7 Κλάδοι Φυσικοχημείας – Τομείς – Εφαρμογές – Σπουδές

Αυτός είναι ο τέταρτος από τους πέντε κλάδους της Χημείας, που είναι η φυσική χημεία. Έτσι, η φυσική χημεία που εστιάζει σε φαινόμενα μακροσκοπικά, μικροσκοπικά, ατομικά, υποατομικά σωματίδια και χημικές διεργασίες μέσω του συστήματος που βασίζεται στις έννοιες και αρχές της φυσικής. Εν τω μεταξύ, υπάρχουν ορισμένοι υπο κλάδοι της φυσικής χημείας που πρέπει να εξηγηθούν. Έτσι, η φυσική χημεία είχε σκοπό να δημιουργήσει μεγαλύτερες εφαρμογές για τη ζωή.

Μπορείτε επίσης να κάνετε αναζήτηση:

• Κλάδοι Αναλυτικής Χημείας
• Κλάδοι Ανόργανης Χημείας
• Κλάδοι Οργανικής Χημείας

1. Θερμοδυναμική &Θερμοχημεία

Μερικές μελέτες δείχνουν ότι η θερμότητα είναι ο πιο σημαντικός παράγοντας στη χημική αντίδραση. Η θερμότητα οδηγεί σε κάποια αντίδραση, αλλά σε ορισμένες περιπτώσεις διατηρεί την αντίδραση. Η μελέτη για την εκμάθηση του τρόπου μέτρησης της μεταφοράς θερμότητας στη χημική αντίδραση είναι ένας κλάδος της φυσικής επιστήμης που ονομάζεται θερμοδυναμική, ο οποίος περιγράφει την έννοια της θερμότητας και δίνει διαδικασίες για την ποσοτική μέτρηση της μεταφοράς θερμότητας. Η θερμότητα είναι απλώς μια άλλη μορφή ενέργειας που είναι γνωστή ως θερμική ενέργεια

Η θερμοδυναμική έχει ευρύ φάσμα εφαρμογής, αλλά σε αυτό το άρθρο περιορίζουμε τη μελέτη μας για μια συγκεκριμένη πτυχή που είναι η χημική. Σε αυτό το σημείο, γνωρίζουμε ότι η μεταφορά της θερμότητας μάθημα ονομάζεται θερμοδυναμική που είναι περισσότερο τομέας της φυσικής. Τότε, μπορούμε να πούμε ότι η θερμοδυναμική της χημικής πτυχής ονομάζεται θερμοχημεία.

Επειδή οι χημικές αντιδράσεις συνήθως μελετώνται σε σταθερή πίεση, η μεταφορά θερμότητας είναι αντίδραση μετράται σε σταθερή πίεση. Για να ληφθεί ένας αριθμός μεταφοράς θερμότητας σε σταθερή πίεση, χρειάζεται μια χημική αντίδραση και η ποσότητα της θερμότητας που μεταφέρεται συμβολίζεται ως q_p.

Αυτή η αντίδραση ονομάζεται ενθαλπίες αντίδρασης, οι οποίες ως σύνθεση όπως:

[tabs]
[tab title=”Τύπος Enthalpies

q_p =ΔH =H_f – H_p  =H_προϊόν – H_reactan =ΔH_{αντίδραση}

[/tab]
[/tabs]

Όταν το μονοξείδιο του άνθρακα καίγεται σε οξυγόνο για την παραγωγή διοξειδίου του άνθρακα, η θερμότητα απελευθερώνεται ή εκπέμπεται στο περιβάλλον,  έχει αρνητικό πρόσημο. Όταν η θερμότητα εκπέμπεται από την αντίδραση (το ΔΗ είναι αρνητικό), η αντίδραση λέγεται ότι είναι εξώθερμη. Η αντίθετη αντίδραση της εξώθερμης, η οποία προσλαμβάνεται θερμότητα που φαίνεται από ΔΗ θετική λέγεται ενδόθερμη. Το παράδειγμα της ενδόθερμης είναι η προηγούμενη αντίδραση που γράφτηκε προς την αντίθετη ή αντίστροφη κατεύθυνση του διοξειδίου του άνθρακα.

Η θερμοδυναμική δεν μας είναι ικανή να προβλέψουμε το ΔΗ της αντίδρασης αποσύνθεσης με απόλυτη σιγουριά, ακόμα κι αν ποτέ δεν γίνει πραγματικά θερμιδομετρικό πείραμα για αυτό.

Ενθαλπίες τυπικής κατάστασης

Οι απόλυτες τιμές της ενθαλπίας ενός στοιχείου συμπεριφέρονται το ίδιο όπως η εσωτερική ενέργεια που σημαίνει ότι δεν μπορεί να μετρηθεί ή να υπολογιστεί. Μόνο οι αλλαγές στην ενθαλπία μπορούν να μετρηθούν. Είναι απαραίτητο να υιοθετηθεί μια κατάσταση αναφοράς για ενθαλπίες ουσιών, επομένως με αυτό το πρόβλημα ο χημικός ορίζει τις πρότυπες καταστάσεις για τις αρχές της σύγχρονης χημείας ως εξής:

• για στερεά και υγρά, η τυπική κατάσταση είναι η θερμοδυναμικά σταθερή κατάσταση σε πίεση 1 atm και σε καθορισμένη θερμοκρασία.
• για τα αέρια, η τυπική κατάσταση είναι η αέρια φάση σε  πίεση 1 atm, σε καθορισμένη θερμοκρασία και που παρουσιάζει ιδανική συμπεριφορά αερίου.
• για τα διαλυμένα είδη, η τυπική κατάσταση είναι ένα διάλυμα 1 m σε πίεση 1 atm, σε καθορισμένη θερμοκρασία και που παρουσιάζει ιδανική συμπεριφορά διαλύματος.

Η πιο συνηθισμένη θερμοκρασία που επιλέγεται για καθορισμένη θερμοκρασία είναι 298,15 K (25 C ακριβώς). Έτσι, όταν δεν δηλώνεται το πρότυπο θερμοκρασίας, επομένως η θερμοκρασία είναι 298,15 K. Αφού καθοριστούν τα πρότυπα, μπορεί να συναχθεί το συμπέρασμα ότι το χημικό στοιχείο στις τυπικές τους καταστάσεις στους 298,15 K έχει μηδενική ενθαλπία.

Η δέλτα ενθαλπία ή η μεταβολή της ενθαλπίας όταν οι συνθήκες είναι τυπικές. Σημαίνει ότι όλα τα αντιδρώντα και τα προϊόντα βρίσκονται στην τυπική τους κατάσταση με την καθορισμένη θερμοκρασία που ονομάζεται τυπική ενθαλπία και συμβολίζεται ως ΔH_f . Οι μεταβολές της ενθαλπίας για την αντίδραση που παράγουν 1 mol της ένωσης από το στοιχείο της στις σταθερές τους καταστάσεις ονομάζονται τυπική έννοια ενθαλπίας σχηματισμού ΔH_f της ένωσης.

Ενθαλπίες Μποντ

Για να σχηματιστεί σε μια νέα διάταξη του ατόμου μια χημική αντίδραση απαιτεί ένας υπάρχων δεσμός για να σπάσει. Οι χημικοί ανακάλυψαν ότι σε ενδιάμεσα είδη με υψηλή αντίδραση μπορεί να υπάρχουν περισσότεροι από ένας δεσμοί να έχουν σπάσει και να βρουν την ποσότητα ενέργειας που απαιτείται για να σπάσει ένας συγκεκριμένος δεσμός.

Μόλις μια τόσο σημαντική μετρήσιμη ποσότητα είναι η ενθαλπία αλλάζει όταν ένας δεσμός σπάει στην αέρια φάση, που ονομάζεται ενθαλπία δεσμού. Αυτή η αλλαγή είναι πάντα θετική επειδή τα άτομα που συνδέονται μεταξύ τους έχουν χαμηλότερη ενέργεια από ό,τι όταν είναι διαχωρισμένα. Για παράδειγμα, η αντίδραση συμβαίνει σε ενθαλπία δεσμού ενός C-H σε μεθάνιο χρειάζεται 438 kJ mol, όταν μετράται σε τυπική συνθήκη ενθαλπίας.

Διαδικασία θερμοχημείας

Μια διαδικασία συμβαίνει εάν αλλάξουν μία ή περισσότερες ιδιότητες ενός συστήματος. Η διαδικασία θα μπορούσε να χωριστεί σε τρεις κατηγορίες:

• Ισοβαρικό σημαίνει ότι η διαδικασία συμβαίνει όταν η πίεση του συστήματος παραμένει σταθερή
• Ισοθερμικό σημαίνει ότι η διαδικασία συμβαίνει όταν η θερμοκρασία του συστήματος παραμένει σταθερή
• Αδιαβατικό σημαίνει ότι η διαδικασία πραγματοποιείται χωρίς καμία ανταλλαγή θερμότητας.

2. Ηλεκτροχημεία

Η Ηλεκτροχημεία είναι ο κλάδος της φυσικής χημείας που ασχολείται με την αλληλομετατροπή χημικής και ηλεκτρικής ενέργειας μέσω αντίδρασης οξείδωσης-αναγωγής. Τα ηλεκτρόνια μεταφέρονται μεταξύ δύο αιθουσών-αντίδρασης μέσω εξωτερικής ηλεκτρικής ενέργειας. Η ηλεκτρική ενέργεια μπορεί να χρησιμοποιηθεί για την πρόκληση χημικών αντιδράσεων που δεν συμβαίνουν φυσικά αυθόρμητα.

Οι ηλεκτροχημικές μέθοδοι χρησιμοποιούνται ευρέως στην ιατρική διαγνωστική, όπου μετρούν συνήθως πολύ χαμηλή συγκέντρωση μορίων κλινικής σημασίας. Άλλες εφαρμογές της ηλεκτροχημείας βρίσκονται στην ηλιακή ενέργεια, τη μετατροπή, τις κυψέλες καυσίμου και την τεχνολογία αποθήκευσης ενέργειας.

Η συζήτηση για την ηλεκτροχημεία ξεκίνησε με την ανασκόπηση της αντίδρασης οξειδοαναγωγής, του υδατικού διαλύματος, την εισαγωγή των συστατικών των ηλεκτροχημικών στοιχείων και τη διάκριση των γαλβανικών στοιχείων από τα ηλεκτρολυτικά στοιχεία που δεν θα εξηγηθούν όλα αυτά τα θέματα σε αυτό το άρθρο. Κάποιο θέμα θα εξηγηθεί εν συντομία.

Γαλβανικά κύτταρα

Τα γαλβανικά κύτταρα είναι ένα από τα ηλεκτροχημικά στοιχεία, τα ίδια τα ηλεκτροχημικά είναι η θέση όπου η ηλεκτροχημική αντίδραση αλληλομετατρέπει τη χημική και την ηλεκτρική ενέργεια μέσω της συζευγμένης αντίδρασης οξείδωσης αναγωγής στην οποία η μισή αντίδραση διαχωρίζεται.

Σύμφωνα με τη θεωρία Gibbs, στα γαλβανικά κύτταρα η ελεύθερη ενέργεια διατίθεται σε αντίδραση οξείδωσης αυθόρμητης αναγωγής και μπορεί να μετατραπεί σε ηλεκτρική ενέργεια που μπορεί να είναι χρήσιμη για εργασία. Το παράδειγμα του γαλβανικού κυττάρου συμβαίνει στην αντίδραση αναγωγής-οξείδωσης του μετάλλου χαλκού για να σχηματιστούν ιόντα χαλκού, τα ιόντα αργύρου άμμου έχουν αναχθεί σε μέταλλο αργύρου. Ένα σύρμα συνδέει τα δύο μεταλλικά ηλεκτρόδια, επιτρέποντας στα ηλεκτρόνια να ρέουν ανάμεσά τους και οι ιοντικοί αγωγοί που συνδέουν τα κύτταρα ονομάζεται γέφυρα αλατιού.

Η άλλη έννοια που πρέπει να είναι γνωστή είναι η άνοδος και η κάθοδος. Η άνοδος είναι η θέση του ηλεκτροδίου όταν υφίσταται οξείδωση και η κάθοδος είναι η θέση όπου το ηλεκτρόδιο παρουσιάζει μείωση. Αυτοί οι όροι και η έννοια δηλώθηκαν από τον Michael Faraday.

Ηλεκτρολυτικά κύτταρα

Στο γαλβανικό στοιχείο, όλες οι αντιδράσεις που περιγράφονται ως αυθόρμητα έγιναν και η μεταβολή της ενέργειας γράφεται αρνητική. Αυτή η θερμοδυναμική κινητήρια δύναμη σχετίζεται με μια ηλεκτροστατική κινητήρια δύναμη. Το σύστημα που αποτελείται από φορτισμένα σωματίδια αναζητά αυθόρμητα τη χαμηλότερη ηλεκτροστατική δυναμική ενέργεια όπως το μηχανικό σύστημα αναζητά αυθόρμητα καταστάσεις της χαμηλότερης μηχανικής δυναμικής ενέργειας. Με άλλα λόγια, αυτό το ηλεκτρολυτικό στοιχείο θα ενεργοποιηθεί όταν συμβεί μια ενέργεια που εφαρμόζεται υπό την αντίδραση αναγωγής-οξείδωσης.

Τρία κύρια μέρη του ηλεκτρολυτικού είναι η ουσία που παράγει ένα ηλεκτρικά αγώγιμο διάλυμα ή ονομάζεται ηλεκτρολύτης και τα άλλα είναι ηλεκτρόδια όπως η άνοδος και η κάθοδος. Επομένως, θα μπορούσαμε να συμπεράνουμε ότι το ηλεκτρολυτικό στοιχείο λειτουργεί με τον αντίθετο τρόπο από το γαλβανικό στοιχείο ή τις μπαταρίες.

Οι νόμοι του Faraday

Το 1833, ο Michael Faraday  βρήκε και έδειξε ποσοτική σχέση μεταξύ της ποσότητας φορτίου που ακολούθησε και των ποσοτήτων υλικού προϊόντος ή καταναλώθηκε σε ηλεκτροχημικές αντιδράσεις. Ως εκ τούτου, η σχέση που ανακάλυψε είναι γνωστή ως Νόμος του Faraday που δηλώνει ως εξής:

• η μάζα μιας δεδομένης ουσίας που παράγεται ή καταναλώνεται στην ηλεκτροχημική αντίδραση είναι ανάλογη με την ποσότητα του ηλεκτρικού φορτίου που διέρχεται.
• ισοδύναμες μάζες διαφορετικών ουσιών παράγονται ή καταναλώνονται σε ηλεκτροχημική αντίδραση από δεδομένη ποσότητα ηλεκτρικού φορτίου που διέρχεται.

Αυτοί οι νόμοι συνοψίζουν με επιτυχία τη στοιχειομετρία των ηλεκτροχημικών. Όχι μόνο δήλωσε ο νόμος Ο Faraday μέτρησε επίσης την αναλογία μάζας φορτίου του ιόντος υδρογόνου, η τιμή που έλαβε είναι περίπου 1000 φορές μικρότερη από το e/m_e , τότε συμπεράνετε ότι «το φορτίο του ηλεκτρονίου πρέπει να είναι πολύ μεγάλο ή η μάζα του ηλεκτρονίου πρέπει να είναι πολύ μικρή, σε σύγκριση με το ιόν υδρογόνου».

Στο φορτίο ενός mole ηλεκτρονίου έχει δοθεί ένα ειδικό όνομα και σύμβολο ως σταθερά Faraday, το οποίο έχει ποσό όπως,  F =96.485,34 C mol

3. Χημική Κινητική

Το κύριο θέμα της χημικής μελέτης είναι οι ρυθμοί αντίδρασης που περιλαμβάνει την εξήγηση του πώς ο καταλύτης αυξάνει τους ρυθμούς χημικής αντίδρασης. Γιατί οι μικρές αλλαγές στη θερμοκρασία συχνά έχουν τόσο μεγάλη επίδραση στον ρυθμό μαγειρέματος του φαγητού. Πώς ο τρόπος με τον οποίο τα μόρια συνδυάζονται για να σχηματίσουν ένα προϊόν και ούτω καθεξής τέτοιου είδους ερωτήματα καθιστούν αυτή τη μελέτη τόσο περίπλοκη.

Ο πρωταρχικός στόχος της χημικής κινητικής είναι η μείωση του μηχανισμού αντίδρασης από πειραματικές μελέτες των ρυθμών της. Ο ίδιος ο μηχανισμός αντίδρασης είναι ο αργός ή γρήγορος που μια αντίδραση θα μπορούσε να παράγει τα τελικά προϊόντα της.

Ρυθμοί χημικών αντιδράσεων

Η ταχύτητα της αντίδρασης εξαρτάται από πολλούς παράγοντες. Η συγκέντρωση της ένωσης που αντιδρά είναι αυτή που έχει σημαντική επίδραση. Ο άλλος παράγοντας που επηρεάζει είναι η θερμοκρασία που σημαίνει ότι ο προσεκτικός έλεγχος της θερμοκρασίας είναι κρίσιμος για την ποσοτική μέτρηση στη χημική κινητική. Τέλος, ο ρυθμός συχνά εξαρτάται σε σημαντικό βαθμό από τη φυσική μορφή των αντιδρώντων.

Ένα πείραμα κινητικής περιλαμβάνει τη μέτρηση του ρυθμού μεταβολής της ουσίας που συμμετέχει στη χημική αντίδραση. Μια σειρά μετρήσεων που χρησιμοποιούν διαφορετική μέθοδο για διαφορετικές συνθήκες θα μπορούσε να αποκαλύψει το ρυθμό μεταβολής της συγκέντρωσης. Για χαμηλή ταχύτητα, μπορούμε να χρησιμοποιήσουμε συνθήκες χαμηλής θερμοκρασίας και σε πολύ γρήγορη αντίδραση χρησιμοποιούμε συχνά μια λάμψη φωτός της οποίας ο ρυθμός παρακολουθείται στη συνέχεια μετρώντας την απορρόφηση σε συγκεκριμένο μήκος κύματος.

Στην προηγούμενη εξήγηση, συμπεραίνουμε ότι μόλις σχηματιστεί το προϊόν από την αντίδραση μπορεί να αντιδράσει ξανά για να δώσει την αρχική αντίδραση, ο καθαρός ρυθμός είναι η διαφορά που γράφεται σε συγκεκριμένη εξίσωση όπως:

Καθαρό επιτόκιο =προθεσμιακό επιτόκιο – αντίστροφο επιτόκιο

Αυτό σημαίνει ότι η μέτρηση της συγκέντρωσης δίνει το καθαρό επιτόκιο και όχι απλώς το προθεσμιακό επιτόκιο. Επιπλέον, πολλές αντιδράσεις ολοκληρώνονται, σημαίνει ότι έχουν μετρήσιμο ρυθμό μόνο προς την κατεύθυνση προς τα εμπρός ή αλλιώς το πείραμα μπορεί να διευθετηθεί έτσι ώστε το προϊόν να αφαιρεθεί καθώς σχηματίζονται. Η αντίδραση μεταξύ του ρυθμού μιας αντίδρασης και της συγκέντρωσης ονομάζεται νόμος ταχύτητας.

Μηχανισμός αντίδρασης

Πολλές αντιδράσεις δεν συμβαίνουν σε ένα μόνο βήμα, αλλά αντί να ακολουθούν σε βήματα για να φτάσουν στο προϊόν. Κάθε ένα από αυτά τα βήματα ονομάζεται στοιχειώδης αντίδραση και συμβαίνει μέσω της σύγκρουσης ατόμου, ιόντων ή μορίων. Μια μονομοριακή στοιχειώδης αντίδραση περιλαμβάνει μόνο ένα μόνο μόριο αντιδραστηρίου. Το παράδειγμα αυτής της αντίδρασης είναι η διάσταση του ενεργοποιημένου N₂ O₃ μόρια σε αέρια φάση. Ο πιο συνηθισμένος τύπος στοιχειώδους αντίδρασης περιλαμβάνει τη σύγκρουση ατόμου, ιόντων ή μορίου που ονομάζεται βιομοριακό το παράδειγμα αυτής της αντίδρασης είναι η σύγκρουση NO + O₃ σε αέρια φάση που είναι η αντίστροφη αντίδραση του N₂ O₃ .

Ο όρος termoecular χρησιμοποιείται για ένα στάδιο αντίδρασης που περιλαμβάνει την ταυτόχρονη σύγκρουση τριών μορίων, η οποία είναι μια πολύ λιγότερο πιθανή αντίδραση, για παράδειγμα ο ανασυνδυασμός ατόμων ιωδίου στην αέρια φάση για να σχηματίσουν μόρια ιωδίου. Ένας μηχανισμός αντίδρασης είναι μια λεπτομερής ακολουθία στοιχειωδών αντιδράσεων, οι λεπτομέρειες παρέχουν τον ρυθμό του μορίου που συνδυάζεται για να δώσει τη συνολική αντίδραση. Ένα ενδιάμεσο αντίδρασης είναι ένα χημικό είδος που σχηματίζεται και καταναλώνεται στην αντίδραση αλλά δεν εμφανίζεται στις συνολικές ισορροπημένες χημικές εξισώσεις.

Υπάρχει μια άμεση σχέση μεταξύ των ρυθμών για τα στοιχειώδη βήματα σε έναν μηχανισμό χημικής αντίδρασης και της συνολικής σταθεράς ισορροπίας K. Αυτή η αρχή ονομάζεται λεπτομερής ισορροπία που δηλώνει ότι στην ισορροπία ο ρυθμός κάθε στοιχειώδους διεργασίας εξισορροπείται από τον ρυθμό της αντίστροφης διεργασίας της. Η απόδειξη αυτής της αρχής είναι ότι οι σταθερές ταχύτητας τριών βημάτων στοιχειώδους αντίδρασης είναι k₁ ,k,k₃ ενώ το αντίστροφο από τα τρία στάδια της στοιχειώδους αντίδρασης είναι k_-1 ,k_-2 ,k_-3 .

Μπορείτε επίσης να κάνετε αναζήτηση:

• Κατάλογος χημικών προϊόντων
• Άζωτο για φυτά
• Χρήσεις ηλίου
• Χρήσεις Υδρογόνου

4. Φασματοσκοπία &Φωτοχημεία

Φασματοσκοπία

Η βασική έννοια ή η ραχοκοκαλιά της φασματοσκοπίας είναι η κβαντοποίηση της ενέργειας. Η κβαντοποίηση της ενέργειας είναι μια επαναστατική έννοια που χρειάστηκε περισσότερο στις αρχές του εικοστού αιώνα για να ανακαλυφθεί. Η ίδια η φασματοσκοπία καλύπτει τη μελέτη σχετικά με τα μέτρα διαφόρων μορφών φωτεινής ενέργειας που απορροφώνται ή εκπέμπονται μόνο σε συγκεκριμένο κυματικό φως.

Η φασματοσκοπία περιλαμβάνει τη μέτρηση της ηλεκτρομαγνητικής ακτινοβολίας όπως εκπέμπεται από άτομα και μόρια μεταξύ καθορισμένων ενεργειακών επιπέδων και μπορεί να χαρακτηριστεί από μήκος κύματος ή συχνότητα. Η φωτεινή ενέργεια είναι ανάλογη της συχνότητας με, Ɛ =hv και η γωνιακή ορμή κβαντίζεται επίσης (mvr =nh)

Φωτοχημεία

Η φωτοχημεία είναι μια μελέτη της χημικής αντίδρασης που παράγεται από το φως, επειδή η απορρόφηση ενός φωτονίου από το φως ένα μόριο μπορεί να ανέλθει σε διεγερμένη ηλεκτρονική κατάσταση όπου θα είναι πιο πιθανό να αντιδράσει από ό,τι στη βασική ηλεκτρονική κατάσταση. Στις φωτοχημικές αντιδράσεις, η ενέργεια ενεργοποίησης παρέχεται από την απορρόφηση του φωτός. Αυτή η ιδέα είναι το αντίθετο της θερμικής αντίδρασης ότι η ενέργεια ενεργοποίησης παρέχεται από διαμοριακές συγκρούσεις.

Η ενέργεια του φωτονίου μπορεί να προσδιοριστεί με την εξίσωση E _{φωτόνιο} =hv =hcl λ. Άρα, η ενέργεια ενός mol φωτονίου είναι N _Α hv . Σύμφωνα με τον νόμο της φωτοχημείας Stark-Einstein, ο αριθμός των φωτονίων που απορροφάται ισούται με τον αριθμό των μορίων που πραγματοποιούν μετάβαση σε μια διεγερμένη ηλεκτρονική κατάσταση. Ο όρος φθορισμός σημαίνει ότι δεν υπάρχει αλλαγή στην αυθόρμητη εκπομπή ακτινοβολίας από μια ηλεκτρονική μετάβαση στην οποία το συνολικό ηλεκτρονικό σπιν. Από την άλλη πλευρά, ο φωσφορισμός σημαίνει εκπομπή που ακολουθεί την ηλεκτρονική διέγερση με απορρόφηση φωτός. Και ο όρος φωταύγεια αναφέρεται σε οποιαδήποτε εκπομπή φωτός από ηλεκτρονικά διεγερμένα είδη και περιλαμβάνει φθορισμό και φωσφορισμό.

Το παράδειγμα της φωτοχημείας που συμβαίνει στα φυτά γενικά στα φύλλα είναι η φωτοσύνθεση που είναι η διαδικασία όπου το φυτό χρησιμοποιεί υπεριώδη ενέργεια για να μετατρέψει το διοξείδιο και το νερό σε γλυκόζη και οξυγόνο. Όπως αναφέρθηκε παραπάνω, η έννοια της φωτοχημείας αφορά το φως, τη φωτοσύνθεση που χρησιμοποιεί η ίδια το φως καθώς εισέρχεται και το νερό για την παραγωγή γλυκόζης και οξυγόνου το καθένα σε στερεή ή ρευστή μορφή και μορφή αερίου.

5. Κβαντομηχανική

Η κβαντομηχανική παρέχει μια σταθερή εννοιολογική βάση για την κατανόηση πολλών φαινομένων που ο χημικός επιδιώκει να κατανοήσει. Όπως η ατομική αλληλεπίδραση που σχηματίζει το μόριο και την εκτεταμένη στερεά δομή, τις διαμοριακές αλληλεπιδράσεις και τη χημική αντιδραστικότητα.

Κβαντική χημεία

Με μεγάλη ανάπτυξη στην κβαντική χημεία, σήμερα η κβαντική χημεία παρέχει πολύ καλές κατά προσέγγιση λύσεις στην εξίσωση Schrodinger για τα μόρια. Παρέχει επίσης μια ποιοτική ιδέα για την αναπαράσταση και την περιγραφή χημικών δεσμών, μοριακής δομής και χημικής αντιδραστικότητας.

Η προσέγγιση Born-Openheimer είναι το σημείο εκκίνησης για την κβαντομηχανική. Τα σημεία της προσέγγισης Born-Openheimer είναι ότι οι πυρήνες είναι τόσο πολύ βαρύτεροι από τα ηλεκτρόνια που μπορεί να θεωρηθούν σταθερός χώρος ενώ το ηλεκτρόνιο κινείται γρήγορα γύρω από τους πυρήνες. Το γεγονός ότι τα ηλεκτρόνια κινούνται πολύ πιο γρήγορα από τους πυρήνες μας επιτρέπει να αντιμετωπίζουμε την ηλεκτρονική κίνηση ανεξάρτητα από την πυρηνική κίνηση λύνοντας μια ηλεκτρονική εξίσωση Schrodinger για κάθε τιμή στον διαχωρισμό μεταξύ των πυρήνων.

6. Χημεία Επιφανειών

Σε αυτόν τον κλάδο της φυσικής χημείας, σύμφωνα με τον τίτλο του σημαίνει ότι αυτή η μελέτη αφορά τη χημική αντίδραση που συμβαίνει στις επιφάνειες και τις διεπαφές. Αυτή η μελέτη εστιάζει στο πώς αλληλεπιδρούν ένα μόριο ή άτομο μεταξύ τους στην επιφάνεια. Το βασικό σημείο της μελέτης της αλληλεπίδρασης μορίων είναι να κατανοήσουμε τις επιθυμητές χημικές αντιδράσεις, για παράδειγμα την ετερογενή κατάλυση.

Ο σκοπός της μελέτης της χημικής αντίδρασης είναι η τροποποίηση της χημικής αντίδρασης ώστε να μπορεί να παράγει διάφορα επιθυμητά αποτελέσματα ή/και βελτίωση εντοπισμού στην επιφάνεια και τις διεπαφές. Υπάρχουν πολλά πεδία που αγαπούν αυτή τη μελέτη, όπως η κατάλυση, η ηλεκτροχημεία και η γεωχημεία.

Μπορείτε επίσης να κάνετε αναζήτηση:

• Κλάδοι Βιοχημείας
• Κλάδοι Αναλυτικής Χημείας
• Κλάδοι Χημείας
• Κλάδοι Οργανικής Χημείας

Εν τω μεταξύ, υπάρχουν υποκλάδοι της φυσικής χημείας που χρησιμοποιούνται στην καθημερινή ζωή για να συνδυάσουν πολλές βασικές βιομηχανικές, εργαστηριακές και πολλές μελέτες.