Добавил:
Upload Опубликованный материал нарушает ваши авторские права? Сообщите нам.
Вуз: Предмет: Файл:
Termokhimia.doc
Скачиваний:
0
Добавлен:
12.11.2019
Размер:
168.45 Кб
Скачать

Государственное образовательное учреждение

высшего профессионального образования

«Арзамасский государственный педагогический

институт им. А.П. Гайдара»

А.П. Киндеров

Методические рекомендации к практикуму и самостоятельной работе по дисциплине

«ФИЗИЧЕСКАЯ И КОЛЛОИДНАЯ ХИМИЯ»

5 Семестр

Арзамас

АГПИ

2008

УДК 541.18 (075.8)

ББК 24.6 я 73

К 41

Печатается по решению редакционно-издательского совета «Арзамасский государственный педагогический институт

им. А. П. Гайдара»

Киндеров А.П.

К 41 Методические рекомендации к практикуму и самостоятельной работе

по дисциплине «Физическая и коллоидная химия»: -Арзамас: АГПИ, 2008. - 18 с.

Методические рекомендации содержат краткую теорию термохимии – важного раздела физической химии. Приведены основные типы термохимических задач и алгоритмы их решения, а также вопросы и задачи для самоподготовки.

УДК 541.18 (075.8)

ББК 24.6 я 73

© Киндеров А.П., 2008

© Арзамасский государственный

педагогический институт

им. А.П. Гайдара, 2008

Оглавление

Стр.

Введение…………………………………………………………………………..

3

Термохимия……………………………………………………………………….

4

Примеры решения термохимических задач……………………………………

7

Задачи для самостоятельного решения…………………………………………

12

Справочная таблица «Теплоты образования некоторых веществ в стандартных условиях»…………………………………………………………

16

Вопросы для самоподготовки…………………………………………………...

16

Литература………………………………………………………………………...

18

Введение

Термохимия – важный раздел физической химии, занимающийся изучением тепловых эффектов и термохимических законов. Данное учебно-методическое пособие содержит обобщенное и систематизированное изложение основ термохимии. Следствия из законов Гесса сформулированы в такой форме, что их легко можно использовать для решения задач. Дано объяснение разной системы знаков перед значениями тепловых эффектов, используемых в школах и ВУЗах.

Кроме теоретических основ пособие содержит подборку различных типов термохимических задач и алгоритмы их решения. Также в пособие включены 20 задач для самостоятельного решения.

На изучение термохимии, в школьном курсе химии, отводится очень мало времени. Поэтому, предлагаемые задачи и варианты их решения могут быть полезны учителям химии современной средней школы и поступающим в ВУЗы.

Термохимия

Раздел физической химии, изучающий тепловые изменения при химических реакциях, называется термохимией. Тепловые эффекты, которые сопровождают химические реакции, имеют большое практическое значение. Иногда они даже важнее, чем сами химические реакции образования новых веществ. Например, реакции сгорания различных топлив. Поэтому тепловые эффекты, сопровождающие химические реакции, давно и тщательно изучаются.

Начальные основы термохимии впервые были заложены М. В. Ломоносовым. Было установлено, что все химические реакции сопровождаются выделением или поглощением теплоты. Реакции, идущие с выделением теплоты, получили название экзотермических, а с поглощением теплоты эндотермических. К реакциям первого типа относятся, например, реакции горения различных веществ в кислороде: угля, нефти, спирта, метана, магния и т.д., а также реакции нейтрализации. К эндотермическим реакциям относятся реакции разложения водяного пара, карбонатов кальция и магния, гидроксида меди (ll) получение йодистого водорода, оксида азота (ll) из элементов и пр.

Тепловым эффектом реакции называют теплоту, выделенную или поглощённую в ходе химической реакции, протекающей необратимо при постоянном давлении или при постоянном объёме, причём температура исходных веществ и продуктов реакции одна и та же. В термодинамике положительной считают теплоту, которую подводят к системе (эта теплота поглощается системой и увеличивает её внутреннюю энергию), а отрицательной – ту, которую система выделяет. Эта теплота уходит в окружающую среду, следовательно, внутренняя энергия системы убывает, а убыль принято обозначать знаком (-). В термохимии приняты обратные обозначения поглощённой и выделенной теплоты. В школьном курсе химии используют термохимическую систему знаков.

Прежде чем далее излагать основные положения термохимии, введём некоторые термодинамические понятия, которыми неизбежно придётся пользоваться.

Система – тело или группа тел находящихся во взаимодействии мысленно или реально обособленных от окружающей среды. Например: реакционный сосуд, в котором идёт реакция, навеска для анализа, баллон с газом, тепловая машина, планета Земля, солнечная система и т.д. Как видим размеры и масса систем могут быть самыми различными. Всё, что не входит в рассматриваемую систему, называется окружающей средой. Как уже отмечено ранее, границы системы могут быть реальными (стенки реакционной колбы), или воображаемыми (планета Земля).

Внутренняя энергия системы. Это очень важная термодинамическая характеристика (функция) системы. Она характеризует общий запас энергии системы, включая сюда энергию поступательного и вращательного движения молекул, энергию внутримолекулярного колебательного движения атомов и атомных групп, составляющих молекулы, энергию вращения электронов в атомах, энергию ядер атомов и все другие виды энергии, но без учёта кинетической энергии тела в целом и его потенциальной энергии положения. Внутреннюю энергию принято обозначать буквой U (у). В настоящее время пока нет возможности определить абсолютную величину U, т.к. неизвестно её значение U0 (при Т=0 К, т.е. при температуре абсолютного нуля). Однако нетрудно измерить или рассчитать изменение внутренней энергии ΔU (дельта U), т.к. ΔU есть тепловой эффект химической реакции при постоянном объёме (первый закон термодинамики).

Другой важной термодинамической функцией является энтальпия (Н). С внутренней энергией она связана простым соотношением Н = U + рV, где р – давление, а V – объём рассматриваемой системы. Энтальпия это энергия расширенной системы, которая слагается из внутренней энергии, плюс потенциальная энергия системы, т.к. рV – и есть потенциальная энергия.

Абсолютное значение энтальпии невозможно найти по той же причине, по которой нельзя определить абсолютную величину U. Однако опытным путём нетрудно вычислить ΔН (изменение энтальпии) в ходе какой-либо реакции или процесса. ΔН – есть тепловой эффект химической реакции определяемый при постоянном давлении. Тепловые эффекты при постоянном давлении (ΔН) находят в специальных устройствах, которые называются калориметрами. Соотношение между ΔН и ΔU имеет вид:

ΔН = ΔU + рΔV

где ΔV – изменение объёма системы в результате реакции или процесса. Таким образом, тепловой эффект при постоянном объёме представляет собой изменение внутренней энергии системы ΔU, а при постоянном давлении – изменение энтальпии ΔН. Разница между ΔН и ΔU мала, если реакция идет между твёрдыми или жидкими веществами, т.к. в этом случае объёмы исходных или конечных продуктов мало изменяются. В случае реакций с участием газообразных веществ это различие бывает большим. Если в реакции участвует ν1 моль, а получается ν2 газообразных веществ, то ΔН=ΔU+RT(ν21), где R – универсальная газовая постоянная, а Т – температура в градусах Кельвина. На практике чаще имеют дело с ΔН, а ΔU легко рассчитать на основе вышеприведённой формулы:

ΔU = ΔН – RT (ν2 - ν1)

В школьном курсе химии тепловой эффект принято обозначать буквой Q, имея в виду, что Q это ΔН (изменение энтальпии), причём используется термодинамическая система знаков. В дальнейшем мы будем использовать термохимическую (школьную) и термодинамическую (вузовскую) систему знаков и обозначений. Сначала указываем тепловой эффект (Q), а справа

В скобках его термодинамическое значение. Численное значение Q и ΔН совпадают, но знаки перед ними будут противоположными.

Мы считаем, что выпускники современных средних школ различного типа должны иметь представление о термодинамической системе знаков, т.к. при поступлении в ВУЗы они обязаны ориентироваться не только на школьную программу по химии, но и на уровень учебных пособий для поступающих в ВУЗы и подготовительных курсов, где тепловые эффекты обозначаются через ΔН с соответствующим знаком.

Уравнения реакций, в которых указан тепловой эффект и агрегатное состояние веществ называются термохимическими. Тепловой эффект относят к 1 моль образовавшегося вещества, поэтому в термохимических уравнениях допустимы дробные коэффициенты. Тепловые эффекты принято выражать в Джоулях (Дж) или килоДжоулях (кДж). Например:

½ N2 (г) + 3/2 Н2 (г) = 3 (г) Q = +46,2 кДж (ΔН = -46,2 кДж)

CaCO3 (т) = CaO (т) + CO2 (г) Q = -177,8 кДж (ΔН = +177,8 кДж)

Основным законом термохимии является закон Гесса (1840 г.), который можно сформулировать так: «Если процесс идёт при постоянном давлении и постоянном объёме, то тепловой эффект химической реакции зависит только от начального и конечного состояния реагирующих веществ и не зависит от пути по которому реакция протекает». Например, горение угля в кислороде можно изобразить двумя путями:

а) полное сгорание углерода в избытке кислорода:

С (т) + О2 (г) = СО2 (г) Q1 = +409,2 кДж (ΔН = - 409,2 кДж)

б) последовательное горение углерода в кислороде:

С (т) + ½ О2 = СО (г) Q1= +124,3 кДж (ΔН = - 124,3 кДж)

СО (г) + ½ О2 = СО2 Q2= +284,9 кДж (ΔН = - 284,9кДж)

т.к. в обоих случаях исходное вещество (С) и конечный продукт (СО2) одни и те же, то и тепловой эффект второго пути будет одинаковым: (Q1 + Q2) = 124,3 + 284,9 = 409,2 кДж, как это и следует из закона Гесса.

Закон Гесса имеет большое практическое значение. Он даёт возможность вычислять тепловые эффекты химических реакций, не проводя их. На основании этого закона можно вычислять тепловые эффекты химических реакций, которые не идут чисто. Особенно важно и то, что этот закон выполняется также в физиологии и в биохимии. Так, количество теплоты, получаемой при окислении пищевых продуктов в организме в результате целой серии сложных ферментативных реакций, и количество теплоты, выделяемой при сжигании этих веществ в калориметре, будут одинаковыми.

Из закона Гесса вытекают три следствия:

1) Тепловой эффект разложения сложного вещества на простые, точно равен и противоположен по знаку тепловому эффекту образования этого сложного вещества из простых. Например:

Са + ½ О2 = СаО Q = +634,7 кДж (ΔН = - 634,7 кДж)

СаО = Са + ½ О2 Q = -634,7 кДж (ΔН = +634,7 кДж)

Это следствие часто называют термохимическим законом Лавуазье-Лапласа.

2) Тепловой эффект химической реакции равен разности между суммой теплот образования конечных продуктов и суммой теплот образования исходных веществ (с учётом стехиометрических коэффициентов; теплоты образования простых веществ принимаются равными нулю):

ΔН х.р. = ΣΔН обр. прод. – ΣΔН обр. исх.

3) Тепловой эффект химической реакции равен разности между суммой теплот сгорания исходных веществ и суммой теплот конечных продуктов (с учётом стехиометрических коэффициентов):

ΔН = ΣΔН сгор. исх. + ΣΔН сгор. кон. прод.

Величины стандартных теплот образования и теплот сгорания находят в специальных справочниках.

При растворении кристаллогидратов наблюдается более низкий тепловой эффект, чем при растворении безводной соли. Разность между теплотой растворения безводной соли (ΔН безв.) и теплотой растворения кристаллогидрата (ΔН кр.) есть теплота гидратации (ΔН гидр.):

ΔН гидр. = ΔН безв. – ΔН кр.

Второе и третье следствие из закона Гесса могут быть сформулированы несколько иначе, но именно приведенная формулировка позволяет использовать их при решении термохимических задач.

Приведём примеры различных термохимических задач и поясним решения некоторых из них.

Тут вы можете оставить комментарий к выбранному абзацу или сообщить об ошибке.

Оставленные комментарии видны всем.

Соседние файлы в предмете [НЕСОРТИРОВАННОЕ]