Українські реферати:
 
Бесплатные рефераты
 

 

 

 

 

 

     
 
Хімічна термодинаміка
     

 

Хімія
Зміст:
 I. Теоретична частина
1. Введення
2. Закони термохіміі
3. Елементи термодинаміки
4. Перший початок термодинаміки
5. Елементи другого початку термодинаміки
6. Ентропія
II. Експериментальна частина
III. Розрахункова частина
Список використовуваної літератури

   В результаті хімічної реакції виділяється або поглинається енергія, так як реакція супроводжується перебудовою енергетичних рівнів атомів або молекул речовин, що беруть участь в ній, і речовин, що утворюються в ході реакції.
   Реакції, при яких спостерігається виділення енергії, називаються екзотермічні (Q> 0).
   Реакції, що йдуть з поглинанням енергії, називаються ендотермічною (Q
   Величина енергії окремої хімічного зв'язку дуже мала. Її зручно виражати в Електронвольт на атом. Оскільки зазвичай в реакціях беруть участь відносно великі кількості речовин, то загальні кількості енергії виходять також великі. Так, елементарний розрахунок показує:
   на 1 атом: 1еВ = 1,6? 10-19Кл? 1В = 1,6. 10-19 Дж,
   на 1 моль: 1,6? 10-19? 6,02? 1023 = 9,65? 104 Дж/моль = 96,5 кДж/моль.
   Енергія, що утворюється в результаті хімічних реакцій, може виділятися в різних формах, але, звичайно, в еквівалентних кількостях. Так, наприклад, фотохімічні процеси при фотографії розвиваються при поглинанні квантів променевої енергії галідамі срібла і, навпаки, можна побудувати джерело когерентного випромінювання-лазер, що працює на енергії хімічних реакцій.
   Витрачаючи електричну енергію, можна виділяти потрібні речовини з розчинів або розплавів шляхом електролізу, з іншого боку, можна отримати енергію за рахунок хімічних реакцій, що протікають в гальванічних елементах або акумулятор.
   Найчастіше в, внаслідок хімічних реакцій виділяється або поглинається теплова енергія. Тому розділ хімії, який вивчає енергію хімічних реакцій, історично став називатися термохіміей, а зміна енергії називається тепловим ефектом хімічної реакції і вимірюється в кілоджоуль на моль утворився або згорілого речовини. Оскільки в залежності від умов, в яких протікає хімічна реакція, можливо виділення або поглинання роботи розширення газів (p = const), то розрізняють тепловий ефект реакції при (p = const) Qp і тепловий ефект реакції при (v = const) Qv, хоча різниця між ними зазвичай невелика.
   
ЗАКОНИ ТЕРМОХІМІІ
   
   Перший закон термохіміі (Лавуазьє і Лаплас, 1780-1784):
   тепловий ефект освіти даного з'єднання в точності дорівнює, але звернув за знаком тепловому ефекту його розкладання.
   Із закону Лавуазьє-Лапласа слід неможливість побудувати вічний двигун I роду, що використовує енергію хімічних реакцій.
   Другий закон термохіміі (Г. І. Гесс, 1840):
    тепловий ефект хімічної реакції не залежить від характеру і послідовності окремих її стадій і визначається лише початковими і кінцевими продуктами реакції та їх фізичним станом (при p = const або при v = const).
   Г. И. Гесс першим взяв до уваги фізичний стан реагуючих речовин, так як теплоти зміни агрегатних станів речовин накладаються на тепловий ефект реакції, збільшуючи або зменшуючи його.
   Затвердження закону Гесса про те, що тепловий ефект процесу не залежить від його окремих стадій і їх послідовності, дає можливість розраховувати теплові ефекти реакцій для випадків, коли їх визначити експериментально або дуже важко, або взагалі неможливо.
   Застосування закону Гесса надзвичайно розширило можливості термохіміі, дозволяючи робити точні розрахунки теплових ефектів освіти цілого ряду речовин, досвідчені дані за якими отримати було важко.
   Закон Гесса в наш час застосовують головним чином для розрахунку термодинамічних функцій-ентальпії, які зараз використовуються для термохімічних розрахунків. Термохімія, що історично склалася раніше термодинаміки, в даний час зазнала деяких змін і стала розділом хімічної термодинаміки.
   
ЕЛЕМЕНТИ хімічної термодинаміки
   
   Хімічна термодинаміка вивчає зміни енергії в результаті процесів в матеріальних системах, що призводять до зміни складу і властивостей фізичних тіл, з яких побудована дана система.
   Термодинамічної системи називається комплекс взаємодіючих між собою фізичних тіл, подумки відокремлений від навколишнього середовища.
   Системи бувають ізольовані, в яких енергообмін і массообмен з навколишнім середовищем відсутні, і замкнуті, в яких можливий енергообмін з навколишнім середовищем, але не можливий обмін речовиною. Незамкнуті системи розглядаються в термодинаміки незворотних процесів.
   Системи можна розділити на гомогенні або однорідні, що не мають фізичних меж розділу між окремими частинами, тому що у всіх частинах системи властивості однакові (наприклад, ненасичений розчин), і системи гетерогенні, або неоднорідні, які поділяються на окремі частини фізичними межами розділу, на яких властивості системи різко змінюються. Частина гетерогенної системи, обмежена фізичними межами розділу, називається фазою. Наприклад, насичений розчин, дотичний з розчиняється речовина, являє собою гетерогенну систему.
   Стан системи визначається фізичними параметрами; в простому випадку ідеального газу - це тиск і температура, так як v = f (p. Т).
   Зміна параметрів системи викликає процес. Якщо процес полягає у послідовному зміну параметрів, що призводять в остаточному підсумку систему в початковий стан, то такий процес називається циклом.
   Хімічна термодинаміка, так само як і загальна термодинаміка, заснована головним чином на двох законах (засадах).
   
Перший закон термодинаміки
   
   Перший початок термодинаміки, остаточно сформульоване Джоулів в середині XIX ст., Являє собою закон збереження енергії. Для замкнених систем, що обмінюються енергією з навколишнім середовищем, рівняння першого закону термодинаміки має вигляд:
    (1)
   де Q - енергія, після повідомлення його системі;? U-приріст внутрішньої енергії системи; А - робота, здійснена системою.
   Енергія, повідомлена системі (Q), може бути теплової або іншою формою енергії, тому що перший закон термодинаміки справедливий для будь-яких процесів. Якщо система поглинає енергію, то Q приймає позитивне значення, т. з. знак Q сироватці знаку теплового ефекту реакції:
        Q =? Q (2)
   Внутрішня енергія системи (U) включає всі види енергії, укладені в речовинах, що складають систему, крім енергії, створеної гравітаційними, електричними або магнітними полями, а також крім кінетичної енергії системи в цілому (для рухомої системи). Таким чином, U? сума всіх видів теплової енергії руху елементарних частинок, енергії зв'язку та енергії агрегатних станів. Це складна термодинамічна функція, повністю визначається станом системи або відповідним поєднанням параметрів (р і Т). Якщо система поглинає енергію, то запас внутрішньої енергії зростає (? U> 0).
   Якщо робота здійснюється системою, то А - позитивна величина, коли ж робота здійснюється над системою, то А негативна (наприклад, стиснення газу).
   Як Q, так і А в рівнянні (1) характеризують процес і від станів системи (початкового і кінцевого) залежать неоднозначно, тому що з початкового стану підійти до кінцевого стану можна різними шляхами і з різним поглинанням енергії та різною величиною роботи. Тому рівняння (1) ми не можемо записати в диференційній формі, тому що тільки одне збільшення? U однозначно визначається параметрами стану р, v, Т.
   Якщо відомий закон зміни параметрів в даному процесі, то рівняння першого закону термодинаміки можна записати в диференційній формі і досліджувати математично. В області застосування хімічних реакцій найбільш часто зустрічаються процеси, що протікають при постійному обсязі (ізохоріческій) і при постійному тиску (ізобаріческій).
1. Ізохоріческій процес: v = const. У цьому випадку параметри р і Т пов'язані між собою рівнянням Гей-Люссака, р/Т = const. Рівняння (1) записується в диференційній формі:
   dQ = dU + dA. (3)
   Але якщо обсяг постійний, значить робота розширення або стиснення газу відбуватися не може: dA == pdv = 0. Отже, dQ = - dU;
   прирівнюємо приватні похідні по температурі:
   

   
   або
   
dU = CvdT, (4)

   де СV - теплоємність при постійному обсязі. Рівняння (4) дозволяє обчислювати зміну внутрішньої енергії системи при зміні температури, якщо не відбувається жодних змін агрегатного або поліморфного стану.
   Як відомо, при хімічної реакції внутрішня енергія змінюється: якщо енергія виділяється, то це відповідає зменшенню запасу внутрішньої енергії, і навпаки. Тому тепловий ефект і зміна внутрішній енергії мають зворотні знаки:
 U =-Qv. (5)
   
   2. Ізобаріческій процес: р = const. У цьому випадку за законом Гей-Люссака v/T = const. Крім того, з рівняння (3) не випадають окремі члени, так як при постійному тиску розширення і стиснення газу можливо, як і нагрівання й охолодження. У цьому випадку dQ = dU + pdv. Після інтегрування в межах 1-2 отримаємо:
    
   Вираз в дужках (U + pv) являє собою термодинамічну функцію, яку назвемо ентальпії Н:
        H = U + pv. (6)
   Ентальпія - це енергосодержаніе системи, що включає внутрішню енергію і роботу. Тоді
         (7)
   Якщо система поглинає енергію Q1-2, то? Н більше нуля, і якщо в цій системі відбувається хімічна реакція, то вона буде ендотермічний:
        (8)
   Тому що в подальшому ми будемо використовувати поняття різниці ентальпії хімічної реакції, то необхідно пам'ятати співвідношення:
   
Екзотермічні реакції Ендотермічна реакції
? H0? H> 0; Qp
   
   Різниця ентальпії хімічної реакцій назад за знаком тепловому ефекту реакції при постійному тиску. Для обчислення ентальпії виходимо з міркувань, що Q =? H; прирівнюємо приватні похідні по температурі:
   
        (9)
   
   або d (? Н) = CpdТ, де СР-теплоємність при постійному тиску. При розрахунку? Н слід враховувати не тільки зміна енергосодержанія системи в залежності від температури, але й зміна агрегатних і поліморфних станів, при якому відбувається поглинання енергії при постійній температурі:
        (10)
   Таким чином, ентальпія - складна математична функція, що визначає енергію, необхідну для приведення системи в даний стан, і яка б враховувала зміну внутрішньої енергії та здійснює роботу.
   
   На малюнку приведені криві залежності ентальпії від температури для газів, що використовуються як плазмообразователі в плазмотронах.Для дослідження процесів, що відбуваються в матеріальних системах, ми користуємося не абсолютними значеннями ентальпії, а їх зміною (різницею) між початковим і кінцевим станами системи. Різниці ентальпії ми можемо вимірювати з будь-яким ступенем точності, відраховуючи ентальпії не від абсолютного
   нуля, а, від будь-кого, але завжди одного й того ж рівня. За такий рівень прийняті стандартні умови: Т = 298,15 К, р = 1,013? 105Па.
   Крім того, для термохімічних розрахунків прийняті наступні дві умови:
1. Різниця ентальпії простих речовин (? Н0) в стані, стійкому при стандартних умовах, приймається рівною нулю. Наприклад:, але (так як для утворення атомарного водню при стандартних умовах треба затратити енергію дисоціації, що дорівнює 217,9 кДж/моль).
2. Різниця ентальпії складної речовини обернено по знаку і дорівнює тепловому ефекту при постійному тиску () реакції його утворення з простих речовин у стані, стабільною при стандартних умовах, тобто ентальпії освіти. Наприклад:? 241,8 кДж/моль; + 90,37 кДж/моль.
   В даний час стандартні різниці ентальпії (? Н0) та їх залежності від температури () можна знайти в довідковій літературі для дуже великої кількості неорганічних і органічних сполук.
   Термохімічні розрахунки з використанням табличних даних значно спростилися. Розглянемо приклад розрахунку різниці ентальпії хімічної реакції в загальному вигляді для рівняння
   aA + bB = cC + dD
   де А, В, С, D - символи реагуючих речовин: а, Ь, с, d - стехіометричні коефіцієнти.
   Вихідні речовини (АА + BВ) відповідають початкового стану системи, і сума їх ентальпії віднімається, тому що вони в результаті процесу зникають, кінцеві продукти (cC + dD), що складають кінцеву систему, з'являються в процесі, і їх ентальпії входять зі знаком плюс. Якщо ця речовина в рівняння хімічної реакції входить з коефіцієнтом, відмінним від одиниці, то при підсумовуванні ентальпії ці коефіцієнти треба взяти як множники.
   Щоб уникнути можливих помилок треба підсумовування ентальпії робити безпосередньо під рівнянням хімічної реакції
   
   aA + bB = cC + dD
   
   Підставляючи значення ентальпії з довідкової літератури, знаходимо реакції.
   Щоб отримати різницю ентальпії реакцій для більш високих температур, ніж стандартні, використовують залежність різниці ентальпії від температури і враховують при цьому зміни енергії, потрібної для нагріву даних речовин і для зміни їх фазових станів:
    (11)
   Для багатьох речовин ці функції розраховані та наведені в довідкових таблицях (? НT? Н0).
   Якщо абсолютне значення різниці ентальпії реакцій досить велике (300-400 кДж), то в першому наближенні температурної залежністю можна знехтувати, тому що теплоємності вимірюються в Дж/(моль? К), а різниці ентальпії-в кДж/моль, тобто на 3 порядку вище.
   Для органічних сполук в довідкових таблицях часто наводиться різниця ентальпії горіння цих речовин, розрахована для випадку утворення рідкої води, тому що звичайно визначення виробляються в калориметричних бомбах, охолоджуваних після закінчення досвіду до кімнатної температури.
   Знаючи різницю ентальпії згорання, легко визначити різницю ентальпії утворення органічної речовини. Схема розрахунку наведена для загального випадку горіння органічної речовини:
   
   
   Звідси
   
   
   Атоми інших елементів (Cl, N, S і т.д.), що входять до складу органічної молекули, при горінні виділяються в молекулярному вигляді або у вигляді стійких оксидів (SO2, P2O5), тому що горіння відбувається в атмосфері кисню (3? 105 Па).
   
ЕЛЕМЕНТИ Другий закон термодинаміки
   
   Перший початок термодинаміки - закон збереження енергії - розглядає вже доконаний процеси, але не вказує напрямок процесу хімічної реакції, її можливість і повноту протікання, а це є основне завдання при дослідженні будь-якого процесу, особливо високотемпературного.
   Так, наприклад, водень і кисень, з'єднуючись з вибухом, при звичайних температурах утворюють воду, при високих температурах реагують оборотно, а при температурі вище 4000 К існування водяної пари практично неможливо. Таким чином, різниця ентальпії реакції ще не визначає можливості її протікання в даних конкретних фізичних умовах.
   Зміна хімічної енергії залежить від умов, тому розвиток хімічних реакцій, як і всіх інших процесів, наприклад теплових, визначається другим початком термодинаміки. Відповідно до другого початку термодинаміки (сформульованим в остаточній формі Клаузіусом і Гельмгольцем в середині XIX ст.) Теплота може переходити в роботу тільки за наявності різниці температур і не цілком, а з певним термічним коефіцієнтом корисної дії (?):< br />     (12)
   де A - робота, отримана за рахунок переходу теплоти від тіла з високою температурою (Т1) до тіла з низькою температурою (Т2); Q1 - теплота, взята у нагрітого тіла з температурою Т1; Q2 - теплота, віддана холодному тілу з температурою Т2.
   Враховуючи, що температура виражена в абсолютній шкалі, ми бачимо, що ККД теплових машин взагалі невеликий. Наприклад, ККД теплоелектроцентралі, що працює з перегрівом пара до 673 К і з конденсатором при Т2 = 323 До
    або 52%
   (І це без урахування всіх інших втрат у робочому циклі турбін і механічних втрат!)
   Таким чином, для будь-яких процесів, що протікають під дією різниці потенціалів (grad P), якою для теплових процесів є різниця температур, для електричних - різниця потенціалів, для механічних - різниця висот і т.д., загальним є порівняно низький коефіцієнт корисної дії. Значення ККД звертається в одиницю, якщо в рівнянні (12) Т20, але абсолютний нуль недосяжний. Отже, всю енергію нагрітого тіла при температурі Т1, в роботу прев?? атіть не можна.
   Заряд q проходить різниця потенціалів, здійснюючи роботу
   A = q (U1-U2). (13)
   Проте всю енергію він віддає тільки в тому випадку, якщо U2? O.
   Вода обертає турбіну при перепаді рівнів води: верхній б'єф - нижній б'єф греблі:
   (14)
Проте всю енергію положення (потенційну) вода віддасть тільки в тому випадку, якщо h2? 0, тобто вода буде падати до центру землі, що неможливо.
Таким чином, при здійсненні роботи частина загальної енергії системи залишається невикористаною.
При перебігу хімічних реакцій ентальпія початкових продуктів не може вся перейти в роботу або теплоту, тому що в кінцевих продуктах реакції сума ентальпії не дорівнює нулю. Якщо градієнт рушійних сил (Т, U, h і т. д.) дорівнює нулю, то і робота, що здійснюється в процесі, дорівнює нулю, а система буде перебувати в стані рівноваги: при Т1 = Т2 закінчиться теплообмін: електричний заряд не здійснює роботи , якщо U1 = U2 турбіни не працюють при спущеною греблі; хімічна реакція буде досягати рівноваги, коли кількість отриманих кінцевих продуктів дорівнює кількості розклалися кінцевих продуктів на початкові за одиницю часу.
Досліджуючи вираз для ККД теплової машини, Клаузіус ввів нову термодинамічну функцію, яку назвав ентропією. Справді:
 або
звідси
 або (15)
 Таким чином, при проведенні циклу в ідеальній тепловій машині (цикл Карно) та отриманні механічної роботи відношення отриманої теплоти до температури нагрітого джерела дорівнюватиме такому ж відношенню для холодного джерела. Так як Q є в рівнянні (15) збільшенням енергії, то можна це відношення записати в диференційній формі для елементарних циклів:

підсумовуючи зміни по всьому циклу теплової машини, можна записати
(16)
де dQ - приріст теплоти; Т - відповідна температура; - інтеграл по замкнутому контуру.
Подинтегральное вираз Клаузіус прийняв за прирощення нової функції S - ентропії:
 або (17)
Ентропія являє собою функцію параметрів стану (р, v, Т) і може оцінити напрямок процесу в системі, яка прагне до рівноваги, тому що для ідеального або рівноважного процесу її зміна дорівнює нулю: dS = 0.
 Справді, замінюючи dQ на зміну внутрішньої енергії і роботи dQ = dU + pdv, можна записати
 (18)
Якщо U = const та v = const, то в ідеальному процесі dS = 0, що, по суті, визначає рівновагу системи (оборотний процес), і в цьому випадку ентропія прагне до максимального значення:
S? Smax.
Приріст ентропії визначається розвитком незворотних процесів, що протікають мимоволі, які припиняються тільки при досягненні рівноваги в системі.
Однак вимога сталості внутрішньої енергії системи виключає можливість використання тільки однієї цієї функції для дослідження хімічних реакцій, при яких внутрішня енергія речовин, що складають систему, неминуче змінюється.
Гіббс запропонував іншу термодинамічну функцію, досліджуючи яку можна визначити напрямок процесів в системі, яка прагне до рівноваги при T = const і p = const:
G = H? TS (19)
де G - енергія Гіббса (або термодинамічний потенціал, як назвав цю функцію Гіббс); Н-ентальпія; S-ентропія; Т-абсолютна температура.
 Опускаючи всі математичні дослідження термодинамічної функції G, можна вважати, що функція G для системи, що прагне до рівноваги, зменшується, при досягненні рівноваги вона приймає мінімальне значення (G? Gmin), а її приріст звертається в нуль (? G = 0). < br />
Ентропія

Найбільш інформативною термодинамічної функцією в рівнянні (19) є ентропія S.
Значення ентропії легко визначити тільки для стану ідеального газу. Використовуємо для обчислення S рівняння (18), де dU - зміна внутрішньої енергії, рівне для ідеального газу СvdT тобто теплоємності при постійному обсязі, помноженої на збільшення температури: pdv - збільшення роботи, яке можна представити як, замінивши р на RT/v. Звідси
 (20)
Після інтегрування в межах 0? T отримуємо
 (21)
рис. 2 Схема для розрахунку ентропії при мимовільному змішуванні двох газів. де ST - ентропія при температурі Т; S0 - ентропійних постійна; СV - теплоємність при постійному обсязі; v - молярний об'ем.Такім чином, ентропія благаючи ідеального газу є функцією Т і р (так як молярний обсяг залежить від Т і р). Вираз (21) застосовується лише для чистого ідеального газу, так як для сумішей газів, навіть за відсутності між ними хімічних реакцій, ентропія суміші буде зростати за рахунок необоротних процесів дифузії, що приводить до розподілу компонентів по всьому об'єму газової суміші. Розглянемо процес мимовільного змішання двох газов.Пусть у двох частинах обсягу, розділеного перегородкою r (мал. 2, а), знаходиться n1 молей першу газу і n2 молей другу газу при р, Т = const.
   
   Загальна ентропія системи
    (22)
   де S1 і S2 - молярні ентропії першого і другого газів. Видалимо перегородку r і дамо можливість утворити суміш газів, рівномірно розподілену за всім обсягом (рис 2, б), де v-молярний об'єм газу за даних р і Т. На кожен моль компонентів суміші припадають пропорційні частини обсягу:
    і
   Підставляємо значення цих обсягів в рівняння (21) і отримуємо значення ентропії для одного благаючи компонента в суміші:
   
   
   Загальний запас ентропії в суміші газів теж збільшився:
    (23)
   Приріст ентропії в газовій суміші залежить від співвідношення чисел молей компонентів n1 і n2. Якщо покласти, що n1? 0, то ентропія цього газу
   
   
   але частка, що вноситься цим компонентом у загальний запас ентропії системи, також прагне до нуля:. У той же час якщо n1? 0, то (n1 + n2)/n2 прагне до 1, а також прагне до нуля. Отже, при зникненні одного з компонентів газової суміші ентропія іншого компонента стане дорівнює ентропії чистого газу:
   .
   Так як відношення (n1 + n2)/n1 являє собою величину, зворотну молярній частці даного компоненту
   
   то в загальному вигляді можна записати вираз ентропії благаючи газу в суміші наступним чином:
   (24)
    (25)
   Отримане вираз визначає дуже важливе поняття, а саме-розсіювання речовини, тому що якщо N? 0, то ентропія прагне до?.
   У природі існують так звані розсіяні елементи, загальний зміст яких, взагалі кажучи, не так мало, але вони присутні в дуже малих кількостях в різних мінералах, водах і т.д. Для того щоб виділити ці елементи у вільному стані, їх спочатку треба концентрувати , а це важко і вимагає дуже великої витрати енергії. Так, наприклад, морська вода містить незначні кількості золота, але так як води у світовому океані дуже багато, то й золота в ній теж величезна кількість »Однак якщо золото виділяти з морської води відомими методами, то воно буде« дорожче за золото ».
   Приріст ентропії при зсуві газів - RlnNi можна використовувати при розгляді будь-яких розведених розчинів. У більш концентрованих розчинах взаємодія між молекулами розчиненої речовини зменшує їх активність, і тому в таких випадках замість величин концентрації в рівняння під 'ставляют величини «активності» а:
   
   де а - активність;? - Коефіцієнт активності, що прагне в розведених розчинах до одиниці; Ni, - молярна частка. Ентропія реальних речовин, здатних змінювати своє агрегатний або поліморфну стан, визначається складніше, тому що для кожного стану значення ентропії буде інше.
   Зміна ентропії? S при будь-якому перетворенні речовини можна визначити по рівнянню
    (26)
   
   де? Hпревращ-зміна ентальпії при перетворенні; Тпревращ - температура перетворення.
    Залежність ентропії від температури визначається з рівняння
   
    (27)
   де Ср - теплоємність при постійному тиску. Загальна формула температурної залежності з урахуванням можливих агрегатних перетворень буде
   
    (28)
   Для зручності розрахунків та побудови таблиць в довідниках прийняті стандартні значення ентропії при Т = 298,15 К і р = 1,013? 105Па, тобто значення при тих же умовах, що й у випадку розрахунку ентальпії. Деякі значення стандартних ентропії наведені в табл.1.
   
   Таблиця 1. Значення стандартних ентропій S0 для деяких речовин.
   
Речовина S0 Речовина S0 Речовина S0 Речовина S0
H2O (г) 188,74 H (г) 114,6 Cl2 (г) 223,0 CO2 (г) 213,6
H2O (ж) 69,96 H2 (г) 130,6 HCl (г) 186,7 FeO (кр) 58,79
H2O (кр) 39,33 O2 (г) 205,03 CO (г) 197,4? - Fe (кр) 25,15
   
    Як видно з табл. 1, для води спостерігається зростання ентропії при зміні її агрегатних станів від кристалів до газу.
   При переході речовини від впорядкованого стану (кристал) в рідкий або газоподібний стан ентропія благаючи речовини зростає.
   Больцман, розвиваючи статистичні ідеї в термодинаміки, вперше показав сутність ентропії для ідеальних газів, визначивши її пропорційність термодинамічної ймовірності Wi
   
Термодинамічна ймовірність Wi розглядається як число можливих способів побудови даної системи або число микростанів, за допомогою яких здійснюється даний макросостояніе речовини. Природно, впорядкована система, наприклад кристал, тим менше можливих микростанів (відхилень від рівноважного стану) і тим менше ентропія.

II. ЕКСПЕРИМЕНТАЛЬНА ЧАСТИНА.

ВИЗНАЧЕННЯ Тепловий ефект Нейтралізація Сірчана кислота

Мета роботи - визначення теплового ефекту реакції нейтралізації і перевірка закону Гесса.
Нейтралізація 1 г-екв будь-якої сильної кислоти сильною основою в досить розбавленому розчині супроводжується майже однаковим екзотермічні тепловим ефектом, що відповідають одному і тому ж процесу? освіти 1 благаючи рідкої води з гідратованих іонів і по рівнянню:
? Ннейтр =? 55.9 кДж/г-екв

Оборудованіе1. Внутрішній склянку калориметр (1) .2. Калориметр (2) .3. Мішалка (3) .4. Термометр (4) .5. Бюретка (5). Розраховуємо тепловий ефект реакції нейтралізації одного г/екв кислоти (? Ннейтр) no формулою. (Тут Q? Кількість теплоти, що виділилася в калориметр; n? Кількість г/екв кислоти в 200 мл 0,4 н розчину). Значення Q обчислюємо у формулі де Сi? відповід-
ного маси склянки, мішалки, кислоти і луги; сСт? питома теплоємність склянки (скла), що дорівнює 0,69 кДж/кг? К;
СМ - питома теплоємність мішалки (сталі), що дорівнює 0,42 кДж/кг? К; Ск, сщ? питомі теплоємності кислоти та лугу (4.2 кДж /? К).

 РОЗРАХУНКИ.
   
Маса зовнішнього склянки калориметр Маса мішалки Температура, С?
Початкова темп., Т1 Кінцева темп., Т2 Різниця,? Т = Т2-Т1
132 гр. 23.2 гр. 22.8 27.6 4.8
132 гр. 23.2 гр. 22.9 25 26 2.1 3.1
   
   Рівняння реакції:
   
   
   Нормальность? це кількість еквівалентів в 1 л.
   
   49гр. ? 1н.
   X гр. ? 2н.
   X = 98 р./екв.
   1.
   Q = (0.69? 132 + 0.42? 23.2 + 4.2? 200 + 4.2? 40)? 4.8 = 5322.35
    ? Ннейтр =? Q/N = 5322.35/98 = -54.3 кДж
   Помилка досвіду:
   
   2.
   Q1 = (0.69? 132 + 0.42? 23.2 + 4.2? 200 + 4.2? 40)? 2.1 = 2328.5
   Q2 = (0.69? 132 + 0.42? 23.2 + 4.2? 200 + 4.2? 40)? 3.1 = 3437.35
   Qобщ = Q1 + Q2
   ? Ннейтр =? Qобщ/N = 5765.85/98 = -58.8 кДж
IV.
V. Розрахункова частина.

   Варіант № 5
   № 1
   
   
   
   Відповідь:? Н =? 204.8 кДж.
   
   № 2
   
   Дано:
   ;
   ;
   ;
   
   
   
   
   
   Що б пішла реакція прямо, необхідно, що б? G
   
   ? H-T? S
   T>? H /? S
   T> 2.8
   
   Відповідь: реакція піде при Т> 298 +2.8 Т> 300.8 До
   
   № 3
   
   
   
   ? H =?? Q
   
   
   
   Відповідь: 39745 Дж
   
   № 4
   Дано:
   N2? 1 моль
   H2? 3 моль
   
   
   
   
   А)
   
   
   Загальна ентропія системи: + 3? = 583.3
   
   В)
       
   
   Ентропія при даній реакції буде:
   
   
   № 5
   
    4.9гр. Х гр.
   
   1 моль 2 моль
    98 г. 112г.
   
   ЕКОНОМ = 56/1 = 56
   2Nкон = 1л.
   
   56/2 = 28 гр.
   28гр? 1л.
   5.6? Х л.
   
   Відповідь: 200 мл.
   
   Список використовуваної літератури:
   
1. Навчальний посібник до лабораторного практикуму з хімії, М., изд-во МАИ, 1984р.
2. Ахметов Н.С Загальна та неорганічна хімія, М., Вища школа, 1980р.
3. В.В. Фролов Хімія М., Вища школа, 1986р.
4.
   
1


12


1


12



     
 
     
Реферат Банк
 
Рефераты
 
Бесплатные рефераты
 

 

 

 

 

 

 

 
 
 
  Все права защищены. Українські реферати для кожного учня !