ЛОМОНОСОВ МИХАИЛ ВАСИЛЬЕВИЧ 1711 — 1765 Термин Физическая

ЛОМОНОСОВ МИХАИЛ ВАСИЛЬЕВИЧ 1711 - 1765 Термин «Физическая химия» принадлежит М. В. Ломоносову, который в 1752 г. впервые читал студентам Петербургского университета «Курс истинной физической химии»

БЕКЕТОВ НИКОЛАЙ НИКОЛАЕВИЧ 1827 - 1911 Следующий курс физической химии читал Н. Н. Бекетов в Харьковском университете в 1865 году 2

3

ФИЗИЧЕСКАЯ ХИМИЯ - ФИЗИЧЕСКАЯ ХИМИЯ наука об общих законах физики и химии Исследует химические явления с помощью теоретических и экспериментальных методов химии и физики 4

РАЗДЕЛЫ ФИЗИЧЕСКОЙ ХИМИИ • ХИМИЧЕСКАЯ ТЕРМОДИНАМИКА • ХИМИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ • ФАЗОВЫЕ РАВНОВЕСИЯ • РАСТВОРЫ ЭЛЕКТРОЛИТОВ И НЕЭЛЕКТРОЛИТОВ • ЭЛЕКТРОХИМИЯ РАСТВОРОВ • БУФЕРНЫЕ РАСТВОРЫ • ЭЛЕКТРОДВИЖУЩИЕ СИЛЫ И ГАЛЬВАНИЧЕСКИЕ ЭЛЕМЕНТЫ • ХИМИЧЕСКАЯ КИНЕТИКА И КАТАЛИЗ 5

Термодинамика – это раздел физической химии об использовании и превращениях энергии 6

Эйнштейн А. (1879 -1955) «Классическая термодинамика – это термодинамика единственная общая физическая теория. И я убежден, что в рамках применения своих основных положений она никогда не будет опровергнута…» (1949)

Термодинамическая система – это тело (или несколько тел) которое может обмениваться энергией с другими телами или веществами, отделенное от внешней среды реальной или воображаемой оболочкой. Гомогенная открытая закрытая изолированная Термодинамическая система Гетерогенная 8

9

1

Термодинамический параметр - это величина (свойство), которая описывает состояние термодинамической системы (температура, давление, объем). Термодинамический параметр Интенсивный не зависит от количества вещества в системе Экстенсивный зависит от количества вещества в системе 11

12

13

14

15

16

ТЕРМОДИНАМИЧЕСКИЙ ПРОЦЕСС – это изменение состояния термодинамической системы, которое сопровождается изменением хотя бы одного из параметров. 17

Термодинамические процессы 18

19

20

Закон Менделеева-Клапейрона • p. V = const × n. T • p. V = n. RT • R – газовая постоянная 21

Законы реальных газов 22

Теплота: основные понятия 23

СПОСОБЫ ТЕПЛОПЕРЕДАЧИ 24

СУБЪЕКТИВНОСТЬ ВОСПРИЯТИЯ ТЕПЛА И ХОЛОДА 25

ТЕМПЕРАТУРА 26

Работа: основные понятия 27

МЕХАНИЧЕСКАЯ РАБОТА 28

В чем разница между работой и теплотой? Обоснование на молекулярном уровне Теплота это передача энергии Теплота вследствие хаотичного (беспорядочного) движения молекул (теплового движения) Работа это передача энергии Работа вследствие организованного (упорядоченного ) движения молекул 29

Внутренняя энергия: основные понятия 1 Общая энергия системы называется ее внутренней энергией. Внутренняя энергия системы - это сумма общей кинетической и потенциальной энергий молекул, составляющих систему. 30

Внутренняя энергия: основные понятия 2 ΔU - изменение внутренней энергии. Если система переходит из начального состояния (U 1) в конечное состояние (U 2): ΔU = U 2 – U 1 31

Внутренняя энергия: основные понятия 3 Внутренняя энергия является функцией состояния (переменной состояния). Изменение термодинамических параметров приводит к изменению внутренней энергии. В термодинамике энергия процесса считается положительной, если внутренняя энергия системы увеличивается в ходе процесса. 32

Внутренняя энергия: основные понятия 4 • Переменная (функция) состояния – величина, которая зависит только от свойств системы в начальном и конечном состоянии и не зависит от пути процесса. 33

Закон сохранения энергии Энергия не возникает и не исчезает, а только переходит из одной формы в другую. В любой изолированной системе запас энергии остается постоянным. Разные формы энергии переходят друг в друга в строго эквивалентных количествах. 34

ПEРВОЕ НАЧАЛО ТЕРМОДИНАМИКИ Энергия изолированной адиабатической системы постоянна. В неизолированной системе энергия может изменяться за счет: а) совершения работы над окружающей средой; б) теплообмена с окружающей средой. 35

36

37

38

ПEРВОЕ НАЧАЛО ТЕРМОДИНАМИКИ • механическая работа: А = -pdv; • A - полезная работа: электрическая А´ = dq, химическая А´ = dn, поверхностная А´ = d 39

40

41

ЭНТАЛЬПИЯ • QP = U + p V = (U + p. V) = H • Только в двух случаях – при изобарном и изохорном процессах, теплота приобретает свойства функции состояния QP = H, QV = U • В общем случае для любого процесса H = U + (p. V) = U + p V + V p 42

Энтальпия: основные понятия δQР = d. U + Pd. V δQР = d(U + PV) Теплота, которая выделяется при постоянном давлении равна изменению энтальпии, H. 43

Энтальпия идеального газа PV = Δn. RT H = U + PV = U + Δn. RT Δn – изменение моль молекул газа в реакции. 2 H 2(г) + O 2(г) = 2 H 2 O(ж) Δn = -3 моль ΔH – ΔU = Δn. RT = -3 8. 31 298 = -7. 5 k. Дж 44

• Производная поглощенной теплоты, отнесенная к температуре называется теплоемкостью Внутренняя энергия Теплоемкость Температура 45

Теплоемкость при постоянном объеме Внутренняя энергия системы и объем изменяются при изменении температуры. Теплоемкость при постоянном объеме обозначается CV и определяется как: 46

Расчет CV Для идеального одноатомного газа: Для идеального двухатомного газа: 47

• Теплоемкость при постоянном Теплоемкость объеме может быть использована, чтобы найти изменение внутренней энергии при изменении температуры (при V = const): 48

Теплоемкость при постоянном давлении – это наклон кривой на графике зависимости «энтальпия – температура» при P = const: Энтальпия Теплоемкость при постоянном давлении Внутренняя энергия Температура 49

ВИДЫ ТЕПЛОЕМКОСТИ Теплоемкость уд Удельная = Дж/К г м Теплоемкость Молярная = Дж/К моль Средняя теплоемкость м уд 50

Связь между средней и истинной теплоемкостями 51

Связь между Сp и СV для идеальных газов 52

Зависимость теплоемкости от температуры В общем случае эмпирическая зависимость теплоемкости от температуры выражается полиномом: 53

Определение d. U Теплоемкость при постоянном объеме используется для расчета изменения внутренней энергии при изменении температуры при постоянном объеме: d. U = CV d. T 54

Определение d. H Теплоемкость при постоянном давлении используется для расчета изменения энтальпии при изменении температуры при постоянном давлении: d. H = Cp d. T 55

Термохимия 1 Типы энтальпии Теплоемкость Закон Кирхгофа Закон Гесса 56

Термохимия 2 57

ТИПЫ ПРОЦЕССОВ 58

Изменение энтальпии в экзотермических и эндотермических процессах Выделение теплоты приводит к уменьшению энтальпии системы (при Р = const). Поэтому для экзотермического процесса: ΔH < 0 Поглощение теплоты приводит к увеличению энтальпии системы (при Р = const). Поэтому для эндотермического процесса: ΔH > 0 59

Измерение теплоты химической реакции Калориметрия - это метод, который используется для измерения теплоты, которая поглощается или выделяется в ходе химической реакции. 60

Измерение теплоты химической реакции При постоянном объеме количество теплоты будет равно изменению внутренней энергии. ΔU = Qv (V=const) При постоянном давлении количество теплоты будет равно изменению энтальпии ΔH = QP (P=const) 61

Стандартная энтальпия и стандартное состояние Стандартное изменение энтальпии ΔH° - это изменение энтальпии для процесса, в котором исходные вещества и продукты находятся в стандартном состоянии. Стандартное состояние вещества при определенной температуре - это его состояние при стандартном давлении. (1 aтм, или 1. 01325 × 105 Пa). 62

Стандартная энтальпия и стандартное состояние Примеры: стандартное состояние жидкого этанола - это жидкий этанол при 298 K и 1 aтм; стандартное состояние твердого железа – это железо при 500 K и 1 aтм. 63

Энтальпия физических превращений 1 Стандартная энтальпия образования вещества Δf. H° - это стандартная энтальпия химической реакции образования вещества из простых веществ. Стандартная энтальпия сгорания вещества Δc. H° - это стандартная энтальпия полного окисления органического вещества до CO 2 и H 2 O. 64

Энтальпия физических превращений 2 Стандартная энтальпия перехода Δtrs. H° – это фазового изменение стандартной энтальпии при изменении физического состояния вещества. Примеры изменения физического состояния вещества: испарение; конденсация; плавление кристаллизация; сублимация 65

Энтальпия физических превращений 3 Стандартная энтальпия испарения, Δvap. H°, это изменение энтальпии при испарении 1 моль чистой жидкости при 1 атм Пример : H 2 O(ж) → H 2 O(г) + Δvap. H°(373 K) = +40. 66 k. Дж/моль 66

Энтальпия физических превращений 4 Стандартная энтальпия плавления Δfus. H°, это изменение энтальпии при переходе 1 моль твердого вещества в жидкость. Пример: H 2 O(тв) → H 2 O(ж) + Δfus. H°(273 K) = +6. 01 k. Дж/моль 67

Стандартная энтальпия возгонки H 2 O(тв) → H 2 O(г) + Δsub. H° Два этапа: H 2 O(тв) → H 2 O(ж) + Δfus. H° H 2 O(ж) → H 2 O(г) + Δvap. H° Δsub. H° = Δfus. H° + Δvap. H° 68

Энтальпия прямого и обратного процесса Энтальпия – это функция состояния ΔH° (A B) = -ΔH° (A B) Пример: Энтальпия испарения воды равна + 44 k. Дж/моль. Энтальпия конденсации воды равна - 44 k. Дж/моль. 69

Энтальпия химической реакции Стандартная энтальпия химической реакции, Δr. H° - это изменение энтальпии когда реагенты в стандартном состоянии переходят в продукты реакции в стандартном состоянии. 70

Энтальпия химической реакции 71

Энтальпия химической реакции Расчет энтальпии химической реакции с использованием стандартных энтальпий сгорания веществ: Пример : C 6 H 12 O 6(тв) + 6 O 2(г) = 6 CO 2(г)+ 6 H 2 O(ж) реагенты продукты Δr. Hо = -2808 k. Дж/моль 72

Закон Гесса Стандартная энтальпия реакции может быть определена как сумма стандартных энтальпий реакций, из которых можно получить данную реакцию Термодинамическая основа закона Гесса – это независимость энтальпии реакции от пути получения продукта из реагентов. 73

Применение закона Гесса Метод Пример Метод термохимических схем Метод термохимических уравнений 74

Метод термохимических схем +О 2 Н 1 Н 3 Н 2 +1/2 О 2 Н 2 = -110, 53 к. Дж/моль Н 3 = -282, 98 к. Дж/моль Н 2 + Н 3 = -393, 51 к. Дж/моль Н 1 = -393, 51 к. Дж/моль 75

Метод термохимических уравнений (1) (2) (3) Сложение уравнений (2) и (3) дает уравнение (1). Поэтому: Н 1= Н 2 + Н 3 76

Зависимость энтальпии от температуры (1) 77

Зависимость энтальпии от температуры (2) 78

Закон Кирхгофа для химической реакции (1) Для химической реакции: 79

Закон Кирхгофа для химической реакции (2) 80

Энтальпия образования ионов в растворе Тепловой эффект образования химического соединения в растворе, диссоциирующего на ионы, определяется по энтальпиям образования ионов в растворе. Пример: Теплота образования иона SO 42 - равна энтальпии реакции: S(тв) + 2 O 2(г) + H 2 O(ж) + 2 e = SO 42 -(aq) 81

Теплота растворения Теплота, которая поглощается или выделяется при образовании раствора определенной концентрации (моляльности) – интегральная теплота растворения. Теплота растворения зависит от: – теплоты разрушения кристаллической решетки – теплоты сольватации (гидратации) 82

Моляльность – способ выражения состава раствора. Моляльность показывает количество молей растворенного вещества в 1000 г растворителя. 83

Интегральная теплота растворения ∆Н 0 – первая интегральная теплота растворения. Это тепловой эффект при растворении 1 моль вещества в бесконечно большом объеме растворителя. ∆Нs – полная интегральная теплота растворения. Это теплота растворения 1 моль вещества в таком объеме растворителя, чтобы образовался насыщенный раствор. 84

Промежуточная теплота разведения – это тепловой эффект разбавления раствора, содержащего 1 моль вещества от концентрации m 2 до меньшей концентрации m 1. 85

Промежуточная теплота раcтворения – это тепловой эффект, который сопровождает концентрирование раствора от концентрации m 1 до большей концентрации m 2. 86