Физическая химия

1)хим. Термодинамика изучает процессы превращения энергии в работу и наоборот. Объектами является различные процессы протекающие в биологическом сырье. Система(открытая, закрытая, изолированная)- совокупность объектов отделенных от окружающей среды для удобства изучения протекающих в них процессах. Фаза- однородная по физ. И хим. Свойствам, фозо может содержать один или много компонентов(хим.вещество, которое выделяется в хим.чистом виде).

2)внутренняя энергия V-энергия система которой определяется запасом внутренней и кинетической V=const. H-энтальния, полная энергия P=const. 1)теплота переданная системе идет на увеличение её внутренней энергии и на совершение работы Q=dV+A. 2)В любом процессе внутренняя энергия равна количеству сообщаемой теплоты за вычетом совершенной работы dV=Q-A; dH=Q-A.

3)постулат Планка: любая энергия может превращаться в тепло, но само тепло превращается в другие виды энергии частично, т.к. некоторая часть её теряется в окружающую среду обязательно.

4)первый закон термодинамики: изменение внутренней энергии системы является следствием передачи теплоты и совершением работы q=dU+W. 

 Изохорный процесс. При изохорном процессе объем газа не меняется, и поэтому работа газа равна нулю. Изменение внутренней энергии газа согласно уравнению (13.11) равно количеству переданной ему теплоты:

   Если газ нагревается, то  , его внутренняя энергия увеличивается. При охлаждении газа   и  , изменение внутренней энергии отрицательно и внутренняя энергия газа уменьшается.    Изотермический процесс. При изотермическом процессе (T=const) внутренняя энергия идеального газа (см. формулу (13.1)) не меняется. Согласно формуле (13.11) все переданное газу количество теплоты идет на совершение работы:

   Если газ получает тепло  , то он совершает положительную работу  . Если, напротив, газ отдает тепло окружающей среде (термостату), то  . Работа же внешних сил над газом в последнем случае положительна.    Изобарный процесс. При изобарном процессе согласно формуле (13.11) передаваемое газу количество теплоты идет на изменение его внутренней энергии и на совершение им работы при постоянном давлении:

   Адиабатный процесс. Рассмотрим теперь процесс, протекающий в системе, которая не обменивается теплом с окружающими телами. Процесс в теплоизолированной системе называют адиабатным.    При адиабатном процессе Q=0 и согласно уравнению (13.10) изменение внутренней энергии происходит только за счет совершения работы:

5)теплоёмкость-количество тепла поглощаемое или теряемое 1 молем вещества отнесенное в 1 градусу. Подвод теплоты к рабочему телу или отвод теплоты от него в каком-либо процессе приводит к изменению его температуры. истинной теплоёмкостью понимают отношение элементарного количества теплоты, которое сообщается термодинамической системе в каком-либо процессе к бесконечно малому приращению температуры этой системы, вызванному сообщенной теплотой.

6. Термохимия. Тепловые эффекты химических реакций. Закон Гесса. Следствие из закона Гесса. Температурная зависимость тепловых эффектов. Закон Кирхгоффа. Закон Гесса позволяет определить кол-во тепла, сопровождающее такие процессы, как горение, окисление, диссоциация. Горение и окисление – это процессы взаимодействия любого в-в а, находящегося в любом состоянии до образования высших окислов. При горении выделяется большое кол-во тепла. Окисление может идти постепенно, дает то же самое, что и горение. При горении и окислении процесс может проходить в несколько стадий. Образуется суммарный тепловой эффект.

А) С + О2 = СО2 - ΔНх

Б) С + ½ О2 = СО – ΔН1 + ½ О2 = СО2 – ΔН2

ΔНх = ΔН1 + ΔН2

Стандартный тепловой эффект ΔНх°при:

Р = 1

t° = 25°C

Тк = 298

1 моль в-ва

ΔН°сгор и Н°обр некоторых простых и сложных в-в:

В-во	-ΔН°обр Дж/моль	-ΔН°сгор Дж/моль
О2 (г)	0	-
Н2 (г)	0	-285(жд) 242(г)
С (тв)	0	-393 (г)
Н2О (жид)	-285	-
СО2 (г)	-393	-
С6Н12О6 (тв)	-1270	-2800
С3Н6О3 (жид)	-318	-695

Следствие з-на Гесса

1)Тепловой эффект прямой реакции равен тепловому эффекту обратной реакции со знаком (-)

2) Тепловой эффект можно рассчитать по энтальпии образования веществ с учетом коэффициентов химической р-ции.

7. Второй закон термодинамики. Энтропия. Формулировки, математическая запись. Стандартные значения энтропии для различных веществ. Расчет энтропии для различных процессов.

ΔS – энтропия (дж/моль*К) – это потеря тепла в окруж среду. Все самопроизвольные процессы в природе идут с увеличением энтропии.

Энтропия – это мера необратимо протекающих реакций и процессов связанных потерей тепла в окружающую среду.

1. U, H, S

2. ΔU, ΔH, ΔS

3. dU, dH, dS

В изолированных системах все процессы протекают самопроизвольно до ее максимального значения энтропии.

Энтропия пара S пара > S жидкости > S тв тела > S тв прав пр.(S=0)

ΔН при Р=1 атм. ; Т=298 К (25°С) станд знач.

Стандартные значения энтропии некоторых в-в.

В-во	Агрегатн. сост	S° Дж/моль*К
С	Алмаз	2,4
С	Графит	5,7
Н2О	Тверд	39
Н2О (жид)	Жидк	70
Н2О	Пар	190
С12Н22О11	Тверд	360
О2	Газ	205
Н2	газ	130

1. ΔS° при 290 = ΣΔS°кон- ΣΔS°нач

2. S°= ΣΔS°продукт - ΣΔS°исх в-ва

8. Объединенные уравнения первого и второго законов термодинамики. Понятие энергии Гиббса и энергии Гельм-Гольца. Взаимосвязь термодинамических функций друг с другом. Условия самопроизвольного протекания процессов.

V = const

ΔU = Q – A ΔU = TΔS - A

ΔS = Q/T

P = const

ΔH = Q – A ΔH = TΔS – A

ΔS = Q/T

Q = TΔS – связанное тепло характеризует потери тепла в окружающую среду

ΔU – TΔS = -A

ΔH – TΔS = -A

ΔU - TΔS = ΔF- свободная энергия Гельм –Гольца

ΔH – TΔS = ΔG – свободная энергия Гиббса

Самопроизвольные процессы:

ΔU < 0 U=min

ΔH < 0 H=min

ΔF < 0 F=min

ΔG < 0 G=min

ΔS > 0 S=max

9. Третий закон термодинамики. Тепловая теорема Нернста. Постулат Планка.

Постулат Планка: Любая энергия может превращаться в тепло, но само тепло превращается в другие виды энергии частично так как некоторая часть его теряется в окружающую среду обязательно.

ΔS ≥ Q/T dS ≥ Q/T

3-й закон: Теорема Нернста: энтропия любой равновесной системы при абсолютном нуле температуры всегда равна нулю.

10. Абсолютные значения энтропии и расчет изменения различных процессов и фазовых переходов.

Абсолютная энтропия: ΔS = Σ(ViSi)прод - Σ(ViSi)исх в-в

Вид системы	Изменение энтропии за счет взаимодействия с внешней средой	Изменение энтропии за счет внутренних причин в преобразованиях, которые происходят через
		Обратимый процесс	Необратимый процесс
Изолированные системы	deS = O	diS = 0	diS > 0
Закрытые системы	deS = dQ/T = (dU + pdV)/T	diS = 0	diS > 0
Открытые системы	deS = (dU + pdV)/T + deSvfcc	diS = 0	diS > 0

Hормальная температура фазового перехода, т. е. такая температура, когда две фазы находятся в равновесии при 1 атм. :

Раз обе фазы в каждом из рассматриваемых фазовых переходов находятся в равновесии, то любой теплообмен между системой и окружающей средой происходит обратимо. При постоянном давлении количество теплоты будет соответствовать энтальпии, поэтому мольную энтропию фазового превращения ΔS^ф.п можно рассчитать по формуле :

ΔS^ф.п = Δh/ΔT где

Δh – мольная энтальпия

ΔT - температура

Изменение энтропии при эндотермическом переходе положительно, и система становится более разупорядоченной. Плавление и испарение − эндотермические процессы, сопровождающиеся возрастанием энтропии системы.

11. Химическая термодинамика позволяет охаректеризовать не только хим реакции но и фазовое равновесие. Фаза это совокупность однородной системы с одинаковыми физ и хим показателями отделенная от других систем поверхностью раздела. Фазу можно целиком выделить или добавить в систему а фазовый переход это переход одного фазового состаяния в другое без изменения хим свойств. Процессы которые идут в фазовом состоянии идут обратно. Например плавление кристаллизация. Компонент это хим чистое соединение которое можно добавить или удалить из системы. Правило фаз Гиббса формула C = K-F+n где К кол –во компонента Ф кол –во фаз n изм от 0 до 2

14. Большинство окр объектов яв-ся водным растворами. Они бывают концетрированными, разбавоенными и идеальными. Идеальным раствором наз раствор для которого выполняется 1 з-он Рауля. Для разбавленных растворов относительное понижение давления пара растворителя А численно равно мольной доле растворенного вещества В. Вода самый универсальный растворитель орг или неогр соединений . молекулы воды образуют прочные водородные связи с растворителями поларными веществами. Вода яв-ся самой сильно испаряющнй жидкостью и требует больше энергии на испарение оснавная часть энергии уходит на разрыв водородных связей. Hисп воды 40-42. Кдж/моль. Основной характеристикой любого раствора яв –ся концентрация:

1 % конц – кол гр растворенного в-ва в 100 гр раствора.

2 молярная конц – это кол молей растворенного в –ва в 1л р –ра.

3 нормальная – это кол гр эквивалента растворенного в-ва в 1л р-ра.

4 моляльная –это кол молей раствор в-ва в 1 кг или в 1л растворителя .

5 массовая доля многокомпонентного р-ра .

6 мольная доля.

15. Осмотическим давлением называется гидрастатическое давление которое надо приложить к раствору чтобы задержать осмос. Оно не зависить от природы растворителя и растворенного в-ва. Осмотическое давление разбавленного р-ра равно тому газовому давлению которое производило бы растворенное в-во если бы оно в виде газа при той же температуре занимало бы тот же объем что и раствор.

16. З-он Рауля был сформулирован для растворов содержащие нелетучие растворимые в-ва (соли, сахара, щелочи, основания) 1 з-он Рауля: Для разбавленных р-ров относительное понижение давления пара растворителя А численно равно мольной доле растворенного в-ва В. 2 з-он Рауля: Понижение температуры кип. и повышение температуры зам р-ра прямо пропорционально моляльной концентрации р-ра.