Природа в'язкості

В’язкість рідин – це результат взаємодії внутрішньомолекулярних силових полів, що перешкоджають відносному рухові двох шарів рідини. Отже для переміщення шару один відносно одного треба подолати їх взаємне притягання, причому чим воно більше, тим більша потрібна сила зсуву. При відносному зсуві шарів у газовому середовищі, в результаті перенесення молекулами газу кількості руху під час їх переходу з шару в шар, виникає дотична сила між шарами, що протидіє проковзуванню останніх.

Таким чином, внутрішнє тертя в рідині, на відміну від газів, зумовлене не обміном молекул, а їх взаємним притяганням. Доказом цього є те, що із збільшенням температури, як відомо, обмін молекул зростає і тертя в газах зростає, а в рідинах спадає у зв'язку із послабленням міжмолекулярного притягання.

В'язкість твердих тіл має низку специфічних особливостей і зазвичай розглядається окремо.

5. Хімі́чна термодина́міка — розділ фізичної хімії, що вивчає процеси взаємодії речовин методами термодинаміки.

Основними напрямками хімічної термодинаміки є:

1. класична хімічна термодинаміка, що вивчає термодинамічні рівноваги взагалі;

2. термохімія, що вивчає теплові ефекти, якими супроводжуються хімічні реакції.

3. теорія розчинів, що моделює термодинамічні властивості речовини виходячи з уявлень о молекулярній будові та даних о міжмолекулярній взаємодії.

Вн́утрішня ене́ргія тіла (позначається як E або U) — повна енергія термодинамічної системи за винятком її кінетичної енергії як цілого і потенціальної енергії тіла в полі зовнішніх сил. Внутрішня енергія складається з кінетичної енергії хаотичного руху молекул, потенціальної енергії взаємодії між ними і внутрішньомолекулярної енергії.

Внутрішня енергія є однозначною функцією рівноважного стану системи. Це означає, що кожний раз, коли система опиняється в даному рівноважному стані, її внутрішня енергія приймає властиве цьому стану значення, незалежно від передісторії системи. Отже, зміна внутрішньої енергії при переході з одного стану в інший буде завжди дорівнювати різниці значень в цих станах, незалежно від шляху, по якому здійснювався перехід. Внутрішню енергію тіла не можна виміряти напряму. Можна визначити тільки зміну внутрішньої енергії:

,

де   — кількість теплоти, передана термодинічній системі,   — робота, виконана над термодинамічною системою^[1] або:

,

де  , робота виконана термодинамічною системою.

+конспект

6. Термохі́мія — розділ хімічної термодинаміки, в задачу котрого входить визначення та вивчення теплових ефектів реакцій, а також встановлення їх взаємозалежностей з різними фізико-хімічними параметрами. Ще однією із задач термохімії є виміртеплоємностей речовин та встановлення їх теплот фазових переходів.

Зако́н Ге́сса (рос. закон Гесса; англ. Hess's law; нім. Hesssches Gesetz n) — тепловий ефект реакції при постійних об'ємі або тиску (коли відсутня не пов'язана з розширенням робота) не залежить від шляху реакції, а лише від початкового й кінцевого станів системи.

Закон Гесса справедливий оскільки ентальпія є функцією стану системи й не залежить від того, яким чином ця система утворилася.

Закон названий на честь російського вченого швейцарського походження Германа Івановича Гесса.

+конспект

7. –

Слідства із закону Гесса Тепловий ефект прямий реакції дорівнює за величиною і протилежний за знаком теплового ефекту зворотної реакції (закон Лавуазьє - Лапласа). Тепловий ефект хімічної реакції дорівнює різниці сум теплот освіти (ΔHf) продуктів реакції і вихідних речовин, помножених на стехиометрические коефіцієнти (ν): Тепловий ефект хімічної реакції дорівнює різниці сум теплоти згоряння (ΔHc) вихідних речовин і продуктів реакції, помножених на стехиометрические коефіцієнти (ν): Таким чином, користуючись табличними значеннями теплот освіти або згоряння речовин, можна розрахувати теплоту реакції, не вдаючись до експерименту. Табличні величини теплот освіти і згоряння речовин зазвичай ставляться до т. зв. стандартних умов. Для розрахунку теплоти процесу, що протікає при інших умовах, необхідно використовувати й інші закони щит-2, наприклад, закон Кірхгофа, що описує залежність теплового ефекту реакції від температури. Якщо початковий та кінцевий стану хімічної реакції (реакцій) збігаються, то її (їх) тепловий ефект дорівнює нулю.

+конспект

7. +конспект + в біохімії.

Прáвило фаз, або правило Гіббса - співвідношення, що пов'язує кількість різних речовин (компонентів), фаз і термодинамічних ступенів свободи у гетерогенній системі (у стані термодинамічної рівноваги). Цим правилом користуються для знаходження у певному пункті фазової діаграми найвищого значення кількості термодинамічних ступенів свободи.

Для рідин та газів:

,

де f - кількість термодинамічних ступенів свободи; N - кількість компонентів системи; P - кількість фаз.

Для твердої речовини:

,

тому що на тверду речовину зміна тиску впливає трішки або зовсім не впливає.

7. (?)Існування даної фази в системі або рівновага фаз можливі лише у визначених умовах, при зміні цих умов рівновага системи порушується, відбувається зрушення фаз або перехід речовини з однієї фази в іншу.  Можливість існування даної фази в рівновазі з іншими визначається правилом фаз або законом рівноваги фаз.  Умови, при яких система знаходиться в рівновазі, можуть змінюватися (система може знаходитися при різних температурах, тисках і концентраціях). Умовимося називати складовою частиною системи, або компонентом, кожну з хімічно однорідних речовин, які знаходяться в ній, або виділяються з неї і можуть існувати в ізольованому виді тривалий година. Компоненти системи, найменше число яких достатнє для утворення усіх фаз даної системи, називають незалежними компонентами.  Правило фаз у загальному виді виражається рівнянням  С + Ф= k + п  де С - число ступенів свободи або мінімальне число факторів, які можна змінювати незалежно один від одного без порушення рівноваги даної системи;  Ф—число фаз системи;  k - число незалежних компонентів системи;  п– число зовнішніх факторів, що впливають на положення рівноваги у даній системі.  Правило фаз формулюється так: сума числа ступенів свободи системи і числа фаз дорівнює сумі числа незалежних компонентів і числа зовнішніх факторів, що впливають на рівновагу цієї системи.  У залежності від числа ступенів свободи, системи можуть бути: безкомпонентними (при С=0), однокомпонентними (С=1), двох-компонентними (С=2) і різноманітними (С>2).  Однокомпонентні системи.  Якщо система складається тільки з одного компонента, тобто являє собою чисту індивідуальну речовину, те можливість одночасного існування всіх трьох фаз - твердої, рідкої і газоподібної, за правилом фаз визначається відсутністю ступенів свободи, тому що в цьому випадку:  С=1-3+2=0  і система безваріантна. Така система може існувати тільки при строго визначених значеннях температури і тиску (для води t=0,0075°С и р=4,579 мм рт. ст.). Зміна шкірного з цих розумів приводити до зникнення однієї з фаз і система стає двохфазною.  Найбільш цікавої однокомпонентною системою є двофазна система-рідина і насичена пари. У цьому випадку:  С=1-2+2=1  і система є одноваріантною. Отже, не порушуючи фазової рівноваги, можна довільно змінювати або температуру або тиск.  У таких системах строго однозначна залежність між температурою і тиском насиченої парі. Тому при зміні температури парі одночасно буде відповідно змінюватися тиск і, навпаки, при зміні тиску відповідно міняється і температура; для кожної рідини можна, таким чином, побудувати криву тиску насиченої парі. Як приклад приводитися крива тиску водяної парі (мал.1).  Для проведення дифузійних процесів необхідно знати залежність від температури тиску пари чистих рідин, що входять до складу сумішей. Звичайно такі криві будують на підставі дослідних даних, що для багатьох рідин приведені в літературі. Однак нерідко доводиться обчислювати тиск парів чистих рідин по теоретичних залежностях або непрямих методах.  При будь-якому рівноважному переході речовини з однієї фази в іншу дотримується залежність, що виражається рівнянням Клаузіуса — Клапейрона     де r — теплота фазового переходe (випаровування, плавлення, сублімації і ін.) у ккал/кг·мол;  — тепловий еквівалент роботи в ккал/кгс;  Т — абсолютна температура фазового переходу в °К;  Р — тиск у кгс/м²;  — зміна мольного об’єму речовини при фазовому переході в м³/кг·мол.  Рис.1. Крива тиску насиченої водяної пари.  Стосовно до двохфазної системи рідина — пара перепишемо це рівняння так:     де r – теплота випаровування при даній температурі в ккал1кг·мол;  V_п — молярний об’єм пари в м³/кг·мол;  V_ж — молярний об’єм рідини в м^а/кг-мол.  В області невисоких тисків пари молярний об’єм рідини дуже малий у порівнянні з молярним об’ємом пари, тому без великої похибки можна величиною V_ж знехтувати, приймаючи V_ж=0. Тоді  де R=1,99 ккал/кг·мол·°К.  При цих умовах рівняння приймає наступний вид:  або  або 

10 (?)Рóзчини (рос. раствор, англ. solution, нім. Lösung f) — цілком однорідні суміші з двох (або кількох) речовин, в яких молекули(або іони) одної речовини рівномірно розподілені між молекулами другої речовини.