Kurs predavanja iz fizičke hemije. Fizička hemija. Bilješke sa predavanja. Hemijska termodinamika. Osnovni koncepti

Naslov: Fizička hemija. Bilješke sa predavanja.

Ovaj udžbenik je namijenjen studentima hemijskih fakulteta visokoškolskih ustanova pedagoško-tehničkih smjerova. Prikazani su osnovni koncepti i procesi koji čine savremenu fizičku hemiju. Materijal je u skladu sa državnim standardom. Priručnik se preporučuje da pomogne studentima da se pripreme za ispite.

Fizička hemija je nauka koja objašnjava hemijske pojave i uspostavlja njihove zakone na osnovu opštih principa fizike.
Opšti zadatak fizičke hemije je da predvidi vremenski tok hemijskog procesa i konačni rezultat na osnovu podataka o strukturi i svojstvima molekula.
Termin "fizička hemija" predložio je M. V. Lomonosov. Takođe je predavao prvi kurs na osnovu svoje knjige „Uvod u fizičku hemiju“. Godine 1860. N. N. Beketov je prvi put uveo fizičku hemiju kao posebnu naučnu disciplinu, održao kurs predavanja na Univerzitetu u Harkovu i osnovao katedri za fizičku hemiju. Godine 1887. W. Ostwald je organizirao Odsjek za fizičku hemiju na Univerzitetu u Lajpcigu. Objavljuje i prvi časopis o fizičkoj hemiji. Godinu dana ranije, I. A. Kablukov je predavao kurs na Moskovskom univerzitetu. Do kraja 19. vijeka. Definisane su tri glavne grane fizičke hemije: hemijska termodinamika, hemijska kinetika i elektrohemija.
Trenutno se fizička hemija u potpunosti razvila kao nauka, uključujući hemijsku termodinamiku (termohemiju, faznu ravnotežu), dopunjujući hemijsku kinetiku katalizom, a takođe je stvorila niz fizičko-hemijskih metoda analize.

Sadržaj
Uvod
PREDAVANJE br. 1. Idealni gas. Jednačina stanja realnog gasa
1. Elementi molekularne kinetičke teorije
2. Jednačina stanja idealnog gasa
3. Kinetička teorija plinova
4. Jednačina stanja realnog gasa
PREDAVANJE br. 2. Hemijska termodinamika
1. Sistemi i njihova klasifikacija
2. Termodinamički parametri. Termodinamički indikatori. Balans napona
3. Prvi zakon termodinamike. Kalorijski koeficijenti. Odnos između CP i CV funkcija
4. Izoprocesi u termodinamici. Helmholtzova energija
5. Procesi. Drugi zakon termodinamike
6. Carnot ciklus
7. Nemogućnost perpetualnog kretanja
PREDAVANJE br. 3. Rješenja
1. Opće karakteristike rješenja
2. Koncentracija i načini njenog izražavanja
3. Rastvorljivost gasova u tečnostima
4. Otopine neelektrolita. Raoultov zakon i njegove posljedice
5. Osmoza
6. Fugacity
7. Henrijev zakon
PREDAVANJE br. 4. Kataliza
1. Istorija otkrića fenomena katalize
2. Mehanizam katalitičke interakcije. Vrste katalizatora
PREDAVANJE br. 5. Hemijska ravnoteža
1. Koncept hemijske ravnoteže. Zakon masovne akcije
2. Jednačina izoterme kemijske reakcije
3. Jednačine izohora, izobare hemijske reakcije
4. Izračunavanje KP (Temkin-Schwartzman metoda)
5. Proračun ravnotežnog sastava hemijske ravnoteže
PREDAVANJE br. 6. Hemijska kinetika
1. Pojam kemijske kinetike
2. Faktori koji utiču na brzinu hemijske reakcije
PREDAVANJE br. 7. Korozija metala
1. Osnovni pojmovi i terminologija
2. Klasifikacija procesa korozije metala
3. Vrste oštećenja od korozije
4. Metode zaštite od korozije
PREDAVANJE br. 8. Fizičko-hemijska analiza
1. Suština fizičko-hemijske analize
2. Jednokomponentni sistemi
3. Fizičko-hemijske metode za analizu sastava legura
PREDAVANJE br. 9. Termohemija
1. Koncept termohemije
2. Hessov zakon
3. Kirchhoffov zakon. Integralni oblik Kirchhoffovih jednačina
PREDAVANJE br. 10. Galvanske ćelije
1. Koncept galvanske ćelije
2. Hemijski izvori struje
3. Regeneracija i odlaganje HIT-a
PREDAVANJE br. 11. Elektrohemija
1. Koncept elektrohemije
2. Elektrodni procesi
3. Katodni i anodni procesi u galvanizaciji
4. Savremeni pravci razvoja termodinamičke i primijenjene elektrohemije
PREDAVANJE br. 12. Teorijska elektrohemija
1. Asocijacije u otopinama elektrolita. Koncept teorije jakih elektrolita. Aktivnost
2. Termodinamika otopina elektrolita. Vrste dizel elektrana
3. Savremeni pristupi opisivanju termodinamičkih svojstava rastvora elektrolita
4. Termodinamičke karakteristike jona u rastvorima elektrolita
5. Neravnotežne pojave u jonskom sistemu
6. Ravnoteža u sistemu tečnost-tečnost
7. Koncept DES-a. Ideje modela o strukturi DEL-a na interfejsu
8. Provodniki prve i druge vrste
9. Referentne elektrode
PREDAVANJE br. 13. Elektrohemijska kinetika
1. Osnovne kinetičke karakteristike i metode njihovog proračuna
2. Jednačine elektrohemijske kinetike, granice njihove primjene
3. Kinetičke karakteristike elektrodepozicije metala i legura
4. Utjecaj prirode rastvarača na brzinu elektrohemijskih reakcija
5. Elektroosmoza
6. Elektrokapilarne krive
7. Elektrohemijski prenapon (prenapon prijenosa naboja)
8. Faktori koji utiču na prenapon vodonika. Prenapon kiseonika
PREDAVANJE br. 14. Primena teorijske i primenjene elektrohemije
1. Primijenjena elektrohemija
2. Elektrohemija ugljenika
3. Bioelektrohemija
4. Stohastički procesi i samoorganizirajući sistemi
5. Proučavanje fenomena visokotemperaturne supravodljivosti u oksidima složenog sastava
6. Modeliranje elektrohemijskih procesa
7. Metoda galvanostatskih krivulja
PREDAVANJE br. 15. Treći zakon termodinamike

Besplatno preuzmite e-knjigu u prikladnom formatu, gledajte i čitajte:
Preuzmite knjigu Fizička hemija. Bilješke sa predavanja. Berezovchuk A.V. 2009 - fileskachat.com, brzo i besplatno preuzimanje.

Karakteristično svojstvo Analitičku hemiju zanimaju korelacije u sistemu: hemijski sastav - karakteristična svojstva, kako bi kreirala metode hemijske analize na osnovu pronađenih uslova za ispoljavanje potonjeg i funkcionalne zavisnosti veličine analitičkog signala od koncentracije ili apsolutne količine supstanci (analita) koje se određuju: A = f (C). Analitička hemija, na osnovu rezultata proučavanja obrazaca ispoljavanja karakterističnih svojstava supstanci, nastoji da učini merljivim hemijski sastav bilo kojih objekata materijalnog sveta, koji trenutno ne možemo izmeriti.

Slajd 3

Opći koncepti otopine elektrolita E 1 E 2 Razmotrimo općenito elektrohemijsko kolo. U ovom slučaju, pod elektrodom se podrazumijeva sistem koji se sastoji od dvije ili više faza koje provode jone i elektrone, na čijim granicama dolazi do prijelaza iz elektronske u ionsku provodljivost ili obrnuto. U tehničkom smislu, elektroda se često shvata samo kao dio ovog sistema koji provode elektrone.

Slajd 4: Elektrohemijsko kolo se sastoji od dvije elektrode uronjene u otopinu elektrolita. Svaka elektroda se u ovim uvjetima karakterizira određenom vrijednošću elektrodnog potencijala, što je razlika potencijala između elektrode i otopine elektrolita u kontaktu s njom. To dovodi do prvog pravca u korištenju elektrohemijskih procesa u analitičke svrhe – uspostavljanja obrazaca promjena ravnotežnih elektrodnih potencijala u funkciji sastava elektrolita. E = f(Ci)

Opći koncepti Elektrohemijski krug se sastoji od dvije elektrode uronjene u otopinu elektrolita. Svaka elektroda se u ovim uvjetima karakterizira određenom vrijednošću elektrodnog potencijala, što je razlika potencijala između elektrode i otopine elektrolita u kontaktu s njom. To dovodi do prvog pravca u korištenju elektrohemijskih procesa u analitičke svrhe – uspostavljanja obrazaca promjena ravnotežnih elektrodnih potencijala u funkciji sastava elektrolita. E = f(Ci)

Slajd 5

mV princip Za mjerenje analitičkog signala potrebno je jednostavno električno kolo. Jedini obavezni uslov za eksterno kolo je maksimalni mogući unutrašnji električni otpor mernog uređaja. Ovaj zahtjev je zbog činjenice da nas zanima vrijednost ravnotežnog elektrodnog potencijala, koji se može mjeriti samo u odsustvu električne struje u kolu, kada nema ireverzibilnih procesa prijenosa naboja. Zbog visokog unutrašnjeg otpora uređaja, približavamo se ispunjenju ovog uslova. Jačina struje u kolu teži nuli.

Slajd 6

Princip mV I=0 mA \/\/\/\/\/\/\/\ U idealnom slučaju, za preciznija mjerenja, koristi se "kompenzacijski krug": U ovom slučaju, uz pomoć eksterne struje izvora, stvara se suprotno usmerena emf E k, jednaka razlici potencijala elektroda, koja kompenzuje rezultujuću razliku potencijala između elektroda: E 1 – E 2 = E k Dokaz kompenzacije u sistemu je trenutna vrednost u kolu jednako 0.

Slajd 7: Metode analize zasnovane na mjerenju ravnotežnih elektrodnih potencijala pri nultoj struji nazivaju se ravnotežne ili potenciometrijske

Definicije Metode analize zasnovane na mjerenju ravnotežnih elektrodnih potencijala pri nultoj struji nazivaju se ravnotežne ili potenciometrijske.

Slajd 8

Princip Drugi opšti slučaj korišćenja elektrohemijskih procesa za dobijanje analitičkih informacija odgovara uslovima kada električna struja iz spoljašnjeg izvora prolazi kroz elektrohemijsko kolo. mA \/\/\/\/\/\/\/\ mV U ovom slučaju već govorimo o neravnotežnim procesima i, shodno tome, o neravnotežnim metodama. Opći električni krug će imati oblik sličan kompenzacijskom kolu, ali s jedinom razlikom što je vanjski EMF  E1-E2 i, shodno tome, I  0.

Slajd 9

Slajd 10: Na jednoj od elektroda možemo izvršiti proces elektrolitičke separacije tvari i izmjeriti masu oslobođene tvari ili količinu električne energije utrošene na njeno oslobađanje. Shodno tome, moguće su metode elektrogravimetrije i kulometrije. Maksimalne analitičke informacije mogu se dobiti iz zavisnosti struje u kolu od primenjenog spoljašnjeg napona. Općenito, metoda zasnovana na mjerenju I = f (E) naziva se voltametrija, metoda koja ima mnogo varijanti

Princip Na jednoj od elektroda možemo izvršiti proces elektrolitičke separacije tvari i izmjeriti masu oslobođene tvari ili količinu električne energije koja se troši na njeno oslobađanje. Shodno tome, moguće su metode elektrogravimetrije i kulometrije. Maksimalne analitičke informacije mogu se dobiti iz zavisnosti struje u kolu od primenjenog spoljašnjeg napona. Općenito, metoda zasnovana na mjerenju I = f (E) naziva se voltametrija, metoda koja ima mnogo varijanti.

Slajd 11

Potenciometrijske metode analize Potenciometrijske metode se zasnivaju na mjerenju razlike potencijala između dvije elektrode. Prije svega, potrebno je razjasniti koje su elektrode zanimljive sa analitičke tačke gledišta. Za analitičke svrhe, neophodno je da potencijal elektrode, kao indikator, ima određenu funkcionalnu vezu sa koncentracijom jednog ili više tipova jona: E = f (C i). Takva elektroda se naziva indikatorska elektroda. Druga elektroda, naprotiv, u uslovima analitičkih merenja treba da ima konstantnu vrednost potencijala, tj. biti referentna elektroda.

Slajd 12

Vrste elektroda u potenciometriji Elektrode prve vrste su sistem metala uronjen u rastvor koji sadrži jone ovog metala. Potencijal ravnoteže elektrode prve vrste uspostavlja se u zavisnosti od postojanja ravnoteže u sistemu: Me  Me n + + ne Prema Nernstovoj jednačini, potencijal ravnoteže takve elektrode je E = E o + (RT /nF) ln a(Me n+) gde je R gasna konstanta, T – temperatura, F – Faradejev broj, a(Me n+) – aktivnost metalnih jona, Eo – standardni potencijal elektrode koji odgovara slučaju kada je a(Me n+) ) = 1.

Slajd 13

Vrste elektroda u potenciometriji Problem analitičke upotrebe elektroda 1. tipa je u tome što je za metalne elektrode gotovo nemoguće osigurati ispunjenje glavnog uvjeta - uspostavljanje ravnoteže koja određuje potencijal. Na potencijal elektrode utiču mnogi sporedni procesi, često spori u vremenu. Na primjer, solvatna interakcija metalnih jona sa rastvaračem ili drugim supstancama prisutnim u rastvoru, u najopštijem slučaju vodenih rastvora - procesi akvatacije i hidrolize. Dakle, elektrode prve vrste, po pravilu, nisu atraktivne ni kao indikatorske ni kao referentne elektrode. Postoje dva izuzetka od općeg pravila: srebrne i vodikove elektrode.

Slajd 14

Vrste elektroda u potenciometriji Najvažniji izuzetak je vodonikova elektroda, čiji se potencijal bira kao referentna tačka na skali potencijala elektrode. Vodikova elektroda je platinasta cijev tankih stijenki obložena s vanjske strane spužvastom platinom. Unutar cijevi se održava tlak vodonika od 1,01105 Pa (1 atm). Poznato je da vodonik ima visoku rastvorljivost u platini i visoke koeficijente difuzije kroz nju. Osim toga, platina je katalizator koji uklanja aktivacijsku barijeru u reakciji disocijacije molekule vodonika na atome i njihove ionizacije: H 2 (Pt)  2 H + + 2 e

Slajd 15

Vrste elektroda u potenciometriji Dakle, takav sistem funkcioniše kao vodikova elektroda, čiji je potencijal E = E o + (RT/F)lna (H +) Kada je a(H +) = 1, E o je standard potencijal, uzet kao 0 na skali vodonika.

Slajd 16

Vrste elektroda u potenciometriji Druga vrsta elektroda - elektrode druge vrste - su sistem metala i njegove slabo rastvorljive soli. Klasičan primjer je Ag/AgCl elektroda srebrnog klorida. Potencijal takve elektrode zavisi od koncentracije odgovarajućeg aniona: E = E o Ag / Ag + + (RT / F) ln a(Ag +) = E o Ag / Ag + + (RT / F) ln PR (AgCl) / a( Cl -) = E o Ag / Ag + + (RT / F) ln PR (AgCl) – (RT / F) lna(Cl -) = E o - (RT/F)ln a( Cl -)

Slajd 17

Vrste elektroda u potenciometriji U skladu sa gornjom jednačinom, pri konstantnoj koncentraciji anjona u rastvoru, obezbeđuje se konstantna vrednost potencijala elektrode. Stoga su elektrode tipa II najatraktivnije kao referentne elektrode. Na primjer, Ag/AgCl ili Hg/Hg 2 Cl 2 stavljeni u zasićeni rastvor KCl. Ali poznati su primjeri upotrebe elektroda 2. tipa kao indikatorskih elektroda za određivanje koncentracije kloridnih iona.

Slajd 18

Vrste elektroda u potenciometriji Treća od najčešćih vrsta elektroda je membranska. Ponekad se koncept membranskih elektroda poistovjećuje s konceptom ionsko-selektivnih elektroda. Sam naziv ion-selektivna sugerira da se približavamo najzanimljivijoj vrsti elektroda za analitičku hemiju.

Slajd 19

Vrste elektroda u potenciometriji Da bismo razumjeli principe rada membranskih elektroda, razmotrimo opšte principe formiranja ukupne razlike potencijala u elektrohemijskom kolu sastavljenom prema ekvivalentnom dizajnu membranske elektrode. Membrana od elektrodeaktivnog materijala Referentne elektrode mV 1 2 Membranska elektroda

Slajd 20

Vrste elektroda u potenciometriji Komore 1 i 2 sadrže rastvore sa različitim aktivnostima jona koji određuju potencijal. Elektrodeaktivni materijal je tvar ionske provodljivosti, na čijoj granici s otopinom iona koji određuju potencijal dolazi do skoka potencijala, funkcionalno vezan za aktivnost, a samim tim i za koncentraciju iona koji određuju potencijal: E M1 = f (a i) Veličina rezultirajućeg potencijala povezana je sa aktivnošću jona koji određuju potencijal sa istom Nernstovom ovisnošću: E M1 = Eo + (RT/nF)lna i (1)

Slajd 21

Vrste elektroda u potenciometriji Zahtjev ionske provodljivosti je preduvjet za funkcioniranje membranske elektrode. Ako je materijal dielektrik, jednostavno ne možemo izmjeriti razliku potencijala u takvoj ćeliji. Ako materijal ima elektronsku provodljivost, to će dovesti do neponovljivih skokova potencijala tokom prijelaza s elektronske na ionsku provodljivost. Ukupna razlika potencijala slične ćelije E ćelije = E E.S.1 – E M 1 + E M 2 – E E.S.2 (2)

Slajd 22

Vrste elektroda u potenciometriji Ako je sastav rastvora u 2. komori ćelije fiksan, a u prvu komoru stavljamo rastvore sa promenljivom koncentracijom jona koji određuju potencijal, tada je u jednačini datoj za E ćelije jedina varijabla vrijednost će biti E M 1. Zamjenom E u (2) M 1 iz jednakosti (1) dobijamo sljedeći izraz: E ćelija = (E E.S.1 + E M2 – E E.S.2 - E o M1) – (RT / nF ) lna i = const – (RT / nF) lna i Ovdje je const ukupna vrijednost konstantnih komponenti.

Slajd 23

Vrste elektroda u potenciometriji Nakon pripreme nekoliko rastvora sa poznatim aktivnostima, au slučaju razblaženih rastvora sa koncentracijama i-supstanci, može se konstruisati kalibracioni grafikon. Cell lna i Koristeći ovaj kalibracioni grafikon, možete odrediti koncentraciju i-te supstance u rastvoru.

Slajd 24

Vrste elektroda u potenciometriji Razmatrana ćelija se može podijeliti na dvije polovine duž granice membrane na strani rastvora 1. Njen desni dio, koji uključuje referentnu elektrodu, rastvor sa konstantnom koncentracijom supstance koja određuje potencijal i izrađenu membranu elektrodno aktivnog materijala, naziva se membranska elektroda. Eme = const – (RT/nF)ln ai = const – (0,059/n)lg ai Glavne karakteristike jonski selektivnih elektroda su: površina (opseg) linearnosti funkcije elektrode, selektivnost, vrijeme odziva.

Slajd 25

Funkcija elektrode S obzirom da se ionsko-selektivne elektrode obično koriste za određivanje koncentracije jona u razrijeđenim otopinama, funkcija elektrode se konstruiše u koordinatama E - lgCi, a ne lgai. Umjesto logCi, često se koristi vrijednost p i = - logCi. E p i 5 4 3 2 1 Opseg linearnosti Funkcija elektrode, koja je takođe kalibracioni grafikon, izgleda kao prava linija u radnom opsegu elektrode i savija se na ivicama opsega

Slajd 26

Funkcija elektrode Odstupanje od linearnosti funkcije elektrode u području niskih koncentracija najčešće je povezano s otapanjem elektrodno aktivne tvari membrane, uslijed čega se stvara koncentracija jona koji određuje potencijal u sloj rastvora uz membranu, srazmeran izmerenom. Kako se koncentracija odgovarajućih jona u otopini smanjuje, učinak rastvaranja membrane postaje primjetniji i elektrodni potencijal dolazi do vrijednosti koja odgovara ovoj koncentraciji jona koji određuju potencijal. Navedena funkcija elektrode odgovara kloridno selektivnoj elektrodi s membranom na bazi AgCl. Kao što je poznato, PR AgCl = 1,8. 10 –10.

Slajd 27

Interferirajući utjecaji Interferirajući utjecaj produkata rastvaranja membrane prirodno počinje da se javlja u rasponu koncentracija od 10 -5 do 10 -4 Mol/l. Glavni razlog odstupanja funkcije elektrode od linearnosti u području visokih koncentracija je značajno odstupanje u koncentraciji i aktivnosti jona. Ali mogu se pojaviti i složeniji procesi. Na primjer, za kloridne selektivne elektrode - povećanje topljivosti AgCl u koncentriranim otopinama klorida zbog stvaranja rastvorljivih kloridnih kompleksa -.

Slajd 28

Selektivnost Selektivnost ISE-a karakterišu koeficijenti selektivnosti u odnosu na jone, koji mogu uticati na vrednost ravnotežnog potencijala elektrode. Koeficijent selektivnosti jednak je omjeru koncentracija jona koji određuju potencijal i interferirajućih iona, koji odgovaraju istoj vrijednosti potencijala elektrode: K i / j = C i / C j pod uvjetom E i = E j gdje je E i je vrijednost elektrodnog potencijala u području linearnosti funkcije elektrode, pri koncentraciji jona koji određuje potencijal C i ; E j je vrijednost elektrodnog potencijala određena prisustvom interferentnog jona koncentracije C j.

Slajd 29

Selektivnost p i E -lgC i 5 4 3 2 1 E j na C j A Cj = const Ci - varijabla Ki/j = Ci/Cj Definicija Ki / j grafički. Priprema se niz rastvora sa konstantnom koncentracijom interferentnog jona C j i promenljivom koncentracijom one koja određuje potencijal. Kako se C i smanjuje, prisustvo ometajućeg agensa počinje da utiče na sebe sve više i više. Ako vrijednost izmjerene razlike potencijala dosegne plato, to znači da je elektroda prestala da osjeća i-jone.

Slajd 30

Selektivnost apscise tačke preseka E = f (p i) i E na C j odgovara p i = - logC i. Odavde nalazimo C i i odgovarajuću vrijednost koeficijenta selektivnosti Ki / j = C i / C j, pošto je vrijednost Cj poznata iz eksperimentalnih uslova. Ako je Ki/j< 1, то электрод более селективен к i -ионам и наоборот, при Ki / j >1 elektroda jače reaguje na prisustvo interferentnog jona. Primjer je prisustvo bromida i jodida pri određivanju klorida pomoću kloridno-selektivne elektrode.

Slajd 31

Selektivnost Ukupan uticaj nekoliko interferirajućih jona uzima se u obzir jednačinom koju je predložio B.P. Nikolsky: E me = const – (0,059/n)log Ova jednačina važi ako je interferentni uticaj povezan sa konkurencijom jona prilikom uspostavljanja ionske ravnoteže između membrane i rastvora.

Slajd 32

Selektivnost Smanjena selektivnost, tj. ispoljavanje interferentnog uticaja stranih jona nije uvek povezano sa procesima izmene jona između površine membrane i rastvora, kao u slučaju međusobnog uticaja halogenih jona. Vrlo često na ionsku ravnotežu jona koji određuju potencijal utiču složeni procesi formiranja u otopini. Na primjer, na ionsku funkciju elektrode selektivne na fluor jako utiče prisustvo Fe(III) i Al(III) jona, koji formiraju jake komplekse sa jonima fluora. O elektrodnim funkcijama elektroda selektivnih za dvostruko nabijene katjone Cu II, Cd II, Pb II itd. bilo koji joni koji s njima mogu formirati kompleks imaju učinak.

Slajd 33

Vrijeme odziva Treća najvažnija karakteristika je vrijeme odziva ionsko selektivne elektrode, koje karakterizira vrijeme potrebno da elektroda dostigne konstantnu vrijednost potencijala nakon nagle promjene koncentracije. Vrijednost t off zavisi kako od individualnih karakteristika elektroda tako i od uslova mjerenja. Što je veći skok koncentracije, duže je vrijeme odgovora.

Slajd 34

Vrijeme odziva Pri prelasku s nižih na više koncentracije, po pravilu, vrijeme odziva je kraće nego kod obrnutog prijelaza: t off1< t откл4 ; t откл2 < t откл3 t откл1 t откл2 t откл3 t откл4 С 1 С 2 С 3 С 2 С 1 t Поэтому для характеристики электродов всегда необходимо указывать, какому концентрационному скачку соответствует то или иное значение времени отклика. Без этого сравнение электродов некорректно.

Slajd 35

Materijali elektrodnih membrana Glavne analitičke karakteristike ISE-a prvenstveno su određene svojstvima supstanci od kojih su membrane napravljene. U zavisnosti od faznog stanja elektrodnih aktivnih supstanci, postoje tri glavne vrste membrana koje se koriste u ion-selektivnim elektrodama: kristalne, staklene i tečne. Prva i još uvijek najvažnija vrsta elektrodnih membrana su staklene elektrode, čije su membrane izrađene od silikatnog stakla. Sva silikatna stakla se mogu smatrati solima polimera silicijumske kiseline. Imaju jedinstvenu selektivnost za jone hidronijuma. Nijedna druga elektroda nema čak ni raspon linearnosti funkcije elektrode koji je čak i blizu širine: skoro 14 redova veličine promjene aktivnosti vodikovih jona.

Slajd 36

Materijali elektrodnih membrana Savremenu analitičku hemiju teško je čak i zamisliti bez mjerenja pH pomoću staklenih elektroda. Promjenom sastava stakla bilo je moguće riješiti probleme stvaranja elektroda selektivnih za jone natrija. Što se tiče opsega linearnosti funkcije elektroda i selektivnosti, one su značajno inferiornije u odnosu na pH elektrode i uvijek su selektivnije za vodikove jone u odnosu na jone natrija koji određuju potencijal. Glavni izazov za staklene elektrode je stvaranje stakla sa visokom jonskom provodljivošću. Istovremeno se nastavlja potraga za staklenim sastavima koji su selektivni za druge jone. Pronađen je niz originalnih rješenja, posebno korištenjem halkogenidnih stakla kao elektrodno aktivnih materijala.

Slajd 37

Materijali elektrodnih membrana Kristalne membrane se dijele na mono- i polikristalne, a potonje na homogene i heterogene. Uz isti kemijski sastav, razlike između modifikacija kristalnih elektroda očituju se prije svega u takvoj analitičkoj karakteristici elektroda kao što je vrijeme odziva. Ponekad se u maloj mjeri mogu pojaviti razlike u koncentraciji jona koji određuju potencijal, a koje odgovaraju donjoj granici područja linearnosti funkcije elektrode povezane s različitom topljivošću materijala membrane. monokristalne membrane su uvijek manje rastvorljive od polikristalnih membrana. Mogućnosti izbora membranskih materijala ove klase su prilično ograničene i u velikoj mjeri iscrpljene. Za ionometrijsko određivanje halogenih jona pronađena su najuspješnija rješenja korištenjem kristalnih membrana: F -, Cl -, Br -, I - i S 2-

Slajd 38

Materijali elektrodnih membrana Treći tip membrane je tekući ili plastificiran. Kako je prilično teško napraviti mjernu ćeliju sa slojem slobodne tekućine kao membranom, podloga od polimera koji bubri u ovoj tekućini obično se impregnira tekućim elektroaktivnim materijalom. Otuda i naziv - plastificirane membrane. Membrane ovog tipa su znatno manje pogodne za praktičnu upotrebu. Tečnosti, na primer, imaju tendenciju da ispare. Stoga je životni vijek plastificiranih membrana znatno kraći nego kod čvrstih membrana. Ali postoji jedna važna prednost - znatno veći broj opcija za odabir materijala koji zadovoljavaju kriterije selektivnosti i ionske provodljivosti. Konkretno, na bazi plastificiranih membrana rješavaju se hitni problemi kao što je određivanje nitrata, amonijuma, kalija i kalcijevih jona.

Slajd 39

Stanje problema Veoma značajan faktor u razvoju jonometrije, kao i većine analitičkih metoda, jeste nivo tehnoloških i tehničkih rešenja. Do danas su razvijeni mnogi ISE dizajni, dizajnirani za njihovu upotrebu u konvencionalnim rutinskim šemama analize i za rješavanje specifičnih analitičkih problema, kao što su analiza protoka i analiza bioloških objekata, uključujući in situ mjerenja direktno u biološkim tekućinama živih organizama. Promjena dizajna i minijaturizacija ne utječu na opća načela metode. Pojavili su se određeni terminološki problemi.

Slajd 40

Pojmovi Posljednje tri decenije obilježila je pojava novog pojma u svakodnevnom životu analitičara – kemijskih senzora. Hemijski senzor bih definirao kao pretvarač informacija o promjenama u hemijskom sastavu analiziranog medija u električni signal. Ne postoji opšteprihvaćeno tumačenje ovog pojma. Približno značenje je minijaturno sredstvo za direktno mjerenje koncentracije hemikalija u tekućim i plinovitim medijima. Principi mjerenja mogu biti bilo koji. ISE se dobro uklapa u semantički sadržaj ovog pojma. Stoga, posljednjih godina postoji tendencija da se ISE razmatraju kao jedna od opcija za hemijske senzore. Sadržaj nije promijenjen zbog novog termina.

Slajd 41

Uslovi primenljivosti Procena uloge jonometrije u hemijskoj analizi je veoma dvosmislena. Amateri obično preuveličavaju mogućnosti metode, dok je analitičari praktičari potcjenjuju. Objektivno, može se tvrditi da je ionometrija idealna metoda za kontinuiranu analizu u protoku kontroliranog okruženja, kada je potrebno pratiti promjene u koncentraciji a priori poznatog analita. To može biti praćenje okoliša ili kontinuirano praćenje tehnoloških procesa. Sa određenim kašnjenjem u odnosu na realno vrijeme, dobijamo informacije o promjenama koncentracije određene komponente u objektu analize. U laboratorijskoj praksi metoda pH-metrije je bezuslovno priznata.

Slajd 42

Uslovi primenljivosti Metoda se takođe široko koristi za određivanje pojedinačnih anjona: F -, Cl -, Br -, I -, S 2-. Situacija je složenija sa određivanjem jona teških metala. Potencijal bilo kojeg ISE je funkcija koncentracije jona koji određuju potencijal u otopini. Stoga će svaki hemijski proces koji rezultira pomjeranjem ionske ravnoteže utjecati na veličinu analitičkog signala. Samo u idealnim uslovima (kiseli rastvor, odsustvo kompleksnih agenasa) teški metali su prisutni u rastvoru u obliku odgovarajućih katjona: Cu 2+, Cd 2+, Pb 2+ itd. U stvarnim vodenim sredinama, kao što su prirodne i otpadne vode, dešavaju se procesi hidrolize i formiranja kompleksa sa neorganskim i organskim ligandima.

Slajd 44

Titracija U kiselo-baznoj titraciji, staklena pH elektroda se obično koristi kao indikator. Prednost u odnosu na direktnu potenciometriju: umjesto ukupne koncentracije H+ jona, mogu se odrediti koncentracije pojedinačnih kiselina s različitim konstantama disocijacije. pH 10 8 6 4 2 0 Ka=10 -10 Ka=10 -8 Ka=10 -6 Ka=10 -4 Jaka kiselina HNO 3 V (NaOH)

Slajd 45

Metode za određivanje pH 11 9 7 5 3 0 Vt.e. V(NaOH), ml V(NaOH), ml Vt.e.  E /  V Od početka, otprilike pronađite zapreminu titranta koja je potrebna da se manifestuje oštra promena potencijala (skok titracije). Zatim se nešto manji volumen titranta unosi u svježi dio rastvora koji se analizira, a zatim se vrši tačna titracija i bilježi se potencijalni skok  V za svaki dodatak titranta  E i gradi se zavisnost: Pronalaženje kraja tačka titracije

Karakteristike tokom titracije Kod redoks titracije se ispunjava indikatorska elektroda. Pt (inertna metalna elektroda - nosilac elektrona iz redukovanog oblika u oksidirani). U metodi precipitacije (relativno rijetko korištena opcija), metalna Ag elektroda se koristi pri titriranju Cl - jona sa Ag + ionima.

Fizička hemija proučava odnose
hemijski procesi i fizičke pojave,
koji ih prate, utvrđuje
obrasci između hemijskih
sastav, struktura supstanci i njihova
svojstva, istražuje mehanizam i brzinu
hemijske reakcije u zavisnosti od
uslovi za njihov nastanak.
Fizička hemija je nastala i razvila se na osnovu aplikacije
fizikalne metode istraživanja za proučavanje hemijskih svojstava
supstance, kao i proučavanje uticaja hemijskog sastava supstanci i njihovih
strukture na fizička svojstva.

Glavne faze u razvoju fizičke hemije
Pojava fizičke hemije kao samostalne
nauka datira još od sredine 18. veka.
Godine 1752 - 1754 – prvi kurs fizičke hemije na svetu
(Lomonosov M.V.)
Kraj 18. vijeka – studije toplotnih kapaciteta i term
efekte reakcija koje su izveli Lavoisier i Laplace (1779
– 1784)
Godine 1800. Berthelot je uveo koncept kemijske ravnoteže i
vrijednost koncentracije reagujućih supstanci.
U prvoj polovini 19. vijeka. – razvijena atomistička
predstave Lomonosova u djelima Daltona, GayLussaca i Avogadra
1830 - otkriveni su zakoni elektrolize (istraživanje Devija,
Faraday, Berzelius)
1840 - ruski naučnik Hess otkrio je glavni
zakon termohemije.

1865 - Beketov ponovo uvodi nastavu kursa
fizičku hemiju na Univerzitetu u Harkovu.
19. vijek:
Mendeljejev (periodični zakon iz 1869, kao i
proučavanje pritiska gasa - jednačina stanja
idealan gas);
Guldberg i Waage - zakon masovne akcije;
Van't Hoff - matematički izraz
kinetički obrasci;
Menshutkin – proučavana hemijska kinetika
reakcije u rastvorima i razjašnjena je uloga rastvarača (1887
G.);
Arrhenius - razvio je teoriju elektrolize
disocijacije (1887) i proučavao uticaj temperature
o brzini hemijskih reakcija (1889).
J. Gibbs (1873 – 1878) – termodinamika
teorija ravnoteže.
Le Chatelier 1881 - 1885 formulisano
obično stvara kvantitativnu teoriju
elektrolitička disocijacija.

XX vijek:
Rutherford (1911) – nuklearni model
atom.
Bohr (1913) – kvantitativna teorija
atom vodonika.
Kurnakov - novi pravac u
studije višekomponentnih sistema:
razvoj fizičke i hemijske analize – doktrina o
zavisnost svojstava fizičko-hemijskih sistema od
kompozicija.
Debye i Hückel (1923) – teorija
otopine jakih elektrolita.
Šilov i Semenov – teorija lanca
reakcije i teorija katalize.

Osnovni dijelovi fizičke hemije. Njihov značaj za farmaciju

Hemijska termodinamika
Fazna ravnoteža
Rješenja
Electrochemistry
Kinetika i kataliza

Hemijska termodinamika. Osnovni koncepti

Hemijska termodinamika razmatra
energetski aspekti (tj. međukonverzije
energije povezane s prijenosom energije između tijela u
oblik toplote i rada) raznih procesa i
određuje uslove za njihovo spontano nastajanje.
Predmet klasične termodinamike je proučavanje zakona
međusobne transformacije različitih vrsta energije povezane s prijelazima
energija između tijela u obliku toplote i rada.
Predmet hemijske termodinamike je primena zakona
klasična termodinamika do hemijskih i fizičko-hemijskih pojava;
razmatra termičke efekte hemijskih reakcija, faza
prelaze pojedinih supstanci i smeša, hemijske ravnoteže.

Predmet proučavanja termodinamike
je termodinamički sistem.
Sistem je zasebno tijelo ili
grupa tijela, stvarno ili mentalno
odvojeno od okoline.
Okolina je sve
je direktno ili indirektno
kontakt sa sistemom.

Sistem se naziva termodinamički
ako između tijela koja ga čine,
toplota se može razmenjivati i
supstance, i ako je sistem u potpunosti
opisano termodinamikom
parametri.
U zavisnosti od prirode interakcije
sistemi sa okolinom:
Otvoreni sistem je...
itd. (na svoju ruku)

Ukupnost svih fizičkih i hemijskih
svojstva sistema se naziva stanje sistema.
Odlikuje se termodinamikom
parametri, a to su:
Intenzivne - to su nekretnine koje nisu
zavise od mase i koje se izravnavaju
kontaktni sistemi (temperatura, pritisak,
gustina, koncentracija, hemijski potencijal).
Svojstva sistema koja zavise od mase nazivaju se
ekstenzivne (volumen, masa, toplotni kapacitet,
unutrašnja energija, entalpija, entropija,
termodinamički potencijali). Ekstenzivno
svojstvo sistema kao celine jednako je zbiru
odgovarajuća ekstenzivna svojstva pojedinca
komponente uključene u ovaj sistem
(osobina aditivnosti).

One fizičke veličine čija je vrijednost
u potpunosti određuje stanje sistema i
koji su direktno podložni
mjerenja se nazivaju parametri
stanje.
Funkcije ovih parametara se pozivaju
državne funkcije (ne podliježu
direktno merenje).
Svojstva državnih funkcija:
1. Infinitezimalna promjena funkcije f je potpuna
diferencijal (označen df).
2. Promjena u f kada sistem prelazi iz stanja 1 u
stanje 2 ne zavisi od df putanje
proces,
f 2 f1 a je određena
samo njegovo početno i konačno stanje:
3. Kao rezultat cikličnosti
df 0 funkcija statusa procesa nije
promjene:

Termodinamički procesi i njihova klasifikacija

Na svoju ruku!

Unutrašnja energija

Unutrašnja energija (U) karakteriše ukupnu rezervu
energije sistema. Uključuje sve vrste energije
kretanje i interakcija čestica koje čine
sistem: kinetička energija molekularnog kretanja
(translacioni i rotacioni); intermolekularna energija
privlačenje i odbijanje čestica; intramolekularni ili
hemijska energija; elektronska energija pobude;
intranuklearna i radiantna energija.
Količina unutrašnje energije zavisi od prirode
materija, njena masa i temperatura.
Ukupna potrošnja U se ne može izmjeriti (bez tačke
reference), stoga koriste promjenu u internom
energija (dU ili U):
U=Uend-Ustart, J/mol.
Unutrašnja energija je funkcija stanja, ekstenzivna
veličina.

Entalpija

Entalpija je energija koju posjeduje
sistem na konstantnom
pritisak;
entalpija je brojčano jednaka zbiru
unutrašnja energija i potencijal
energije sistema.
H = U + pV.
ΔN = ΔU + pΔV.

Toplina i rad

Izvodi se prijenos energije iz sistema u okolinu i obrnuto
samo u obliku toplote (Q) i rada (W) –
dva oblika prenosa
energije.
Oblik prijenosa energije sa jednog dijela sistema na
drugo zbog poremećaja
(haotično) kretanje molekula naziva se
topline, i kroz naručeno
(organizirano) kretanje molekula pod
dejstvom određene sile – rada.
Rad i toplota su povezani sa procesom i jesu
funkcije procesa, a ne stanja.
Izmjereno u J/mol.

Prvi zakon termodinamike

Formulacije:
1. Energija izolovanog sistema
je konstantan.
2. Energija ne nestaje bez traga i
proizlazi iz ničega, njegov prelazak iz jednog
vrsta u drugom se dešava u strogo
ekvivalentne količine.
3. Perpetualni motor prve vrste
nemoguće, što znači
mašina koja proizvodi rad bez troškova
energije.

4. Količina toplote koja se dovodi u sistem
ili oduzet od njega, ide na promjenu
unutrašnja energija i obavljeni rad
sistema ili iznad sistema.
matematički izraz:
Za konačne promjene: Q= U + W
Za infinitezimalne elementarne procese:
δQ = dU + δW = dU + pdV + δW’,
gdje je δW zbir svih vrsta rada, pdV je mehanički rad, δW’ je koristan rad (svi,
osim mehaničkih). Uz pretpostavku da je δW’ 0, onda
pdV > δW’:
δQ = dU + pdV.

Prvi zakon termodinamike u primjeni na određene procese

1. Izotermni procesi. T = konst.
δQ = dU + δW.
Jer U = 3/2 nRT, zatim dU = 0 i U = 0.
Tada: δQ = δW; δW = pdV; W = pdV.
nRT
str
Iz Mendelejev-Claiperonove jednačine V
Jer
V2
nRT
W
dV nRT ln
V
V1
str
p1V1 = p2V2, zatim W nRT ln 1 .
p2
V2
QT = WT nRT ln
V1
p1
nRT ln
p2
.
.

2. Izohorični procesi. V = konst.
δQ = dU + δW.
δW = pdV; i zato V = const, tada je dV = 0 i V = 0.
Tada je δW = pdV = 0,
a za konačne promjene W = p V = 0.
Prvi zakon termodinamike u izohorici
procesi će izgledati ovako:
δQV = dU
za konačne izmjene:
QV = U.

3. Izobarski procesi. p = konst.
δQ = dU + δW;
δW = d(rV);
δQ = dU + d(pV) ili δQ = d(U + pV) = dH,
jer H = U + pV.
Za konačne promjene:
QR = U + r V = N.
U slučaju idealnog gasa, radi
izračunato: W = r V = nR T.

Slični dokumenti

Utjecaj temperature na brzinu kemijske reakcije. Bilateralne i jednostrane reakcije, njihova molekularnost, redoslijed, kinetička klasifikacija. Teorije aktivnih sudara. Lančane reakcije, termička eksplozija. Vrste fotohemijskih procesa, kvantni prinos.

kurs predavanja, dodato 10.12.2015

Karakteristike subjekta i objekta, ciljevi i zadaci fizičke i koloidne hemije. Opis osnovnih pojmova termodinamike. Kemijska kinetika: brzina kemijske reakcije, Arrheniusova jednačina, katalitički procesi, homogena kataliza i autokataliza.

priručnik za obuku, dodan 02.05.2014

Problemi hemijske termodinamike. Fazna ravnoteža i rješenja. Termodinamička i elektrostatička teorija elektrolita. Kinetika kemijskih reakcija. Pravilnosti povezane sa međusobnom transformacijom hemijskih i elektrohemijskih oblika energije.

priručnik za obuku, dodan 21.11.2016

Kataliza je proces koji uključuje promjenu brzine kemijskih reakcija u prisustvu tvari koje se nazivaju katalizatori. Informacije o industrijskoj katalizi i njenoj ulozi u ekologiji. Prolaz kroz energetsku barijeru, homogena i heterogena kataliza.

sažetak, dodan 11.07.2009

Brzina hemijske reakcije. Homogene i heterogene reakcije. Zakon masovne akcije. Energija aktivacije. Uticaj katalizatora. Konstanta hemijske ravnoteže. Suština Le Chatelierovog principa. Pojam molekularnosti i reda reakcija u kemijskoj kinetici.

prezentacija, dodano 23.04.2013

Pojam hemijske kinetike. Faktori uključuju koncentraciju reaktanata, stepen mljevenja, temperaturu i prisustvo katalizatora ili inhibitora. Definicija pojma “molekularnost reakcije”. Suština katalizatora i njegovo djelovanje u kemijskim reakcijama.

priručnik, dodano 27.04.2016

Proučavanje zakona heterogene ravnoteže fizičko-hemijskog sistema u stabilnoj termodinamičkoj ravnoteži. Pregled višekomponentnih fluida. Analiza kinetike i katalize. Esej o koncentraciji supstance i klasifikaciji hemijskih reakcija.

prezentacija, dodano 29.09.2013

Analiza suštine, karakteristika i uslova hemijskih reakcija. Klasifikacija hemijskih reakcija prema različitim kriterijumima. Određivanje brzine hemijske reakcije. Definicija pojma katalizatora, kao i opis njegovog uticaja na brzinu hemijske reakcije.

sažetak, dodan 28.06.2017

Pojam hemijske kinetike, brzina hemijske reakcije. Osnovni zakon hemijske kinetike. Utjecaj temperature na brzinu kemijskih reakcija. Pojam i suština katalize, princip rada katalizatora. Matematički uslov za hemijsku ravnotežu.

priručnik za obuku, dodan 18.09.2015

Utjecaj koncentracije tvari, tlaka, dodirne površine reagensa, temperature na brzinu kemijske reakcije. Zakon masovne akcije. Koncept katalize je smanjenje energije aktivacije reakcije, a inhibicija je povećanje njene aktivacijske energije.

Federalna agencija za obrazovanje

USTU - UPI

Katedra za “teoriju metalurških procesa”

L.A. Žukova, A.A. Zhukov

FIZIČKA HEMIJA

Edukativno elektronska tekstualna publikacija Pripremila Katedra za „Teoriju metalurških procesa”

Bilješke sa predavanja iz discipline „Fizička hemija“ za studente iz oblasti 150100 – Metalurgija, 150600 – Nauka o materijalima i tehnologija materijala

Ekaterinburg


Odjeljak 1. Uvod i osnovni pojmovi……………			…………….…………………………
Predavanje 1…………………………	……………………………		……………………………
Odjeljak 2. Primjena prvog zakona termodinamike na proračun toplinskih efekata
procesi………………………………	………………………………………………………
Predavanje 2…………………………………………		……………………………………………………
Odjeljak 3. Primjena drugog zakona termodinamike za određivanje smjera procesa
i ravnotežni uslovi………………………………………………………………………………………………
Predavanje 3…………………………………	……………………………………………………………
Predavanje 4…………	…………………………………………………………………………
Predavanje 5……	………………………………………………………………………………
Odjeljak 4. Termodinamika otopina……………			……………………………………………….44
Predavanje 6…………………………………………………………………………………………………………
Predavanje 7………	……………………………………………………………………………
Predavanje 8……	……………………………………………………………………………
Odjeljak 5. Fazne ravnoteže i fazni dijagrami………				…………………………..……59
Predavanje 9…………………………………………………………………				……………………………
Predavanje 10………………………………………………………………………………………………
Predavanje 11…………………………………………………………………………………………………
Predavanje 12………………………………………………………………………………………………
Odjeljak 6. Površinski fenomeni…………………………………………………………………………
Predavanje 13………………………………………………………………………………………………
Predavanje 14……………………………………………………………………………………………
Odjeljak 7. Kinetika homogenih hemijskih reakcija…………………				...…………………
Predavanje 15…………………………………………………………………………………………………
Odjeljak 8. Kinetika heterogenih hemijskih reakcija……………………………………………………………………
Predavanje 16…………………………………………………………………………			…………………………………
Predavanje 17……………………………………………………………………………………………
Odjeljak 9. Struktura i svojstva tečnih i amorfnih metala…………………………………….147
Predavanje 18………………………………………………………………………………………………

Odjeljak 1. Uvod i osnovni pojmovi

Iz samog naziva discipline proizilazi da je to granična nauka između hemije i fizike. Glavni zadatak fizičke hemije je proučavanje odnosa između različitih fizičkih i hemijskih pojava. Budući da je svaka stvarna pojava složena, identifikacija pojedinačnih aspekata u njoj – fizičkih ili hemijskih – prilično je proizvoljna. Stoga je ponekad teško povući granicu između problematike fizičke hemije i pojedinih grana fizike i hemije. Kao nauka, fizička hemija je počela da se formira u drugoj polovini 19. veka, iako je naziv i opštu definiciju sadržaja fizičke hemije prvi dao M.V. Lomonosov (1752): „Fizička hemija je nauka koja, na osnovu fizičkih principa i eksperimenata, mora da objasni razlog za ono što se dešava kroz hemijske operacije u složenim tijelima.”

Fizička hemija se bavi višestrukim proučavanjem hemijskih procesa

I fizičke pojave koje ih prate, koristeći teorijske i eksperimentalne metode kako nauka, tako i naše. To omogućava da se predvidi tok hemijskog procesa i njegov rezultat, te da se njime upravlja kako bi se dobio optimalan rezultat. Oblast primene fizičke hemije obuhvata sva pitanja hemijskih i faznih transformacija, uticaja fizičkih parametara na hemijske procese i hemijskog sastava na fizička svojstva. Na osnovu višestranog proučavanja različitih svojstava supstanci i karakteristika različitih procesa sa njihovim učešćem, fizička hemija rešava dva najvažnija problema - utvrđuje mogućnost nastajanja procesa i njegovu brzinu i određuje faktore koji mu omogućavaju da se odvija. kontrolisan.

Metalurgija se dugo oslanjala na dostignuća fizičke hemije, što je omogućilo razvoj teorije procesa koji se odvijaju u metalurškim jedinicama. Opravdavajući mogućnost različitih procesa u datim uslovima, naučni pristup nam omogućava da identifikujemo uslove za njihovo najpotpunije odvijanje, izračunamo stope ovih procesa, uzmemo u obzir količinu toplote koja se apsorbuje ili oslobađa tokom njihovog nastupanja i kao rezultat, optimizirati tehnološke režime za proizvodnju visokokvalitetnog metala.

Proizvodnja metala i legura je složen i višestepeni proces, u čijoj se svakoj fazi, uključujući tečno stanje, formira potrebna struktura i potrebna svojstva budućeg konstrukcijskog materijala. Metode fizičke hemije se koriste za potkrepljivanje hemijskog sastava legure sa datim svojstvima i utvrđivanje načina za njegovo dobijanje, optimizaciju procesa koji se dešavaju tokom njene kristalizacije, određivanje brzine hlađenja ingota, što doprinosi formiranju datog faznog sastava. i strukture, te u analizi mnogih drugih procesa u metalurgiji. Dakle, fizička hemija je teorijska osnova za proizvodnju metala, legura i drugih materijala sa određenim svojstvima.

IN Trenutno je fizička hemija samostalna disciplina sa svojim istraživačkim metodama i teorijska je osnova za brojne primijenjene discipline.

Fizička hemija igra vodeću ulogu u formiranju naučnog pogleda na svet metalurga, omogućavajući da se sa najopštijih pozicija analizira i predvidi tok procesa za dobijanje i obradu metala i legura.

Svrha izučavanja fizičke hemije je upoznavanje studenata sa osnovnim zakonitostima ove naučne discipline i njihovim posledicama, nekim teorijskim

I eksperimentalne metode za proučavanje parametara ravnotežnog stanja sistema i kinetike tekućih procesa, razvijanje vještina i sposobnosti fizičke i hemijske analize neophodne za dubinsko proučavanje metalurških procesa i tehnologija u specijalnim kursevima.

Raznolikost fenomena koje proučava fizička hemija dovela je do identifikacije

Ima nekoliko odjeljaka, od kojih glavni uključuju sljedeće.

Hemijska termodinamika bavi se energetskim bilansima, pitanjima hemijske i fazne ravnoteže, kao i rasvetljavanjem pravca procesa u sistemima u kojima ne postoji ravnoteža.

Struktura materije uključuje proučavanje strukture atoma, molekula i njihove interakcije u različitim stanjima materije.

Teorija rješenja ima za cilj da objasni i predvidi svojstva rastvora i njihovih komponenti na osnovu svojstava čistih supstanci od kojih je rastvor sastavljen.

Hemijska kinetika proučava brzinu i mehanizam hemijskih reakcija, njihovu zavisnost od uslova.

Površinski fenomeni razmotriti specifična svojstva površinskih slojeva tečnosti i čvrstih materija i njihov uticaj na karakteristike sistema u celini.

Elektrohemija proučava hemijske procese u kojima učestvuju naelektrisane čestice - joni.

Ne postoje jasne granice između navedenih sekcija. Kada se proučava bilo koji fenomen, treba koristiti ideje iz različitih sekcija.

Istraživanje u oblasti fizičke hemije zasniva se na tri glavne metode, od kojih svaka ima svoj niz koncepata, zakona i eksperimentalnih metoda istraživanja.

Metode fizičke hemije

Termodinamička metoda. Svi koncepti i zakoni dobijeni uz njegovu pomoć formulisani su kao rezultat opisa iskustva, bez prodiranja u molekularni mehanizam procesa. Zbog toga je ova metoda formalna, što donekle ograničava njen opseg primjene. Međutim, ovo takođe olakšava praktične proračune.

Statistička metoda. Osnova je razmatranje tijela kao velikih ansambala čestica, što omogućava potkrepljenje pojmova i zakona termodinamike i proširenje raspona opisanih pojava. Ova metoda povezuje makroskopska svojstva tvari sa mikroskopskim svojstvima molekula.

Molecular kinetic metoda. Omogućuje vam da opišete svojstva tvari i karakteristike procesa koji ih uključuju, uključujući brzinu, na temelju zakona kretanja i interakcije čestica koje čine ove tvari.

Priroda pojava koje proučava fizička hemija je složena, pa se njihov teorijski opis, uprkos stalnom unapređenju teorijskih i eksperimentalnih metoda istraživanja, ne može smatrati iscrpnim. Sveobuhvatno razumevanje suštine fenomena ide putem stvaranja modelske reprezentacije s njihovim postupnim usložnjavanjem i detaljima kako se nove eksperimentalne činjenice gomilaju. Svaki model je manje-više pojednostavljena, očigledno idealizovana slika stvarnosti. Najpoznatije najjednostavnije apstrakcije, široko korišćene u fizičkoj hemiji, su modeli idealnog gasa, idealnog kristala, idealnog rešenja itd. Matematički izrazi koji opisuju pojave i procese na osnovu najjednostavnijih modela ne sadrže teško definitivne modele. količine, što pojednostavljuje proračune. Po pravilu, proračuni zasnovani na njima ne daju zadovoljavajuće slaganje s eksperimentalno izmjerenim vrijednostima svojstava realnih sistema. Međutim, čak je i takvo poređenje korisno. Omogućava da se identifikuju karakteristike stvarnog objekta koje nisu uzete u obzir u idealizovanom modelu i da se uvedu dodatni parametri u naprednije verzije teorije modela po prirodi i veličini odstupanja teorijskih predviđanja od eksperimentalnih podataka.

Osnovni pojmovi i definicije

Osnovna grana fizičke hemije je hemijska termodinamika. Konceptualni aparat uveden u njegove okvire koristi se iu drugim granama fizičke hemije

Termodinamički sistem- ovo je tijelo ili skup tijela, izoliranih od okolnog prostora kroz imaginarni ili realni interfejs. Masa termodinamičkog sistema je konstantna, a njegova interakcija sa okolinom odvija se samo putem razmene energije u obliku toplote i rada. Ako sistem razmjenjuje materiju sa svojom okolinom, naziva se otvorenim. Razmotrićemo samo one termodinamičke sisteme koji razmjenjuju energiju sa okolinom, ali ne razmjenjuju materiju (zatvorene), nazivajući ih jednostavno "sistemom".

Energija je karakteristika kretanja materije, kako sa kvantitativne tako i sa kvalitativne tačke gledišta, tj. mjera ovog kretanja. Svaki sistem ima energiju, a njegovi oblici su raznoliki, baš kao i oblici kretanja materije.

Sistem se naziva zatvorenim ili izolovanim ako ne razmjenjuje energiju sa okolinom ni u obliku topline ni u obliku rada. Ako se razmjena energije odvija samo u obliku rada, onda se sistem naziva adijabatski zatvorena. Sistem se naziva homogenim ako svako njegovo svojstvo ima istu vrijednost u različitim dijelovima sistema ili se kontinuirano mijenja od tačke do tačke. Sistem je heterogen ako se sastoji od više delova međusobno odvojenih fizičkim interfejsima, tokom tranzicije kroz koje se svojstva i struktura mogu naglo promeniti. Homogeni dio sistema, odvojen od preostalih dijelova fizičkim interfejsom, naziva se faza. Primer heterogenog sistema je tečnost sa parom iznad nje u zatvorenoj posudi. Ovaj sistem se sastoji od dva dijela (faze), a prilikom prelaska granice između njih, na primjer, gustoća se naglo mijenja.

Ukupnost svih fizičkih i hemijskih svojstava sistema karakteriše njegovo stanje. Promjena bilo kojeg svojstva dovodi do promjene njegovog stanja. Međutim, nisu sva svojstva sistema nezavisna. Neki od njih se mogu izraziti kroz druge. Na primjer, stanje idealnog gasa može se odrediti sa tri njegova svojstva: temperaturom T, zapreminom V i pritiskom P. Dovoljno je odabrati dva od njih da bi se odredila treća iz poznate jednadžbe stanja idealnog plina - Mendeljejeva-Klapejronova jednačina:

gdje je R univerzalna plinska konstanta (R = 8,314 J/(mol×K)), n je broj molova plina.

Međutim, za većinu stvarnih sistema, opšte jednačine stanja f(P,V,T) = 0 su nepoznate, ili su previše složene i nedovoljno tačne, što nameće upotrebu parcijalnih odnosa pojedinačnih svojstava dok su druge konstantne.

Tipično, nezavisne varijable su one čije je vrijednosti pod datim uvjetima lakše odrediti i promijeniti. Vrlo često su to temperatura i pritisak. U višekomponentnim sistemima im se dodaju koncentracije komponenti.

Postoje ekstenzivna svojstva, tj. u zavisnosti od količine supstance, odnosno mase sistema (na primer, zapremine), i intenzivnog, nezavisno od mase (na primer, temperature). Mnoga intenzivna svojstva lako se dobijaju od ekstenzivnih. Dakle, molarni (ili molarni) volumen V m, koji je intenzivno svojstvo, može se dobiti dijeljenjem ukupnog volumena sistema (ekstenzivno svojstvo) brojem molova njegovih sastavnih supstanci. Gustina - masa po jedinici zapremine supstance - takođe je intenzivno svojstvo. U termodinamici oni uglavnom rade na molarnim svojstvima, jer njihove vrijednosti u ravnoteži su iste za cijeli sistem i za bilo koji njegov dio.

Nezavisna intenzivna svojstva sistema se nazivaju parametri stanja. Ostala svojstva se smatraju funkcijama ovih parametara.

Vrijednost bilo kojeg svojstva sistema ne zavisi od stanja u kojem se prethodno nalazio, tj. ne zavisi od termodinamičkog puta kojim je sistem došao u ovo stanje. Svaka promjena koja se dogodi u sistemu i povezana je s promjenom njegovih svojstava naziva se proces. dakle, promjena svojstva ne zavisi od putanje procesa, već je određena samo početnim i konačnim stanjem sistema. IN

U nastavku ćemo koristiti grčko slovo (na primjer, V) da predstavimo konačnu promjenu svojstva, a latinska slova d ili (u parcijalnim izvedenicama) da predstavljaju beskonačno malu promjenu ovog svojstva.

Proces u kojem se sistem, nakon što je napustio početno stanje i prošao kroz niz promjena, vraća u njega, naziva se kružnim. Očigledno je da su promjene svojstava sistema u kružnom procesu jednake nuli. Procesi koji se odvijaju na konstantnoj temperaturi (T = const) nazivaju se izotermni, pri konstantnom pritisku (P = const) – izobarni, ili izobarični, pri konstantnoj zapremini sistema (V = const) –

izohorni, ili izohorični. Zovu se procesi u kojima se razmena energije između sistema i okoline odvija samo u vidu rada

adijabatski.

Stanje sistema u kojem su svi njegovi parametri u bilo kojoj tački poprimali konstantne vrijednosti i ne mijenjaju se tokom vremena naziva se ravnoteža. Proces u kojem sistem prolazi kroz niz ravnotežnih stanja naziva se ravnotežni proces. To može biti samo beskonačno spor proces. Koncept „ravnoteže“ u ovom slučaju poklapa se sa konceptom „reverzibilnog“. Reverzibilan je termodinamički proces koji omogućava sistemu da se vrati u prvobitno stanje bez ikakvih promjena u okruženju. Svaki ravnotežni proces je reverzibilan i, obrnuto, tokom reverzibilnog procesa sistem prolazi kroz niz ravnotežnih stanja. Nakon curenja nepovratan proces sistem ne može samostalno, tj. bez spoljašnjeg uticaja, vraćaju se u prvobitno stanje. Svi stvarni, spontani procesi su ireverzibilni i mogu se samo u jednoj ili drugoj mjeri približiti konceptu reverzibilnog procesa.

Kao što je gore navedeno, termodinamički sistem može razmjenjivati energiju sa svojom okolinom u dva oblika: rad (makrofizički oblik) i toplinu (mikrofizički oblik).

Rad je kvantitativna mjera ove vrste prijenosa kretanja (energije), koji se vrši kretanjem konačnih masa, tj. sistem u celini ili njegovi delovi pod uticajem bilo kojih sila.

Najčešće korištene jedinice za energiju i rad, posebno u termodinamici, su SI džul (J) i nesistemska jedinica kalorija (1

kal = 4,18 J).

Kao primjer procesa praćenog radom, razmotrite širenje plina koji se nalazi u cilindru ispod klipa, koji je pod pritiskom P (slika 1).

Ako se gas ispod klipa (koji se kreće bez trenja) proširi iz stanja zapremine V 1 u stanje zapremine V 2, on radi A protiv spoljašnjeg pritiska. Sila F kojom plin djeluje na klip

F=PS,

gdje je S površina poprečnog presjeka cilindra. Infinitezimalni rad δA obavljen tokom uspona

Slika 1 – Rad koji obavlja gas pod pritiskom tokom ekspanzije

visina klipa dh je

δ A = F dh = PS dh,

δ A = P dV.

Za konačnu promjenu zapremine gasa, integrišući rezultirajuću jednačinu, dobijamo:

A = ∫ PdV .

Razmatrani primjer može se grafički ilustrovati za dva različita puta (a i b) prijelaza sistema iz stanja 1 u stanje 2 (slika 2).

Slika 2 - Razlika u količini rada koji se gas širi od zapremine V 1 do zapremine V 2 u procesima koji se odvijaju duž puta a i puta b

Pošto je rad brojčano jednak površini ispod krive, koja je graf integranda (P), očigledno je da A a A b, iako se početno i konačno stanje sistema u oba slučaja, kao i promene u svojstvima (P i V), su isti.

Dakle, rad zavisi od putanje procesa i stoga nije svojstvo sistema. Rad je karakteristika procesa. Stoga, za razliku od promjena u svojstvima (, d i ) za rad i njegov beskonačno mali količine notacija prihvaćena A i δ A respektivno.

Ako se plin širi pri konstantnom vanjskom tlaku (P = const), tada se, kao što je prikazano na slici 3, rad izračunava množenjem tlaka promjenom zapremine kao rezultat prelaska sistema iz početnog stanja u konačno stanje.

		3 – Rad na ekspanziji gasa u
		izobarni proces

A = P(V2 – V1)

Toplota je kvantitativna mjera ovog tipa prijenosa kretanja (energije), koji se odvija haotičnim sudarom molekula dvaju dodirujućih tijela.

Toplota, kao i rad, nije svojstvo sistema, već je karakteristika procesa i zavisi od njegovog puta. Dakle, ne možemo govoriti o rezervi toplote u sistemu. Oznaka toplote - Q ili za beskonačno malu količinu – δ Q . Sistem može i apsorbirati i otpustiti toplinu zbog procesa koji se u njemu odvijaju. Apsorpcija topline, koja se konvencionalno smatra pozitivnom ( Q > 0), javlja se u endotermniprocesi. Toplina koju proizvodi sistem uzima se u obzir sa predznakom minus ( Q< 0), povezano sa curenjemegzotermnaprocesa (slika 4). Rad koji sistem obavi smatra se pozitivnim ( A> 0). Rad obavljen na sistemu pod uticajem spoljnih sila smatra se negativnim ( A< 0).

A< 0

Termodinamički

Q > 0
Endo termalni	Exo termalni
procesi	procesi

Slika 4 – Pravilo znaka usvojeno u termodinamici za toplinu i rad

Razmatra se jedna od najvažnijih veličina u termodinamici unutrašnja energija(U ) sistema, što je njegovo svojstvo. Karakteriše rezervu energije sistema, uključujući energiju translacionog i rotacionog kretanja molekula, energiju intramolekularnog vibracionog kretanja atoma, energiju kretanja elektrona i intranuklearnu energiju. Unutrašnja energija ne uključuje kinetičku energiju kretanja sistema kao celine i potencijalnu energiju njegovog položaja.

Unutrašnja energija je funkcija temperature i zapremine sistema. Ovisnost

U na temperaturu je posljedica ovisnosti kinetičke energije molekularnog kretanja o njoj. Uticaj zapremine koju sistem zauzima na vrednost unutrašnje energije je zbog činjenice da potencijalna energija interakcije molekula zavisi od udaljenosti između njih.

Apsolutna vrijednost unutrašnje energije sistema trenutno se ne može izračunati niti izmjeriti, jer nema informacija o vrijednosti intranuklearne energije. Međutim, moguće je izračunati promjene unutrašnje energije u različitim procesima:

U = U2 – U1.

Odjeljak 2. Primjena prvog zakona termodinamike na proračun toplinskih efekata procesa

Prvi zakon termodinamike

Ovaj zakon je poseban slučaj opšteg zakona održanja energije primenjenog na toplotne pojave. Nije dokazano teorijski, već je rezultat generalizacije eksperimentalnih činjenica. Njegovu valjanost potvrđuje činjenica da nijedna od posljedica zakona nije u suprotnosti sa iskustvom. Formulira se na sljedeći način.

Prvi zakon: u bilo kom procesu, povećanje unutrašnje energije sistema jednako je količini toplote koja je prenesena sistemu umanjena za količinu rada koji sistem obavi.

Matematička notacija prvog zakona termodinamike je izraz

ako je rad koji sistem obavlja povezan samo sa njegovim proširenjem. U opštem slučaju, kada se rad može vršiti ne samo protiv spoljašnjeg pritiska, već i protiv električnih, magnetskih i drugih sila, trebalo bi da zapišemo

du = δ Q – PdV – δ A′ ,

gdje se vrijednost δA ′ naziva “korisnim” radom. Dalje ćemo uzeti u obzir δA ′ samo tamo gdje je to potrebno.

Primjeri primjene prvog zakona na različite procese

1 Kružni proces ( U = const). Očigledno, kao rezultat takvog procesa, dU = 0, što znači δQ = δA, ili Q = A. U kružnom procesu sav rad obavlja sistem zbog dovoda toplote u njega.

2 Izotermni proces ( T = konst). Da bismo pojednostavili zaključak, razmotrimo primjenu jednačine dU = δQ T – PdV na proces koji se odvija u idealnom plinu. U ovom slučaju unutrašnja energija sistema ne zavisi od zapremine, stoga je U = f (T). Pri konstantnoj temperaturi dU = 0. Posljedično, sva toplina koja se dovodi u sistem troši se na rad:

δ Q = δ A = PdV.

Sav rad uzimajući u obzir jednadžbu idealnog gasa stanja PV = nRT jednak je

	A = V 2	PdV = V 2		dV = nRT ln
	A = V 2	PdV = V 2		dV = nRT ln




	Izohorni proces (V = const). Pošto je dV = 0, onda
	dU = δQV –		δ A = δ QV – PdV = δ QV ,
		ili dU = δQV.
Sva toplota koja se dovodi u sistem ide za povećanje unutrašnje energije: Q V = U.
	adijabatski proces (δQ = 0). Jednačina dU = δQ – δA pretvara se u oblik dU =
	δA, ili δA = – dU. Sistem obavlja rad zbog gubitka unutrašnje energije.
	izobarski proces ( P = konst). Zamislimo jednačinu prvog zakona dU = δQ P – PdV
		δQP = dU + PdV,
		δQP = dU + PdV,

gdje, koristeći svojstva diferencijala, izvodimo sljedeće transformacije:

δ QP = dU + d(PV) = d(U + PV).

Vrijednost u zagradama U + PV označena je slovom H i naziva se entalpija sistema. Onda

δQP = dH; Q = H = H2 – H1.

Tako se toplina koju sistem primi u izobarnom procesu troši na povećanje entalpije. Entalpija je svojstvo, odnosno funkcija stanja sistema i njena promena ne zavisi od putanje procesa, jer promjene u sve tri veličine U, P i V određene su samo početnim i konačnim stanjem sistema. Apsolutna vrijednost entalpije, kao i unutrašnja energija, ne može se odrediti. Na osnovu eksperimentalnih podataka određuju se samo promene entalpije H supstance koja se razmatra kada se spoljni uslovi ili H sistema koji se razmatraju kada se u njemu odvija proces.

Vidimo da u dva posebna slučaja, naime pri V = const i P = const, toplina koju primi sistem ide na povećanje vrijednosti funkcija stanja, odnosno U