Министерство образования и науки Российской Федерации

Федеральное государственное бюджетное образовательное учреждение

высшего профессионального образования

«СЕВЕРО-КАВКАЗСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ ТЕХНИЧЕСКИЙ УНИВЕРСИТЕТ»

Невинномысский технологический институт

Кафедра химической технологии, машин и аппаратов химических производств

ХИМИЧЕСКАЯ ТЕРМОДИНАМИКА.

хИМИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ.

ФАЗОВОЕ РАВНОВЕСИЕ.

ХИМИЧЕСКАЯ КИНЕТИКА

МЕТОДИЧЕСКИЕ УКАЗАНИЯ

к выполнению контрольных работ по дисциплине

«Физическая химия»

для студентов специальности 240301.65

«Химическая технология неорганических веществ»

Невинномысск 2011

Методические указания разработаны в соответствии с требованиями Государственного образовательного стандарта и рабочей программы дисциплины «Физическая химия». Указания предназначены для студентов очной и заочной форм обучения специальности 240301.65. Содержат основы теории, перечень заданий и варианты на контрольные работы 1 и 2 для студентов очной и заочной форм обучения, а также список рекомендуемой литературы.

Составители: ст. препод. Н.А. Степовая

Отв. редактор: доц. А.Л. Проскурнин

Содержание

1 ТЕОРЕТИЧЕСКИЕ ОСНОВЫ 5

1.1 Химическая термодинамика 5

1.1.1 Закон Гесса. Закон Кирхгофа. Теплоемкость 5

1.1.2 Изменение энтропии при нагревании системы 8

1.1.3 Термодинамические потенциалы 9

1.2 Химическое равновесие 9

1.2.1 Влияние температуры на химическое равновесие. Уравнение изобары реакции 9

1.2.2 Интегральная форма зависимости изменения энергии Гиббса и константы равновесия от температуры 10

1.3 Фазовые равновесия однокомпонентной системы 12

1.3.1 Основные понятия и определения 12

1.3.2 Основные уравнения. 13

1.4 Фазовое равновесие двухкомпонентных систем 16

1.4.1 Теоретические основы 16

1.4.2 Правило соединительной прямой и правило рычага 18

1.5 Химическая кинетика 20

1.5.1 Основные кинетические уравнения химических реакций различных порядков 20

1.5.2 Методы определения порядка химических реакций 22

2 ЗАДАНИЕ ПО КОНТРОЛЬНЫМ РАБОТАМ 23

2.1 КОНТРОЛЬНАЯ РАБОТА 1 "Химическая термодинамика и химическое равновесие" 23

2.2 КОНТРОЛЬНАЯ РАБОТА 2 "Кинетика химической реакции. Фазовое равновесие" 25

3 ВАРИАНТЫ ЗАДАНИЙ НА КОНТРОЛЬНЫЕ РАБОТЫ 27

4 ЛИТЕРАТУРА 38

4.1 Список основной литературы 38

4.2 Дополнительная литература 38

ХИМИЧЕСКАЯ ТЕРМОДИНАМИКА. хИМИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ. ФАЗОВЫЕ РАВНОВЕСИЯ. ХИМИЧЕСКАЯ КИНЕТИКА

Цель: 1. Получить навык расчета термодинамических функций.

2. Определение теплового эффекта реакции на основании знаний о константе равновесия.

3. Закрепить полученные знания по фазовым равновесиям одно- и двухкомпонентных систем.

4. Определение порядка реакции по экспериментальным значениям расходования концентраций.

1Теоретические основы

1.1Химическая термодинамика

1.1.1Закон Гесса. Закон Кирхгофа. Теплоемкость

Определить тепловой эффект реакции можно по закону Гесса: при постоянном давлении или объеме тепловой эффект химической реакции зависит только от вида и состояния исходных веществ и продуктов реакции, но не зависит от пути перехода.

Для определения теплового эффекта в термохимических уравнениях пользуются следствиями из закона Гесса.

Первое следствие из закона Гесса: тепловой эффект химической реакции равен разности теплоты образования продуктов реакции и теплоты образования исходных веществ, взятых с учетом стехиометрических коэффициентов.

Для реакции вида:

; ΔH

(1.1)

где В, Е, Q, R – соответственно исходные вещества и продукты реакции; b, е, q, r – стехиометрические коэффициенты.

Тепловой эффект реакции (1.1) для стандартных условий будет иметь вид

,

(1.2)

где и – сумма теплот образования продуктов реакции и исходных веществ; ΔH⁰_обр – теплоты образования индивидуальных веществ с соответствующими коэффициентами.

Второе следствие из закона Гесса: тепловой эффект химической реакции равен разности теплоты сгорания исходных веществ и теплоты сгорания продуктов реакции с учетом стехиометрических коэффициентов.

,

(1.3)

где , – сумма теплоты сгорания исходных веществ и продуктов реакции соответственно; ΔН_сг – теплота сгорания веществ, участвующих в реакции с соответствующим коэффициентом; b, e, q, r – стехиометрические коэффициенты.

При поступлении теплоты температура системы повышается. В случае бесконечно малого изменения температуры справедлива пропорциональность

dT~ δQ, или dT= const δQ.

(1.4)

Соотношение удобнее написать в следующем виде:

δQ = CdT, или С = δQ/dT.

(1.5)

Величина С называется истинной теплоемкостью системы. Теплоемкость измеряется отношением сообщенной системе теплоты к вызванному этим изменению температуры. Кроме истинной, различают еще и среднюю теплоемкость С=ΔQ/ΔT.

Если теплоемкость относится к единице массы вещества, она называется удельной, а к 1 моль – мольной теплоемкостью c размерностью Дж/(мольК). С учетом условий перехода теплоты, когда одна или несколько переменных поддерживаются постоянными, а другие изменяются, теплоемкость можно выразить при помощи частных производных:

CV=(∂Q/∂T)V,	(1.6)
Ср = (∂Q/∂T)p.	(1.7)

или

CV=(∂U/∂T)V,	(1.8)
Ср=(∂Н/∂Т)р.	(1.9)

Теплоемкости при постоянном объеме С_V и постоянном давлении С_p также отличаются на величину работы, т. е. С_р – С_V = δW.

На основании соотношений (1.8) и (1.9) можно написать

dU=CVdT,	(1.10)
dH = CpdT.	(1.11)

Найдем связь мольных теплоемкостей газов:

Ср – СV = R или Ср = СV + R.

(1.12)

Для конденсированных тел можно считать, что

Ср ≈ СV.

(1.13)

Закон Кирхгофа в дифференциальной форме: температурный коэффициент теплового эффекта процесса равен изменению теплоемкости системы, происходящему в результате этого процесса.

	(1.14)
	(1.15)

где и – температурные коэффициенты теплового эффекта изобарного и изохорного процессов соответственно; ΔС_P и ΔС_V - изменение теплоемкости системы в результате изобарного и изохорного процессов соответственно.

Закон Кирхгофа в дифференциальной форме позволяет определить лишь изменение теплового эффекта с изменением температуры, а не величину самого теплового эффекта.

После разделения переменных результаты интегрирования уравнений (5.15) и (5.16) в случае ΔС_P = const и ΔС_V = const следующие:

	(1.16)
	(1.17)

Для определения теплового эффекта ΔН или внутренней энергии ΔU при любой температуре Т, помимо теплоты процесса в стандартных условиях, необходимо знать еще и изменение теплоемкости ΔС_P и ΔС_V.

В случае когда изменение теплоемкости зависит от температуры, т.е. C_p=f(T), C_V = f(T) для реакции в общем виде (см. уравнение (1.1)) теплоемкость реагирующих веществ в зависимости от температуры выглядит следующим образом:

(1.18)

где а – числовые коэффициенты.

Тогда

(1.19)

где

(1.20)

После разделения переменных и интегрирования получим

(1.21)

В результате интегрирования уравнений имеем

	(1.22)
	(1.23)