- •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
2.2. Определение постоянной калориметра
Определение постоянной калориметра необходимо проводить каждый раз перед определением тепловых эффектов изучаемых процессов (растворение, гидратообразование и т.п.).
Каждый калориметр характеризуется своей «постоянной». «Постоянная» калориметра – это количество тепла, которое необходимо подвести к участвующим в теплообмене частям калориметра, чтобы поднять его температуру на 1ºС. Определяют ее по изменению температуры при растворении определенного количества соли с известной теплотой растворения (например, КСl). Для этого следят за изменением температуры при растворении соли в воде и, зная теплоту её растворения, рассчитывают «постоянную» калориметра К, используя уравнение теплового баланса:
Q= [(m1 + m2)c + K] Δt , (2-1)
где Q – теплота растворения соли, Дж; m1 – масса воды, г; m2– масса растворяемой соли, г; с– теплоемкость образующегося раствора, Дж(гК); К – постоянная калориметра, [Дж/К]; t – действительное изменение температуры, определяемое графическим методом, К. Теплота Q = (–H · m2), где Н – интегральная удельная энтальпия растворения соли КСl, Джг. Постоянную калориметра рассчитывают по формуле:
K = (Q/Δt) - (m1 + m2)c. (2-2)
Интегральную энтальпию растворения KCl берут из справочника, при этом необходимо учитывать концентрацию получающегося раствора.
Для определения постоянной калориметра в калориметрический стакан наливают 200 мл (50 мл в случае использования УЛК) дистиллированной воды, устанавливают стакан в калориметр, закрывают крышкой, в которой укрепляют установленный между 20 и 30 термометр Бекмана (или термо-датчик для УЛК) и специальную пробирку, в которую предварительно насыпано 2,5 г (1 г для УЛК) соли КСl (навески соли берут на технических весах). Включают мешалку и начинают записывать показания термометра Бекмана через каждые 30 с в течении 5 минут (показания датчика УЛК фиксируются контроллером через 10-20 с) – это «начальный» период кало-риметрического опыта. Затем проводят растворение соли, не прекращая фиксирования показаний термометра или термодатчика – это «главный» период. По окончании главного периода, когда изменение температуры ста-нет равномерным, продолжают записывать температуру ещё 5 минут– это «конечный» период. Результаты измерений заносят в таблицу:
Таблица.2.1. Результаты термохимических измерений
№ пп |
Время от начала опыта, с |
Показания термометра |
1 |
|
|
2 |
|
|
… |
|
|
По полученным экспериментальным данным графическим методом оп-ределяют действительное изменение температуры t в ходе калориметри-ческого опыта и рассчитывают постоянную калориметра по уравнению (2-2).
Графический метод определения действительного изменения температуры.
Во время опыта, проводимого в изотермическом калориметре, происходит теплообмен с окружающей средой. Поэтому разница между температурами начала и конца изучаемого процесса обычно отличается от изменения температуры процесса, определённого в условиях, исключающих тепловые потери. Действительно изменение температуры (t) в процессе растворения соли определяется графическим методом.
Для этого строят график в координатах «показания термометра Бекмана или температурного датчика – время» (рис. 2.2).
Время, относящееся к участку АВ, называется «начальным периодом», ВС — «главным периодом», СД — «конечным». Чтобы определить действительное изменение температуры t, проведят линии через точки, фиксирующие равномерное изменение температуры начального и конечного периодов АВ и СД.
Рис. 2.2. Зависимость изменения температуры от времени эксперимента
За начало главного периода принимают момент начала растворения соли, после которого начинается резкое изменение температуры, а за конец главного периода—точку, которая первой ложится на прямую СД. Точки В и С проектируют на ось ординат, находят середину отрезка mn и проводят линию kp. Через точку g проводят вертикаль. Экстраполируют линейные участки АВ и СД до пересечения с вертикалью в точках Е и F. Отрезок ЕF соответствует изменению температуры t в калориметрическом опыте с учетом поправки на теплообмен. При нахождении Δt надо учитывать направление изменения температуры (для эндотермических процессов Δt отрицательное).
Крутизна линии ВС зависит от характера и условий протекания исследуемого теплового процесса. Крутизна линий АВ и СД зависит от характера теплообмена с окружающей средой.