- •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
Контрольные вопросы
1. Что понимают под термином “теплота реакции нейтрализации”? Зависит ли она от природы кислоты и основания?
2. Рассчитайте теплоту реакции нейтрализации, используя данные таблицы “Термодинамические свойства простых веществ, соединений и ионов в водных растворах”.
3. Дайте определение теплоты разбавления. Как ее учитывают при термохи-мических измерениях? Рассчитайте теплоту разбавления 1,5 мл 5н соляной кислоты до объёма 51,5 мл водой.
4. Определите теплоту нейтрализации соляной кислоты гидроксидом натрия, если при смешении 8,74 г раствора НСl, содержащего 1 моль кислоты в 46,5 моль Н2О, с раствором, содержащим 1 моль NаОН в 1065 моль Н2О, выделилось 578,1 Дж теплоты. При смешении того же количества раствора кислоты с 192,1 г воды выделилось 14,7 Дж теплоты. Сопоставьте полученный результат со значением – 55,9 кДж/моль.
5. Каков физический смысл «постоянной калориметра»?
2.5. Лабораторная работа № 3. Определение теплоты диссоциации слабой кислоты
Цель работы:определить теплоту диссоциации слабой кислоты при её взаимодействии с сильным основанием.
Перед выполнением работы следует повторить материал «Основы теории электролитической диссоциации слабых электролитов в водных растворах» из курса общей химии. Оцените по справочным данным [6]степень диссоциации уксусной кислоты при разбавлении 1,5 мл 5 н раствора в 50 мл дистиллированной водой.
Слабые электролиты, в частности слабые кислоты (в нашем случае это уксусная кислота), в водном растворе лишь частично диссоциированы на ионы. При смешивании слабой кислоты с сильным основанием происходит процесс нейтрализации кислоты, который можно представить как последовательность следующих стадий – диссоциации слабой кислоты и, собственно, реакции нейтрализации. В этом случае тепловой эффект смешения водных растворов слабой кислоты и сильного основания складывается из теплоты образования воды из ионов (реакции нейтрализации), теплоты диссоциации слабой кислоты и теплоты разбавления кислоты основанием.
Реактивы и оборудование:Растворы: 0,15 нNaOH, 5 нHCl, 5 нCH3COOH; КСl(тв), дистиллированная вода. УЛК “Химия” в следующей комплектации:
- универсальный контроллер;
- модуль “Термостат” со стеклянным стаканчиком (100 мл), термодат-чиком и устройством для размещения кислоты в термостате.
Порядок выполнения работы
1. Определяют постоянную калориметра (см. П.2.1).
2. Для определения теплоты смешения раствора уксусной кислоты со щёлочью (Q1) в качестве калориметрической жидкости используют 50 мл 0,15н раствора NaOH. В специальную пробирку помещают 1,5 мл 5 н раствора СH3COOH и закрепляют её в крышке калориметра. В течение 5 минут фиксируют температуру начального периода.
Затем приливают, нажав на поршень специальной пробирки, к раствору щелочи раствор кислоты, продолжая измерение температуры. Когда изменение температуры станет равномерным, продолжают опыт еще 5 минут.
2. Определение теплоты разбавления уксусной кислоты (Q2)проводят так же, как при определении теплоты разбавления соляной кислоты в предыдущей работе (для разбавления берут 1,5 мл 5 н уксусной кислоты вместо соляной).