Farmacja fizyczna, pod red. T. Hermanna, PZWL
Warszawa, 1999.

Podstawy chemii fizycznej, P. W. Atkins,
Wydawnictwo Naukowe PWN, Warszawa 1999.

Chemia fizyczna, A. Danek, PZWL, Warszawa, 1982.

Ćwiczenia z chemii fizycznej – skrypt dla studentów
Wydz. Farmaceutycznego i Oddziału Analityki
Medycznej – pod redakcją W. Gołkiewicza, Akademia
Medyczna w Lublinie, 2003.

Chemia analityczna, pod red. R. Kocjana, PZWL,
Warszawa 2000.

Krótkie wykłady: CHEMIA FIZYCZNA, A.G.
Whittaker, A.R. Mount i M.R. Heal, Wydawnictwo
Naukowe PWN, Warszawa 2003.

Chemia fizyczna, L. Sobczyk i A. Kisza, PWN,
Warszawa.

CHEMIA FIZYCZNA

CELE CHEMII
FIZYCZNEJ

Badanie zjawisk (procesów), którym
podlegają układy

Opisywanie tych procesów

Przewidywanie dróg przebiegu tych
procesów

Stany
materii

PRAWA GAZOWE

P. Atkins, J. de Paula, Physical Chemistry, 8

th

ed.

Zmiana ciśnienia

z wysokością

nad poziomem

morza

P. Atkins, J. de Paula, Physical Chemistry, 8

th

ed.

PRAWA GAZOWE

Prawo Boyle’a – Mariotte’a: w stałej
temperaturze iloczyn ciśnienia i
objętości danej masy gazu jest stały

p V = const.

[p] = 1 N/ m

2

=

1Pa

T

1

T

2

T

3

>T

2

>

T

1

p

V

T

3

p

V

T

Powierzchnia

możliwych

stanów

Prawo Boyle’a i Mariotte’a: w stałej
temperaturze objętość, V, danej masy gazu jest
odwrotnie proporcjonalna do jego ciśnienia, p

p V = const.

p = const. / V

T

= const

p

1 / V

Prawo Charle’a: przy stałej objętości gazu
stosunek ciśnienia do temperatury danej
masy gazu jest stały

P / T =
const.

p

T

0 K (-273,16

o

C

V

3

V

2

V

1

V

3

< V

2

<

V

1

Prawo Gay-Lussaca: przy stałym ciśnieniu
stosunek objętości do temperatury danej
masy gazu jest stały

V / T =
const.

V

T

0 K (-273,16

o

C

p

3

p

2

p

1

p

3

< p

2

<

p

1

V / T = const. V =
const. * T

V

T

0 K (-273,16

o

C

P = const

Objętość molowa

p

RT

V

p

RT

n

V

nRT

pV

M







Objętości molowe gazów w

temp. 25

o

C

Gaz

V

M

(dm

3

* mol

-1

)

Amoniak

24,4

Argon

24,8

Dwutlenek

węgla

24,6

Wodór

24,8

Tlen

24,8

Mieszaniny gazów

Prawo Daltona

p = p

1

+ ..... + p

n

V

T

R

n

p

A

A

*

*



V

T

R

n

p

B

B

*

*



p = p

A

+ p

B

Ułamek molowy

B

A

A

A

n

n

n

x





B

A

B

B

n

n

n

x





1





A

A

x

x

p

x

p

A

A

*



Ułamek molowy A,

x

A

p

Ciśnienie

cząstkowe

B

Ciśnienie gazu

V

nMc

p

3

2



N

s

s

s

c

N









....

2

2

2

1

c - średnia szybkość kwadratowa

3

2

nMc

pV 

nRT

pV 

3

2

nMc

nRT

R

Mc

T

3

2



Temperatura jest proporcjonalna do drugiej

potęgi średniej szybkości kwadratowej

cząsteczek

Związek szybkości cząsteczek gazu z

temperaturą:

Rozkład szybkości cząsteczek Maxwella:

s

s

RT

M

f

RT

Ms



















2

/

2

2

2

/

3

2

4

e





f - ułamek cząsteczek
posiadających prędkość w
przedziale od s do s+s

s - szybkość cząsteczki gazu,
M - masa molowa,
R – stała gazowa,
T - temperatura

Duża masa

cząsteczkowa

Umiarkowa

na masa

cząsteczko

wa

Mała masa

cząsteczko

wa

Szybkość

Ułamek

cząstecz

ek

Niska

temperatura

Umiarko

wana

temperat

ura

Wysoka

temperat

ura

Szybkość

Ułamek

cząstecz

ek

T = 300K

Rozkład szybkości

cząsteczkowej Maxwella

dla wodoru

Dyfuzja i
efuzja

Szybkość efuzjii gazu B

Szbkość efuzjii gazu A

=

M

A

M

B

Prawo Grahama:

Dla gazowego tlenu i wodoru:

Szybkość efuzji gazu
B

Szybkość efuzji gazu
A

=

M

A

M

B

= =
4

32

2

Szybkość efuzji
wodoru

Szybkość efuzji tlenu

Dla gazowego

235

UF

6

i

238

UF

6

:

Szybkość efuzji gazu
B

Szybkość efuzji gazu
A

=

M

A

M

B

= =
1,004

352

349

Szybkość efuzji

238

UF

6

Szybkość efuzji

235

UF

6

Dla jednego mola gazu doskonałego:

Dla n moli gazu doskonałego:

nRT

pV 

Gazy rzeczywiste wykazują odchylenia od praw

gazów doskonałych

Poprawka na
objętość własną
cząsteczek,
związana z siłami
odpychającymi

Poprawka
związana z
oddziaływaniami
międzycząsteczko
wymi
przyciągającymi

(p + a /V

2

) (V - b) =

RT

Substanc

e

a (L

2

atm/mol

2

)

b(L/mo

l)

He

0.0341

0.0237

H

2

0.244

0.0266

O

2

1.36

0.0318

H

2

O

5.46

0.0305

CCl

4

20.4

0.1383

Przykładowe wartości współczynników a i b w

równaniu van der Waalsa

Przykład:

Oblicz ciśnienie 100 moli gazowego tlenu o objętości
22.41 L w temperaturze 0

o

C.

V = 22.41 L
T = (0.0 + 273) = 273°K
a (O

2

) = 1.36 L

2

atm/mol

2

b (O

2

) = 0.0318 L /mol

P = 117atm - 27.1atm

P = 90 atm

P= 100 atm (gaz

doskonały)

Prawo Bernouliego:

Suma ciśnień: kinetycznego,
hydrostatycznego i statycznego w każdym
miejscu strumienia jest stała

0,5 m v

2

+ m g h + p V = const

0,5



v

2

+



g h + p = const

Woda z

kranu

Zasysane

powietrz

e

Pompka wodna

W gaźniku
samochodowym.