- •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
3. Определение теплоты реакции нейтрализации (Qнейтр) проводят по методике предыдущей лабораторной работы или используют табличные данные (по указанию преподавателя).
4. Полученные экспериментальные данные заносят в таблицу (табл.2.1).
5 . Определяют графическим методом действительное изменение температуры в каждом опыте.
6. Рассчитывают теплоту смешения раствора уксусной кислоты с раствором щелочи по формуле:
Q1 = (m1c1 + m4c4 +K)Δt1 ,
где m1,c1 – масса и теплоемкость раствора NaOH; m4,c4 – масса и теплоемкость раствора CH3COOH; Δt1 – действительное изменение температуры при смешивании уксусной кислоты со щелочью.
7. Рассчитывают теплоту разбавления уксусной кислоты по формуле:
Q2 = (m3c3 + m4c4 + K)Δt4 ,
где m3,c3 – масса и теплоемкость воды; Δt4 – истинное изменение температуры при разбавлении уксусной кислоты водой.
8. Рассчитывают теплоту реакции нейтрализации соляной кислоты гидроксидом натрия (Qнейтр) по методике предыдущей работы, либо используют справочные данные.
9. Теплоту диссоциации уксусной кислоты рассчитывают по формуле:
Qдисс = Q1 – Qнейтр – Q2
Полученный тепловой эффект диссоциации уксусной кислоты пересчитайте на 1 моль кислоты:
ΔH= - 1000·Qдисс /VC,
где V-объем кислоты, мл; С-концентрация кислоты, мольл.
Контрольные вопросы
1. Дайте определение теплоты диссоциации электролита.
2. Какие процессы протекают при взаимодействии растворов слабой кислоты и сильного основания?
3. Как экспериментально определяют теплоты диссоциации слабых кислот и оснований?
4. Зависит ли тепловой эффект смешения растворов слабой кислоты и сильного основания от природы веществ? Почему?
5. Рассчитайте теплоту диссоциации уксусной и масляной кислот, если теплоты нейтрализации ( смешения с раствором сильного основания) соляной, уксусной и масляной кислот равны, соответственно, - 55,9; -56,1; -57,7 кДж/моль.
6. Какие методы определения постоянной калориметра вам известны?
2.6. Лабораторная работа № 4. Определение теплоты гидратообразования соли
Цель работы: оценить точность калориметрических измерений тепловых эффектов на примере образования кристаллогидрата CuSO4∙5 H2О.
Перед выполнением работы проработайте теоретический материал по теме «Закон Гесса, расчет тепловых эффектов химических реакций методом комбинирования термохимических уравнений» по учебникам [[1,гл.ll, §1,2; 2, гл. ll, §6 ]. Предварительно рассчитайте, какое количество кристаллизационной воды содержится в 7,5 г CuSO4∙5 H2O.
Теплотой гидратообразования называется количество теплоты, которое затрачивается на образование 1 моль твёрдого кристаллогидрата из твёрдой безводной соли и соответствующего количества воды. Теплоту гидратообра-зования находят расчётным путём, основываясь на законе Гесса и калориметрических данных по теплотам растворения безводной соли и кристаллогидрата в больших количествах воды.
Установим связь между теплотой образования кристаллогидрата и теплотой растворения на примере теплоты образования медного купороса – кристаллогидрата сульфата меди. В начальном состоянии имеем 1 моль кристаллической безводной соли CuSO4 и n молей H2O; в конечном – раствор 1 моль CuSO4 в n молях воды. Переход от начального состояния к конечному состоянию можно осуществить двумя путями:
Ι.
CuSO4(
2.
CuSO4(
CuSO4
∙ 5 H2O(
Согласно закону Гесса тепловые эффекты в обоих случаях будут равны: ΔHo=ΔHгидр.+ΔH1. Из опытных значений ΔHo и ΔH1 можно рассчитать теплоту гидратообразования ΔHгидр.
Реактивы и оборудование: дистиллированная вода, КСl (тв), CuSO4∙5H2O (тв). Калориметр,термометр Бекмана, химический стакан на 500 мл, электроплитка, фарфоровая чашка, эксикатор, бюкс, мешалка, цилиндр на 250 мл, секундомер, воронка.