приобретает свойства функции состояния, т. е. величина Q перестаёт зависеть от пути процесса, а определяется только начальным и конечным состояниями системы.

Будем считать, что в ходе процесса может совершаться только работа против сил внешнего давления, а полезная работа W = 0: Q = d. U + P d. V, а так как V = const, то P d. V = 0: QV = d. U или в интегральной форме: QV = Uк – Uн

Снова будем считать, что полезная работа W = 0, тогда: Q = d. U + P d. V, Так как Р = const, то можно записать: QР = d. U + d(РV), QР = d(U + P V). Обозначим: Н U + P V (энтальпия) QР = d. H или: QP = Hк – Hн

Таким образом, тепловой эффект химической реакции приобретает свойства функцией состояния при P = const: QP = H; при V = const: QV = U.

Так как химические реакции и физикохимические процессы чаще осуществляют при постоянном давления (на открытом воздухе, т. е. при Р = const = 1 атм), то на практике для расчётов чаще используют понятие энтальпии, а не внутренней энергии. Иногда слово «теплота» процесса заменяют без дополнительных объяснений «энтальпией» , и наоборот. Например, говорят «теплота образования» , а пишут f. Н.

Но если интересующий нас процесс протекает при V = const (в автоклаве), то следует использовать выражение: QV = U.

Продифференцируем выражение: Н = U + P V d. H = d. U + Pd. V + Vd. P, при постоянном давлении V d. P = 0 и d. H = d. U + P d. V В интегральной форме: Н = U + Р V

Для идеального газа справедливо уравнение Клапейрона-Менделеева: Р V = n R T, где n – число моль газа, R 8, 314 Дж/моль К – универсальная газовая постоянная. Тогда (при Т = const) P V = n R T. Окончательно имеем: Н = U + n R T n – изменение числа моль газообразных веществ в ходе реакции.

Например, для реакции: N 2(г) + 3 H 2(г) = 2 NH 3(г) n = -2, а для реакции: 2 Н 2 О(ж) 2 Н 2(г) + О 2(г) n = 3.

Различия между QV и QP существенны только при участии в реакции газообразных веществ. Если таковых нет, или если n = 0, то QV = QP.

Под тепловым эффектом реакции понимают количество энергии, выделенное или поглощенное в ходе реакции в форме теплоты при условии: что P = const или V = const; что температура исходных веществ равна температуре продуктов реакции; что в системе не совершается никакой иной работы (полезной), кроме работы расширениясжатия.

Изменение энтальпии в ходе различных процессов Процесс Условия измерения Hо, к. Дж/моль C 2 H 6 O(ж) + 3 O 2(г)→ 2 СO 2(г) + 3 H 2 O(ж) P = 1 атм T = 298 K − 1 370. 68 Теплота диссоциации: H 2 O(ж) → H+ + OH- P = 1 атм T = 298 K +57. 26 Теплота нейтрализации: H+ + OH- → H 2 O (ж) P = 1 атм T = 298 K − 57. 26 Теплота испарения: H 2 O(ж) → H 2 O(г) P = 1 атм T = 373 K +40. 67 Теплота плавления: H 2 O(кр) → H 2 O(ж) P = 1 атм T = 273 K +6. 02

Факт постоянства QV или QP, задолго до оформления химической термодинамики как науки, опытным путем установил Г. И. Гесс (закон постоянства сумм тепла или закон Гесса): Тепловой эффект химической реакции зависит от вида и состояния исходных веществ и продуктов реакции и не зависит от пути их превращения друг в друга.

Герман Иванович Гесс (1802 – 1850) – один из крупнейших русских учёных, профессор Технологического института в Петербурге. Родился в Женеве, а воспитывался с ранних лет в Петербурге. Получил медицинское образование в Юрьеве, после окончания университета работал в Стокгольме у Я. Берцелиуса. Гесс пытался в своих экспериментах установить закон кратных тепловых отношений (аналогичный закону кратных отношений Д. Дальтона). Этого ему не удалось (такого закона нет в природе), но в результате экспериментальных исследованиях Гесс вывел закон постоянства сумм тепла (закон Гесса). Работа эта, опубликованная в 1842 г. , является предвосхищением первого закона термодинамики.

Н 1 = Н 2 + Н 3 = Н 4 + Н 5 + Н 6

CO 2 C + O 2 = CO 2 CO + 1/2 O 2 = CO 2 C + 1/2 O 2 = CO H 2 H 1 C CO H 3 H 1 = H 2 + H 3

Теплота образования – тепловой эффект образования 1 моль данного вещества из простых веществ: f. H. Простыми называют вещества, состоящие из атомов одного вида. Это, например, - азот N 2, кислород О 2, графит С и т. п.

Из определения следует, что теплота образования воды равна по величине тепловому эффекту реакции: Н 2 + 1/2 О 2 = Н 2 О QP = f. Н

Если реакцию осуществить при Р = 1 атм, то измеренная теплота реакции будет равна f. Нo - стандартной теплоте образования воды. Обычно величины f. Нo табулированы при 298 К практически для всех веществ, применяющихся в практической деятельности: f. Нo 298(Н 2 О).

Продукты реакции H прод f r Н Исходные вещества H Исх. в-в f Простые вещества

Тепловой эффект химической реакции: a 1 A 1 + a 2 A 2 + = b 1 B 1 +b 2 B 2 + равен сумме теплот образования продуктов реакции за вычетом суммы теплот образования исходных веществ (с учётом стехиометрических коэффициентов аi и bj):

Пример 1: Вычислить тепловой эффект реакции гидрирования паров бензола (эту реакцию осуществляют на поверхности гетерогенных катализаторов – платиновых металлов): С 6 Н 6 + 3 Н 2 = С 6 Н 12 при 298 К и Р = 1 атм:

С 6 Н 6(г) f. Ho 298, к. Дж/моль 82, 93 С 6 Н 6(ж) 49, 04 С 6 Н 12(г) Н 2 -123, 10 0 Вещество r. Н 0298 = -123, 10 – (82, 93 +3 0) =-206, 03 к. Дж r. Н 0298 = -123, 10–(49, 04 + 3 0) = -72, 14 к. Дж исп. Н 0 = 82, 93 – 49, 04 = +33, 89 к. Дж/моль

Теплота сгорания – это тепловой эффект реакции глубокого окисления (сгорания) вещества (до высших оксидов). В случае углеводородов высшими оксидами являются Н 2 О(ж) и СО 2. В таком случае теплота сгорания, например, метана равна тепловому эффекту реакции: СН 4 + 2 О 2 = СО 2 + 2 Н 2 О(ж) QP = ox. H

Величины ox. Ho 298 называют стандартными теплотами сгорания, они табулированы при 298 К. Здесь индекс «о» указывает на то, что теплоты определены при стандартном состоянии (Р = 1 атм), индекс «ох» происходит от английского - oxidation – окисление.

Продукты сгорания (СО 2, Н 2 О) ох. H Исх. в-в ох. Н прод Продукты реакции r. H Исходные вещества

Тепловой эффект химической реакции: a 1 A 1 + a 2 A 2 + = b 1 B 1 +b 2 B 2 + равен сумме теплот сгорания исходных веществ за вычетом суммы теплот сгорания продуктов реакции (с учётом стехиометрических коэффициентов аi и bj):

Пример 2: Используя теплоты сгорания веществ, рассчитать тепловой эффект реакции получения этанола (винного спирта) путём брожения глюкозы. С 6 Н 12 О 6 = 2 С 2 Н 5 ОН + 2 СО 2 r. Н 0298 = 2815, 8 – 2 1366, 91 2∙ 0 = 81, 98 к. Дж Теплота сгорания СО 2 равна нулю.

Теплоемкость зависит от температуры. Поэтому различают среднюю и истинную теплоёмкости. Средняя теплоемкость системы в интервале температур Т 1 – Т 2 равна отношению количеству теплоты, подведенной к системе Q, к величине этого интервала:

Истинная теплоёмкость определяется по уравнению: Зависимость между истинной и средней теплоемкостями выражается уравнением:

Теплоемкость системы зависит от её массы (или количества вещества), т. е. это экстенсивное свойство системы. Если теплоемкость отнести к единице массы, то получается интенсивная величина – удельная теплоемкость суд [Дж/кг К]. Если же отнести С к количеству вещества системы, получается мольная теплоемкость сm [Дж/моль К].

Различают: теплоемкость при постоянном давлении Ср теплоемкость при постоянном объеме Сv. В случае идеального газа указанные теплоемкости связаны между собой уравнением: Ср = С v + R

Теплоемкость веществ зависит от температуры. Например, теплоемкость льда изменяется от 34. 70 Дж/моль К при 250 К до 37. 78 Дж/моль К при 273 К. Для твердых тел Дебай вывел уравнение, которое для температур, близких к 0 К, дает: СV= a T 3 (закон Т-кубов Дебая), а для высоких: СV=3 R.

Обычно зависимость теплоемкости от температуры передают с помощью эмпирических уравнений вида: где a, b и c - const, они приведены в справочниках физико-химических свойств веществ.

Если математическая зависимость r. СР от Т неизвестна, но имеются опытные значения теплоемкости участников реакции при различных температурах, то строят график в координатах r. Сo. Р = f(T) и графически вычисляют площадь под кривой в пределах 298 – Т 2, она равна интегралу:

Если в рассматриваемом температурном интервале происходит один или несколько фазовых переходов, то следует учитывать их тепловые эффекты при вычислении r. H:

Схема вычислений r. Н реакций при произвольной температуре Т следующая. Сначала по стандартным теплотам образования или теплотам сгорания веществ вычисляют r. Н 298 реакции (так, как это описано выше). Далее по уравнению Кирхгоффа рассчитывают тепловой эффект при любой температуре Т:

В таблицах практически для всех веществ приведены стандартные теплоты (энтальпии) образования f. Ho 0 при 0 К и величины: при температуре Т (они даны с интервалом 100 К).

Тепловой эффект химической реакции вычисляют по уравнению: r. H 0 T = r. H 00 +

r. H 00 вычисляют также, как и r. H 0298 т. е. как разность сумм теплот образования продуктов и исходных веществ (но при 0 К):

Величины вычисляют: = прод исх. в-в с учётом стехиометрических коэффициентов реакции.

Вехи истории физической химии Термин "физическая химия" принадлежит М.В. Ломоносову, который в 1752 впервые прочитал студентам Петербургского университета курс «Физической химия». Ему принадлежит след. определение: "Физическая химия есть наука, объясняющая на основе положений и опытов физики то, что происходит в смешанных телах при химических операциях".

Вехи истории физической химии В 1887 г. Оствальд был назначен первым профессором физической химии в Лейпцигском университете, где в числе его ассистентов и коллег работали Якоб Вант-Гофф, Сванте Аррениус и Вальтер Нернст. В этом же году Оствальд основал «Журнал физической химии» ("Zeitschrift für physikalische Chemie")

Деятельность провизора Соответствующие разделы физической химии или физико- химические методы анализа Промышленное производство лекарственных веществ Учение о химическом равновесии, химическая кинетика и катализ Извлечение лекарственных веществ из растительного и животного сырья Учение о фазовом равновесии, (экстрагирование), учение о растворах, учение о диффузии Приготовление лекарственных препаратов и лекарственных форм Свойства дисперсных систем, фазовые равновесия, поверхностные явления, свойства растворов и др. Определение физической совместимости лекарственных веществ Фазовые и химические равновесия, рас­творы, термический анализ Анализ лекарственных веществ в субстанции, в лекарственных формах, в природных объектах, в экстрактах Физико-химические методы анализа: опти­че­ские - спектрофотометрия, фотоколори­ме­т­рия, нефелометрия, турбидиметрия и т. д.; электрохимические - потенциометрическое, кондуктометрическое, амперометрическое титро­вание, полярография и т.д. хроматографические - адсорбционная, рас­пре­делительная хроматография, колоночная, тонкослойная, бумажная, элек­ трофо­ре­тическая хроматография и др. Определение и продление сроков годности лекарственных препаратов Кинетика, катализ, фотохимия Выбор способа введения лекарств в организм человека Учение о растворах (осмос, взаимная растворимость веществ), учение о фазовом равновесии (экстракция, распред­еление, диффузия), кислотно-ос­нов­­ный катализ, кинетика, свойства дисперсных систем Исследование поведения лекарственных веществ в организме Диффузия, свойства гелей, свойства повер­х­ностно--активных и высокомолекулярных веществ, кинетика, учение о растворах, учение о химическом равновесии и др.

ОСНОВНЫЕ ПОНЯТИЯ ТЕРМОДИНАМИКИ Система – совокупность веществ (компонентов) в указанном фазовом состоянии, находящихся во взаимодействии и отделённых от окружающей среды граничной поверхностью Гомогенной называется однородная с., внутри которой нет поверхности раздела между частями системы с различными свойствами (ж. или тв. растворы, сухие газовые смеси) Гетерогенные с. имеют поверхности раздела между частями с различными свойствами и состоят из двух или более фаз.

ОСНОВНЫЕ ПОНЯТИЯ ТЕРМОДИНАМИКИ Фаза – совокупность всех гомогенных частей системы, одинаковых по химическому составу, структуре и по всем интенсивным свойствам и отделённых от других частей поверхностью раздела Компонент – самостоятельно существующее химическое соединение, входящее в состав фазы Открытая система Закрытая система Изолированная система

ОСНОВНЫЕ ПОНЯТИЯ ТЕРМОДИНАМИКИ Экстенсивные свойства зависят от количества вещества (объем, теплоёмкость, энтропия) Интенсивные свойства не зависят от количества вещества (плотность, температура) Функции состояния – свойства, которые зависят от начального и конечного состояния и не зависят от пути перехода.

ОСНОВНЫЕ ПОНЯТИЯ ТЕРМОДИНАМИКИ Внутренняя энергия (U) – функция состояния, характеризующая общий запас энергии системы Работа (W) – макроскопическая форма передачи энергии (в форме кинетической энергии направленного движения частиц) Теплота (Q) – передача энергии путём столкновения молекул (теплообмена). Микроскопическая (неупорядоченная) форма передачи энергии. ТЕПЛОТА И РАБОТА ЯВЛЯЮТСЯ ФУНКЦИЯМИ ПРОЦЕССА!

НУЛЕВОЙ ЗАКОН ТЕРМОДИНАМИКИ 1931 г. Фаулер СЛИ СИСТЕМЫ «А» И «В» КАЖДАЯ НАХОДЯТСЯ В ТЕПЛОВОМ РАВНОВЕСИИ С СИСТЕМОЙ «С», ТО МОЖНО УТВЕРЖДАТЬ, ЧТО «А» И «В» НАХОДЯТСЯ В ТЕПЛОВОМ РАВНОВЕСИИ ДРУГ С ДРУГОМ Данный постулат лежит в основе измерений температуры

ПЕРВОЕ НАЧАЛО ТЕРМОДИНАМИКИ (ЗАКОН СОХРАНЕНИЯ ЭНЕРГИИ) Если система не совершает работы, то любое изменение внутренней энергии осуществляется только за счёт поглощения или выделения теплоты, т.е. при w = 0 U = Q Если система не получает и не отдаёт теплоты, то совершаемая ею работа производится только за счёт убыли внутренней энергии, т.е. при Q = 0 U = w или w = U - отсюда следует, что невозможно создать вечный двигатель (механизм) бесконечно долго произво­дя­щий работу без притока энергии извне

ТЕРМОХИМИЯ (основные понятия) Теплота образования H f (от formation - образование) Теплота сгорания H с (от combustion - сгорание) Стандартные условия (1 атм = Па), 298 К (25 о С) ЕСЛИ термохимическая или термодинамическая величина приведена для стандартного состояния, то это отмечается знаком « о »: H о f ; H o с; U о

ВТОРОЕ СЛЕДСТВИЕ ЗАКОНА ГЕССА Если совершаются две реакции, приводящие из различных начальных состояний к одинаковым конечным, то разность между их тепловыми эффектами равна тепловому эффекту реакции перехода от одного начального состояния к другому начальному С (гр) + О 2 = CO 2 393,51 к Дж/моль С (алм) + О 2 = CO 2 395,39 к Дж/моль

ТРЕТЬЕ СЛЕДСТВИЕ ЗАКОНА ГЕССА Если совершаются две реакции, приводящие из одинаковых начальных состояний к различным конечным, то разность между их тепловыми эффектами равна тепловому эффекту реакции перехода из одного конечного состояния к другому конечному С (гр) + О 2 CO 2 393,505 к Дж/моль CO + 1/2 O 2 CO 2 282,964 к Дж/моль С (гр) + 1/2 O 2 CO + H r H r = 393,505 (282,964) = 110,541 к Дж/моль.

ВТОРОЕ НАЧАЛО ТЕРМОДИНАМИКИ Теплота не может самопроизвольно передаваться от более холодного тела к более горячему Энергия различных видов стремится перейти в теплоту, а теплота стремится рассеяться Однако рассеяние энергии среди компонентов системы может быть вычислено методами статистической термодинамики

ТРЕТЬЕ НАЧАЛО ТЕРМОДИНАМИКИ для идеально упорядоченного кристалла при абсолютном нуле температуры, когда тепловое движение частиц отсутствует, термодинамическая вероятность W равна 1. Значит, в соответствии с уравнением Больц­мана, его энтропия равна нулю: S 0 = k ln 1 = 0

- -

ХИМИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ 1. Термодинамический признак равновесия (энергии Гиббса и Гельмгольца не изменяются) 2. Кинетический признак равновесия (скорости прямой и обратной реакций одинаковы) ЗАДАЧИ: оптимизация состава равновесной смеси веществ; расчёт равновесного выхода продуктов химической реакции

Принцип Ле-Шателье ЕСЛИ СИСТЕМА НАХОДИТСЯ В СОСТОЯНИИ РАВНОВЕСИЯ, ТО ПРИ ДЕЙСТВИИ НА НЕЁ СИЛ, ВЫЗЫВАЮЩИХ НАРУШЕНИЕ РАВНОВЕСИЯ, СИСТЕМА ПЕРЕХОДИТ В ТАКОЕ СОСТОЯНИЕ, В КОТОРОМ ЭФФЕКТ ВНЕШНЕГО ВОЗДЕЙСТВИЯ ОСЛАБЕВАЕТ Принцип Ле-Шателье определяет смещение химических и фазовых равновесий при изменении температуры, давления или состава системы

Урав­не­ния изотермы химической реакции Якоб Вант-Гофф () (ученик Фридриха Кекуле) «ФАНТАСТИЧЕСКАЯ ЧЕПУХА!» Адольф Кольбе «Поживем- увидим…»

ОСНОВНЫЕ ПОНЯТИЯ Фаза – совокупность всех гомогенных частей системы, одинаковых по химическому составу, структуре и по всем интенсивным свойствам и отделённых от других частей поверхностью раздела Компонент – самостоятельно существующее химическое соединение, входящее в состав фазы Поверхность раздела (межфазная граница)

ПРАВИЛО ФАЗ ГИББСА С = 0 - система называется нонвариантной; изменение любого параметра состояния приводит к изменению числа фаз. С = 1 - система называется моновариантной; только один из параметров может быть изменён без изменения числа фаз. С = 2 - система называется бивариантной.

Для фазовых полей С = К Ф + 2 = = 2 Для линий равновесия С = К Ф + 2 = = 1 Для тройной точки С = К Ф + 2 = = 0

РАСТВОРЫ 1. Термодинамически устойчивые гомогенные молекулярно- диспесные системы 2. Однофазные системы переменного или гетерогенного состава, состоящие из двух или более компонентов. Как правило выделяют растворитель и растворенное вещество. Основные виды – растворы неэлектролитов и растворы электролитов.

Первый закон Коновалова Жидкости закипают тогда, когда давление пара над ними становится равным атмосферному давлению. Чистые жидкости кипят при постоянной температуре (Т кип) В растворах иначе: Насыщенный пар по сравнению с равновесным раствором относительно богаче тем компонентом, добавление которого к системе повышает полное давление пара. Пар в равновесной бинарной системе по сравнению с жидкостью обогащён легкокипящим компонентом.
Второй закон Коновалова Экстремумы на диаграмме кипения отвечают такому равновесию раствора и насыщенного пара, при котором составы обеих фаз одинаковы Азеотропными растворами называют растворы, которые при определённом соотношении компонентов, имеют состав пара одинаковый с составом жидкости (т.е. смесь ведёт себя как чистое вещество).