Федеральное агентство по образованию

Тверской государственный технический университет

Кафедра химии

Закономерности протекания химических процессов

Тверь 2008

УДК 546 (076.5)

ББК 24. 1 я 7

Закономерности протекания химических процессов – 1-е изд. – Тверь: тгту, 2008. – 12 с.

Дано краткое изложение теоретических положений и приведены описания опытов лабораторной работы по разделам «Термодинамика химических процессов» и «Кинетика химических реакций» курса "Химия" для студентов-заочников инженерных направлений и специальностей технического университета.

Обсуждено на заседании кафедры химии и рекомендовано к печати

(протокол от 19 мая 2008 г. № 8).

Составитель: Луцик В.И.

© Тверской государственный

технический университет, 2008

Содержание

Предисловие……………………………………………………………..….3

1. Термодинамические закономерности протекания

химических процессов……………………………………………………..4

2. Кинетические закономерности протекания

химических реакций………………………………………………………..6

3. Экспериментальная часть……………………………………………….7

3.1. Определение изменения энтальпии

при протекании химической реакции (опыт 1)…………………………..7

3.2. Исследование зависимости скорости

протекания реакции от концентрации реагента (опыт 2)………………...9

3.3. Исследование зависимости скорости

химической реакции от температуры (опыт 3)……………………………9

3.4. Смещение равновесия обратимой химической реакции (опыт 4)…..10

4. Контрольные вопросы для защиты работы…………………………….11

Библиографический список………………………………………………...11

Предисловие

Химические процессы протекают с изменением энергетического состояния веществ (сопровождаются выделением или поглощением теплоты) и упорядоченности их строения. Для анализа этого аспекта химического взаимодействия используют понятие «система». Системой называется совокупность тел, находящихся во взаимодействии и мысленно выделенных из окружающей среды. Термодинамика изучает свойства макроскопических систем на основе возможных превращений энергии без рассмотрения их микросостояний. Важнейшим результатом термодинамического исследования предполагаемых изменений в системе является вывод о возможности или невозможности самопроизвольного протекания процесса в выбранных условиях.

Если вопрос о возможности протекания реакции решен, возникает проблема оценки скорости реакции и возможности управления ею. Этот аспект химического взаимодействия изучает химическая кинетика – учение о скоростях и механизме реакций.

Ниже обсуждены важнейшие термодинамические и кинетические характеристики и закономерности протекания химических процессов и дано описание опытов, позволяющих исследовать их экспериментально.

1. Термодинамические закономерности протекания химических процессов

Параметр состояния системы, изменение которого в ходе процесса не зависит от пути его протекания, называют функцией состояния системы. Таким свойством обладает внутренняя энергия системы (U):

Первый закон термодинамики соответствует закону сохранения энергии: изменение внутренней энергии термодинамической системы (U) равно количеству теплоты, сообщенной ей (Q), за вычетом работы (А), совершенной системой. В химических процессах работа против внешних сил представляет собой работу расширения А = P V. Тогда 1-й закон термодинамики имеет вид:

U = Q – P V. (1)

Для процесса, протекающего при постоянном объеме, U = Q. Тепловой эффект процесса, протекающего при постоянном объеме (Q_v), равен изменению внутренней энергии системы, следовательно, обладает свойствами функции состояния:

Q_v = U. (2)

Если процесс протекает при постоянном давлении, из (1) следует:

Q= (U₂ + PV₂ ) – (U₁ + PV₁) = H₂ – H₁ = H. (3)

Функция Н называется энтальпией (теплосодержанием) системы и по определению является функцией состояния. Таким образом, тепловой эффект реакции, протекающей при постоянном давлении, равен изменению энтальпии системы и обладает свойствами функции состояния.

Q_p = H. (4)

Соотношения (3) и (4) являются обоснованием закона Гесса: тепловой эффект реакции не зависит от пути ее протекания.

Экзотермические реакции протекают с выделением теплоты. Для них Q  0 и Н < 0. Соответственно для эндотермических реакций, протекающих с поглощением теплоты, Q < 0 и Н > 0. Тогда: Q = –Н.

В термодинамических расчетах широко применяется понятие энтальпия образования соединения Н⁰₂₉₈ – это тепловой эффект получения 1 моля сложного вещества из простых. Для простых веществ энтальпия образования равна 0. Обсуждаемая величина зависит от условий протекания процесса, поэтому в справочниках она приводится для стандартного состояния (P^о = 101325 Па и Т^о = 298 К).

2-й закон термодинамики учитывает не только изменение энтальпии в ходе процесса, но и общее изменение ее структуры (уровня хаотичности). Мерой хаотичности строения системы является функция состояния энтропия (S, Дж/К). Больцман показал, что

S = k ln W, (5)

где k = R/N_A – постоянная Больцмана; W – термодинамическая вероятность системы (число микросостояний, которыми реализуется данное макросостояние).

Критерием возможности самопроизвольного протекания процесса является изменение функции состояния системы – энергии Гиббса (G).

G = H – TS. (6).

Для самопроизвольных процессов:

Н – ТS ≤ 0. (7)

Уравнение (7) является формальным выражением второго закона термодинамики: невозможен процесс, единственным результатом которого является передача теплоты от тела менее нагретого к телу более нагретому.

В термодинамических расчетах наряду со значениями энтальпии образования соединений Н⁰₂₉₈ широко применяются стандартные величины энтропии S⁰₂₉₈ и энергии Гиббса образования G⁰₂₉₈. Многие расчеты основаны на применении следствия из закона Гесса: для функций состояния системы их изменение в ходе процесса можно рассчитать следующим образом:

(8)

i, j – индексы соответственно исходных веществ и продуктов, а ν_i , ν_j – соответствующие коэффициенты из уравнения реакции. Таким образом, изменение энтальпии в ходе реакции равно разности между суммой энтальпий образования продуктов и суммой энтальпий образования исходных веществ. Аналогичные уравнения справедливы для изменения энтропии и энергии Гиббса в ходе процесса:

, (9)

. (10)