Определение постоянной калориметра

Перед измерением тепловых эффектов необходимо определить постоянную калориметра (К).

К – количество теплоты, необходимое для нагревания калориметра на 1°. Эта постоянная зависит от теплоемкости всех составных частей калориметра. При нагревании калориметра на Dt потребуется тепла

DН =

Постоянную калориметра можно определить по известной теплоте растворения какой-либо соли (KCl, KNO₃, NH₄Cl и др.).

Для определения константы калориметра наливают в сосуд Дьюара 500 мл воды. На технических весах берут навеску соли KCl 0, 2 моль (14, 90 г) с точностью до 0, 01 г.

1. Предварительный период. Начинают перемешивать воду мешалкой и записывают показания термометра через каждую минуту в течение 5 минут.

2. Главный период. Быстро высыпают соль в воду при перемешивании, фиксируют изменение температуры через 0, 5 мин до полного растворения соли.

3. Заключительный период. Отсчет температуры производят через 1 мин в течение 5 минут.

На основании полученных данных строят график t°= f(t) для определения действительного изменения температур при растворении соли КСl.

Рис.1. Зависимость изменения температуры растворения соли

КСl от времени.

АВ – предварительный период

ВС – главный период

СД – заключительный период.

Чтобы определить Dt, главный период опыта делят на 2 части и через середину восстанавливают перпендикуляр. Далее кривые АВ и СД продолжают до пересечения с этим перпендикуляром. Расстояние между полученными точками MN соответствует тому изменению температуры, которое имело бы место, если бы удалось сократить до нуля продолжительность главного периода и устранить в тот период влияние теплообмена с окружающей средой. Отрезок MN будет равен действительному изменению температуры Dt. Постоянная калориметра определяется по уравнению:

где DН_{раств-я} (КСl) = 18, 3 кДж/моль = 4, 37 ккал/моль при 20°С (DН_{раств-я} (КСl) – теплота растворения 1 моль КСl)

m _KCl – масса навески КСl, г;

М(КСl) – молярная масса KCl, г/моль.

Определение теплоты нейтрализации сильной кислоты

Сильным основанием

В сосуд Дьюара наливают 250 мл раствора NaOH с концентрацией 2 моль/л и измеряют температуру щелочи в течение 5 минут. Затем сюда же приливают 250 мл раствора НСl с концентрацией 2 моль/л. Перемешивая раствор, измеряют температуру в главном и заключительном периодах по описанной выше методике. Затем строят график зависимости температуры реакции нейтрализации от времени и графическим путем определяют Dt нейтрализации. Тепловой эффект рассчитывается по формуле:

где DН_{нейтрализации} – теплота нейтрализации, кДж/моль;

С_щ – концентрация щелочи, моль/л;

V_щ – объем щелочи, л;

К – константа калориметра, кДж/град.

Расчет ошибки эксперимента

Абсолютная ошибка

D=½ полученное значение – истинное значение½

Относительная ошибка

D_o=

 

Контрольные вопросы

1. Как экспериментально определить тепловой эффект реакции?

2. Что такое теплота образования? Расчёт тепловых эффектов по теплотам образования.

3. Что такое теплота сгорания? Расчёт тепловых эффектов по теплотам сгорания.

4. Сформулируйте закон постоянства теплот нейтрализации. Для каких систем он справедлив?

ТЕМА 2.
ВТОРОЙ ЗАКОН ТЕРМОДИНАМИКИ

 

Учебные цели

 

Как известно, первый закон термодинамики устанавливает соотношение, связывающее внутреннюю энергию системы с количеством теплоты и совершенной работы, т.е. позволяет составить энергетический баланс процесса. Однако первый закон не рассматривает вопросов, связанных с возможностью протекания и направлением процессов. Так, с помощью закона Гесса можно рассчитать тепловые эффекты реакций, как протекающих самопроизвольно, так и вообще реально не существующих.

Смысл и значение второго закона термодинамики заключается в том, что он устанавливает: какие из возможных процессов могут самопроизвольно протекать в данной системе при данных условиях; какая полезная работа при этом может быть получена; каков предел самопроизвольного течения процессов, т.е. каково состояние равновесия систем при заданных условиях, чтобы данный процесс мог протекать в нужном направлении и в требуемой степени. Перечисленные вопросы имеют большое значение для решения многочисленных научных и технологических задач.

Изучив эту тему, вы должны

«знать» -

1. Формулировки и математические выражения второго закона термодинамики.

2. Сущность энтропии и её статистическую природу.

3. Использование второго закона для предсказания возможности самопроизвольных процессов в изолированных и закрытых системах.

4. Уравнение изотермы химической реакции, его анализ и использование.

«уметь рассчитывать» -

1. Изменение энтропии в результате химической реакции.

2. Изменение энергии Гиббса и энергии Гельмгольца при данной температуре.

3. Константу химического равновесия при заданной температуре, состав равновесной смеси, исходные концентрации реагирующих веществ.

 

Учебные вопросы

 

1. Второй закон термодинамики.

2. Химическое равновесие.

3. Термодинамические потенциалы.

4. Уравнение изотермы реакции Вант-Гоффа.

 

 

Литература

 

1. Беляев А.П., Кучук В.И., Евстратова К.И., Купина Н.А., Малахова Е.Е. Физическая и коллоидная химия: Учебник / Под ред. Проф. Беляева А.П. – М.: ГЭОТАР - Медиа, 2008, стр. 53-71, 91-96,

99-112.

2. Евстратова К.И., Купина Н.А., Малахова Е.Е. Физическая и коллоидная химия: учебник для фармацевтических ВУЗов и факультетов/ под ред. Евстратовой К.И. – М.: Высш. шк., 1990,

стр. 35-39, 41-45, 50-54, 56-60.

3. Олишевец Л.И. Физическая химия. Курс лекций. Томск, 2006,

стр. 17-39.

4. Ершов Ю.А., Попков В.А., Берлянд А.С., Книжник А.З. Общая химия. Химия биогенных элементов: учебник для ВУЗов/ под ред. Ершова Ю.А. – 2-е изд., испр. и доп. – М: Высш. шк., 2000,

стр. 21-40.

 

Методические указания студентам по подготовке к занятию

Ввиду сложности и большого объема материала, на его изучение отводится 2 занятия. Первое семинарское занятие посвящено вопросам № 1 и 2; на втором рассматриваются вопросы № 3 и 4.

Занятие первое

При подготовке к занятию повторите, что такое химическое равновесие, как рассчитывается константа равновесия, какие факторы влияют на нее, принцип Ле Шателье и изучите материал, рассмотрев следующие вопросы:

I. Второй закон термодинамики

1. Раскройте содержание таких понятий как обратимые, необратимые, самопроизвольные и несамопроизвольные процессы. Приведите примеры.

2. Устройство тепловой машины и расчет КПД.

3. Сделайте вывод второго закона термодинамики и запишите его как для обратимых, так и для необратимых процессов.

4. Какие существуют формулировки второго закона термодинамики?

5. Раскройте смысл энтропии.

6. Использование энтропии как критерия возможности и направленности процесса в изолированных системах.

 

II. Химическое равновесие

1. При каких условиях устанавливается химическое равновесие?

2. Выведите уравнение для расчета константы равновесия.

3. Как рассчитывается константа равновесия для гомогенных и гетерогенных реакций?

4. Какие факторы влияют на константу равновесия?

5. Сформулируйте принцип Ле Шателье – Брауна и покажите его применение к конкретным реакциям.

6. Что такое К_с и К_р? Могут ли совпадать их значения?

 

Вопросы и задачи для самоконтроля знаний

1. Запишите уравнение, которое отражает свойство энтропии быть критерием направления самопроизвольных процессов и равновесия.

2. Какие параметры системы необходимо поддерживать постоянными, чтобы по знаку изменения энтропии можно было бы судить о направлении самопроизвольного протекания процесса?

3. Укажите знак изменения энтропии (∆ S) для реакций:

1) NH₃ (г) + HCl (г) = NH₄Cl (тв);

2) COCl₂ (г) = CO (г) + Cl₂ (г);

3) PCl₃ (г) + Cl₂ (г) = PCl₅ (г).

4. Расположите системы в порядке увеличения энтропии (∆ S):

1) 1 моль H₂O (г) при 100⁰С

2) 1 моль Н₂О (тв) при 0⁰С

3) 1 моль H₂O (г) при 120⁰С

4) 1 моль H₂O (ж) при 25⁰С

5. Как изменится энтропия изолированной системы, в которой обратимо кристаллизуется вещество?

6. Дайте кинетический вывод закона действующих масс.

7. Какими уравнениями выражается константа равновесия для реакций:

1) 2А (г) + В (г) = 2С (г) + Д (г);

2) А (г) + 3В (г) = С (г) + Д (тв).

8. В каком направлении сместится равновесие при прибавлении к раствору щелочи

CO₃^2- + H₂O ↔ HCO₃^- + OH^- ?

 

В рабочей тетради

1. Дайте схему тепловой машины.

2. Выведите аналитическое выражение второго закона термодинамики .

3. Начертите график изменения энтропии в ходе процесса.

4. Выведите формулу для расчета константы равновесия.

5. Дайте ответы на вопросы и задачи для самоконтроля.

Занятие второе

При подготовке к занятию изучите материал, рассмотрев следующие вопросы

III. Термодинамические потенциалы

1. Почему энтропия не является универсальным критерием возможности и направленности процессов?

2. Дайте вывод объединенных уравнений первого и второго законов термодинамики.

3. Покажите, что функция F = U – TS является изохорно-изотермическим потенциалом.

4. Покажите, что функция G = H – TS является изобарно-изотермическим потенциалом.

5. Каково изменение энергии Гельмгольца и энергии Гиббса в ходе самопроизвольного и несамопроизвольного процессов? Изобразите изменение ∆ F и ∆ G графически.

 

IV.   Уравнение изотермы реакции Вант-Гоффа

1. Запишите уравнение изотермы реакции Вант-Гоффа и проведите его анализ:

а) какие концентрации используются в первом и во втором членах скобки?

б) в каком случае реакция идет самопроизвольно в прямом направлении?

в) при каком условии реакция в прямом направлении не идет?

г) какому состоянию отвечает условие ∆ G = 0 и ∆ F = 0?

д) как называются потенциалы, если исходные концентрации равны единице?

е) что такое химическое сродство, что является мерой химического сродства?

2. Особенности использования уравнений изотермы реакции Вант-Гоффа:

а) все ли реакции, для которых ∆ G < 0, идут самопроизвольно в прямом направлении?

б) все ли реакции, для которых ∆ G < 0, являются обратимыми?

в) в каком случае реакция не будет протекать ни при каких условиях?

г) можно ли в принципе провести реакцию, для которой ∆ G > 0 при указанных условиях?

Вопросы и задачи для самоконтроля знаний

1. За счет чего совершается максимальная работа химической реакции при постоянных объеме и температуре?

2. Сформулируйте условия самопроизвольного протекания реакций, сопровождающихся:

1) увеличением энтропии и энтальпии;

2) уменьшением энтальпии и энтропии;

3) увеличением энтропии и уменьшением энтальпии;

4) уменьшением энтропии и увеличением энтальпии.

3. Для каких условий справедливо уравнение ∆ H = T∆ S?

4. Для некоторой реакции ∆ H = 100 кДж/моль, а ∆ S = 40 Дж/моль·К. При какой температуре установится равновесие, если ∆ H и ∆ S от температуры не зависят? Ответ: 2500 К

5. Изменение стандартной свободной энергии Гиббса для одной реакции ∆ G₁ = -35 кДж/моль, а для другой ∆ G₂ = -25 кДж/моль. Какая из двух реакций характеризуется большей величиной константы равновесия? Какая реакция протекает полнее?

6. Рассчитайте изменение энергии Гиббса в процессе усвоения в организме человека сахарозы, который сводится к её окислению:

C₁₂H₂₂O₁₁ (к) + 12O₂ (г) = 12CO₂ (г) + 11H₂O (ж), если

∆ G C₁₂H₂₂O₁₁ = -1545 кДж/моль

∆ G CO₂ = -394 кДж/моль

∆ G H₂O = -237 кДж/моль

                                     Ответ: -5790 кДж/моль

7 В каком направлении пойдет реакция H₂ + I₂ = HI, для которой К_с = 6, 76, а концентрации Ć (Н₂) = Ć (I₂) = Ć (HI)?

                           Ответ: в прямом направлении

 

В рабочей тетради

1. Сделайте математические выводы объединенных уравнений первого и второго законов термодинамики, энергии Гельмгольца и энергии Гиббса.

2. Графически покажите изменение термодинамических потенциалов в ходе самопроизвольного и несамопроизвольного процессов.

3. Запишите уравнение изотермы реакции Вант-Гоффа.

4. Ответьте на вопросы и задачи для самоконтроля.

5. Выпишите все математические формулы изученной темы.

ТЕМА 3.
ФАЗОВОЕ РАВНОВЕСИЕ

 

Учебные цели

 

На занятии будет рассмотрено равновесие в гетерогенных системах, в которых отсутствует химическое взаимодействие между компонентами, а происходит только переход компонентов из одной фазы в другую.

При изучении фазовых равновесий широко пользуются диаграммами состояния, на которых отражается зависимость состояния системы от внешних условий или от состава системы. Расшифровка диаграммы состоит в объяснении значений каждой линии, точки, плоскости, а также физического смысла того или иного геометрического образа. Диаграмма состояния, построенная в масштабе по нескольким опытным данным, позволяет определить состояние системы при любых заданных условиях. Так, в фармации, пользуясь диаграммами состояния, можно:

· предусмотреть и устранить «несовместимость физическую» (отсыревание порошков, расслоение эмульсий) и «несовместимость химическую» (взаимодействие между компонентами с образованием новых соединений),

· улучшить качество лекарств,

· увеличить биологическую доступность,

· подбирать состав основ для суппозиториев (медицинские свечи) и т.д.

Изучив тему, вы должны

«знать» -

1. Правило фаз Гиббса.

2. Диаграмму состояния воды.

3. Сущность термического анализа и принцип построения по кривым охлаждения диаграммы состояния двухкомпонентной системы.

4. Анализ диаграммы состояния двухкомпонентной системы без химических соединений, твердых растворов и одной эвтектикой.

«уметь рассчитывать» -

1. Число независимых компонентов.

2. Число равновесных фаз.

3. Число степеней свободы.

 

Учебные вопросы

 

1. Правило фаз Гиббса.

2. Диаграмма состояния воды.

3. Термический анализ.

4. Диаграмма состояния двухкомпонентной системы без химических соединений, твердых растворов и одной эвтектикой.

Литература

 

1. Беляев А.П., Кучук В.И., Евстратова К.И., Купина Н.А., Малахова Е.Е. Физическая и коллоидная химия: Учебник / Под ред. Проф. Беляева А.П. – М.: ГЭОТАР - Медиа, 2008, стр. 113-129, 179-181.

2. Евстратова К.И., Купина Н.А., Малахова Е.Е. Физическая и коллоидная химия: учебник для фармацевтических ВУЗов и факультетов/ под ред. Евстратовой К.И. – М.: Высш. шк., 1990,

стр. 61-68; 85-88; 90-93.

3. Олишевец Л.И. Физическая химия. Курс лекций. Томск, 2006,

стр. 39-48.

 

Методические указания студентам по подготовке к занятию

При подготовке к занятию изучите материал, рассмотрев следующие вопросы

I. Правило фаз Гиббса

1. Что такое система? Какая система называется гетерогенной? Что понимается под фазовым равновесием?

2. Запишите правило фаз Гиббса и раскройте смысл понятий: а) составляющее вещество (компонент); б) число независимых компонентов; в) степень свободы.

3. Классификация систем: а) по числу компонентов; б) по числу фаз; в) по числу степеней свободы.

⇐ Предыдущая12345678910Следующая ⇒

Поделиться: