- •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
1.5. Термохимические расчёты
… людскому уму мало одних частностей:
необходимы сперва систематические
обобщения… Если ещё нет развития всех
или хоть большей части этих обобщений,
знание - ещё не наука, не сила, а рабство
перед изучаемым.
Д.И. Менделеев
Термохимические расчёты основаны на законе Гесса. Практически закон Гесса реализуется в виде комбинирования реакций, приводящего к изучаемой реакции, и к такому же комбинированию тепловых эффектов.
1.5.1. Расчёт стандартной энтальпии реакции через стандартные энтальпии образования участников реакции
Рассчитаем стандартную молярную энтальпию реакции pP+qQ=rR (А).
Вещество R можно получить из простых веществ (I путь) – этому пути отвечает rΔHобрo(R). Второй путь - из простых веществ «получают» вещества P и Q и, затем, уже из последних «получают» вещество R - этому пути отвечает pΔHобрo(P)+qΔHобр o(Q)+ΔHро. Из равенства ΔH двух путей получаем ΔHро:
ΔHро= rΔHобрo(R)– (pΔHобрo(P)+qΔHобр o(Q)) (5.1)
Таким образом, стандартная энтальпия реакции равна разности между суммой стандартных молярных энтальпий образования продуктов и суммой стандартных молярных энтальпий образования реагентов (с учётом стехиометрических коэффициентов).
1.5.2. Расчёт стандартной энтальпии реакции через стандартные энтальпии сгорания участников реакции
Рассчитаем стандартную молярную энтальпию реакции pP+qQ=rR (А).
Вещество R можно мысленно получить из продуктов его сгорания (I путь) – этому пути отвечает - rΔHcгорo(R). Второй путь - из продуктов сгорания веществ P и Q «получают» эти вещества и, затем, вещество R - этому пути отвечает -(pΔHсгорo(P)+qΔHсгорo(Q))+ ΔHро. Из равенства ΔH двух путей получаем ΔHро:
ΔHро = (pΔHсгорo(P)+qΔHсгорo(Q)) – rΔHcгорo(R) (5.2)
Таким образом, стандартная энтальпия реакции равна разности между суммой стандартных молярных энтальпий сгорания реагентов и суммой стандартных молярных энтальпий сгорания продуктов (с учётом стехиометрических коэффициентов).
1.5.3. Расчёт стандартной энтальпии реакции через энергии связей участников реакции
Рассчитаем стандартную молярную энтальпию реакции pP+qQ=rR (А).
Вещество R можно мысленно получить из продуктов диссоциации связей (I путь) – этому пути отвечает энтальпия –rΔHдисo(R). Второй путь - из продуктов диссоциации связей веществ P и Q «получают» эти вещества и, затем, вещество R – этому пути отвечает энтальпия –(pΔHдисo(P)+qΔHдисo(Q))+ΔHро. Приравнивая в соответствии с законом Гесса энтальпии этих двух путей, получаем выражение для расчёта энтальпии реакции ΔHро:
ΔHро= (pΔHдисo(P)+qΔHдисo(Q)) – rΔHдис o(R). (5.3)
Таким образом, стандартная энтальпия реакции равна разности между суммой стандартных молярных энтальпий диссоциации связей реагентов и суммой стандартных молярных энтальпий диссоциации связей продуктов (с учётом стехиометрических коэффициентов).