- •Б.Я. Брянский, т.А. Калинина
- •1.1. Основные понятия химической термодинамики 7
- •1. Конспект теоретического материала
- •1.1. Основные понятия химической термодинамики
- •1.1.1. Термодинамическая система
- •1.1.2. Состояния, свойства термодинамической системы.
- •1.2.1. Уравнение состояния термодинамической системы. Нулевой
- •1.2.2. Идеальный газ и его уравнение состояния
- •1.2.3. Реальный газ и его уравнения состояния
- •В критической точке одному давлению соответствует не три объёма, а один (см. Рис.1). Следовательно, для этой точки кубическое уравнение принимает следующий вид:
- •1.3. Первый закон термодинамики
- •1.3.1. Функции состояния и формы обмена энергией
- •1.3.2. Содержание первого закона термодинамики
- •1. При поглощении теплоты система увеличивает внутреннюю энергию и совершает работу:
- •2. При уменьшении внутренней энергии система выделяет теплоту и совершает работу:
- •1.3.3. Расчёт работы
- •1.3.4. Расчёт теплоты. Теплоёмкость
- •1.3.5. Адиабатический процесс
- •1.4. Начальные понятия термохимии
- •1.4.1. Тепловой эффект химической реакции с точки зрения
- •1.4.2. Стандартные молярные энтальпии (смэ) реакций и фазовых
- •1.5. Термохимические расчёты
- •1.5.1. Расчёт стандартной энтальпии реакции через стандартные энтальпии образования участников реакции
- •1.5.2. Расчёт стандартной энтальпии реакции через стандартные энтальпии сгорания участников реакции
- •1.5.3. Расчёт стандартной энтальпии реакции через энергии связей участников реакции
- •1.5.4. Расчёт стандартной энтальпии решётки (цикл Борна-Габера)
- •1.5.5. Расчёт стандартной энтальпии гидратации и
- •1.5.6. Расчёт энтальпии реакции при произвольной температуре
- •1.5.7. Связь энтальпии реакции с изменением внутренней энергии
- •1.6. Энтропия и второй закон термодинамики
- •1.6.1. Энтропия и её статистический смысл
- •1.6.2. Второй закон термодинамики
- •1.6.3. Расчёты изменения энтропии в равновесных процессах
- •1.7. Применение второго закона термодинамики к неизолированным изотермическим системам
- •1.7.1. Энергии Гельмгольца и Гиббса
- •1.7.2. Расчёт энергии Гиббса реакции
- •1.7.3. Термодинамические потенциалы. Соотношения Максвелла
- •1.8. Закон действующих масс
- •1.8.1. Химический потенциал. Фундаментальное уравнение Гиббса
- •1.8.2. Вывод закона действующих масс
- •1.8.3. Принцип Ле Шателье – Брауна
- •2. Лабораторные работы по термохимии
- •2.1. Общие замечания.
- •2.2. Определение постоянной калориметра
- •2.3. Лабораторная работа 1. Определение парциальной мольной энтальпии растворения вещества
- •Порядок выполнения работы
- •Контрольные вопросы
- •2.4. Лабораторная работа № 2. Определение теплоты реакции нейтрализации сильной кислоты сильным основанием
- •Порядок выполнения работы
- •Контрольные вопросы
- •2.5. Лабораторная работа № 3. Определение теплоты диссоциации слабой кислоты
- •Порядок выполнения работы
- •1. Определяют постоянную калориметра (см. П.2.1).
- •3. Определение теплоты реакции нейтрализации (Qнейтр) проводят по методике предыдущей лабораторной работы или используют табличные данные (по указанию преподавателя).
- •8. Рассчитывают теплоту реакции нейтрализации соляной кислоты гидроксидом натрия (Qнейтр) по методике предыдущей работы, либо используют справочные данные.
- •Контрольные вопросы
- •2.6. Лабораторная работа № 4. Определение теплоты гидратообразования соли
- •Порядок выполнения работы
- •Контрольные вопросы
- •2.7. Лабораторная работа № 5. Определение теплоты реакции окисления щавелевой кислоты перманганатом калия
- •Порядок выполнения работы
- •Контрольные вопросы
- •2.8. Лабораторная работа № 6. Определение теплоты испарения органических жидкостей
- •Порядок выполнения работы
- •Контрольные вопросы
- •5. Рассчитайте изменение внутренней энергии при испарении 1 моль органической жидкости, теплоту испарения которой вы определили экспериментально.
- •3. Рекомендации к практическим занятиям
- •3.1. Рекомендации для успешного решения задач
- •3.2. Материалы к практическим занятиям
- •3.2.1. Уравнения состояния идеальных и реальных газовых систем
- •3.2.2. Первый закон термодинамики. Вычисление внутренней энергии,
- •3.2.3. Тепловой эффект химической реакции. Закон Гесса. Зависимость теплового эффекта от температуры. Формула Кирхгофа
- •3.2.4. Второй закон термодинамики. Вычисление изменения энтропии в различных процессах. Расчёт абсолютной энтропии веществ
- •3.2.5. Термодинамические потенциалы. Соотношения Максвелла
- •3.2.6. Закон действующих масс. Расчёт равновесного состава
- •3.2.7. Уравнение изотермы химической реакции
- •3.2.8. Зависимость константы равновесия от температуры. Уравнения
- •3.2.9. Методы расчета константы равновесия и энергии Гиббса реакции
- •4. Методические рекомедации и справочные материалы
- •4.1. Основные правила работы при проведении лабораторных работ по термохимии
- •4.2. Основные правила построения и оформления графиков
- •4.3. Рекомендации по применению международной системы единиц си
- •4.4.Таблицы физико-химических данных
- •Литература
- •Дополнительная
- •Часть 1 Издательство ОмГу
- •644077, Г. Омск, пр. Мира, 55а, госуниверситет
2.3. Лабораторная работа 1. Определение парциальной мольной энтальпии растворения вещества
Цель работы: познакомиться с методом определения парциальных мольных величин на примере парциальной мольной энтальпии растворения соли.
Перед выполнением работы следует изучить теоретический материал по теме «Парциальные мольные величины и методы их определения» по одному из учебников [1, гл.V, §6; 2, гл.Vll, §2].
Парциальными мольными величинами называются частные производные от экстенсивного свойства системы (объём, энтропия, энтальпия, энергия Гиббса и др.) по количеству i-го компонента, при постоянных давлении, температуре и количестве других компонентов. Например, парциальная мольная внутренняя энергия i-го компонента многокомпонентной системы (например, раствора) равна: Ūi = (∂U /∂ni)P,Т,n j≠i , а внутренняя энергия всей системы может быть рассчитана: U = ∑ni Ūi. Не только экстенсивные свойства растворов могут быть рассчитаны таким образом, но и изменения этих свойств при образовании растворов из чистых компонентов. Примером могут служить интегральные и парциальные (дифференциальные) энтальпии растворения.
При растворении в жидкости твёрдого вещества с ионной кристаллической решеткой происходят два процесса: разрушение кристаллической решетки – эндотермический процесс и сольватация ионов –экзотермический процесс. В зависимости от соотношения этих тепловых эффектов (которые определяются природой растворяемого вещества и растворителя) теплота растворения соли может быть как положительной, так и отрицательной величиной. Различают интегральную и дифференциальную теплоты растворения. Интегральная теплота растворения – это тепловой эффект растворения 1 моль вещества в некотором количестве чистого растворителя. Дифференциальная (парциальная) теплота растворения – тепловой эффект растворения 1 моля вещества в бесконечно большом количестве раствора заданной концентрации. В калориметрическом опыте определяют только интегральные теплоты растворения, а дифференциальную теплоту вычисляют по зависимости интегральных теплот растворения от количества растворённого вещества: ΔĤраств.= (∂ΔН /∂n)P,Т,n H2O
Реактивы и оборудование: соль (по указанию преподавателя), дистиллированная вода, калориметр, термометр Бекмана, воронка, мешалка, секундомер, цилиндр на 500 мл..
Порядок выполнения работы
1. Определяют постоянную калориметра (см. п.2.1).
2. Проводят опыты по растворению трёх-четырёх различных навесок соли, выполняя те же операции, что и при определении постоянной калориметра. В каждом опыте используют одинаковый объём растворителя (дистиллированной воды).
Соль, величину навесок, объём растворителя, пределы, в которых уста-навливается термометр Бекмана, указывает преподаватель. Полученные экспериментальные данные занесят в таблицу (табл.2.1)
3. По полученным данным графическим методом определяют действительное изменение температуры в каждом из опытов.
4. По уравнению теплового баланса (2-1) вычисляют количество теплоты Q, выделившейся или поглотившейся в калориметре в каждом из опытов.
5. По массам навесок соли вычисляют количество растворённого вещества – n (моль) в каждом из опытов.
6. Строят зависимость энтальпии процесса растворения (ΔН = - Q) от количества (n, моль) растворённого вещества. Рассчитывают по МНК уравнение зависимости ΔН = f(n).
7. По тангенсу угла наклона прямой линии к оси абсцисс (угловой коэффициент уравнения) определяют величину парциальной мольной энтальпии растворения вещества: ΔĤраств.= (∂ΔН /∂n)P,Т,n H2O