Тема 5.2. Агрегатные состояния вещества.

Агрегатные состояния веществ. Их общая характеристика. Газообразное состояние веществ. Идеальные газы. Основные законы идеального газа. Реальные газы. Критическое состояние. Изотерма реального газа. Сжи­жение газов, значение и применение этого явления. Замораживание пи­щевых продуктов. Влияние содержание СО2 и О2 и др. газовых сред на хранение плодов.

Жидкое состояние вещества. Свойства жидкостей: изотропность,

внутреннее строение, ассоциация. Поверхностное натяжение. Свободная поверхностная энергия. Поверхностно-активные вещества, их роль в технологии приготовления пищи. Измерение поверхностного натяжения. Вязкость жидкостей, ее зависимость от различных факторов. Относи­тельная вязкость. Изменение вязкости. Влияние вязкости на качество и вкусовые свойства пищевых продуктов: супов, студней, каш, пюре, же- лированных блюд, изделий из теста.

Твёрдое состояние вещества. Кристаллическое и аморфное состояние. Свойства: анизотропия и изотропность. Типы кристаллических решеток. Образование и разрушение кристаллов, сублимация, её значение в кон­сервировании пищевых продуктов.

•

МЕТОДИЧЕСКИЕ УКАЗАНИЯ

Обратите внимание на то, что, в результате изменения расстояния между частицами и сил взаимодействия между ними вещество может находиться в твер­дом, жидком или газообразном состоянии. Агрегатное состояние вещества зави­сит от температуры и давления. При переходе вещества из одного состояния в другое меняются расстояния между молекулами и силами межмолекулярного взаимодействия. Но не все вещества могут находиться во всех трех агрегатных состояниях. Для некоторых возможно только одно или два агрегатных состояния, например, крахмал, находится только в твердом, а жир - в жидком и твердом со­стояниях. Другие вещества при определенных условиях могут находиться одно­временно в двух или даже в трех агрегатных состояниях. Так вода при давлении 610,6Па и температуре 0,01С° находится в устойчивом равновесии в трех состоя­ниях; твердом (лёд), жидком (жидкая вода), и газообразном (водяной пар), что можно записать как: лед - вода - пар.

Переходя к характеристике газообразного состояния, повторите понятие об идеальном газе, свойства которого определяются температурой и давлением, при которых он находиться в данный момент. Рассматривая законы идеальных газов, обратите особое внимание на опытные данные, формулировки, математическое и графическое выражение законов Бойля - Мариотта, Шарля, Гей-Люссака, Авогад- ро. Расчетное уравнение для приведения газов к нормальным условиям имеет следующий вид:

PV _ ^po^vo

Важно помнить, что данное уравнение (1) обобщает газовые законы Бойля- Мариотта, Шарля, Гей-Люссака и используется при решении задач (с.220-221 учебника). Поскольку р₀, V₀ , Т₀ уравнение (1) - величины постоянные, то отно-

VqPq

шение ^{т 0} есть также величина постоянная для всех газов, независимо от их химической природы. Ее обозначают буквой R и называют молярной газовой по­стоянной. С учетом этого уравнение (1) преобразуется:

Уравнение (2) справедливо для 1 моля газа. Если в объеме газа будет содер­жаться «п» молей, то уравнение будет иметь общий вид:

PV - nRT ( 3 )

Уравнение (3) является уравнением состояния идеального газа и называется уравнением Менделеева-Клапейрона.

п — —

Число молей «п» можно рассчитать по формуле: ^м где m - масса газа

(кг), содержащегося в объеме V при давлении Р, и температуре Т.

Подставив значение «п» в уравнение (3), получим уравнение для вычисления М

PV=^RT М =

^м (4) откуда ^pv (5)

В единицах системы СИ: Ро = 101325 н/м² (10³ Па), Vo = 22,4 м³? То = 273° К.

101325 * 22 4

R = = 8,31 Дж / молъК

273

Методика решения задач.

	R = 8,31 Дж/моль К
Дано:	m = 80 * 10'3 кг
m = 80 г.	Т = 273° + 17° =
t= 17° С	290° К
Р = 1,5 атм.	Р = 1,5 * 105 Па
М О2 = 32 г/моль	М 02 = 32 * 10'3 кг/моль
< II -о	V = ?

V =

_ 80*10 ³кг *8,31Дж/моль*К200К _ 4* ^q-4^3 1,5 * 10⁵ Пд * 32 * 10“^J кг / моль

Ч

pv =

mRT

М

mRT

РМ

Определить объем занимаемый 80 г. Кислорода при температуре 17° С и дав­лении 1,5 атм.

Ответ: объем газа равен 4 * Ю"⁴ м³

.. а*-"

Переходя к изучению реальных газов, следует уяснить, что допущения, при­меняемые в кинетической теории к идеальным газам, теряют смысл по отноше-

нию к реальным газам, т.к. у них решающую роль играют силы взаимного притя­жения и размеры самих молекул.

Изучите, что такое критическая температура, а также соответствующие ей критический объем и давление, которые играют большую роль при переходе газа в жидкое состояние. Ознакомьтесь с изотермой идеального газа. Обратите внима­ние на применение процесса сжижения газа в холодильной технике, а жидких га­зов - для получения низких температур и замораживания пищевых продуктов.

При изучении жидкого состояния вещества основывайтесь на том, что жид­кое состояние является промежуточным меду газовым и твердым.

По структуре и по характеру взаимодействия между частицами жидкость бо­лее сходна с кристаллами, чем с газами. Молекулы жидкости, имея возможность перемещения, сохраняют определенный порядок во взаимном расположении. В отличие от газов, в которых при обычных давлениях отсутствует какой-либо по­рядок в расположении частиц, в жидкостях имеется ближний порядок в располо­жении частиц. Вследствие теплового движения этот порядок нарушается при пе­реходе к более дальним молекулам.

При изучении поверхностного натяжения нужно твердо уяснить, что всякая поверхность раздела обладает определенным запасом поверхностной энергии. Свободная энергия единицы поверхности называется поверхностным натяжением, которое используется при объяснении эмульгирования, адсорбции, пенообразова- ния - процессов хорошо известных в технологии приготовления пищи.

Поверхностное натяжение а может быть измерено той работой А, которую необходимо затратить для увеличения поверхности жидкости S:

А Дж н* м

н.

м

м

=-)

м

(7)

Изучите зависимость поверхностного натяжения от природы жидкостей,

температуры и растворенных в них различных веществ. Поверхностное натяже­ние имеет место в процессе приготовления пищи; приведите примеры их техноло­гии приготовления пищи (например, при выпечке изделий из теста имеет место термовлагоперенос). Поскольку пищевые продукты являются капилляропористы­ми телами, часть влаги заполняет их. Если один конец нагреть, то поверхностное натяжение уменьшится, и влага начнет передвигаться от нагретого конца к холод­ному на основании второго закона термодинамики.

Важным свойством жидкости является вязкость, зависящая от природы жид­костей и температуры. Вязкость, или внутреннее трение, - это свойство жидкости оказывать сопротивление перемещению одних слоев относительно других. Она имеет определенное значение в процессе приготовления пищи, ниже названный пример подтверждает это. Для увеличения вязкости котлетной массы (треска, морской окунь) добавляют яйцо.

Переходя к изучению свойств твердых тел, обратите внимание на возмож­ность существования твердого вещества в двух состояниях, кристаллическом и аморфном. Рассмотрите основные признаки кристаллического состояния: анизо­тропность, полиморфизм. Необходимо ознакомиться с характером связи в кри­сталлах и рассмотреть типы пространственных кристаллических решеток.

Вещества, обладающие менее прочной решеткой, могут при нагревании ис­паряться, минуя жидкое состояние. Такой процесс получил название возгонки при

Гоффа. Теория активации. Скорость реакции в гетерогенных системах, роль диффузии.

Влияние температуры на скорость биохимических и технологических процессов. Катализ и катализаторы. Катализаторы положительные и от­рицательные, условия их действия. Ферменты, их роль в технологиче­ских процессах обработки пищевых продуктов. Теория катализа. Ката­лиз в промышленности. Химическое равновесие. Обратимые и необра­тимые реакции. Константа равновесия, ее физический смысл. Смещение равновесия. Принцип Ле Шателье. Влияние температуры, давления и концентрации на сдвиг химического равновесия.

МЕТОДИЧЕСКИЕ УКАЗАНИЯ

Важно знать, насколько быстро протекают химические процессы, а также понимать какими факторами определяется их скорость. Например, какие факторы оказывают преимущественное влияние на скорость порчи продуктов питания. Раздел физической химии, посвященный изучению скоростей химических про­цессов, называется химической кинетикой.

Термодинамический метод позволяет оценить конечный результат химиче­ской реакции, указать направление и предел данной реакции, но не дает возмож­ности судить о скорости и механизме процесса, поэтому нужно воспользоваться кинетическим методом.

Скорость любого процесса определяют по тем изменениям, которые проис­ходят за данный промежуток времени.

Скорость реакции выражают через изменение концентрации исходных ве­ществ или продуктов реакции в единицу времени:

V ⁼ ~~~ (моль/л с или моль/м³ * сек),

где А С - изменение концентрации;

A t промежуток времени.

Скорость каждого химического уравнения зависит от природы реагирующих веществ (например, приготовление блюд из рыбы и мяса идет с различной скоро­стью), так и от условий, в которых протекает реакция. Важнейшим из этих усло­вий являются концентрация, температура и присутствие катализатора. Для взаи­модействия между молекулами необходимо их столкновение. Чем больше моле­кул находиться в единице объёма, тем чаще они сталкиваются друг с другом. Следовательно, скорость химической реакции зависит от концентрации реаги­рующих веществ. Количественно зависимость между скоростью реакции и кон­центрациями реагирующих веществ описывается законом действия масс.

Скорость химической реакции прямо пропорциональна произведению кон­центрации реагирующих веществ, взятых в степени равной стехиометрическому коэффициенту, стоящему перед формулой данного вещества в уравнении реак­ции. Например, для гомогенной реакции:

2N2O5 (г) = 4N0₂ (г), скорость = K[N₂05]².

В случае гетерогенных реакций в уравнении закона действий масс входят концентрации только тех веществ, которые: находятся в газовой фазе или в рас­творе. Например, для реакции горения угля:

С + 0₂ = С0₂

скорость = [К0₂], концентрация твердого вещества равна единице. Для реакции в общем виде пА + тВ = С, закон действия масс можно записать в форме:

V = K[A]ⁿ [Bf

где А, В- концентрации исходных веществ.

Скорость большинства химических реакций повышается с ростом темпера­туры, например, пищу быстрее готовить в кипящей воде, чем просто в горячей. Зависимость скорости реакции от температуры определяется правилом Вант - Гоффа, согласно которому при повышении температуры на каждые 10 градусов скорость реакции увеличивается 2-4 раза.

Математически эта зависимость выражается отношением:

vu = *V^—i ^{2 1} 10

э

где Vi и V₂ - скорости реакции при температуре Г и t₂.

у - температурный коэффициент реакции, который показывает, во сколько раз увеличится скорость реакции с повышением температуры на 10°.

Пример 1.

Вычислите, во сколько раз увеличится скорость реакции, протекающей в га­зовой фазе при повышении температуры от 30° до 70° С, если температурный ко­эффициент равен 2.

Дано: tl =30 t2 = 70

v = 2

hrk у h~h

V_hr ¹⁰ : ту- = у ¹⁰

^Vh

Хн

V.

70-30

— 2⁴ = 16

V,

h _ о

К

Ответ. Скорость химической реакции при повышении температуры от 30° до 70° увеличится в 16 раз.

Скорость химической реакции может регулироваться с помощью катализато­ра. Катализатор - это вещество, изменяющее скорость химической реакции и ос­тающееся после реакции в неизменном состоянии и количестве.

Все химические реакции, лежащие в основе обмена веществ, протекают с участием особых катализаторов белковой природы - ферментов.

Активность ферментов зависит от температуры, кислотности или основности раствора. Ферменты высоко специфичны, т.е. способны катализировать опреде­

ленную реакцию, не оказывая влияния на другие реакции. Ферменты снижают энергию активации в большей степени по сравнению с другими катализаторами.

Отдельные ферментные препараты используются в пищевой промышленно­сти (спиртовой, пивоваренной/ винодельческой, консервной, хлебопекарной, крахмалопаточной), в производстве синтетических моющих средств.

На основе очищенных ферментов создано большое число лекарственных препаратов. Стабилизационные ферменты используют для синтеза природных аминокислот и получения глюкозы из доступных сырьевых источников (соломы, опилок), что имеет важное значение в решении проблемы создания искусственной пищи.

Рассматривая химическое равновесие, вспомните особенности обратимых и необратимых реакций. Поймите сущность химического равновесия и выражения константы равновесия через равновесные концентрации.

Ез. MW

^ков М^a[Bf

к

Для обратимой реакции типа аА + ЬВ = сС + dD

Следует иметь ввиду, что массы веществ в правой и в левой частях уравне­ния не равны друг другу, как это должно быть при знаке равенства. А значение двух стрелок ограничивается только указанием на необратимость реакции.

Научитесь писать выражение константы равновесия для различных процес­сов и рассчитывать константу равновесия, равновесные и исходные концентрации (с. 221-223, п.З.).

Пример 2.

В обратимой реакции СО + С1₂ = СОС1₂ установились следующие^ равно­весные концентрации;

[СО] = 0,1 моль/л [С1₂] = 0,4 моль/л [СОС1₂] = 4 моль/л

Вычислите константу равновесия и исходные концентрации оксида углерода и хлора.

Jcoc/J

= 100

ОД * 0,4

Решение. Находим константу равновесия, используя уравнение (12):

Для определения концентраций [СО] и [С1₂] необходимо учесть, что соглас­но уравнению реакции при образовании 1 моля СОС1₂ расходуется по молю СО и С1₂, отсюда следует, что исходные концентрации (т.е. число молей СО и С1₂на литр смеси до начала реакции) составляют: [СО] = 0,1 + 4 = 4,1 моль/л

[С1₂] = 0,4+4 = 4,4 моль/л

Пример 3.

В системе Н₂ + J₂ = 2HJ установилось равновесие.

Как изменится скорость прямой реакции, если концентрацию Н₂ увеличить в 3 раза?

Решение.

1. Обозначим [Н2] = а; [Щ ~ b

2. Запишем выражение скорости прямой реакции Vj = kab.

3. Запишем выражение скорости прямой реакции после увеличения концен­трации Н2 в 3 раза V2 = k3ab.

4. Для определения изменения скорости запишем отношение

У₂ _ кЪаЬ _

V_l kab

Ответ: при увеличении концентрации Н2 в 3 раза, скорость прямой реакции увеличится в 3 раза.

Необходимо ознакомится с правилом смещения химического равновесия, сформулированного Ле-Шателье, и на конкретных примерах разобрать влияние концентрации, температуры и давления на сдвиг равновесия. •

ПОСЛЕ ИЗУЧЕНИЯ ТЕМЫ ОБУЧАЮЩИЙСЯ ДОЛЖЕН ЗНАТЬ И УМЕТЬ:

• объяснить понятие скорости химической реакции.

• объяснить влияние концентрации, температуры, величины поверхности и природы реагирующих веществ на скорость химической реакции;

• производить расчеты на основании закона действия масс и правила Вант- Г оффа;

• записать выражение для константы равновесия реакции по её полному хи­мическому уравнении, как для гомогенного, так и для гетерогенного равновесия;

• производить численное вычисление константы равновесия по заданным равновесным концентрациям;

• объяснять, какое влияние оказывают на смещение химического равновесия концентрация, температуры и давления.

ВОПРОСЫ ДЛЯ КОНТРОЛЯ:

1 .Что называется скоростью химической реакции?

2. Как влияет температура на скорость реакции?

3. Как формулируется закон действующих масс?

4. Какой физический смысл константы скорости?

5.Что такое активные молекулы?

6. Какие факторы влияют на скорость реакции в гетерогенных процессах?

7. Напишите выражение константы равновесия для реакции:

FeCl₃ + 3KCNS Fe(CNS)₃ + ЗКС1

6. Сформулируйте правила смещения химического равновесия?

7. Какой катализ называется гомогенным и гетерогенным?