- •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
3.2.2. Первый закон термодинамики. Вычисление внутренней энергии,
энтальпии, работы при различных процессах
Практическое занятие №2
ТМ: [1, гл.1, § 5,9-11; 2, гл.ΙΙ, § 3-4; 5, гл. VΙ и др.)].
Примеры решения типовых задач
Пример 2-1. Рассчитайте изменение внутренней энергии одноатомного идеального газа при изобарном расширении от 1,0 до 5,0 л под давлением 150 кПа.
Решение. Процесс протекает при постоянном давлении Р1=Р2= 150 кПа, объём изменяется от V1=1,0 л до V2=5,0 л. Начальную и конечную температу-ры можно вычислить из уравнения Менделеева-Клапейрона: Т1= Р1·V1/ n·R; Т2= Р2·V2/n·R. Изменение внутренней энергии идеального газа зависит только от его начальной и конечной температуры (СV = 1,5 R):
ΔU = nСV (Т2 –Т1) = 1,5 (Р2V2 – Р1V1) = 1,5∙150∙103 (5-1) ∙ 10-3 = 900 Дж
Ответ: ΔU = 900 Дж.
Пример 2-2. Чайник, содержащий 1000 г кипящей воды, нагревают до полного испарения при нормальном давлении. Определите А, Q, ΔU, ΔН для этого процесса. Мольная теплота испарения воды 40,6 кДж/моль.
Решение. В процессе Н2О(ж) → Н2О(г) произошло расширение газа при постоянном давлении от объёма 1000 г жидкой воды (10-3м3) до объёма
V2= nRT/Р = (1000/18) ∙8,31∙ 373/1,013∙105 = 1,70 м3
Работа расширения при постоянном давлении
А = Р(V2 – V1) ≈ РV2 = 1,013∙105 ∙ 1,70 = 172 кДж
При испарении 1000 г воды затрачивается теплота
Q = (1000/18) ∙ 40,6 = 2256 кДж
Изменение внутренней энергии можно рассчитать по первому закону:
ΔU = Q – А = 2256 – 172 = 2084 кДж,
а изменение энтальпии – через изменение внутренней энергии:
ΔН = ΔU + Δ(РV) = ΔU +РΔV= ΔU +А = Q= 2256 кДж
Изменение энтальпии равно теплоте, т.к. процесс происходит при постоянном давлении.
Ответ: А = 172 кДж; ΔU = 2084 кДж; ΔН = Q= 2256 кДж
Пример 2-3. Один моль идеального газа, взятого при 25 оС и 100 атм, расширяется обратимо и изотермически до 5 атм. Рассчитайте работу, поглощённую теплоту, ΔU, ΔН.
Решение. Работа изотермического сжатия равна
А = nRT ln (P1/P2) = 8,31∙298∙ln (100/5) = 7420 Дж
Для изотермического процесса, в котором участвует идеальный газ
ΔU = 0, следовательно Q = А = 7420 Дж
Изменение энтальпии равно: ΔН = ΔU + Δ(РV) = ΔU+ nR (Т2 –Т1) = 0,
Ответ: А = Q = 7420 Дж; ΔU = ΔН = 0
Пример 2-4. Определите конечную температуру и работу, необходимую для адиабатического сжатия азота от 10 л до 1 л, если начальная температура и давление равны 300 К и 101,3 кПа, соответственно.
Решение. Для адиабатического процесса конечную температуру можно найти по уравнению адиабаты Т1V1γ-1=Т2 V2γ-1. Для двухатомного идеального газа γ=Сp/Сv=7/5=(3,5R/2,5R)=1,4. Отсюда
Т2 = Т1 (V1/V2)γ-1 =300 (0,01/0,001)0,4=754 К
Работу, необходимую для адиабатического сжатия, находим по уравнению
А = nСV (Т1 –Т2) = (P1V1/ RT1) ∙2,5∙ R(Т1 –Т2) =
=(101300∙10-2/300)∙2,5∙ (300-754) = -3833 Дж
Ответ: Т2 = 754 К, А = -3833 Дж.
Задачи для самостоятельного решения
2-1. Оксид углерода (IV) в количестве 100 г находится при 00С и давлении 1,013·105 Па. Определить Q, A, ΔU и ΔH: а) при изотермическом расширении до объёма 0,2 м3; б)при изобарном расширении до того же объёма; в) при изохорном нагревании до достижения давления 2,026·105 Па; г) при адиабатном сжатии до 2,026·105 Па. Принять, что СО2 подчиняется законам идеальных газов, а истинная молярная теплоёмкость СО2 при постоянном давлении постоянна и равна 37,1 Дж/(моль·К).
2-2. Газ, расширяясь от 0,01 до 0,016 м3 при постоянном давлении 1,013·105 Па, поглощает 126 Дж теплоты. Определить ΔU.
2-3. Смешано 4,03г водорода и 32г кислорода. Их удельные теплоёмкости Ср соответственно равны 14,3 и 0,912 Дж/(г·К). Определить потерю теплоты при охлаждении этой смеси на 200 при постоянном объёме.
2-4. При нормальных условиях 0,05 м3 криптона нагревают до 6000С при постоянном объёме. Каковы конечное давление газа и количество теплоты, затраченной на нагревание?
2-5. Истинная удельная теплоёмкость жидкого цинка выражается уравнением: Ср(ж) = 0,362 + 26,78 · 10-5Т Дж/(г·К), а твёрдого цинка: Ср (тв) = 0,3795 + 18,58 ·10-6Т Дж/(г·К). Какое количество теплоты выделится при охлаждении 300 г этого металла от 500 до 00С, если температура плавления цинка 4190С, удельная теплота плавления 117,2 Дж/г. Рассчитать теплоёмкости 1 моль твёрдого и расплавленного цинка при температуре плавления.