Физическая и коллоидная химия

Учебная литература

Физическая химия-
это теоретическая химия, которая рассматривает общие законы, определяющие химические процессы, а именно направление химических реакций, условие химического равновесия, протекание во времени, влияние различных факторов на химические реакции.
Современная физическая химия состоит из следующих разделов:
1. Теория строения вещества.
2. Химическая термодинамика.
3. Химическая кинетика.
4. Фазовые переходы.
5. Теория растворов.
6. Электрохимия.

Химическая термодинамика-
это наука, которая изучает превращения различных видов энергии при химических реакциях, а также исследует возможность, направленность и предел самопроизвольности протекания химического процесса.
Теоретической основой химической термодинамики является 2 основных закона естествознания:
I-ое начало термодинамики
II-ое начало термодинамики.

Основные понятия:
1. Термодинамическая система - это тело или совокупность тел, мысленно обособленных от окружающей среды.
Различают системы 3 видов:
- Изолированная- система, которая не обменивается с окружающей средой ни массой ни энергией.
- Закрытая – система, которая обменивается с окружающей средой только энергией.
- Открытая – система, которая обменивается с окружающей средой и массой и энергией.
Совокупность всех физических и химических свойств системы называется ее состоянием, а сами свойства (характеристики) –термодинамическими параметрами (давление, температура, вязкость)
Термодинамическими параметрами можно разделить на 2 группы:
- Экстенсивные, численные значения которых пропорциональны массе (объем, теплоемкость, внутренняя энергия, энтропия)
-Интенсивные, численные значения которых не пропорциональны массе ( давление, температура)

2. Термодинамический процесс- изменение состояние системы, которое характеризуется изменением ее термодинамических параметров.
Выделяют следующие термодинамические процессы:
1) изотермический ( Т=сonst)
2) изобарный ( P=сonst)
3) изохорный( V=сonst)
4) адиабатичекий ( ΔQ=0, без теплообмена)
Если термодинамические параметры не изменяются с течением времени без внешних воздействий на систему, то такое состояние называется равновесным.
3. Функции, которые зависят от начального и конечного состояний системы и не зависят от пути процесса называются функциями состояния. Функции состояния являются экстенсивными свойствами, поэтому их значение обычно относят к единице количества вещества (Дж/моль)

4. Внутренняя энергия ( U) - сумма потенциальной энергии взаимодействия всех частиц тела между собой и кинетической энергии их движения (поступательной, колебательной, вращательной, энергии электронных переходов) за вычетом кинетической и потенциальной энергии, обусловленной движением и положением системы в целом. Абсолютное значение внутренней энергии определить невозможно, но легко найти изменение ее ΔU при переходе системы из исходного состояния 1 в конечное 2: ΔU = U2 –U1
Изменение внутренней энергии может происходить в двух формах : в форме теплоты и в форме работы.
5. Теплота (Q)- форма и мера передачи энергии за счет хаотического столкновения молекул.
Q>0 если тепло подводится к системе
Q<0 если отводится от систeмы
6. Работа (W) – является мерой передачи энергии за счет упорядоченного движения большого числа частиц системы под действием каких –либо сил
W>0 если ее совершает сама система
W<0 если работа совершается над системой
Связь между внутренней энергией, теплотой и работой устанавливает первое начало термодинамики

Первое начало термодинамики
Существует несколько формулировок:
1. В любой изолированной системе общий запас энергии остается постоянным
2. Энергия никуда не исчезает и ниоткуда не появляется; различные виды энергии переходят одна в другую в строго эквивалентных количествах
3. Вечный двигатель первого рода невозможен или нельзя совершить работу без затрат энергии.
Математическая запись:
Q=ΔU+W
Тепло, подводимое к системе, идет на изменение внутренней энергии системы и совершение системой работы против внешних сил
Если система испытывает лишь бесконечно малое изменение, то I-ое начало термодинамики записывают в виде: ∂Q=dU+∂W

В химической термодинамике рассматривается работа только против сил внутреннего давления (работа расширения): ∂W=pΔV
Применение I-ого начала термодинамики к отдельным процессам
1)Изохорный процесс: V=const, dV=0.
Если объем системы в ходе процесса остается постоянным, то работа не совершается, тогда dV=0: ∂Qv=dU или Qv=ΔU.
Таким образом, количество поглощенной теплоты при постоянном объеме идет на увеличение внутренней энергии.
2. Изобарный процесс: p=const, dp=0.
Проинтегрируем уравнение I-начала термодинамики: ∂Q=dU+∂W
получим Qp=U2- U1+p(V2-V1).
Группируем слагаемые с одним индексом:Qp=(U2+ pV2)-(U1+pV1).
Выражение Н=U+pV называется энтальпией. Она является функцией состояния системы
Qp=Н2-Н1=ΔН. Если энтальпия продуктов оказывается меньше энтальпии исходных реагентов, т.е. ΔН <0, реакцию называют экзотермической.
Если энтальпия продуктов выше энтальпии реагентов, т.е. ΔН >0, реакция называется эндотермической.
Пример: 2SO2+O2=2SO3, ΔH= –192кДж
2SO2+O2=2SO3 +192 кДж

Тепловые эффекты химических реакций. Закон Гесса
Если процесс протекает при постоянном объеме или давлении, при этом температура исходных веществ и продуктов реакции одинакова, то количество теплоты, которое выделяется или поглощается при этом процессе, называется тепловым эффектом
В 1836 г. Герман Гесс открыл основной закон термодинамики: тепловой эффект химической реакции не зависит от промежуточных стадий, а определяется лишь начальным и конечным состояниями системы.

Следствия из закона Гесса
Следствия из закона Гесса - это расчет теплового эффекта химической реакции по теплотам образования и сгорания.
Теплотой образования данного вещества называется тепловой эффект образования одного моля этого сложного вещества из простых веществ, взятых в устойчивых агрегатных состояниях.
Теплотой сгорания называется тепловой эффект окисления одного моля органического соединения в молекулярном кислороде в изобарных условиях с образованием высших оксидов (воды и углекислого газа).
Тепловой эффект химической реакции равен сумме теплот образования продуктов реакции за вычетом суммы теплот образования исходных веществ.

Тепловой эффект химической реакции равен сумме теплот сгорания исходных веществ за вычетом суммы теплот сгорания продуктов реакции
где n - стехиометрические коэффициенты при формулах этих веществ в уравнении химической реакции, так как стандартные значения приводятся в расчете на 1 моль.
Тепловые эффекты химических реакций зависят от температуры и мало зависят от давления. Чтобы сравнивать тепловые эффекты друг с другом ввели стандартные условия:
Температура 25ºС или 298 К
Давление 1 атм или 760 мм. рт. ст. или 101325 Па
ΔНо298 - стандартным тепловым эффектом. (См. справочную литературу). Теплота образования простых веществ в стандартном состоянии равна нулю. Тепловой эффект выражают в кДж/моль, Дж/моль, кал/моль, ккал/моль

Значение закона Гесса:
1) расчет тепловых эффектов химических реакций, не определяя экспериментально;
2) позволяет вычислять тепловые эффекты медленно протекающих реакций, т.к. экспериментальные определения в таких случаях связаны с большой погрешностью;
3) позволяет вычислять тепловые эффекты реакций, которые практически не осуществимы.

Второе начало термодинамики
Первое начало термодинамики не дает ответы на вопрос в каком направлении и до какого предела будет протекать процесс, связанный с превращением энергии
Имеются различные формулировки второго закона:
1. Теплота не может самопроизвольно переходить от менее нагретого тела к более нагретому телу .
2. Невозможен перидический процесс, единчтвенным результатом которого является превращение теплоты в работу.
3. Невозможен вечный двигатель второго рода все действия, которого сводятся к производству работы и охлаждения теплоисточника

Для математической записи второго начала термодинамики ввели дополнительную термодинамическую величину. Такой термодинамической функцией состояния системы является энтропия. Эта функция была введена Клаузиусом (1850 г.)
dS = δQ/T.
Изменение энтропии (dS) равно отношению бесконечно малого количества теплоты, поглощенной в обратимом процессе, к абсолютной температуре.
Изменение энтропии в каком-либо процессе зависит только от конечного и начального состояний системы и не зависит от пути перехода, т.е. ∆S = S2 - S1.
Для изотермических процессов (Т = const): ∆S = Q/T.
Единицы измерения: [Дж/К·моль; кал/К·моль], 1кал = 4,184 Дж.

Энтропия является мерой неупорядоченности системы. Такие процессы как плавление, растворение испарение, химические реакции, идущие с увеличением объема системы, сопровождаются увеличением ее энтропии. Наоборот, процессы кристаллизации, конденсации, а также реакции, идущие с уменьшением объема , связаны с повышением упорядоченности в структуре системы- они сопровождаются уменьшением энтропии. Поэтому Энтропию можно охарактеризовать как меру хаотичности, беспорядка или неупорядочности в системе.
Больцман, используя приемы статистической термодинамики установил (формула Больцмана), что:
S = к⋅lnW,
k – постоянная Больцмана, k = R/NA (R - газовая постоянная, NA - число Авогадро). Термодинамической вероятностью (W) называется число микросостояний, с помощью которых осуществляется данное макросостояние системы.
Энтропию можно рассчитать как и энтальпию

Свободная энергия и направление химических процессов
Критерием направленности самопроизвольных процессов при Р,Т= const учитывающий энтальпийную и энтропийную составляющую является термодинамическая функция ΔG свободная энергия Гиббса: G = H - TS
А изменение энергии Гиббса ΔG = Δ H - T Δ S
Стандартное изменение энергии Гиббса реакции определяется по уравнению:
∆G0T = ∆H0T - T∆S0T,
где ∆H0T = Σn∆H0прод. - Σn∆H0исх.,
∆S0T = Σn∆S0прод. - Σn∆S0исх.