- •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
Контрольные вопросы
1. Дайте определение понятия «парциальная мольная величина», каков её физический смысл?
2. Как рассчитать экстенсивное свойство системы, пользуясь парциальными мольными величинами?
3. Какие методы определения парциальных величин вы знаете?
4. Что понимают под терминами «удельная дифференциальная теплота растворения», «удельная интегральная теплота растворения»?
5. Пользуясь справочными данными, постройте зависимость интегральных энтальпий растворения KCl от концентрации и рассчитайте дифференциальную (парциальную) мольную энтальпию растворения при m=0,5 моль/кгН2О.
2.4. Лабораторная работа № 2. Определение теплоты реакции нейтрализации сильной кислоты сильным основанием
Цель работы: определить теплоту реакции нейтрализации сильной кислоты сильным основанием и сопоставить с теоретически рассчитанной величиной.
Перед выполнением работы повторите теоретический материал по теме «Тепловые эффекты химических реакций. Закон Гесса и следствия из него по учебникам [1,гл.ll, §1,2; 2, гл. ll, §6 ] . Пользуясь таблицами термодинамических величин соединений и ионов [6], рассчитайте теплоту реакций нейтрализации при Т=298 К для следующих пар разбавленных растворов: NaOH и H2SO4, KOH и H2SO4, KOH и HCl.
При взаимодействии одного моль-эквивалента сильной кислоты с одним моль-эквивалентом сильного основания в разбавленных водных растворах выделяется почти одинаковое количество теплоты Н0 = -55,9 кДжмоль при 298 К. Это обусловлено тем, что при полной диссоциации сильных кислот и оснований, все реакции нейтрализации сводятся к реакции образования молекулы воды: H +aq + OH–aq = H2O(ж).
При определении теплового эффекта реакции нейтрализации необходимо учитывать, что при сливании растворов кислоты и основания происходит изменение объемов, т.е. нужно учитывать еще две промежуточные теплоты разбавления. Поскольку в данной работе к большому объёму щёлочи приливают небольшой объём кислоты, то можно пренебречь теплотой разбавления раствора щёлочи и учитывать только теплоту разбавления раствора кислоты.
Реактивы и оборудование: растворы 0,15 н NaOH, 0,15 н KOH, 5,0 н HCl, 5,0 н H2SO4 (кислоту и щелочь выбирает преподаватель), KCl (тв), дистиллированная вода; УЛК «Химия» в следующей комплектации:
- универсальный контроллер;
- модуль «Термостат» со стеклянным стаканчиком (100 мл), термодатчиком и устройством для размещения кислоты в термостате.
Порядок выполнения работы
1. Определяют постоянную калориметра (см. п.2.1).
2. Для определения теплоты нейтрализации и разбавления (смешения - Q1) в качестве калориметрической жидкости используют 0,15 н раствор щелочи. В калориметрический стакан наливают 50 мл 0,15 н раствора щелочи и устанавливают его в калориметр. В специальную пробирку помещают 1,5 мл 5,0 н раствора кислоты и вставляют пробирку в крышку калориметра. В течение 5 минут фиксируют температуру начального периода.
Затем приливают, нажав на поршень специальной пробирки, к раствору щелочи раствор кислоты, продолжая измерение температуры. Когда изменение температуры станет равномерным, продолжают опыт еще 5 минут.
3. Для определения теплоты разбавления кислоты (Q2) опыт проводят аналогично предыдущему, используя в качестве калориметрической жидкости 50 мл дистиллированной воды и вливая в неё 1,5 мл 5 н раствора кислоты.
4.Полученные экспериментальные данные заносят в таблицу (табл.2.1).
5. Определяют графическим методом действительное изменение температуры в каждом опыте.
6. По результатам эксперимента по смешению растворов кислоты и щёлочи рассчитывают теплоту смешения (нейтрализации и разбавления):
Q1 = (m1c1+m2c2+K)t1,
где m1,c1 – масса и теплоемкость раствора щелочи; m2,c2 – масса и теплоем-кость раствора кислоты; t1– действительное изменение температуры при смешении.
7. По результатам эксперимента по разбавлению раствора кислоты рассчитывают теплоту разбавления:
Q2 = (m2c2+m3c3+K)t2,
где m3,c3 – масса и теплоемкость воды; t2– изменение температуры при разбавлении раствора кислоты.
8. Теплоту реакции нейтрализации находят по разности теплоты смешения и теплоты разбавления:
Qнейтр = Q1 – Q2
где Qнейтр – теплота нейтрализации; Q1 – теплота смешения (нейтрализации и разбавления); Q2 – теплота разбавления.
Тепловой эффект (ΔH 0 нейтр) рассчитывают на 1 моль кислоты:
ΔH 0 нейтр = - 1000·Qнейтр /VC,
где V-объем кислоты, мл; С – концентрация кислоты, мольл.
Если опыт проводят при других концентрациях или объемах растворов кислоты и щелочи, то полученный тепловой эффект необходимо пересчи-тать на то вещество, которое используется в меньшем количестве.
9. Сравните полученный результат с теплотой реакции нейтрализации, рассчитанной по термодинамическим свойствам веществ и ионов. Рассчитайте относительную погрешность и сделайте вывод по работе.