Fizička hemija. Fizička hemija Hemijski predmeti u sistemu fizičke hemije
Klasifikacija nauka zasniva se na klasifikaciji oblika kretanja materije i njihovih odnosa i razlika. Stoga, kako bi se ocrtale granice fizička hemija uz brojne dijelove fizike i hemije treba razmotriti vezu i razliku između hemijskih i fizičkih oblika kretanja.
Hemijski oblik kretanja, odnosno hemijski proces, karakteriše promena broja i rasporeda atoma u molekulu reagujućih supstanci. Među mnogima fizički oblici kretanja (elektromagnetno polje, kretanje i transformacije elementarnih čestica, fizika atomskih jezgara itd.) ima posebno blisku vezu sa hemijskim procesima intramolekularni oblik kretanja (vibracije u molekulu; njegova elektronska pobuda i jonizacija). Najjednostavniji hemijski proces - elementarni čin termičke disocijacije molekula - događa se povećanjem intenziteta (amplitude i energije) vibracija u molekuli, posebno vibracija jezgara duž valentne veze između njih. Dostizanje poznate kritične vrijednosti energije vibracije u smjeru određene veze u molekulu dovodi do kidanja ove veze i disocijacije molekula na dva dijela.
Složenije reakcije koje uključuju nekoliko (obično dva) molekula mogu se smatrati kombinacijom dvaju molekula nakon njihovog sudara u krhki i kratkotrajni kompleks (tzv. aktivni kompleks) i brzim uništavanjem ovog kompleksa u nove molekule, jer ovaj kompleks se ispostavlja da je nestabilan tokom unutrašnjih vibracija kroz određene veze.
Dakle, elementarni hemijski čin je posebna, kritična tačka u vibracionom kretanju molekula. Ovo poslednje se samo po sebi ne može smatrati hemijskim kretanjem, ali je osnova za primarne hemijske procese.
Za hemijsku transformaciju značajnih masa materije, odnosno mnogih molekula, neophodni su sudari molekula i razmena energija između njih (prenos energije kretanja molekula produkta reakcije na molekule polaznih supstanci putem sudara). Dakle, pravi hemijski proces je usko povezan sa drugim fizički oblik kretanja - haotično kretanje molekula makroskopskih tijela, koje se često naziva toplinsko kretanje.
Međusobni odnosi hemijskog oblika kretanja sa dva fizička oblika kretanja navedeni su gore ukratko i najopštije. Očigledno je da postoje iste veze između hemijskog procesa i zračenja kretanja elektromagnetnog polja, sa jonizacijom atoma i molekula (elektrohemija) itd.
Struktura materije . Ovaj dio uključuje strukturu atoma, strukturu molekula i doktrinu agregacijskih stanja.
Proučavanje strukture atoma ima više veze s fizikom nego s fizičkom hemijom. Ova doktrina je osnova za proučavanje strukture molekula.
Proučavanje strukture molekula ispituje geometriju molekula, unutarmolekulska kretanja i sile koje vežu atome u molekulu. U eksperimentalnim istraživanjima strukture molekula najčešće se koristi metoda molekularne spektroskopije (uključujući radio spektroskopiju) električne, radiografske, magnetske i druge metode.
Proučavanje agregacijskih stanja ispituje interakcije molekula u plinovima, tekućinama i kristalima, kao i svojstva tvari u različitim agregacijskim stanjima. Ova grana nauke, koja je veoma važna za fizičku hemiju, može se smatrati delom fizike (molekularne fizike).
Čitav dio o strukturi materije također se može smatrati dijelom fizike.
Hemijska termodinamika . U ovom odeljku, na osnovu zakona opšte termodinamike, predstavljeni su zakoni hemijske ravnoteže i doktrina fazne ravnoteže, koja se obično naziva faznim pravilom. Dio hemijske termodinamike je termohemija, koji se bavi termičkim efektima hemijskih reakcija.
Proučavanje rastvora ima za cilj da objasni i predvidi svojstva rastvora (homogene smeše više supstanci) na osnovu svojstava supstanci koje čine rastvor.
Rješenje ovog problema zahtijeva izgradnju opće teorije interakcije različitih molekula, odnosno rješenje glavnog problema molekularne fizike. Da bi se razvila opšta teorija i posebna generalizacija, proučavaju se molekularna struktura rastvora i njihova različita svojstva u zavisnosti od sastava.
Doktrina površinskih pojava . Proučavaju se različita svojstva površinskih slojeva čvrstih materija i tečnosti (međufaza); jedan od glavnih fenomena koji se proučava u površinskim slojevima je adsorpcija(nakupljanje tvari u površinskom sloju).
U sistemima u kojima su interfejs između tečne, čvrste i gasovite faze visoko razvijen (koloidni rastvori, emulzije, magle, isparenja), svojstva površinskih slojeva postaju od primarne važnosti i određuju mnoga jedinstvena svojstva čitavog sistema kao celine. . Takve mikroheterogena sistemi se proučavaju koloidna hemija, koja je velika samostalna sekcija fizičke hemije i samostalna akademska disciplina u hemijskim visokoškolskim ustanovama.
Electrochemistry. Proučava se interakcija električnih pojava i hemijskih reakcija (elektroliza, hemijski izvori električne struje, teorija elektrosinteze). Elektrohemija obično uključuje proučavanje svojstava rastvora elektrolita, što se s pravom može pripisati i proučavanju rastvora.
Kemijska kinetika i kataliza . Proučava se brzina hemijskih reakcija, zavisnost brzine reakcije od spoljašnjih uslova (pritisak, temperatura, električno pražnjenje itd.), odnos brzine reakcije sa strukturom i energetskim stanjima molekula, uticaj na brzinu reakcije. supstanci koje ne učestvuju u stehiometrijskoj jednadžbi reakcije (kataliza).
fotohemija. Proučava se interakcija zračenja i supstanci uključenih u hemijske transformacije (reakcije koje nastaju pod uticajem zračenja, na primer, fotografski procesi i fotosinteza, luminiscencija). Fotohemija je usko povezana sa hemijskom kinetikom i proučavanjem strukture molekula.
Navedena lista glavnih odjeljaka fizičke hemije ne pokriva neke nedavno nastale oblasti i manje dijelove ove nauke, koji se mogu smatrati dijelovima većih odjeljaka ili kao samostalni dijelovi fizičke hemije. To su, na primjer, radijaciona hemija, fizička hemija visokomolekularnih supstanci, magnetohemija, gasna elektrohemija i druge grane fizičke hemije. Značaj nekih od njih trenutno brzo raste.
Metode fizičko-hemijskog istraživanja
Osnovne metode fizičke hemije su, naravno, metode fizike i hemije. Ovo je, prije svega, eksperimentalna metoda - proučavanje ovisnosti svojstava tvari o vanjskim uvjetima i eksperimentalno proučavanje zakona nastanka kemijskih reakcija tokom vremena i zakona kemijske ravnoteže.
Teorijsko razumevanje eksperimentalnog materijala i stvaranje koherentnog sistema znanja o svojstvima supstanci i zakonima hemijskih reakcija zasniva se na sledećim metodama teorijske fizike.
Kvantnomehanička metoda (posebno metoda valne mehanike), koja je u osnovi doktrine o strukturi i svojstvima pojedinačnih atoma i molekula i njihovoj međusobnoj interakciji. Činjenice koje se odnose na svojstva pojedinačnih molekula dobijaju se uglavnom eksperimentalnim optičkim metodama.
Metoda statističke fizike , što omogućava izračunavanje svojstava supstance; koji se sastoji od mnogo molekula („makroskopska“ svojstva), na osnovu informacija o svojstvima pojedinačnih molekula.
Termodinamička metoda , što omogućava kvantitativno povezivanje različitih svojstava supstance („makroskopska“ svojstva) i izračunavanje nekih od ovih svojstava na osnovu eksperimentalnih vrednosti drugih svojstava.
Savremena fizička i hemijska istraživanja u bilo kojoj specifičnoj oblasti karakteriše upotreba raznih eksperimentalnih i teorijskih metoda za proučavanje različitih svojstava supstanci i rasvetljavanje njihovog odnosa sa strukturom molekula. Čitav skup podataka i gore navedene teorijske metode koriste se za postizanje glavnog cilja – razjašnjavanje zavisnosti pravca, brzine i granica hemijskih transformacija od spoljašnjih uslova i od strukture molekula koji učestvuju u hemijskim reakcijama.
1. Fizička hemija: svrha, ciljevi, metode istraživanja. Osnovni pojmovi fizičke hemije.
Phys. hemija - nauka o zakonima hemijskih procesa i hemije. fenomeni.
Predmet fizičke hemije objašnjenje hemije. fenomeni zasnovani na opštijim zakonima fizike. Fizička hemija razmatra dvije glavne grupe pitanja:
1. Proučavanje strukture i svojstava materije i njenih sastavnih čestica;
2. Proučavanje procesa interakcije supstanci.
Fizička hemija ima za cilj da proučava veze između hemijskih i fizičkih pojava. Poznavanje takvih veza je neophodno kako bi se duboko proučavale hemijske reakcije koje se dešavaju u prirodi i koje se koriste u tehnologiji. procesa, kontroliraju dubinu i smjer reakcije. Osnovni cilj discipline Fizička hemija je proučavanje opštih veza i zakona hemije. procesi zasnovani na osnovnim principima fizike. Fizička hemija koristi fizičku. teorije i metode za hemijske fenomene.
Objašnjava ZAŠTO i KAKO dolazi do transformacija supstanci: hemija. reakcije i fazni prijelazi. ZAŠTO – hemijska termodinamika. KAKO - hemijska kinetika.
Osnovni pojmovi fizičke hemije
Glavni predmet hemije. termodinamika je termodinamički sistem. Termodinamički sistem – svako tijelo ili skup tijela sposobnih da razmjenjuju energiju i materiju sa sobom i sa drugim tijelima. Sistemi se dijele na otvorene, zatvorene i izolovane. Otvori i ja - Termodinamički sistem izmjenjuje i tvari i energiju sa vanjskim okruženjem. Zatvoreno i ja - sistem u kome nema razmene supstanci sa okruženje, ali sa njom može razmjenjivati energiju. Izolirano i ja -volumen sistema ostaje konstantan i lišen je mogućnosti da razmjenjuje energiju i materiju sa okolinom.
Sistem može biti homogena (homogena) ili heterogena (heterogena) ). Faza - ovo je dio sistema koji, u odsustvu vanjskog polja sila, ima isti sastav u svim svojim tačkama i istu termodinamiku. St. vas i odvojen je od ostalih dijelova sistema interfejsom. Faza je uvijek ujednačena, tj. homogen, pa se jednofazni sistem naziva homogenim. Sistem koji se sastoji od nekoliko faza naziva se heterogen.
Svojstva sistema dijele se u dvije grupe: ekstenzivno i intenzivno.
Termodinamika koristi koncepte ravnoteže i reverzibilnih procesa. Equilibrium je proces koji prolazi kroz kontinuirani niz ravnotežnih stanja. Reverzibilni termodinamički proces je proces koji se može izvesti u obrnutom smjeru bez ostavljanja ikakvih promjena u sistemu ili okruženju.
2. Prvi zakon termodinamike. Unutrašnja energija, toplota, rad.
Prvi zakon termodinamike direktno povezan sa zakonom održanja energije. Na osnovu ovog zakona slijedi da u svakom izolovanom sistemu opskrba energijom ostaje konstantna. Iz zakona održanja energije slijedi još jedna formulacija prvog zakona termodinamike - nemogućnost stvaranja perpetuum mobile mašine prve vrste, koja bi proizvodila rad bez trošenja energije na njega. Posebno važna formulacija za hemijsku termodinamiku
Prvi princip je da se to izrazi kroz koncept unutrašnje energije: unutrašnja energija je funkcija stanja, tj. njegova promjena ne zavisi od putanje procesa, već zavisi samo od početnog i konačnog stanja sistema. Promjena unutrašnje energije sistema U može nastati usled razmene toplote Q i rad W sa okolinom. Tada iz zakona održanja energije proizilazi da se toplota Q koju sistem primi izvana troši na povećanje unutrašnje energije ΔU i rad W koji sistem vrši, tj. Q=Δ U+W. Dato at poravnanje je
matematički izraz prvog zakona termodinamike.
Ipočetak termodinamike njegov tekst:
u bilo kom izolovanom sistemu snabdevanje energijom ostaje konstantno;
različiti oblici energije se pretvaraju jedan u drugi u strogo ekvivalentnim količinama;
vječni motor (perpetuum mobilni) prve vrste je nemoguće;
unutrašnja energija je funkcija stanja, tj. njegova promjena ne zavisi od putanje procesa, već zavisi samo od početnog i konačnog stanja sistema.
analitički izraz: Q = D U + W ; za beskonačno malu promjenu količina d Q = dU + d W .
Prvi zakon termodinamike uspostavlja vezu. m/y toplina Q, rad A i promjena u inter. energija sistema ΔU. Promjena interne Energija sistema je jednaka količini toplote koja je prenesena sistemu umanjenoj za količinu rada koji sistem izvrši protiv spoljnih sila.
Jednačina (I.1) je matematički prikaz 1. zakona termodinamike, jednačina (I.2) je za infinitezimalnu promjenu stanja. sistemima.
Int. energija je funkcija stanja; to znači da je promjena interna. energija ΔU ne zavisi od putanje prelaska sistema iz stanja 1 u stanje 2 i jednaka je razlici unutrašnjih vrednosti. energije U2 i U1 u ovim stanjima: (I.3)
Int. Energija sistema je zbir potencijalne energije interakcije. sve čestice tijela u odnosu jedna na drugu i kinetičku energiju njihovog kretanja (bez uzimanja u obzir kinetičke i potencijalne energije sistema u cjelini). Int. energija sistema zavisi od prirode supstance, njene mase i parametara stanja sistema. Ona ima godina. sa povećanjem mase sistema, pošto je to ekstenzivno svojstvo sistema. Int. energija je označena slovom U i izražena u džulima (J). Općenito, za sistem s količinom od 1 mol. Int. energije, kao i svaka termodinamička. Svetost sistema je funkcija države. Samo unutrašnje promjene se pojavljuju direktno u eksperimentu. energije. Zato se u proračunima uvijek operira njegovom promjenom U2 –U1 = U.
Sve unutrašnje promene energije su podeljene u dve grupe. U 1. grupu spada samo 1. oblik tranzicije kretanja kroz haotične sudare molekula dvaju dodirujućih tijela, tj. toplotnom provodljivošću (i istovremeno zračenjem). Mjera kretanja koja se prenosi na ovaj način je toplina. Koncept toplina povezana je s ponašanjem ogromnog broja čestica - atoma, molekula, iona. Oni su u stalnom haotičnom (termičkom) kretanju. Toplota je oblik prijenosa energije. Drugi način razmene energije je Posao. Ova razmjena energije je uzrokovana akcijom koju vrši sistem ili radnjom koja se vrši na njemu. Obično je rad označen simbolom W. Rad, kao i toplota, nije funkcija stanja sistema, pa se količina koja odgovara beskonačno malom radu označava simbolom parcijalne derivacije - W.
Ministarstvo obrazovanja Ruska Federacija Politehnički univerzitet Tomsk _______________________________________________________________________________ N. A. Kolpakova, V. A. Kolpakov, S. V. Romanenko FIZIČKA HEMIJA Udžbenik I dio Tomsk 2004 UDK 541.1 Fizička hemija. Udžbenik / N. A. Kolpakova, V. A. Kolpakov, S. V. Romanenko. – Tomsk: Izdavačka kuća. TPU, 2004. - 1. dio. - 168 str. Udžbenik pokriva sljedeće dijelove „Fizičke hemije“: osnovne zakone termodinamike, hemijsku i faznu ravnotežu, termodinamiku neelektrolitnih rastvora. Priručnik je pripremljen na Katedri za fizičku i analitičku hemiju TPU-a i namenjen je studentima hemijskih specijalnosti za učenje na daljinu. Objavljeno prema rezoluciji Uređivačko-izdavačkog saveta Tomskog politehničkog univerziteta Recenzenti: Kurina L.N. – Prof. Katedra za fizičku hemiju TSU, doktor hemije. nauke; Buynovsky A.S. - Menadžer odjelu Hemija TPU STU, doktor hemije. Sci. © Tomsk Politehnički univerzitet, 2004. © Autori, 2004. POGLAVLJE 1. UVOD U FIZIČKU HEMIJU 1.1. KRATAK ISTORIJSKI PREGLED RAZVOJA FIZIČKE HEMIJE Naziv i definiciju sadržaja fizičke hemije prvi je dao M. V. Lomonosov (1752): „Fizička hemija je nauka koja na osnovu fizičkih principa i eksperimenata mora objasniti razlog za ono što se dešava kroz hemijske operacije u složenim tijelima.” Nastavu fizičke hemije u Rusiji kao samostalnu nauku uveo je prof. N. N. Beketov 1860. na Univerzitetu u Harkovu. Najvažnije teorijske i eksperimentalne studije Lomonosova dovele su ga do otkrića koja ni danas nisu izgubila na značaju. Lomonosov se približio ispravnoj definiciji principa očuvanja materije i kretanja, kinetičke prirode toplote, a takođe je primetio nemogućnost spontanog prenosa toplote sa hladnijeg tela na toplije, što je trenutno jedna od formulacija drugi zakon termodinamike. Tokom narednog stoljeća vršena su istraživanja na osnovu kojih su napravljena mnoga važna otkrića i generalizacije. K.V. Scheele u Švedskoj (1773.) i Fontana u Francuskoj (1777.) otkrili su adsorpciju plinova; T. E. Lovitz u Rusiji (1785) otkrio je adsorpciju iz otopina. A.L. Lavoisier i P.S. Laplace u Francuskoj (1779–1784) proučavali su toplotne kapacitete supstanci i termičke efekte reakcija. Početkom 19. vijeka. G. Davy u Engleskoj i L. J. Tenard u Francuskoj su otkrili katalitičke reakcije, a J. Ya Berzelius u Švedskoj (1835) je dalje razvio ideje o katalizi. Temelji elektrohemije postavljeni su istraživanjem galvanskih ćelija, elektrolize i prijenosa struje u elektrolitima. Galvani i A. Volta u Italiji stvorili su galvansku ćeliju 1799. godine. V. V. Petrov u Rusiji (1802) otkrio je fenomen električnog luka. T. Grothus u Rusiji (1805) postavio je temelje teorije elektrolize. Godine 1800. G. Davy je iznio elektrohemijsku teoriju interakcije supstanci: naširoko je koristio elektrolizu za hemijska istraživanja. M. Faraday, Davyjev učenik, 1833–1834. formulisao kvantitativne zakone elektrolize. B. S. Jacobi u Rusiji, rješavajući probleme praktične upotrebe procesa elektrolize, otkrio je galvanoplastiku 1836. godine. U prvoj polovini 19. vijeka. Zahvaljujući radovima D. Daltona u Engleskoj (1801–1803), J. L. Gay-Lussaca u Francuskoj (1802) i A. Avogadra u Italiji (1811), koji su otkrili najvažnije zakone plinovitog stanja, nastale su 3 atomističke ideje. široko razvijena. Istom periodu pripadaju i radovi G. I. Hessa (1802–1856) o termohemiji. K. Guldberg i P. Waage u Norveškoj (1864–1867), J. W. Gibbs u SAD (1873–1878) razvili su termodinamičku teoriju kemijske ravnoteže, a A. L. Le Chatelier u Francuskoj (1884) otkrio je opći princip ravnoteže pomaka kada je spoljni uslovi se menjaju. U djelima holandskog hemičara J. H. van't Hoffa razvijena je termodinamička teorija hemijska ravnoteža. Takođe je razvio kvantitativnu teoriju razblaženih rastvora (1885–1889). Prijenos električne energije u otopinama proučavali su u Njemačkoj I. V. Hittorf i F. W. G. Kohlrausch. Švedski naučnik S. A. Arrhenius razvio ga je 1883–1887. teorija elektrolitičke disocijacije. A. M. Butlerov, koji je stvorio teoriju strukture organskih jedinjenja, ostavio je dubok trag u razvoju fizičke hemije. Veliki ruski hemičar D.I. Mendeljejev (1834–1907) otkrio je postojanje kritične temperature (1860), izveo opštu jednačinu stanja gasova (1874) i razvio hemijsku teoriju rastvora (1887). D. P. Konovalov (1889), Mendeljejev učenik, jedan je od osnivača teorije rješenja. IN kasno XIX V. Došlo je do niza velikih otkrića u oblasti proučavanja strukture materije, koja su dokazala složenost strukture atoma i odigrala ogromnu ulogu u razvoju fizičke hemije. To uključuje otkriće elektrona J. B. Perrina (1895) i J. Thomsona (1897), kvantnu prirodu svjetlosti R. Plancka (1900), postojanje svjetlosnog pritiska P. N. Lebedeva (1899), proučavanje (od 1898) ) fenomen radioaktivnosti P. Curie i M. Skłodowska-Curie. Do početka 20. vijeka. fizička hemija je definisana kao nauka koja proučava strukturu materije, hemijsku termodinamiku, uključujući termohemiju i proučavanje ravnoteže, rastvora, hemijske kinetike i elektrohemije. Primijenjene su nove teorijske metode i došle su u prvi plan proučavanja strukture atoma, molekula i kristala. Doktrina o strukturi materije, posebno o strukturi atoma i molekula, najbrže se razvijala u 20. veku. Glavno dostignuće u ovoj oblasti bila je nuklearna teorija atoma, koju je predložio E. Rutherford (1911) i razvijena u prvoj kvantitativnoj teoriji atoma vodika, koju je razvio danski fizičar N. Bohr (1913). Proučavanje prirode hemijskih veza i strukture molekula razvijalo se paralelno sa proučavanjem strukture atoma. Do početka 20-ih godina ovog veka, V. Kossel i G. N. Lewis razvili su osnove elektronske teorije hemijskog vezivanja. W. G. Heitler i F. London (1927) razvili su kvantnu mehaničku teoriju hemijskog vezivanja. Na osnovu najvećih otkrića fizike u oblasti atomske strukture i korišćenjem teorijskih metoda kvantne mehanike i statističke fizike, kao i novih eksperimentalnih metoda, kao što su rendgenska analiza, spektroskopija, masena spektroskopija, magnetne metode, metoda označenog atoma i drugi, fizičari i fizički hemičari su napravili veliki napredak u proučavanju strukture molekula i kristala i u razumevanju prirode hemijskih veza. Proučavanje brzina hemijskih reakcija, odnosno hemijske kinetike, koje se danas posebno povezuje sa proučavanjem strukture molekula i jačine veza između atoma u molekulu, dobilo je veliki razvoj. Pojavile su se i uspešno se razvijaju nove grane fizičke hemije: magnetohemija, hemija zračenja, fizička hemija visokih polimera, fizička hemija silikata, gasna elektrohemija itd. Kao i druge nauke, fizička hemija i njene pojedinačne grane su posebno uspešno nastale ili počele da se razvijaju. u onim razdobljima kada je jedna ili ona praktična potreba zahtijevala brzi razvoj bilo koje grane industrije, a za taj razvoj snažan teorijska osnova. Ovdje je potrebno napomenuti velika istraživanja N. S. Kurnakova o fizičko-hemijskoj analizi, rad u oblasti elektrohemije A. N. Frumkina, stvaranje teorije lančanih reakcija N. N. Semenova i razvoj teorije heterogene katalize A. A. Balandina. . Fizička hemija ima vodeću ulogu u rješavanju brojnih problema s kojima se suočava kemijska nauka i praksa. Trenutno je fizička hemija samostalna disciplina sa sopstvenim istraživačkim metodama i teorijska je osnova primenjenih hemijsko-tehnoloških disciplina. 1.2. PREDMET I ZADACI FIZIČKE HEMIJE Fizička hemija je nauka o zakonima hemijskih procesa i fizičke pojave . Osnovni zadatak fizičke hemije je proučavanje i objašnjenje osnovnih zakona koji određuju pravac hemijskih procesa, brzinu njihovog odvijanja, uticaj okoline, nečistoće, zračenja, kao i uslove za dobijanje maksimalnog prinosa korisne supstance. proizvod. Proučavanje fizičke hemije pruža priliku da se razumeju zakoni hemije i da se predvide i kontrolišu hemijski fenomeni. Savremena fizička hemija omogućava rešavanje problema efikasnog upravljanja proizvodnjom, intenziviranja i automatizacije proizvodnih procesa. Služi kao teorijska osnova hemijske tehnologije. Ovako važni proizvodni procesi u hemijskoj tehnologiji kao što su sinteza i oksidacija amonijaka, kontaktna proizvodnja sumporne kiseline, proizvodnja etanola iz prirodnog gasa, kreking nafte i mnogi drugi zasnovani su na rezultatima fizičko-hemijskih studija reakcija koje su u osnovi ovih 5 procesa. Bez fizičke hemije nemoguće je rešiti problem stvaranja supstanci sa datim svojstvima, razvoj novih izvora struje i mnoga druga pitanja efikasne proizvodnje. Stoga poznavanje fizičke hemije budućim industrijskim inženjerima otvara velike mogućnosti za rješavanje različitih problema sa kojima se susreću u praktičnoj djelatnosti inženjera u fabrikama i istraživačkim institutima. Naziv nauke - "fizička hemija" - odražava i istoriju njenog nastanka na spoju dve nauke - fizike i hemije, kao i činjenicu da široko koristi teorijske zakone i eksperimentalne metode fizike u proučavanju hemijske pojave. 1.3. KLASIFIKACIJA METODA FIZIČKE HEMIJE U fizičkoj hemiji koristi se nekoliko teorijskih metoda. Kvantno hemijska metoda koristi svojstva elementarnih čestica da opiše hemijske transformacije. Koristeći zakone kvantne mehanike, oni opisuju svojstva i reaktivnost molekula, kao i prirodu hemijskih veza na osnovu svojstava elementarnih čestica koje čine molekule. Termodinamička (fenomenološka) metoda je zasnovana na nekoliko zakona (postulata), koji su generalizacija eksperimentalnih podataka. Omogućava da se na osnovu njih saznaju energetska svojstva sistema, predvidi tok hemijskog procesa i njegov rezultat u trenutku ravnoteže. Kvantna statistička metoda objašnjava svojstva supstanci na osnovu svojstava molekula koji čine ove supstance. Kinetička metoda vam omogućava da uspostavite mehanizam i kreirate teoriju hemijskih procesa proučavanjem promena u brzini hemijskih reakcija usled različitih faktora. Fizičku hemiju karakterizira široka upotreba matematike, koja ne samo da omogućava najpreciznije izražavanje teorijskih zakona, već je i neophodan alat za njihovo utvrđivanje. 6 POGLAVLJE 2. OSNOVNI ZAKONI TERMODINAMIJE Reč “termodinamika” dolazi od grčke reči therme – toplota i dynamis – sila. Termodinamika - nauka o transformacijama razne vrste energije od jednog do drugog. Hemijska termodinamika proučava transformacije različitih vrsta energije koje se javljaju tokom hemijskih reakcija. 2.1. OSNOVNI POJMOVI HEMIJSKE TERMODINAMIJE Sistem je zasebno tijelo ili grupa tijela koja su u interakciji i odvojena su od okoline realnom ili imaginarnom ljuskom (granicom). Otvoreni sistem je onaj koji razmjenjuje tvari (masu) i energiju (na primjer, toplinu) sa vanjskim okruženjem. Izolovani sistem (ili zatvoreni sistem) je sistem koji ne razmenjuje toplotu i ne radi sa okolinom. Energija i zapremina izolovanog sistema su konstantni tokom vremena. Primjer takvog sistema je, na primjer, termos. Ako granica ne propušta toplinu, tada se proces koji se odvija u sistemu naziva adijabatskim. Kada sistem razmenjuje toplotu i rad sa okolinom, dolazi do promena i u sistemu i u okruženju. Termodinamički sistemi mogu biti homogeni ili heterogeni. Ako unutar sistema nema interfejsa koji razdvajaju delove sistema koji se razlikuju po sastavu ili strukturi, onda se ovaj sistem naziva homogenim. Prema tome, sistem koji se sastoji od različitih dijelova koji se razlikuju po strukturi ili hemijskom sastavu naziva se heterogen. Ovi dijelovi se nazivaju fazama. Dakle, faza je dio heterogenog sistema ograničenog interfejsom i karakteriziran identičnim fizičkim i hemijskim svojstvima u svim tačkama. Svaki sistem se sastoji od jedne ili više supstanci. Pojedinac hemijske supstance , koji se mogu izolovati iz sistema i postojati izvan njega nezavisno u obliku posebne faze, nazivaju se sastavnim supstancama sistema. Na primjer, u čaši je voda u koju je spuštena platinasta ploča. Iznad stakla nalazi se mešavina gasova: kiseonik, vodonik i azot. Ovaj sistem je trofazni, sadrži pet sastavnih supstanci. 7 Termodinamičko stanje sistema je skup vrijednosti nezavisnih varijabli (parametara sistema) koje određuju njegova svojstva. Bilo koje svojstvo sistema može se nazvati parametrom termodinamičkog stanja ako se smatra jednom od nezavisnih varijabli koje određuju stanje sistema. Termodinamika materiju posmatra kao kontinuirani medij i za istraživanje koristi takve termodinamičke parametre koji su rezultat djelovanja velikog broja čestica (makroparametara). Na primer, makroparametri hemijske reakcije koja se dešava čak i pod „normalnim uslovima“ su temperatura, pritisak, zapremina, koncentracija, jačina gravitacionog, magnetnog, električnog i elektromagnetnog polja, itd. „Uobičajeni uslovi“ su temperatura od 20-25 °C, atmosferski pritisak, tj. oko 101 kPa, ubrzanje gravitacije - u prosjeku oko 9,8 m/s2, jačina magnetnog polja - u prosjeku oko 40 A/m, jačina električnog polja - u prosjeku oko 130 V/m, osvijetljenost vidljivom svjetlošću - u prosjeku oko 500 luksa. Da bi se okarakterisalo termodinamičko stanje sistema, potrebno je poznavati ne sva svojstva, već samo najmanji broj njih, takozvane nezavisne parametre sistema. Po pravilu, kada se opisuje hemijski proces koji se odvija na Zemlji, ne navodimo karakteristike polja, jer su one konstantne i stoga ne utiču na sastav i prinos produkta reakcije. Ako se kemijski proces provodi u uvjetima jakih magnetskih ili električnih polja, ili pod intenzivnim zračenjem ultraljubičastim, rendgenskim ili čak vidljivim svjetlom, tada će parametri polja imati značajan utjecaj na sastav i prinos produkta reakcije. U ovom slučaju, parametri polja moraju biti specificirani. Termodinamički parametri se dijele na ekstenzivne i intenzivne. Količine proporcionalne masi (ili količini supstance) radnog fluida ili termodinamičkog sistema koji se razmatra nazivaju se ekstenzivne, to su zapremina, unutrašnja energija, entalpija itd. Intenzivne veličine ne zavise od mase termodinamičkog sistema. To su, na primjer, temperatura i pritisak. Pritisak je fizička veličina jednaka omjeru sile ravnomjerno raspoređene po površini tijela i površine koja se nalazi okomito na silu: p = S SI jedinica za pritisak je paskal (Pa) - ovo je pritisak uzrokovan silom od 1 N, ravnomjerno raspoređenom na površini od 1 m2 koja se nalazi okomito na smjer sile: 1 N/m2 = 1 Pa. U praksi se koriste višestruke i submultiple jedinice pritiska: kilopaskal 8 (103 Pa = 1 kPa); megapaskal (106 Pa = 1 MPa); hektapaskal (102 Pa = 1 hPa), kao i nesistemska jedinica - bar (1 bar = 105 Pa). Prema zaključcima molekularne kinetičke teorije, pritisak plina je rezultat udara haotično kontinuiranih molekula na stijenku posude. Najjednostavniji odnosi između parametara i ponašanja molekula dobiveni su za idealni plin. Pod idealnim gasom se podrazumeva gas koji se sastoji od elastičnih molekula, između kojih ne postoje sile interakcije, i koji ima zanemarljivo malu sopstvenu zapreminu u odnosu na zapreminu koju zauzima gas. Svaki pravi gas na relativno niskom pritisku (blizu atmosferskom) ponaša se skoro kao idealan gas (strogo na p → 0). Jednačina stanja idealnog gasa – Mendeljejeva – Klapejronova jednačina ima oblik: pV = nRT, gde je p pritisak gasa, Pa; V - zapremina, m3; n količina gasa, mol; R je univerzalna plinska konstanta jednaka 8,314 J/(mol K); T je apsolutna temperatura, K. Temperatura karakterizira termičko stanje sistema. Koncept toplijeg i hladnijeg tijela može se ustanoviti eksperimentalno, ali temperatura se ne može direktno mjeriti. Određuje se iz numeričkih vrijednosti drugih fizičkih parametara koji ovise o temperaturi, što je osnova za izradu empirijskih temperaturnih skala. Kao takvi parametri (termometrijski parametri) mogu biti različite fizičke veličine. Tu spadaju zapremina tela pri konstantnom pritisku, pritisak pri konstantnoj zapremini, električna provodljivost, termoelektromotorna sila, geometrijski parametri tela, jačina svetlosti itd. Uređaj za merenje temperature naziva se termometar. Za konstruisanje bilo koje empirijske temperaturne skale koriste se tri pretpostavke: 1) veličina stepena je određena izborom numeričke vrednosti vrednosti ∆T između dve referentne temperaturne tačke – temperaturnih standarda; 2) položaj nulte temperature u empirijskim skalama je proizvoljan; 3) pretpostavlja se da je termometrijska funkcija linearna u datom temperaturnom opsegu. Kao referentne tačke koriste se fazni prelazi čistih supstanci. Na primjer, za empirijsku Celzijusovu skalu, temperature topljenja i ključanja vode pri atmosferskom pritisku (0 i 100 stepeni, respektivno) uzimaju se kao referentne tačke. Interval između ovih temperatura podijeljen je na sto jednakih dijelova (stepeni Celzijusa - °C). Iako se objektivna temperaturna skala može konstruirati korištenjem bilo koje teoretski definirane termometričke funkcije, u termodinamici se kao takva funkcija koristi jednadžba stanja idealnog plina. Plinski termometar omogućava najpreciznija (bliska apsolutnoj temperaturnoj skali - Kelvinova skala) mjerenja temperature. Međutim, određivanje temperature na skali plinskog termometra prilično je težak posao, koji se provodi samo da bi se ustanovile apsolutne temperature nekoliko referentnih tačaka faznih prijelaza, uzetih kao referentne. Međutemperature se obično određuju empirijskim termometrijskim metodama. Međunarodna praktična temperaturna skala (IPTS), usvojena 1954. godine, je najtačnija moderna pozornica približava se apsolutnoj temperaturnoj skali. Za razliku od empirijskih skala, MSHT koristi jednu eksperimentalnu referentnu temperaturnu tačku. Kao takva je korišćena temperatura trostruke tačke vode (kada su led, voda i vodena para istovremeno u ravnoteži). Temperatura trostruke tačke vode uzeta je u MPTS na 273,16 K (tačno). Pri atmosferskom pritisku led se topi 0,01° niže. Referentna tačka na Celzijusovoj skali - 0 °C - odgovara 273,15 K. Numerička vrijednost temperatura za sve ostale referentne tačke (osim za trostruku tačku vode) kontinuirano se poboljšava kako se povećava tačnost rada s plinskim termometrom. Godine 1968. preporučeno je korištenje dvanaest referentnih tačaka kao referentnih temperaturnih tačaka, pokrivajući interval od trostruke tačke vodonika do tačke topljenja zlata. Trenutno se temperatura na Celzijusovoj skali (t) izražava kao odnos sa apsolutnom temperaturom (T), a to je: T = 273,15 + t. Svojstva sistema koja se nedvosmisleno mogu izraziti kao funkcije temperature, pritiska i koncentracije supstanci koje čine sistem nazivaju se termodinamičke funkcije. Na primjer, toplinski kapacitet, unutrašnja energija, entropija itd. Ako promjena termodinamičke funkcije zavisi samo od početnog i konačnog stanja sistema i ne zavisi od putanje procesa, tada se takva funkcija naziva stanje funkcija sistema. Termodinamički proces je svaka promjena u sistemu povezana s promjenom barem jednog od termodinamičkih parametara. Kružni proces ili ciklus je proces u kojem se termodinamički sistem, nakon što je napustio određeno početno stanje i podvrgnut nizu promjena, vraća u isto stanje; u ovom procesu, promjena bilo kojeg parametra stanja je nula. 10
Pošaljite svoj dobar rad u bazu znanja je jednostavno. Koristite obrazac ispod
Studenti, postdiplomci, mladi naučnici koji koriste bazu znanja u svom studiranju i radu biće vam veoma zahvalni.
Objavljeno na http://www.allbest.ru/
Budžetska ustanova srednjeg stručnog obrazovanja
Hanti-Mansijski autonomni okrug-Ugra
"Sovjetski stručni koledž"
Osnovne beleške sa predavanja
By akademska disciplina: "EN.03 Hemija"
specijalnost: "260502 Tehnologija ugostiteljskih proizvoda"
"Fizička i koloidna hemija"
anotacija
Sastavio: Ivanova L.V.
Recenzenti:
Polyanskaya T.V., nastavnik prirodnih disciplina Federalne državne obrazovne ustanove srednjeg stručnog obrazovanja "OKTES";
Chudnovskaya V.G., nastavnik, predsednik nastavnog odbora hemijskih disciplina.
Osnovne bilješke sa predavanja sastavljene su u skladu sa zahtjevima Federalnog državnog obrazovnog standarda (FSES) za srednje stručno obrazovanje na minimum sadržaja u disciplini "EN.03 Hemija" za obuku specijalista srednjeg nivoa: "260807 Tehnologija ugostiteljskih proizvoda."
Rad sa referencama olakšava prelazak sa uobičajene deskriptivne percepcije fizičko-hemijskih podataka na kvantitativne prikaze, tj. dovodi do njihovog dubokog i ispravnog razumijevanja i, kao posljedica toga, do predvidljivosti tekućih procesa u koloidnim i drugim sistemima. To pomaže da se, koristeći naučne osnove fizičke i koloidne hemije, stručno razvijaju pristupi tehnologiji proizvodnje, skladištenja i prerade prehrambenih proizvoda.
Priručnik je namijenjen organizovanju učioničkog i vannastavnog rada studenata u disciplini "EN.03 Hemija" (odjeljak 1 "Fizička hemija", odjeljak 3 "Koloidna hemija").
Uvod
Odjeljak 1. Fizička hemija
1.1 Osnovni pojmovi i zakoni termodinamike. Termohemija
1.1.1 Osnovni pojmovi termodinamike
1.1.2 Prvi zakon termodinamike
1.1.3 Termohemija
1.1.4 Drugi zakon termodinamike
1.2 Agregatna stanja supstanci, njihove karakteristike
1.2.1 Karakteristike gasovitog stanja supstance
1.2.2 Karakteristike tečnog stanja supstance
1.2.3 Karakteristike čvrstog stanja materije
1.3 Kemijska kinetika i kataliza. Hemijska ravnoteža
1.3.1 Brzina hemijske reakcije
1.3.2 Kataliza i katalizatori
1.3.3 Hemijska ravnoteža
1.4 Svojstva rješenja
1.4.1 opšte karakteristike rješenja
1.4.2 Rastvori gasova u tečnostima
1.4.3 Međusobna rastvorljivost tečnosti
1.4.4 Rastvori čvrstih materija u tečnostima
1.4.5 Difuzija i osmoza u otopinama
1.4.6 Pritisak zasićene pare iznad rastvora
1.4.7 Zamrzavanje i ključanje rastvora
1.4.8 Osobine rastvora elektrolita
1.5 Površinski fenomeni. Adsorpcija
1.5.1 Adsorpcija, njene vrste
1.5.2 Adsorpcija na interfejsu rastvor-gas
1.5.3 Adsorpcija jonske izmjene
Odjeljak 2. Koloidna hemija
2.1 Predmet koloidne hemije. Disperzovani sistemi
2.1.1 Opće karakteristike disperznih sistema
2.1.2 Klasifikacija disperznih sistema
2.2 Koloidne otopine
2.2.1 Metode dobijanja
2.2.2 Struktura koloidne čestice
2.2.3 Svojstva koloidnih rastvora
2.3 Grubi sistemi
2.3.2 Suspenzije
2.3.3 Emulzije
2.3.4 Aerosoli
2.4 Fizičko-hemijske promjene organska materija prehrambeni proizvodi
2.4.1 Proteini, njihova hemijska struktura i sastav aminokiselina
2.4.2 Ugljikohidrati - polisaharidi visoke molekularne težine
2.4.4 Žele
Bibliografija
Uvod
Fizička hemija je nauka koja proučava vezu između hemijskih i fizičkih svojstava supstanci, hemijskih i fizičkih pojava i procesa.
Samo na osnovu zakona fizičke hemije mogu se razumeti i sprovesti procesi kao što su isparavanje, kristalizacija, sušenje, sublimacija, separacija, destilacija, ekstrakcija i otapanje, uobičajeni u različitim granama prehrambene industrije. Bez poznavanja metoda fizičke hemije nemoguća je tehnološka kontrola proizvodnje hrane: određivanje vlažnosti, kiselosti, sadržaja šećera, proteina, masti, vitamina itd.
Osnivač fizičke hemije je M.V. Lomonosov. On je 1752-1754. bio je prvi naučnik koji je predavao studentima kurs fizičke hemije. Kurs je bio popraćen demonstracijama eksperimenata i laboratorijskog rada. Lomonosov je prvi predložio termin „fizička hemija“ i ovoj naučnoj disciplini dao sledeću definiciju: „Fizička hemija je nauka koja objašnjava, na osnovu principa i eksperimenata fizike, šta se dešava u mešovitim telima tokom hemijskih operacija. ” Tako je M.V. Lomonosov je fizičku hemiju smatrao naukom osmišljenom da pruži fizičko objašnjenje suštine hemijskih procesa.
M.V. Lomonosov je napisao prvi udžbenik fizičke hemije na svetu. Otkriće velikog naučnika zakona održanja materije i energije, doktrine o postojanju apsolutne nule, kinetičke teorije gasova i brojnih radova o proučavanju rastvora činili su osnovu fizičke hemije u nastajanju i doprinijelo njenom formiranju u samostalnu nauku. Period izdvajanja u zasebnu nauku trajao je više od 100 godina. Za to vreme niko od naučnika nije držao kurs fizičke hemije.
Jedna od grana fizičke hemije koja je postala samostalna nauka je koloidna hemija.
Koloidna hemija je nauka koja proučava svojstva heterogenih visoko dispergovanih sistema i rastvora polimera.
Kulinarski procesi: zgrušavanje proteina (tokom termičke obrade mesa, ribe, jaja, itd.), dobijanje stabilnih emulzija (mnogi umaci), pjene (šlag, proteini, pjene), odležavanje želea (stvrdnjavanje kruha, odvajanje tekućine od želea, žele, itd.), adsorpcija (bistrenje bujona) - pripadaju koloidnim procesima. Oni čine osnovu cjelokupne proizvodnje hrane.
Zakoni fizičke i koloidne hemije su u osnovi mjera zaštite životne sredine. Po pravilu, otpadne vode i dim iz fabričkih dimnjaka su takođe koloidni sistemi. Metode za uništavanje ovih koloidnih sistema zasnivaju se na zakonima fizičke koloidne hemije.
Odjeljak 1. Fizička hemija
1. 1 Basickoncepte i zakone termodinamike. TerminOhemija
1.1.1 Osnovni pojmovi termodinamike
Termodinamika- nauka koja proučava opšte zakonitosti međusobnog prelaska energije iz jednog oblika u drugi.
Hemijska termodinamika kvantifikuje termičke efekte različitih procesa, pojašnjava fundamentalnu mogućnost spontanog toka hemijskih reakcija i uslove pod kojima hemijske reakcije mogu biti u stanju ravnoteže.
Predmet proučavanja u termodinamici je sistem- tijelo ili grupa tijela koja su stvarno ili mentalno odvojena od okoline. Sistem se može nazvati mineralnim kristalom, otopinom bilo koje tvari u bilo kojoj posudi, plinom u cilindru itd.
Sistem se zove termodinamički, ako se toplina i materija mogu razmjenjivati između tijela koja ga čine i ako je sistem u potpunosti opisan termodinamičkim parametrima.
Vrste sistema (u zavisnosti od prirode interakcije sa okolinom)
|
Otvori |
Zatvoreno |
Izolirano |
|
|
Razmjenjuje energiju i materiju sa okolinom. |
Ne može razmjenjivati materiju sa okolinom, ali može razmjenjivati energiju i raditi s njom. |
Ne razmjenjuje materiju i energiju sa vanjskim okruženjem. Prenos toplote, međusobne transformacije energije i izjednačavanje koncentracija mogu se desiti unutar sistema, ali unutrašnja energija sistema ostaje konstantna. |
|
|
Otvorena boca koja sadrži rastvor iz kojeg rastvarač može da ispari i koji se može zagrijati i ohladiti. |
Čvrsto zatvorena boca koja sadrži supstancu. |
Reakcija se odvija u termostatu. |
Sistem može biti homogena- sastoji se od jedne faze (vazduh, kristal, sol) i heterogena- sastoji se od nekoliko faza (led-voda, voda-benzen).
Faza-dio heterogenog sistema, odvojen interfejsima i karakteriziran istim fizičkim svojstvima u svim svojim tačkama.
Životna sredina- to je sve što je u direktnom ili indirektnom kontaktu sa sistemom. Općenito je prihvaćeno da je okolina toliko velika da njeno oslobađanje ili sticanje topline ne mijenja njenu temperaturu.
Stanje termodinamičkog sistema određeno je masom, zapreminom, pritiskom, sastavom, toplotnim kapacitetom i drugim karakteristikama koje se nazivaju parametri se sastojeInia.
Ako se parametri stanja sistema ne mijenjaju tokom vremena, onda se takvo stanje razmatra ravnoteža. U ravnotežnom termodinamičkom sistemu, parametri stanja su međusobno povezani određenim matematičkim jednačinama - jednačinama stanja (na primjer, Clayperon-Mendelejev jednačina za stanje idealnog plina).
Pozivaju se parametri koji se mogu direktno mjeriti glavni parametri stanja. Parametri stanja koji se ne mogu direktno izmjeriti (unutrašnja energija, entalpija, entropija, termodinamički potencijali) smatraju se funkcije glavnih parametaraTdrzavni opkop.
Termodinamičkieprocess-promjene u parametrima stanja sistema:
izotermni (T=const);
· izobarni (P=const);
· izohorni (V=const).
Sva tijela u prirodi, bez obzira na agregatno stanje, imaju određenu rezervu unutrašnja energija.
Energija se sastoji od kinetičke energije molekula, uključujući energiju translacionog i rotacionog kretanja, energiju kretanja atoma u molekule, elektrona u atomima, intranuklearnu energiju, energiju interakcije čestica jedne s drugima itd. Kinetička i potencijalna energija samog tijela nije uključena u unutrašnju energiju. Unutrašnja energija je funkcija stanja. Apsolutna vrijednost unutrašnje energije se ne može odrediti, može se izmjeriti samo promjena unutrašnje energije (U). Promjena unutrašnje energije ne zavisi od putanje tranzicije, već zavisi samo od početnog i konačnog stanja sistema.
toplina (Q)(ili toplotni efekat procesa) je kvantitativna karakteristika energije koju sistem prima (daje) iz okoline tokom datog procesa. Toplota je oblik prijenosa energije, koji se ostvaruje promjenom kinetičke energije toplinskog (haotičnog) kretanja čestica (atoma, molekula). Ako je proces praćen prijenosom energije iz okoline u sistem, naziva se endotermni, inače - egzotermna. Svaka egzotermna reakcija u smjeru naprijed postaje endotermna ako ide u suprotnom smjeru, i obrnuto.
posao (A), koju ostvaruje sistem, nastaje interakcijom sistema sa spoljašnjim okruženjem, usled čega se prevazilaze spoljne sile, tj. rad je jedan od oblika razmene energije sa okolinom i služi kao kvantitativna karakteristika prenesene energije, a prenos energije se ostvaruje uređenim (organizovanim) kretanjem molekula pod uticajem određene sile.
1.1. 2 Prvi zakon termodinamike
Ovo je univerzalni zakon prirode, zakon očuvanja i transformacije energije, koji odgovara osnovnom stavu dijalektičkog materijalizma o vječnosti i neuništivosti kretanja. Ovaj zakon prvi je formulisao 1842. godine izvanredni njemački fizičar J. Meyer.
Energija ne nestaje i ne nastaje ni iz čega, već se samo pretvara iz jedne vrste u drugu u strogo ekvivalentnim omjerima.
U zavisnosti od tipa sistema, prvi zakon termodinamike ima različite formulacije.
Za zatvoreni sistem, ovaj zakon termodinamike uspostavlja vezu između toplote koju sistem prima ili oslobađa u određenom procesu, promene unutrašnje energije sistema i izvršenog rada.
U izolovanom sistemu, unutrašnja energijaRgia je konstantna, tj. U=0.
Ako se toplota Q dovodi u zatvoreni sistem, tada se ta energija trošiOduri za povećanje unutrašnje energije sistema U i počiniti siWithtema rada A nasuprot vanwnjih životne sredine:
U izobarično-izotermnim uslovima u kojima žive organizmi funkcionišu:
gdje je: p - vanjski pritisak,
V je promjena volumena sistema.
Zamijenimo (1.2) u (1.1).
Qr = U+rV = (U kraj - U početak) + (rV kraj - rV početak) = (U kraj + rV kraj) - (U kraj + rV početak) (1.3)
Zove se zbir unutrašnje energije sistema i proizvoda zapremine i pritiska (U+rV). entalpija (N) -termodinamička funkcija koja karakteriše energetsko stanje sistema u izobarično-izotermnim uslovima. ovako:
Enthalpia- ovo je zbir svih vrsta energije koncentrisanih u datom sistemu, uključujući mehaničku energiju čestica, koja se može manifestovati u obliku rada tokom ekspanzije. Hemijske reakcije i fizički i hemijski procesi mogu se javiti oslobađanjem i apsorpcijom energije. Dijele se na egzotermne i endotermne.
Procesi u kojima se oslobađa toplota nazivaju se egzotermnaI,procesi koji se odvijaju sa apsorpcijom toplote - endotermnieskim.
U egzotermnim procesima, entalpija se smanjuje (H con H početak), dakle:
DH = (H kraj - H početak);
U endotermnim procesima, entalpija raste (H con H početak), dakle:
DH = (H kraj - H početak) 0,
Entalpija sistema zavisi od pritiska, temperature i količine supstance.
U izobarično-izotermnim uslovima, količina toplote koja se oslobađa ili apsorbuje tokom hemijske reakcije karakteriše se promjenom entalpije i naziva se entalpija reakcije N. Promjena entalpije reakcije određena pod standardnim uvjetima naziva se standardna entalpija reakcije i označava se H 0.
Entalpija reakcije, tj. toplinski učinak reakcije ovisi samo o prirodi i stanju polaznih supstanci i konačnih proizvoda i nije zavisanIsjediti sa staze, uz doOkome se reakcija odvija.
Standardni uslovi:
· količina supstance 1 mol;
· pritisak 760 mm. rt. Art. ili 101,325 kPa;
· temperatura 298 0 K ili 25 0 C.
1.1. 3 Termohemija
Hemijski jednačina, koji određuje entalpiju (ili toplinu) reakcije, naziva se termohemijska.
Termohemijske jednačine se koriste u termohemiji. Termohemija određuje termičke efekte hemijske reakcije i prelaze iz jednog stanja u drugo. Termohemijska jednačina se razlikuje od hemijske po tome što je u termohemijskim jednačinama naznačena apsolutna vrednost i predznak toplotnog efekta reakcije, koji se odnosi na jedan mol izvorne ili nastale supstance, pa se stehiometrijski koeficijenti u termohemijskim jednačinama mogu odrediti razlomak. U termohemijskim jednačinama takođe se beleži stanje agregacije i kristalni oblik.
Entalpija reakcije može se odrediti i eksperimentalno i proračunski koristeći entalpije stvaranja tvari koje učestvuju u kemijskoj reakciji na osnovu Hesov zakon(1840):
U termohemijskim proračunima veliki značaj imaju posledice iz Hesovog zakona:
1 posljedica. Entalpija reakcije jednaka je razlici algebarski zbir entalpije stvaranja proizvoda i polaznih supstanci, uzimajući u obzir stehiometrijske koeficijente u jednadžbi reakcije.
2 posljedica. Entalpija direktne implementacije numerički je jednaka entalpiji reverzne reakcije, ali sa suprotnim predznakom.
1.1. 4 Drugi zakon termodinamike
To se prevodi u sljedeće formulacije:
Prenos toplote sa hladnog tela na toplo povezano je sa kompenzacijom, tj. uz potrebu za dodatnim radom, koji se na kraju pretvara u toplotu koju apsorbuje vrelo telo (npr. u kućnom frižideru toplota se prenosi sa predmeta na delove uređaja, a zatim na vazduh. Za taj prenos je potrebno utrošak struja). Zovu se procesi čija se implementacija odnosi na kompenzaciju neobrnutoIod nas.
Spontana (prirodna, spontana) tranzicija energije (u obliku toplote) iz manje zagrejanog tela u zagrejanije je nemogućaeto.
Toplina okeana, na primjer, može se u principu pretvoriti u rad (prema prvom zakonu termodinamike), ali samo ako postoji odgovarajući frižider (prema drugom zakonu termodinamike).
Nemoguće je stvoriti vječni motor 2. vrste.
U odnosu na hemijske reakcije (pri P, T=const), ova situacija je izražena sledećom matematičkom jednačinom:
H = G + TS ili G = H - TS, (1.5)
gdje je H termalni efekat reakcije uočen tokom njenog ireverzibilnog toka;
G - promjena Gibbsova besplatna energija(slobodna energija pri konstantnom pritisku), ili promjena izobarično-izotermnog potencijala, odnosno to je maksimalni dio energije sistema koji se pod datim uslovima može pretvoriti u koristan rad. Na G 0 reakcija se odvija spontano.
Čak i uz reverzibilnu reakciju, samo dio topline procesa može se pretvoriti u rad. Drugi dio nije pretvoren u strAbot, prenosi se sa toplijih na hladnije dijelove sistemaeMi.
Funkcija S uvedena u jednačinu (1.5) se poziva entrOSDI.
Entropija je funkcija svakog specifičnog, stacionarnog stanja i ne zavisi od puta do postizanja novog stanja (na primer, kroz koje međufaze sistem prolazi kada prelazi iz stanja 1 u stanje 2).
Proizvod TS je prenesena toplota (Q), koja se ne može pretvoriti u rad čak ni reverzibilnom reakcijom (vrijednost „vezane energije“). Ovaj proizvod pokazuje količinu unutrašnje energije izgubljene u obliku topline:
TS = Q, ili S = Q/T, (1.6)
Promjena entropije sistema tokom reakcije jednaka je toplini koja je prenesena sistemu podijeljena sa apsolutnom temperaturom na kojoj sistem prima (odaje) ovu toplinu.
Pored termodinamičkog potencijala - Gibbsove slobodne energije G, u termodinamici, kao pomoćna funkcija za opisivanje procesa, od velikog je značaja i druga uvedena termodinamički potencijal - slobodna energija Helmholtz F(slobodna energija pri konstantnom volumenu), ili izohorno-izotermni potencijal:
F = U - TS (na V, T=const) (1.7)
Spontani procesi mogu proizvesti rad. Ravnoteža nastaje kada se ova mogućnost iscrpi. Budući da spontani procesi odgovaraju negativnim promjenama F i G, predznak promjene funkcije G (na P, T=const) ili funkcije F (na V, T=const) će ukazivati na mogućnost ili nemogućnost spontane reakcije. Ako su promjene ovih funkcija za stanja sistema 1 i 2 jednake nuli, onda je sistem u ravnoteži.
Entropija se razlikuje od ostalih parametara stanja sistema (P, T, V) po tome što se njena brojčana vrednost i vrednost njene promene ne mogu direktno meriti i mogu se dobiti samo indirektno, proračunom. Za izračunavanje S entropije reakcije aA+bB=cC=dD potrebno je oduzeti zbir entropija supstanci na levoj strani jednačine od zbira entropija supstanci na desnoj strani jednačine (uzimajući u obzir stehiometrijski koeficijenti). Dakle, za standardne uslove:
S 0 298K = S 0 298K (proizvodi) - S 0 298K (reagensi), (1.8)
Samo oni procesi koji su povezani sa povećanjem entropije mogu se spontano javiti u izolovanom sistemu, tj. sistem prelazi iz manje vjerovatnog stanja u vjerovatnije i dostiže makroskopsko stanje koje odgovara malom broju mikroskopskih stanja. Drugim riječima, procesi su spontani kada se konačno stanje može ostvariti velikim brojem mikrostanja, a entropija je mjera sklonosti sistema ka ravnoteži. Takvi procesi moraju biti praćeni povećanjem entropije.
Pitanja za samokontrolu:
1. Koja osnovna pitanja rješava hemijska termodinamika?
2. Šta se zove sistem, termodinamički sistem?
3. Šta se nazivaju parametri stanja? Koji su parametri statusa?
4. Šta se naziva termodinamički proces?
5. Kako je formulisan prvi zakon termodinamike?
6. Kakav je odnos između entalpije i unutrašnje energije sistema?
7. Koja je standardna entalpija formiranja?
8. Kako se hemijske jednačine razlikuju od termohemijskih jednačina?
9. Šta određuje drugi zakon termodinamike?
10. Šta treba da znate da biste utvrdili fundamentalnu mogućnost određene reakcije u datim uslovima?
11. Koji termodinamički faktori određuju smjer hemijskih reakcija?
12. Kako se izobarno-izotermni i izohorno-izotermni potencijali mijenjaju u spontanom procesu?
1. 2 Agregatna stanja supstanci, njihove karakteristike
U zavisnosti od spoljašnjih uslova (temperatura i pritisak), svaka supstanca može biti u jednom od tri agregatna stanja: solidno, uživodcom ili gasoviti.Ova stanja se nazivaju agregatna stanja.Neke supstance karakterišu samo dva ili čak jedno stanje agregacije. Na primjer, naftalen i jod, kada se zagrijavaju u normalnim uvjetima, prelaze iz čvrstog u plinovito stanje, zaobilazeći tekuće stanje. Supstance kao što su proteini, škrob i gume, koje imaju ogromne makromolekule, ne mogu postojati u gasovitom stanju.
Gasovi nemaju stalan oblik i konstantnu zapreminu. Tečnosti imaju konstantan volumen, ali nemaju stalan oblik. Čvrste materije karakteriše konstantnost oblika i zapremine.
1.2. 1 Karakteristike gasovitog stanja supstance
Gasovi imaju sledeća svojstva:
Ujednačeno punjenje cjelokupnog predviđenog volumena;
Mala gustina u poređenju sa tečnim i čvrstim materijama i visoka brzina difuzije;
Relativno lako se kompresuje.
Ova svojstva su određena silama međumolekularnog privlačenja i udaljenosti između molekula.
U plinu se molekule nalaze na vrlo velikoj udaljenosti jedna od druge, sile privlačenja između njih su zanemarljive. Pri niskim pritiscima udaljenosti između molekula plina su toliko velike da se u poređenju s njima veličina molekula, a samim tim i volumen molekula u ukupnoj zapremini plina, može zanemariti. Na velikim udaljenostima između molekula praktički nema privlačnih sila između njih. Plin u ovom stanju se zove savršeno.U normalnim uslovima T=273 0 K (0 0 C) i p=101,325 kPa, pravi gasovi, bez obzira na njihovu prirodu, mogu se smatrati idealnim i primeniti na njih jednačina jeIidealan gAza (Cliperonova jednadžba-Mendeljejev):
gde je P pritisak gasa,
V - zapremina gasa,
Količina supstance
R je univerzalna plinska konstanta (u SI jedinicama R =8,314 J/molK),
T - apsolutna temperatura.
Pravi gasovi na visoki pritisci I niske temperature ax ne poštuju jednadžbu stanja idealnog gasa, jer pod tim uslovima počinju da se pojavljuju sile interakcije između molekula i više nije moguće zanemariti unutrašnji volumen molekula u poređenju sa zapreminom tela. Za matematički opis ponašanja stvarnih plinova koristi se jednadžba van der Waals:
(r + n 2 a/V 2) (V - nb) = vRT, (2.2)
gdje su a i b konstante,
a/V 2 - korekcija za međusobnu privlačnost,
b - korekcija za intrinzičnu zapreminu molekula,
n je broj molova gasa.
S povećanjem tlaka i opadanjem temperature, udaljenosti između molekula se smanjuju, a sile interakcije se povećavaju tako da supstanca može prijeći iz plinovitog u tekuće stanje. Za svaki gas postoji ograničenje kritična temperatura, iznad kojih se gas ne može pretvoriti u tečnost ni pod kojim pritiskom. Tlak koji je potreban da bi se plin ukapao na kritičnoj temperaturi naziva se kritičnog pritiska, a zapremina jednog mola gasa pod ovim uslovima je kritični volumenemama.
Rice. 1. Izoterme realnog gasa
Stanje gasa pri kritičnim parametrima se naziva kritično saOstojeći.U kritičnom stanju, razlika između tečnosti i gasa nestaje, oni imaju ista fizička svojstva.
Prelazak iz gasa u tečnost može se prikazati grafički. Slika 1 prikazuje grafički odnos između zapremine i pritiska pri konstantnim temperaturama. Takve krive se nazivaju odOuslovi. Izoterme se mogu podijeliti u tri dijela: AB, BC, CD na niskim temperaturama. AB - odgovara gasovitom stanju, BC - odgovara prelasku gasa u tečnost, CD - karakteriše tečno stanje. Sa povećanjem temperature, presjek BC se smanjuje i pretvara se u pregibnu tačku K, tzv kritična tačka.
Tečni plinovi se široko koriste u industriji. Tečni CO 2 se koristi za gaziranje voćnih i mineralnih voda i pripremu pjenušavih vina. Tečni SO 2 se koristi kao dezinfekciono sredstvo za uništavanje gljivica buđi u podrumima, podrumima, vinskim bačvama i rezervoarima za fermentaciju. Tečni dušik se široko koristi u medicini i biologiji za postizanje niskih temperatura za konzerviranje i zamrzavanje krvi i bioloških tkiva. Tečni plinovi su pogodniji za transport.
1.2. 2 Karakteristike tečnog stanja supstance
Za razliku od plinova, između tekućih molekula djeluju prilično velike sile međusobnog privlačenja, što određuje jedinstvenu prirodu molekularnog kretanja. Toplotno kretanje molekula tekućine uključuje vibracijsko i translacijsko kretanje. Svaki molekul neko vrijeme oscilira oko određene točke ravnoteže, zatim se kreće i ponovo zauzima novi ravnotežni položaj. Ovo određuje njegovu fluidnost. Sile međumolekularne privlačnosti sprečavaju molekule da se udaljavaju jedna od druge kada se kreću. Ukupni efekat privlačenja molekula može se predstaviti kao unutrašnji pritisak tečnosti, koji dostiže veoma visoke vrednosti. To objašnjava konstantnost volumena i praktičnu nestišljivost tekućina, iako lako poprimaju bilo koji oblik.
Svojstva tečnosti takođe zavise od zapremine molekula, njihovog oblika i polariteta. Ako su molekuli tekućine polarni, tada dolazi do udruživanja (asocijacije) dva ili više molekula u složeni kompleks. Takve tečnosti se nazivaju saradnikOkupatila tečnosti. Povezane tečnosti (voda, aceton, alkoholi) imaju više tačke ključanja, manje su isparljive i imaju veću dielektričnu konstantu. Na primjer, etil alkohol i dimetil etar imaju istu molekularnu formulu (C 2 H 6 O). Alkohol je pridružena tečnost i ključa na višoj temperaturi od dimetil etera, koji nije povezana tečnost.
Tečno stanje karakterišu fizička svojstva kao što su lošeTnost, viskoznost, površinski napon.
Površinski napon.
Stanje molekula smještenih u površinskom sloju značajno se razlikuje od stanja molekula duboko u tekućini. Razmotrimo jednostavan slučaj - tečnost - para (slika 2).
Rice. 2. Djelovanje međumolekulskih sila na granicu i unutar tekućine
Na sl. 2 molekula (a) je unutar tečnosti, molekula (b) je u površinskom sloju. Sfere oko njih su udaljenosti na kojima se protežu sile međumolekularne privlačnosti okolnih molekula.
Na molekul (a) ravnomjerno djeluju intermolekularne sile iz okolnih molekula, stoga su sile međumolekulske interakcije kompenzirane, rezultanta ovih sila je nula (f = 0).
Gustoća pare je mnogo manja od gustine tečnosti, jer se molekuli nalaze na velikim udaljenostima jedan od drugog. Stoga, molekuli koji se nalaze u površinskom sloju ne doživljavaju gotovo nikakvu silu privlačenja od ovih molekula. Rezultanta svih ovih sila bit će usmjerena u tekućinu okomito na njenu površinu. Dakle, površinski molekuli tekućine uvijek su pod utjecajem sile koja teži da ih povuče prema unutra i na taj način smanji površinu tekućine.
Za povećanje sučelja tekućine potrebno je potrošiti rad A (J). Rad potreban za povećanje interfejsa S za 1 m 2 je mjera površinske energije ili površinski napon.
Dakle, površinska napetost d (J/m 2 = Nm/m 2 = N/m) je rezultat nekompenziranih međumolekulskih sila u površinskom sloju:
d = F/S (F - površinska energija) (2.3)
Postoji veliki broj metoda za određivanje površinske napetosti. Najčešći su stalagmometrijska metoda (metoda brojanja kapi) i metoda maksimalnog pritiska plinskih mjehurića.
Metodom analize difrakcije rendgenskih zraka ustanovljeno je da u tekućinama postoji određeni red u prostornom rasporedu molekula u pojedinačnim mikrovolumenima. U blizini svakog molekula se opaža takozvani poredak kratkog dometa. Kada se udaljite od njega na određenoj udaljenosti, ovaj obrazac se krši. I u cijeloj zapremini tečnosti nema reda u rasporedu čestica.
Rice. 3. Stalagmometar Sl. 4. Viskozimetar
Viskoznost z (Pa s) - svojstvo otpora kretanju jednog dijela tečnosti u odnosu na drugi. U praktičnom životu osoba se suočava sa velikim brojem tečnih sistema, čija je viskoznost različita - voda, mlijeko, biljna ulja, pavlaka, med, sokovi, melasa itd.
Viskoznost tekućina je posljedica međumolekularnih sila koje ograničavaju pokretljivost molekula. Zavisi od prirode tečnosti, temperature, pritiska.
Za mjerenje viskoziteta koriste se instrumenti koji se nazivaju viskozimetri. Izbor viskozimetra i metode za određivanje viskoznosti zavisi od stanja sistema koji se proučava i njegove koncentracije.
Za tekućine niske viskoznosti ili niske koncentracije široko se koriste kapilarni viskozimetri.
1.2. 3 Karakteristike čvrstog stanja materije
Čvrste tvari, za razliku od tekućina i plinova, zadržavaju svoj oblik. Privlačne sile između čestica koje čine čvrsto tijelo toliko su jake da se ne mogu slobodno kretati jedna u odnosu na drugu, već samo osciliraju oko nekog prosječnog položaja.
Sve čvrste materije su podeljene na kristalno I amorfna.U kristalnim tijelima čestice su raspoređene po određenom redoslijedu koji je karakterističan za svaku supstancu, a taj red se proteže na cijeli volumen. Nema reda u rasporedu čestica po čitavom volumenu amorfnog tijela. U tom smislu, amorfna tijela se mogu smatrati tekućinama nenormalno visokog viskoziteta.
Vrlo često su amorfni i kristalni oblici različita stanja iste supstance. Dakle, silicijum dioksid se u prirodi javlja i u obliku kristala kvarca (kamenski kristal) i u amorfnom obliku - mineralni kremen. Poznati su kristalni i amorfni ugljenik.
Kristalni oblik je najstabilniji materijal koji postepeno prelazi iz amorfnog u kristalno stanje. U normalnim uslovima, ovaj proces je veoma spor, povećanje temperature može da ga ubrza. Na primjer, šećer može biti u kristalnom (granulirani šećer, komadni šećer) i amorfnom (karameliziranom) stanju. Vremenom može doći do kristalizacije karamela, što je nepoželjno u proizvodnji konditorskih proizvoda. kinetika adsorpcija dispergovani koloidni
Red u prostornom rasporedu čestica i kristalnih tijela - kristalna ćelija- određuje vanjske znakove kristalnog stanja. Tu spadaju: 1) određena i izražena tačka topljenja; 2) određeni geometrijski oblik monokristala; 3) anizotropija.
Pitanja za samokontrolu:
Pod kojim uslovima se svojstva stvarnog gasa približavaju svojstvima idealnog gasa?
Da li je moguće neograničeno kompresovati pravi gas?
Koje je fizičko značenje konstanti u jednadžbi stanja realnog gasa?
Da li je moguće, znajući temperaturu i pritisak, odrediti broj molekula po jedinici zapremine?
Šta uzrokuje nisku kompresibilnost tekućina?
Kako formiranje vodikovih veza između molekula utiče na svojstva tečnosti?
Kako možemo objasniti da se površinski napon i viskozitet smanjuju s povećanjem temperature?
Po kojim znakovima možete razlikovati kristalno tijelo od amorfnog?
Koja je glavna razlika u strukturi kristalnih i amorfnih tijela?
1. 3 Kemijska kinetika i kataliza.Hemijska ravnoteža
1.3.1 Brzina hemijske reakcije
Kinetika-proučavanje brzine i mehanizma hemijskih reakcija.
Pitanje brzine hemijske reakcije je od velike praktične i teorijske važnosti. Brzina reakcije određuje tok biohemijskih procesa u organizmu, fizičke i hemijske promene u prehrambenim proizvodima tokom termičke obrade, kao i performanse fabričke opreme.
Brzina hemijskih procesa može se podesiti promenom uslova pod kojima se odvijaju. U nekim slučajevima je poželjno intenzivirati proces kako bi se dobilo više proizvoda po jedinici vremena. Ponekad je potrebno smanjiti brzinu kemijske reakcije, na primjer, usporiti oksidaciju masti u hrani. Svi ovi problemi se mogu riješiti primjenom zakona hemijska kinetika.
Brzina reakcija-promjena koncentracije reaktanata u jedinici vremena.
gdje je c promjena koncentracije reaktanata,
t - vremenski period.
Utvrđena je ovisnost brzine kemijskih reakcija o koncentraciji zakon masovne akcije, otvoreni eksperimentalni put K.M. Guldberg i P. Waage 1867. godine.
Za reakciju aA + bB = C
gdje su: A i B koncentracije reaktanata,
a i b su koeficijenti u jednadžbi,
k je koeficijent proporcionalnosti koji se naziva konstanta brzine, koja zavisi od prirode reaktanata i temperature.
Brzina hemijske reakcije je proporcionalna kraju proizvodantracije reagujućih supstanci uzetih u stepenima jednakimOkoeficijenti u jednadžbiTocije.
Konstanta brzine reakcije je brojčano jednak brzini reakcije pri koncentracijama reaktanata jednakim jedinici.
Faktori koji utiču na brzinu hemijske reakcije:
· priroda reagujućih supstanci;
· koncentracija reagujućih supstanci;
· temperatura;
· pritisak (za gasove);
· područje kontakta reagujućih supstanci;
prisustvo katalizatora.
Kako temperatura raste, brzina kretanja molekula se povećava, a samim tim i broj sudara između njih u jedinici vremena.
Utjecaj temperature na brzinu kemijske reakcije podliježe Van't Hoffovom pravilu.
Za svakih 10 stepeni povećanja temperature, stopa se povećavabVećina reakcija se povećava za 2-4 puta.
Broj koji pokazuje koliko se puta povećava brzina date reakcije kada se temperatura poveća za 10 stepeni naziva se temperatura doOkoeficijent reakcije. Matematički, ova zavisnost se izražava relacijom:
gdje je temperaturni koeficijent reakcije,
i 0 - brzine reakcije na početnoj (t 1) i krajnjoj (t 2) temperaturi;
t - promjena temperature t 2 - t 1.
Van't Hoffovo pravilo je približno i može se primijeniti na reakcije koje se odvijaju na temperaturama od 0 do 300 stepeni iu malom temperaturnom rasponu. Sa povećanjem temperature, temperaturni koeficijent brzine reakcije opada, približavajući se jedinici.
Precizniju zavisnost brzine hemijske reakcije od temperature eksperimentalno je ustanovio Arrhenius:
gdje je k konstanta brzine reakcije,
B i A su konstante za datu reakciju.
1.3. 2 Kataliza i katalizatori
Katalizator- supstanca koja menja brzinu hemijske reakcije, ali se ne troši. Postoje katalizatori za ubrzavanje i usporavanje.
Kataliza-fenomen promjene brzine reakcije u prisustvu katalizatora.
Katalitičke reakcije-reakcije koje se odvijaju uz učešće katalizatora.
Ako je katalizator jedan od produkta reakcije, onda se reakcija naziva autokatalitički, i sam fenomen - autokataliza.
Inhibitor-katalizator koji usporava reakciju.
Primjer pozitivnih katalizatora je voda kada aluminijski prah reagira s jodom.
Enzimi-biološki katalizatori proteinske prirode.
Enzimi su prisutni u svim živim ćelijama. Uobičajeno je da se enzimi dijele na jednostavne i složene, ili jednokomponentne ili dvokomponentne. Jednostavni enzimi se sastoje samo od proteina, složeni enzimi se sastoje od proteina i neproteinskog dijela koji se naziva koenzim.
Enzime karakterizira visoka katalitička aktivnost i selektivnost. Što se tiče katalitičke aktivnosti, značajno su superiorniji od neorganskih katalizatora. Na primjer, 1 mol katalaze na 0 stepeni razgrađuje 200.000 mola H 2 O 2 u jednoj sekundi, a 1 mol platine na 20 stepeni razlaže od 10 do 80 mola vodikovog peroksida u jednoj sekundi.
Takvo ubrzanje reakcije je zbog činjenice da enzimi naglo smanjuju energetske barijere na putu reakcije. Na primjer, energija aktivacije za reakciju raspadanja H 2 O 2 pod djelovanjem jona željeza (II) i molekula katalaze je 42 odnosno 7,1 kJ/mol; za hidrolizu uree kiselinom i ureazom - 103 i 28 kJ/mol, respektivno.
Enzimi su vrlo specifični u poređenju sa neorganskim katalizatorima. Na primjer, amilaza sadržana u pljuvački lako i brzo razgrađuje škrob, ali ne katalizuje razgradnju šećera. Ureaza je izuzetno efikasna u katalizaciji hidrolize uree, ali nema efekta na njene derivate. Ova osobina enzima omogućava živim organizmima, koji posjeduju odgovarajući skup enzima, da aktivno reagiraju na vanjske utjecaje. Na primjer, primjećeno je da u stresnim situacijama naše tijelo pokazuje nevjerovatne sposobnosti. Opisuje se činjenica kada je slabašna žena podigla auto za branik i držala ga dok su ljudi stigli na vrijeme da oslobode dijete koje je palo ispod njega; osoba koju progoni bijesna životinja lako savladava prepreke koje su za njega nepremostive u njegovom normalnom stanju; Na važnim takmičenjima sportisti gube nekoliko kilograma težine tokom perioda nastupa.
Sve što je rečeno o izuzetnim svojstvima enzima objašnjava se činjenicom da su selektivnost djelovanja (selektivnost) i aktivnost međusobno povezane: što je selektivnost veća, to je veća i njegova aktivnost. Enzimi imaju jedinstvenu selektivnost, pa je stoga njihova aktivnost najveća.
1.3. 3 Hemijska ravnoteža
Reverzibilne reakcije može ići u dva međusobno suprotna smjera. Ne dolaze do kraja, već se završavaju uspostavljanjem hemijske ravnoteže.
Hemijska ravnoteža- stanje sistema kada su brzine reakcije naprijed i nazad postale jednake.
Stanje hemijske ravnoteže se održava sve dok se uslovi ne promene. Kada se spoljni uslovi promene, ravnoteža se poremeti, a nakon nekog vremena sistem će dostići novo stanje ravnoteže.
Pomak ravnoteže-prelazak sistema iz jednog ravnotežnog stanja u drugo.
Određuje se smjer pomaka ravnoteže Le Chat principelige
Ako je ravnotežni sistem pogođen, ondaeovo se pomeraTu pravcu koji slabi ovaj efekat.
Na primjer, povećanje temperature pomiče ravnotežu prema endotermnoj reakciji, povećanje koncentracije polaznih tvari pomiče ravnotežu prema produktima reakcije. Pritisak samo mijenja ravnotežu reakcija koje uključuju plinove. Povećanje pritiska pomera ravnotežu prema reakciji koja se javlja sa promenom zapremine.
Pitanja za Samokontroll:
1. Šta proučava kinetika?
2. Kako se zove brzina hemijskih reakcija?
3. Zašto postoji znak minus u matematičkoj jednačini za brzinu hemijske reakcije?
4. Navedite faktore koji utiču na brzinu hemijske reakcije.
5. Opišite uticaj koncentracije, temperature i prirode supstanci koje reaguju na brzinu hemijske reakcije.
6. Šta se naziva kataliza i katalizator?
7. Kako se klasifikuju katalitičke reakcije?
8. Šta su inhibitori?
9. Šta se naziva hemijska ravnoteža?
10. Šta se zove pomak u hemijskoj ravnoteži?
11. Formulirajte Le Chatelierov princip.
12. U kom smjeru će se ravnoteža ravnotežne reakcije pomjeriti kako temperatura raste? Pritisak (ako gasovi učestvuju u reakcijama)? Koncentracija jednog od reaktanata?
1. 4 Svojstva rješenja
1.4. 1 Opće karakteristike rješenja
Rješenja su od velikog značaja u ljudskom životu i praktičnim aktivnostima. Dakle, procesi asimilacije hrane od strane ljudi i životinja povezani su s prijenosom hranjivih tvari u otopinu. Otopine su sve najvažnije fiziološke tekućine (krv, limfa, itd.). Industrije zasnovane na hemijskim procesima obično uključuju upotrebu rastvora.
Rješenja- višekomponentni homogeni sistemi u kojima su jedna ili više supstanci raspoređene u obliku molekula, atoma ili jona u okruženju druge supstance - rastvarača.
Rastvor može imati bilo koje agregatno stanje - čvrsto, tečno ili gasovito. Svaka otopina se sastoji od otopljenih tvari i rastvarača. Obično se otapalom smatra komponenta koja, u svom čistom obliku, postoji u istom agregacijskom stanju kao i rezultirajući rastvor (na primjer, otopina soli u vodi: sol je otopljena supstanca, voda je otapalo). Ako su obje komponente bile u istom agregacijskom stanju prije rastvaranja (na primjer, alkohol i voda), onda se komponenta u većoj količini smatra rastvaračem.
U strukturi, rastvori zauzimaju međupoziciju između mehaničkih smeša i hemijskih jedinjenja. Ono što im je zajedničko sa mehaničkim smešama je varijabilnost sastava, a sa hemijskim jedinjenjima - homogenost sastava tokom cele faze i prisustvo termičkog efekta tokom formiranja. U skladu s tim, u početku su postojale dvije suprotstavljene teorije: “fizička” i “hemijska”, od kojih je svaka branila svoje stavove o strukturi rješenja.
Moderne ideje o strukturi rješenja zasnovane su na teoriji rješenja koju je iznio Mendeljejev i razvili su je njegovi sljedbenici. Prema ovoj teoriji, u sistemu se tokom rastvaranja istovremeno dešavaju dva procesa: difuzija rastvorene supstance u zapremini rastvarača (fizički proces) i formiranje nestabilnih jedinjenja promenljivog sastava iz molekula rastvarača i rastvorene supstance - solvata (hemijski proces). Ako je rastvarač voda, ta jedinjenja se nazivaju hidrati.
Formiranje rastvora je spontani proces, koji se javlja sa sve većim poremećajem sistema, tj. sa povećanjem entropije. Na primjer, kada se kristal otopi, sistem prelazi iz potpuno uređenog stanja u manje uređeno. U ovom slučaju, sa povećanjem entropije (AS > 0), slobodna energija sistema (AG) opada<0).
Ako se otopina formira iz 2 tekućine, tada je pokretačka sila procesa rastvaranja posljedica težnje komponenti otopine da izjednače koncentracije, što također dovodi do povećanja entropije, tj. AS > 0, a AQ< 0. Растворение вещества - процесс обратимый. И как всякий обратный процесс, растворение заканчивается установлением динамического равновесия: нерастворенное вещество - вещество в растворе. Раствор, находящийся в равновесии с растворяющимся веществом, называют насыщенным раствором, а достигнутую предельную концентрацию насыщенного раствора - растворимостью.
Najvažnija karakteristika otopine je njegov sastav ili koncentracija komponenti.
Koncentracija rastvora- količina otopljene tvari sadržana u određenoj količini otopine ili rastvarača.
Koncentracija rastvora se može izraziti na različite načine. U hemijskoj praksi najčešći načini izražavanja koncentracija su:
1. Maseni udio otopljene tvari (procentualna koncentracija)- pokazuje koliko je grama supstance rastvoreno u 100 g rastvora. Određuje se formulom:
gdje je W maseni udio otopljene tvari,
m in-va - masa rastvorene supstance,
m rastvora je masa rastvora.
2. Molarna koncentracija- pokazuje koliko molova rastvorene supstance sadrži 1 litar rastvora.
3. Molalna koncentracija- pokazuje koliko molova supstance sadrži 1 kg rastvarača.
1.4. 2 Rastvori gasova u tečnostima
Rastvorljivost gasova u tečnostima zavisi od njihove prirode, prirode rastvarača, temperature i pritiska. Po pravilu, rastvorljivost gasa je veća ako je otapanje praćeno njegovom hemijskom interakcijom sa rastvaračem, a manja ako je hemijska interakcija ne dešava se. Na primjer, u 1 litru vode u ambijentalnim uslovima. rastvara 0,0002 g vodonika koji ne reaguje sa vodom i 875 g amonijaka koji reaguje sa vodom dajući amonijum hidroksid.
Ovisnost rastvorljivosti gasa o prirodi rastvarača može se prikazati u sledećim primerima. Pod istim uslovima, 87,5 g NH 3 otapa se u 1000 g vode, a samo 25 g u 100 g etil alkohola. Rastvorljivost gasova u velikoj meri zavisi od temperature. Kako temperatura raste, njihova topljivost opada, a kako temperatura raste, raste. Dakle, na 0 0 C, 171 cm 3 CO 2 se rastvara u 100 ml vode, na 20 0 C - samo 87,8 cm 3. Stoga, produženo ključanje može gotovo u potpunosti ukloniti otopljene plinove iz tekućine, te je preporučljivo zasićenje tekućine plinom na niskim temperaturama.
Rastvorljivost gasa takođe zavisi od pritiska. Utvrđuje se zavisnost rastvorljivosti gasa od pritiska Geov zakonnri.
C = k · p, (4.2)
gdje je C koncentracija plina u otopini,
k - koeficijent proporcionalnosti, u zavisnosti od prirode tečnosti i gasa,
p je pritisak gasa iznad rastvora.
Masa rastvorenog gasa na konstantnoj temperaturi je direktnaOproporcionalno pritisku gasa iznad rastvoraOrum
Henrijev zakon važi samo za razblažene rastvore pod uslovima niskog pritiska. Gasovi koji stupaju u interakciju sa rastvaračem NH 3, SO 2, HC1 sa vodom ne poštuju Henrijev zakon. Njihova rastvorljivost takođe raste sa povećanjem pritiska, ali prema složenijem zakonu.
Manifestacija Henrijevog zakona je ilustrovana stvaranjem obilne pjene pri otčepljivanju boce gazirane vode ili boce šampanjca; ovdje dolazi do naglog smanjenja rastvorljivosti gasa sa smanjenjem njegovog parcijalnog pritiska. Isti zakon objašnjava pojavu dekompresijske bolesti. Na dubini od 40 m ispod nivoa mora, ukupni pritisak je 600 kPa, a rastvorljivost azota u krvnoj plazmi je 9 puta veća nego na površini mora. Kada se ronilac brzo diže iz dubine, otopljeni dušik se oslobađa u krv u mjehurićima koji začepljuju krvne žile, što može dovesti do ozbiljnih posljedica.
Rastvorljivost gasa se smanjuje u prisustvu treće komponente u rastvoru. Stoga se plinovi otapaju u otopinama elektrolita mnogo slabije nego u čistoj vodi. Na primjer, 3 · 10 3 m 3 hlora se rastvori u 1 g vode na 0 0 C, a 10 puta manje se rastvori u 1 g zasićenog rastvora NaCl, pa se pri skladištenju hlora iznad tečnosti voda zamenjuje sa rastvorom natrijum hlorida.
1.4. 3 Međusobna rastvorljivost tečnosti
Za razliku od rastvorljivosti gasova u tečnostima, rastvaranje tečnosti je složeniji proces. Kada se pomešaju dve tečnosti, one mogu:
Otapaju se jedno u drugom u bilo kojoj proporciji;
Praktično se ne rastvaraju;
Ograničeno rastvaranje.
Međusobna rastvorljivost tečnosti zavisi prvenstveno od njihove hemijske strukture. Alhemičari su već primijetili da se „slično rastvara u sličnom“, tj. Polarni je obično rastvorljiv u polarnom, a nepolarni je obično rastvorljiv u nepolarnom. Iz tog razloga, voda (polarna tečnost) je dobar rastvarač za polarne tečnosti (etil alkohol, sirćetna kiselina itd.) i uopšte ne otapa nepolarne tečnosti (benzen, kerozin itd.). Ako se tekućine međusobno razlikuju po polaritetu, onda imaju ograničenu topljivost jedna u drugoj. Uz ograničenu rastvorljivost, svaka tečnost prelazi u drugu do određene granice, što rezultira dvoslojnim sistemom. Na primjer, s povećanjem temperature, njihova međusobna topljivost se obično povećava, a na određenoj temperaturi obje tekućine se miješaju u bilo kojem omjeru, a granica između njih nestaje. Ova temperatura se zove kritičan.
Kritična temperatura koja se postiže zagrijavanjem naziva se gornja kritična temperatura.
Poznate su mješavine tekućina gdje se rastvorljivost smanjuje s povećanjem temperature. Dakle, kritična temperatura se postiže kada se temperatura smanjuje i naziva se niža kritična temperaturaatRoy.
Koristeći kritičnu temperaturu rastvaranja, ponekad se vrše neka analitička određivanja.
Od posebnog interesa je rastvorljivost različitih supstanci u dvoslojnim sistemima koji se sastoje od dve nerastvorljive tečnosti.
Ako se treća supstanca sposobna da se rastvori u svakoj od njih unese u sistem koji se sastoji od dve tečnosti koje se ne mešaju, tada će otopljena supstanca biti raspoređena između obe tečnosti proporcionalno njenoj rastvorljivosti u svakoj od njih.
Omjer koncentracija tvari raspoređenih između dvije tekućine koje se ne miješaju na konstantnoj temperaturi ostaje konstantan, bez obzira na ukupnu količinu otopljene tvari.
C 1 / C 2 = k, (4.3)
gdje su C 1 i C 2 koncentracija otopljene tvari u 1. i 2. otapalu,
...Slični dokumenti
Koloidna hemija kao nauka koja proučava fizičko-hemijska svojstva heterogenih, visoko dispergovanih sistema i visokomolekularnih jedinjenja. Proizvodnja i metode prečišćavanja koloidnih rastvora. Primjena gelova u prehrambenoj industriji, kozmetici i medicini.
prezentacija, dodano 26.01.2015
Prve praktične informacije o koloidima. Osobine heterogenih mješavina. Odnos između površine koloidne čestice i volumena koloidne čestice. Posebnost disperznih sistema. Osobine koloidnih otopina. Klasifikacija disperznih sistema.
prezentacija, dodano 17.08.2015
Osnovne karakteristike dispergovanih sistema, njihova klasifikacija, svojstva i metode pripreme, dijaliza (prečišćavanje) sola. Određivanje naboja koloidne čestice, zakoni koagulacije elektrolita, koncept adsorpcije na granici rastvor-gas su suština Langmuirove teorije.
priručnik za obuku, dodan 14.12.2010
Osnovni pojmovi i zakoni hemije. Klasifikacija neorganskih supstanci. Periodični zakon i periodni sistem elemenata D.I. Mendeljejev. Osnove termodinamičkih proračuna. Kataliza hemijskih reakcija. Metode izražavanja koncentracije rastvora.
kurs predavanja, dodato 24.06.2015
Klasifikacija disperznih sistema. Glavni faktori stabilnosti koloidnih rastvora. Metode za njihovu pripremu (disperzija, kondenzacija) i prečišćavanje (dijaliza, ultrafiltracija). Micelarna teorija strukture koloidnih čestica. Koagulacija s mješavinama elektrolita.
prezentacija, dodano 28.11.2013
Suština i karakteristike koloidnih sistema. Osnovna svojstva i struktura rješenja ovog tipa. Karakteristike Tyndallovog efekta. Razlike između hidrosola i organosola. Metode formiranja koloidnih sistema, specifična svojstva, oblast primene.
prezentacija, dodano 22.05.2014
Koncept otopina spojeva visoke molekularne težine (HMC). Proces oticanja spirale: njegove faze, uzroci, pritisak i stepen. Viskoznost dispergovanih sistema i rastvora spirale, metode za njeno merenje. Strukturni i relativni viskozitet. Koagulacijske strukture.
sažetak, dodan 22.01.2009
Konstante i parametri koji određuju kvalitativno (fazno) stanje i kvantitativne karakteristike rješenja. Vrste rješenja i njihova specifična svojstva. Metode za proizvodnju čvrstih rastvora. Karakteristike rješenja s eutektikom. Rastvori gasova u tečnostima.
sažetak, dodan 06.09.2013
Priprema liofobnih koloidnih sistema, njegova optička svojstva. Određivanje površinskog napona otopina tenzida i međufaznog napona na granici dviju tekućina koje se ne miješaju stalagmometrijskom metodom. Koloidna zaštita sola sa IUD rastvorima.
sažetak, dodan 15.02.2016
Hemijska termodinamika. Osnovni pojmovi termodinamike. Prvi zakon termodinamike. Primjena prvog zakona termodinamike na hemijske procese. Zavisnost toplotnog efekta reakcije od temperature. Kirchhoffov zakon. Drugi zakon termodinamike.
Sadržaj članka
FIZIČKA HEMIJA, grana hemije koja proučava hemijska svojstva supstanci na osnovu fizičkih svojstava njihovih sastavnih atoma i molekula. Savremena fizička hemija je široko interdisciplinarno polje koje se graniči sa različitim granama fizike, biofizike i molekularne biologije. Ima mnogo dodirnih tačaka sa granama hemijske nauke kao što su organska i neorganska hemija.
Posebnost hemijskog pristupa (za razliku od fizičkog i biološkog) je da se u njegovom okviru, uz opis makroskopskih pojava, objašnjava njihova priroda na osnovu svojstava pojedinih molekula i interakcija među njima.
Novi instrumentalni i metodološki razvoji u oblasti fizičke hemije koriste se u drugim granama hemije i srodnim naukama, kao što su farmakologija i medicina. Primjeri uključuju elektrohemijske metode, infracrvenu (IR) i ultraljubičastu (UV) spektroskopiju, tehnike lasera i magnetne rezonancije, koje se široko koriste u terapiji i dijagnostici raznih bolesti.
Kao glavne grane fizičke hemije tradicionalno se smatraju: 1) hemijska termodinamika; 2) kinetička teorija i statistička termodinamika; 3) pitanja strukture molekula i spektroskopije; 4) hemijska kinetika.
Hemijska termodinamika.
Hemijska termodinamika je direktno povezana sa primjenom termodinamike - nauke o toploti i njenim transformacijama - na problem hemijske ravnoteže. Suština problema je formulisana na sledeći način: ako postoji mešavina reagensa (sistem) i poznati su fizički uslovi u kojima se nalazi (temperatura, pritisak, zapremina), onda koji spontani hemijski i fizički procesi mogu dovesti do ovog sistema do ravnoteže? Prvi zakon termodinamike kaže da je toplota oblik energije i da ukupna energija sistema (zajedno sa njegovom okolinom) ostaje konstantna. Dakle, ovaj zakon je jedan od oblika zakona održanja energije. Prema drugom zakonu, spontani proces dovodi do povećanja ukupne entropije sistema i njegovog okruženja. Entropija je mjera količine energije koju sistem ne može potrošiti da obavi koristan rad. Drugi zakon ukazuje na smjer u kojem će se reakcija odvijati bez ikakvih vanjskih utjecaja. Da biste promijenili prirodu reakcije (na primjer, njen smjer), morate potrošiti energiju u jednom ili drugom obliku. Stoga postavlja stroga ograničenja na količinu posla koji se može obaviti pretvaranjem toplotne ili hemijske energije oslobođene u reverzibilnom procesu.
Značajna dostignuća u hemijskoj termodinamici dugujemo J. Gibbsu, koji je postavio teorijske temelje ove nauke, što je omogućilo da se u jednu celinu spoje rezultati mnogih istraživača prethodne generacije. U okviru Gibbsovog pristupa ne postavljaju se nikakve pretpostavke o mikroskopskoj strukturi materije, već se razmatraju ravnotežna svojstva sistema na makro nivou. Zbog toga možemo misliti da su prvi i drugi zakon termodinamike univerzalni i da će ostati na snazi čak i kada naučimo mnogo više o svojstvima molekula i atoma.
Kinetička teorija i statistička termodinamika.
Statistička termodinamika (poput kvantne mehanike) nam omogućava da predvidimo položaj ravnoteže za neke reakcije u gasnoj fazi. Koristeći kvantnomehanički pristup, moguće je opisati ponašanje složenih molekula niza supstanci u tekućem i čvrstom stanju. Međutim, postoje reakcije čija se brzina ne može izračunati ni u okviru kinetičke teorije ni pomoću statističke termodinamike.
Prava revolucija u klasičnoj statističkoj termodinamici dogodila se 70-ih godina 20. stoljeća. Novi koncepti kao što su univerzalnost (ideja da članovi određenih širokih klasa jedinjenja imaju ista svojstva) i princip sličnosti (procena nepoznatih količina na osnovu poznatih kriterijuma) omogućili su bolje razumevanje ponašanja tečnosti u blizini kritične vrednosti. tačka gde je razlika između tečnosti i gasa. Pomoću računara simulirana su svojstva jednostavnih (tečni argon) i složenih (voda i alkohol) tečnosti u kritičnom stanju. U novije vreme, svojstva tečnosti kao što su tečni helijum (čije ponašanje je savršeno opisano u okviru kvantne mehanike) i slobodni elektroni u molekularnim tečnostima su sveobuhvatno proučavana korišćenjem kompjuterskog modeliranja SUPERPROVODNOSTI). To nam je omogućilo da bolje razumijemo svojstva običnih tečnosti. Kompjuterske metode, u kombinaciji sa najnovijim teorijskim dostignućima, intenzivno se koriste za proučavanje ponašanja rastvora, polimera, micela (specifičnih koloidnih čestica), proteina i jonskih rastvora. Za rješavanje problema u fizičkoj hemiji, posebno za opisivanje nekih svojstava sistema u kritičnom stanju i proučavanje pitanja u fizici visokih energija, sve više se koristi matematička metoda renormalizacijske grupe.
Molekularna struktura i spektroskopija.
Organski hemičari 19. veka. razvila jednostavna pravila za određivanje valencije (sposobnosti kombinovanja) mnogih hemijskih elemenata. Na primjer, otkrili su da je valencija ugljika 4 (jedan atom ugljika može spojiti četiri atoma vodika da formira molekulu metana CH 4), kisika - 2, vodika - 1. Na osnovu empirijskih koncepata zasnovanih na eksperimentalnim podacima, napravljene su pretpostavke o prostornom rasporedu atoma u molekulima (na primjer, molekul metana ima tetraedarsku strukturu, s atomom ugljika koji se nalazi u središtu trokutaste piramide, a vodonikom na četiri vrha). Međutim, ovaj pristup nije omogućio da se otkrije mehanizam nastanka hemijskih veza, a samim tim i da se procijene veličine molekula ili odredi tačna udaljenost između atoma.
Spektroskopskim metodama razvijenim u 20. veku određena je struktura molekula vode (H 2 O), etana (C 2 H 6), a potom i mnogo složenijih molekula poput proteina. Metode mikrovalne spektroskopije (EPR, NMR) i difrakcije elektrona omogućile su određivanje dužina veza, uglova između njih (veznih uglova) i relativnih položaja atoma u jednostavnim molekulima i Analiza difrakcije rendgenskih zraka– slični parametri za veće molekule koji formiraju molekularne kristale. Sastavljanje kataloga molekularnih struktura i upotreba jednostavnih koncepata valencije postavili su temelje strukturne hemije (njen pionir je bio L. Pauling) i omogućili korištenje molekularnih modela za objašnjenje složenih fenomena na molekularnom nivou. Ako molekuli nisu imali specifičnu strukturu ili ako su parametri C–C i C–H veza u hromozomima bili veoma različiti od onih u molekulima metana ili etana, onda bi koristeći jednostavne geometrijske modele, J. Watson i F. Crick nisu bili u stanju da konstruišu početkom 1950-ih svoju čuvenu dvostruku spiralu - model deoksiribonukleinske kiseline (DNK). Proučavajući vibracije atoma u molekulima pomoću IR i UV spektroskopije, bilo je moguće utvrditi prirodu sila koje drže atome u sastavu molekula, što je, zauzvrat, sugeriralo postojanje unutarmolekularnog kretanja i omogućilo proučavanje termodinamička svojstva molekula ( vidi gore). Ovo je bio prvi korak ka određivanju brzina hemijskih reakcija. Nadalje, spektroskopske studije u UV području pomogle su da se uspostavi mehanizam stvaranja hemijskih veza na elektronskom nivou, što je omogućilo opisivanje hemijskih reakcija na osnovu koncepta prelaska reagensa u pobuđeno stanje (često pod uticajem vidljivog ili UV svjetlo). Čak je nastala čitava naučna oblast - fotohemija. Spektroskopija nuklearne magnetne rezonance (NMR) je omogućila hemičarima da proučavaju pojedinačne faze složenih hemijskih procesa i identifikuju aktivna mesta u molekulima enzima. Ova metoda je također omogućila dobivanje trodimenzionalnih slika netaknutih stanica i pojedinačnih organa. FOTOHEMIJA.
Teorija valencije.
Koristeći empirijska pravila valencije koje su razvili organski hemičari, periodni sistem elemenata i Rutherfordov planetarni model atoma, G. Lewis je ustanovio da je ključ za razumijevanje hemijske veze elektronska struktura supstance. Lewis je došao do zaključka da kovalentna veza nastaje kao rezultat dijeljenja elektrona koji pripadaju različitim atomima; Istovremeno je polazio od ideje da se vezni elektroni nalaze u strogo određenim elektronskim ljuskama. Kvantna teorija omogućava predviđanje strukture molekula i prirode kovalentnih veza koje nastaju u najopštijem slučaju.
Naše ideje o strukturi materije, nastale zahvaljujući uspesima kvantne fizike u prvoj četvrtini 20. veka, mogu se ukratko sažeti na sledeći način. Struktura atoma određena je ravnotežom električnih sila odbijanja (između elektrona) i privlačenja (između elektrona i pozitivno nabijenog jezgra). Gotovo sva masa atoma koncentrirana je u jezgri, a njegova veličina je određena količinom prostora koji zauzimaju elektroni koji kruže oko jezgara. Molekule se sastoje od relativno stabilnih jezgara koje zajedno drže elektroni koji se brzo kreću, tako da se sva hemijska svojstva supstanci mogu objasniti na osnovu ideje o električnoj interakciji elementarnih čestica koje čine atome i molekule. Dakle, glavne odredbe kvantne mehanike koje se tiču strukture molekula i formiranja hemijskih veza stvaraju osnovu za empirijski opis elektronske strukture materije, prirode hemijskih veza i reaktivnosti atoma i molekula.
Pojavom brzih kompjutera bilo je moguće izračunati (sa malom, ali dovoljnom preciznošću) sile koje djeluju između atoma u malim poliatomskim molekulima. Teorija valencije, zasnovana na kompjuterskom modeliranju, trenutno je radno sredstvo za proučavanje struktura, prirode hemijskih sila i reakcija u slučajevima kada je provođenje eksperimenata teško ili dugotrajno. Ovo se odnosi na proučavanje slobodnih radikala prisutnih u atmosferi i plamenu ili formiranih kao međuprodukti reakcije. Postoji nada da će jednog dana teorija zasnovana na kompjuterskim proračunima moći odgovoriti na pitanje: kako u vremenu reda pikosekundi hemijske strukture„izračunati“ njihovo najstabilnije stanje, dok dobijanje odgovarajućih procjena barem do neke aproksimacije zahtijeva ogromnu količinu kompjuterskog vremena.
Hemijska kinetika
proučava mehanizam hemijskih reakcija i određuje njihovu brzinu. Na makroskopskom nivou, reakcija se može predstaviti kao uzastopne transformacije, tokom kojih se druge formiraju iz jedne supstance. Na primjer, naizgled jednostavna transformacija
H 2 + (1/2) O 2 → H 2 O
zapravo se sastoji od nekoliko uzastopnih faza:
H + O 2 → OH + O
O + H 2 → HO + H
H + O 2 → HO 2
HO 2 + H 2 → H 2 O + OH
a svaki od njih karakterizira vlastita konstanta brzine k. S. Arrhenius je sugerirao da apsolutna temperatura T i konstanta brzine reakcije k povezane relacijom k = A exp(- E akt)/ RT, Gdje A– predeksponencijalni faktor (tzv. faktor frekvencije), E akt – energija aktivacije, R– gasna konstanta. Za merenje k I T potrebni su nam instrumenti koji nam omogućavaju da pratimo događaje koji se dešavaju u periodu od oko 10–13 s, s jedne strane, i decenijama (pa čak i milenijumima) s druge (geološki procesi); također je potrebno biti u stanju izmjeriti male koncentracije ekstremno nestabilnih reagensa. U zadatak hemijske kinetike spada i predviđanje hemijskih procesa koji se odvijaju u složenim sistemima (reč je o biološkim, geološkim, atmosferskim procesima, sagorevanju i hemijskoj sintezi).
Za proučavanje reakcija u gasnoj fazi „u njihovom čistom obliku“, koristi se metoda molekularnog snopa; u ovom slučaju, molekule sa striktno definiranim kvantnim stanjima reaguju i formiraju proizvode koji su također u određenim kvantnim stanjima. Takvi eksperimenti daju informacije o silama koje određuju nastanak određenih reakcija. Na primjer, u postavljanju molekularnog snopa, možete orijentirati čak i male molekule kao što je CH 3 I na određeni način i mjeriti stope sudara u dvije „različite“ reakcije:
K + ICH 3 → KI + CH 3
K + CH 3 I → KI + CH 3
gdje je CH 3 grupa drugačije orijentirana u odnosu na atom kalija koji se približava.
Jedno od pitanja kojima se fizička hemija (kao i hemijska fizika) bavi je izračunavanje konstanti brzine reakcije. Ovdje se široko koristi teorija prijelaznog stanja, razvijena 1930-ih, koja koristi termodinamičke i strukturne parametre. Ova teorija, u kombinaciji s metodama klasične fizike i kvantne mehanike, omogućava simulaciju toka reakcije kao da se odvija u eksperimentalnim uvjetima s molekularnim snopovima. Izvode se eksperimenti na laserskom pobuđivanju određenih hemijskih veza, koji omogućavaju provjeru ispravnosti statističkih teorija razaranja molekula. Razvijaju se teorije koje generalizuju moderne fizičke i matematičke koncepte haotičnih procesa (na primjer, turbulencija). Nismo više tako daleko od potpunog razumijevanja prirode i intra- i intermolekularnih interakcija, otkrivanja mehanizma reakcija koje se odvijaju na površinama sa datim svojstvima i uspostavljanja strukture katalitičkih centara enzima i kompleksa prijelaznih metala. Na mikroskopskom nivou može se uočiti rad na kinetici formiranja složenih struktura poput snježnih pahuljica ili dendrita (kristali sa strukturom nalik na drvo), što je potaknulo razvoj kompjuterskog modeliranja zasnovanog na jednostavnim modelima teorije nelinearne dinamike. ; ovo otvara izglede za stvaranje novih pristupa opisivanju strukture i razvojnih procesa složenih sistema.
Sve vrste RNK. Struktura i funkcije RNK. Vrste i vrste RNA ćelija
U kojoj riječi je ispravno istaknuto slovo koje označava naglašeni samoglasnik?
VMA po imenu
Prezentacija na temu "žalba" Interpunkcija - pravopisno zagrijavanje
„Nepristojan mir“: kako je sporazum iz Brest-Litovska uticao na tok ruske istorije
Političke reforme Petra I
Astahov Pavel Aleksejevič, advokat: biografija, lični život, karijera