8024

МИНОБРНАУКИ РОССИИ Федеральное государственное бюджетное образовательное учреждение высшего

образования «Нижегородский государственный архитектурно-строительный университет»

С.В. Митрофанова

ФИЗИЧЕСКАЯ ХИМИЯ

Учебно-методическое пособие

по:

-подготовке к лекциям (включая рекомендации обучающимся по организации самостоятельной работы)

для обучающихся по дисциплине Физическая химия. Основы водоподготовки. направлению подготовки 13.03.01 Теплоэнергетика и теплотехника направленность (профиль) Промышленная теплоэнергетика

Нижний Новгород

2022

МИНОБРНАУКИ РОССИИ Федеральное государственное бюджетное образовательное учреждение высшего

образования «Нижегородский государственный архитектурно-строительный университет»

С.В. Митрофанова

ФИЗИЧЕСКАЯ ХИМИЯ

Учебно-методическое пособие

по:

-подготовке к лекциям (включая рекомендации обучающимся по организации самостоятельной работы)

для обучающихся по дисциплине Физическая химия. Основы водоподготовки. направлению подготовки 13.03.01 Теплоэнергетика и теплотехника направленность (профиль) Промышленная теплоэнергетика

Нижний Новгород ННГАСУ

2022

2

УДК

Митрофанова, С. В. Физическая химия: учебно-методическое пособие / С. В. Митрофанова; Нижегородский государственный архитектурно-строительный университет. – Нижний Новгород: ННГАСУ, 2022. – 50 с.: ил. – Текст: электронный.

Приведены указания по подготовке к лекциям (включая рекомендации обучающимся по организации самостоятельной работы) по дисциплине «Физическая химия. Основы водоподготовки», кратко рассмотрены содержание курса лекций, даны рекомендации по организации самостоятельной работы. В учебно-методическом пособии рассматриваются классические разделы физической химии: химическая термодинамика, понятие о фазовых равновесиях, химическое равновесие, термодинамика растворов, кинетика химических реакций, коллоидные системы.

Предназначено обучающимся в ННГАСУ для подготовки к лекциям и организации самостоятельной работы по направлению подготовки 13.03.01 Теплоэнергетика и теплотехника направленность (профиль) Промышленная теплоэнергетика.

© С. В. Митрофанова 2022

© ННГАСУ, 2022.

3

4

1. ЦЕЛИ И ЗАДАЧИ ДИСЦИПЛИНЫ

Целями освоения данной дисциплины является формирование у студентов комплекса знаний, умений и навыков в области теоретических основ физико-химических процессов, протекающих в системах водоподготовки в теплоэнергетике, а также их эффективной эксплуатации, что позволит подготовить бакалавра к следующим видам профессиональной деятельности: проектно-конструкторский; производственнотехнологический.

Предметом освоения дисциплины являются:

1.основные законы термодинамики и кинетики;

2.фазовые равновесия и диаграммы состояния различных систем;

3.основные методы физической химии.

В результате изучения дисциплины обучающийся должен демонстрировать следующие результаты:

– знать:

законы термодинамики и кинетики; основы учения о фазовых равновесиях.

–уметь:

анализировать научную и техническую литературу, посвященную теоретическим и экспериментальным исследованиям в области физической химии силикатов; проводить теоретические расчеты, анализировать и обобщать результаты физикохимических исследований.

–владеть:

навыками самостоятельной работы при проведении физико-химических исследований.

2.ТРЕБОВАНИЯ К УРОВНЮ ОСВОЕНИЯ СОДЕРЖАНИЯ ДИСЦИПЛИНЫ

Врезультате освоения содержания дисциплины студент должен знать физикохимические процессы в технологиях водоподготовки, применяемых в теплоэнергетике, уметь применять основные законы физической химии в технологиях водоподготовки, применяемых в теплоэнергетике.

3. СОДЕРЖАНИЕ РАЗДЕЛОВ ДИСЦИПЛИНЫ

Раздел 1. Химическая термодинамика

Физическая химия занимает промежуточное положение между физикой и химией.

Предметом физической химии являются исследования взаимосвязи химических и физических явлений.

Физическая химия изучает превращения вещества и энергии в пространстве и во времени. Грань разделения на физические и химические процессы условна. Например, для двух молекул необходимо поступательное движение и сближение на расстояние, обеспечивающее контакт между ними. В результате действия электромагнитных сил притяжения и отталкивания молекулы определенным образом ориентируются. Это физические процессы.

Объектом исследований в термодинамике являются системы. Система – это совокупность взаимосвязанных частей, выделенных из окружающей среды и выступающих по отношению к ней как целое.

5

Термодинамические системы

Термодинамические системы, представляют собой твердые, жидкие или газообразные тела (состоящие из множества молекул, атомов, ионов), способные обмениваться с окружающей средой веществом и энергией в форме теплоты и работы.

Окружающая среда есть то, что находится вне границ системы и взаимодействует с нею.

Твердые тела, жидкости и газы – это агрегатные состояния вещества. Например, вода в трех агрегатных состояниях (твердом, жидком и газообразном) есть трехфазная однокомпонентная система.

Компонент есть вещество, входящее в состав данной системы, которое может быть выделено и существует независимо от данной системы. Фазы однокомпонентной системы различаются только физическими свойствами (плотность, теплопроводность и др).

Фаза есть гомогенная часть равновесной гетерогенной системы, характеризующаяся одинаковыми физическими и химическими свойствами во всех ее частях. Естественно, что химические свойства однокомпонентной системы одинаковые для любой из фаз.

Термодинамические системы по фазовому состоянию делятся на гомогенные,

физические и химические свойства которых одинаковы во всех точках системы и гетерогенные, составленные из разных по своим свойствам частей, разделенных поверхностями раздела. В последнем случае на границах раздела фаз происходит резкое (скачкообразное) изменение свойств.

По характеру взаимодействия с окружающей средой термодинамические системы делятся на изолированные, закрытые и открытые системы. В данном разделе курса будут рассмотрены только термодинамические системы, поэтому их будем называть просто системами.

Ограничение обмена энергией двумя формами (теплота и работа) – есть отличительная сторона термодинамики. В термодинамике не рассматривается обмен энергией системы и среды посредством полей (сильного, слабого, гравитационного, электромагнитного).

Изолированные системы – это системы, не обменивающиеся с окружающей средой ни энергией, ни веществом, хотя такой обмен возможен между составными частями самой системы. Для изолированных систем характерно постоянство объема и внутренней энергии.

Закрытые системы – это системы, способные обмениваться с окружающей средой только энергией.

Открытые системы – это системы, способные обмениваться с окружающей средой и веществом, и энергией.

Свойства термодинамических систем

Каждая система характеризуется ограниченным числом термодинамических свойств. Такие свойства, как температура Т, давление Р, объем V и концентрация Ci

обычно называют и термодинамическими свойствами, и термодинамическим параметрам. К термодинамическим свойствам относят также внутреннюю энергию U, энтальпию Н, теплоту Q, работу А и ряд других свойств. Термодинамические свойства делятся на интенсивные – свойства, которые не зависят от массы системы (температура,

6

плотность и др.) и экстенсивные – свойства, зависящие от массы системы (энергия, объем, энтропия и др.).

Термодинамическое состояние системы определяется количественными значениями (численными выражениями) необходимых термодинамических свойств, называемых функциями состояния. Функция состояния системы – это свойство, изменение которого зависит только от начального и конечного состояния системы. Например, каким бы путем система имеющая начальный объем V1 не переходила в конечное состояние, характеризующееся объемом V2, изменение объема системы V = V2

– V1 является величиной постоянной. Следовательно, объем системы V есть функция состояния.

Уравнение состояния идеального газа

Функции, описывающие состояние системы, связаны между собой уравнениями состояния. Например, уравнение состояния такого индивидуального вещества, как идеальный газ, описывается уравнением состояния идеального газа (уравнение Менделеева – Клапейрона):

рV = niRT

Идеальный газ – это предельное состояние реального газа при бесконечно малом давлении. Чем выше температура, тем ближе состояние реального к идеальному газу при данном давлении.

Внутренняя энергия системы

Энергия есть качественная и количественная характеристика движения и взаимодействия материи [материя – есть объективная реальность, данная нам в ощущениях]. Материальный мир включает вещество и поле.

Вещество – это вид материи, масса покоя которой не равна нулю (m 0). Поле – это вид материи, масса покоя которого равна нулю (m = 0). В термодинамике различают внешнюю и внутреннюю энергию системы.

Внешняя энергия – это энергия движения и взаимодействия системы как целого с окружающей средой. Например, энергия движения снаряда по определенной траектории

энергии (положение в гравитационном поле Земли на определенной высоте относительно поверхности планеты Епот = mgh). Если снаряд при ударе в цель не взорвался, то внешней энергии достаточно, чтобы, например, пробить стену здания. В содержащихся внутри снаряда химических веществах скрыта энергия, которая называется внутренней. Она не зависит от того, летит снаряд или лежит неподвижно.

Внутренняя энергия системы U есть сумма энергий движения и взаимодействия микрочастиц, составляющих систему.

Температура

Вклассической статистической физике абсолютная температура Т системы

определяется средней кинетической энергией (энергией движения) микрочастиц (атомов, молекул, ионов), составляющих систему.

Вобщем случае система состоит из микрочастиц разной массы и движущихся с разной скоростью. При большом числе микрочастиц в системе невозможно описать детально движение каждой частицы. Температура системы является отражением усредненного движения частиц, так называемой средней кинетической энергией.

7

Для процессов, протекающих при постоянном объеме уравнение первого закона термодинамики примет вид:

dQV = dU,

и теплота процесса численно равна изменению внутренней энергии системы, в которой происходит данный процесс:

QV = U

Большинство химических процессов осуществляют при постоянном давлении и в справочных таблицах приводятся значения H. Для реакций с участием твердых или жидких реагентов, изменение объема практически нет, поэтому H U. В случае участия в реакции газообразных веществ величины H и U могут существенно различаться:

H = U + р V = U + nRT

[Вспомним, что рV = nRT и соответственно при постоянных р и Т р V = nRT].

Из закона Гесса вытекает очень важное для химии следствие: энтальпия (теплота) реакции ΔHp равна сумме энтальпий (теплот) образования продуктов реакции за вычетом суммы энтальпий (теплот) образования исходных веществ

∆Hp =∑νj ∆Hj − ∑νi ∆Hi ,

где νj — стехиометрические коэффициенты продуктов; νi — стехиометрические коэффициенты исходных веществ. Поскольку энтальпия является функцией состояния, то нет необходимости знать (табулировать) значения теплот всех возможных реакций; достаточно иметь сведения об энтальпиях минимума реакций, из которых можно получить все остальные. Подобный минимум представляет собой стандартные энтальпии образования соединений из простых веществ и/или сгорания соединений. Эти величины табулируются в различных термодинамических справочниках.

Стандартная энтальпия образования ΔH0f, 298 — теплота, выделяемая

(поглощаемая) при образовании 1 моль вещества из простых веществ, его составляющих, находящихся в стандартных состояниях.

Стандартная энтальпия сгорания ΔH0сг, 298 — теплота, поглощаемая (выделяемая)

при полном сгорании 1 моль вещества в атмосфере кислорода при 1 атм. (Продуктами реакции сгорания обычно являются высшие оксиды СО2, Н2О(ж) и др. Исключение составляет сгорание азотсодержащих соединений, для которых продуктом сгорания является молекулярный азот N2.)

Стандартная энтальпия реакции ΔH0298 — теплота, поглощаемая (выделяемая) в стандартных условиях при взаимодействии определенного числа молей реагентов, задаваемого уравнением реакции. Кроме теплот реакций термохимия занимается изучением теплот различных процессов, например, фазовых переходов, растворения и т. п.

Зависимость теплоты процесса от температуры, уравнение Кирхгофа

Влияние температуры на величину теплового эффекта описывается уравнением Кирхгофа. Для реакции при постоянном давлении (p = const) дифференциальная форма уравнения Кирхгофа имеет вид:

(∂∆H/∂T)p = ∆Cp , или d∆H = ∆CpdT,

9

где (∂∆H/∂T)p – температурный коэффициент изобарного теплового эффекта, то есть, приращение теплового эффекта соответствующего изменению температуры на 1 градус; ∆H – тепловой эффект, равный изменению энтальпии системы вследствие протекания реакции;

∆Cp – изменение теплоемкости системы.

Значение ∆H (∆Cp) представляет разность между энтальпиями (теплоемкостями) продуктов реакции и исходных веществ, взятых в стехиометрическом отношении (то есть, с учетом стехиометрических коэффициентов).

∆Cp(реакции) = ∑Cp(прод) - ∑Cp(исх)

Закон Кирхгофа гласит: «Температурный коэффициент теплового эффекта реакции равен изменению теплоёмкости в системе в процессе протекания химической реакции». Формулу Кирхгофа применяют в трёх приближениях:

1)Наиболее грубое приближение: ∆Cp = 0;

∆H2 = ∆H1

2)Более точное приближение: ∆Cp = const;

∆H2 = ∆H1 + ∆Cp ∫dT ∆H2 = ∆H1 + ∆Cp (T2 – T1)

3)Наиболее точное приближение: учитывает зависимость молярных теплоемкостей индивидуальных веществ, участвующих в реакции, от температуры, которая выражается в виде полинома:

Cp = a + bT + cT2 , а ∆Cp = ∆a + ∆bT + ∆cT2 ,

где a, b, c – коэффициенты температурной зависимости теплоемкостей, характерные для данного вещества, их значения приводятся в термодинамических справочниках, ∆a=∑a(прод)-∑a(исх),

∆b=∑b(прод)-∑b(исх), ∆c = ∑c(прод) - ∑c(исх).

∆H°T = ∆H°298 + ∫(∆a + ∆bT + ∆cT2 )dT,

∆H° T = ∆H°298 + ∆a(T- 298)+½∆b(T2 -2982 )+⅓ ∆c(T3 - 2983 )

Законы термодинамики

В основе термодинамики лежат три закона. К первому, второму и третьему законам термодинамики добавляют так называемый нулевой закон, сформулированный в 1931 г английским физиком-теоретиком Р. Фаулером: две системы, находящиеся в термическом равновесии с третьей системой, состоят в термическом равновесии друг с другом.

Формулировка первого закона термодинамики

Первый закон термодинамики опирается на общий принцип эквивалентности различных форм движения материи или закон сохранения энергии: энергия не возникает из ничего и не исчезает бесследно; она лишь превращается из одних видов в другие в строго эквивалентных количествах.

Первый закон термодинамики есть частный случай закона сохранения энергии, относящийся к тепловым процессам, т.е. процессам обмена энергией между системами или системой и окружающей средой в форме теплоты и работы. Другие формы обмена энергией, например, энергию электромагнитного излучения, термодинамика не рассматривает.

10