Здесь можно найти образцы любых учебных материалов, т.е. получить помощь в написании уникальных курсовых работ, дипломов, лабораторных работ, контрольных работ и рефератов. Так же вы мажете самостоятельно повысить уникальность своей работы для прохождения проверки на плагиат всего за несколько минут.

ЛИЧНЫЙ КАБИНЕТ 

 

Здравствуйте гость!

 

Логин:

Пароль:

 

Запомнить

 

 

Забыли пароль? Регистрация

Повышение уникальности

Предлагаем нашим посетителям воспользоваться бесплатным программным обеспечением «StudentHelp», которое позволит вам всего за несколько минут, выполнить повышение уникальности любого файла в формате MS Word. После такого повышения уникальности, ваша работа легко пройдете проверку в системах антиплагиат вуз, antiplagiat.ru, etxt.ru или advego.ru. Программа «StudentHelp» работает по уникальной технологии и при повышении уникальности не вставляет в текст скрытых символов, и даже если препод скопирует текст в блокнот – не увидит ни каких отличий от текста в Word файле.

Результат поиска


Наименование:


реферат Химическая термодинамика

Информация:

Тип работы: реферат. Добавлен: 04.12.2012. Сдан: 2012. Страниц: 18. Уникальность по antiplagiat.ru: < 30%

Описание (план):


1.1. Химическая термодинамика
Термодинамика изучает законы, которые описывают  обмен энергией между изучаемой  системой и внешней средой и, в  частности, переход внутренней энергии  в другие формы энергий.
Химическая термодинамика  – это раздел физической химии, изучающий  превращения энергии в химических реакциях и энергетические характеристики различных веществ. Она основывается на положениях, законах и теоретических  методах классической термодинамики. Применение химической термодинамики  позволяет рассматривать процесс, не вдаваясь в механизм взаимодействия. Зная законы химической термодинамики, можно оценить, возможна ли реакция  при данных условиях или невозможна, какие условия необходимо создать, чтобы реакция была возможной и чтобы выход продуктов был максимальным. Для решения этих вопросов термодинамическим методом необходимо знать только начальное и конечное состояние системы и условия, при которых она находится.
Таким образом, основными вопросами термодинамики  являются энергетические балансы протекающих  процессов, их направление и состояние  равновесия. Первая группа вопросов опирается  на первый закон термодинамики, вторая – на второй и третий законы. Первый закон или первое начало термодинамики  представляет собой постулат, вытекающий из многовекового опыта человечества. Он не имеет единой формулировки, поэтому  существует несколько формулировок, которые равноценны между собой  и вытекают одна из другой. Если одну из них рассматривать как исходную, то другие получаются из нее как  следствия.
Первое начало термодинамики связано непосредственно  с законом сохранения энергии  и эквивалентности ее различных  форм. Его формулируют следующим  образом: в любой изолированной  системе запас энергии остается постоянным: различные формы энергии  переходят друг в друга в строго эквивалентных количествах.
Одной из формулировок закона является такая: вечный двигатель  первого рода невозможен, т. е. невозможно построить машину, которая бы производила  механическую работу только за счет своей  внутренней энергии.
Особенно важной для химической термодинамики формулировкой  первого начала является выражение  его через понятие внутренней энергии: внутренняя энергия является функцией состояния, т. е. ее изменение  между одними и теми же начальными и конечными состояниями не зависит  от пути процесса, а зависит только от начального и конечного состояния  системы.
 
(1.1)

Изменение внутренней энергии ?U системы может происходить  за счет обмена теплотой q и работой W с окружающей средой. Полученная системой извне теплота расходуется на приращение внутренней энергии и  на работу, совершенную системой:
 
(1.2)

Уравнение представляет собой математическую формулировку первого начала термодинамики для  достаточно больших изменений данных величин (интегральная форма записи). Величины ?U, q, и W в уравнении (1.2) могут иметь как положительные, так и отрицательные знаки. Например, если все три величины отрицательны, то теплота, отданная системой внешней среде, равна убыли внутренней энергии и полученной системой работы.
Для бесконечно малого изменения этих величин уравнение (1.2) примет вид (дифференциальная форма  записи):
 
(1.3)

В отличие от внутренней энергии теплота и  работа не являются функциями состояния, они зависят от пути процесса, но разность их от пути процесса не зависит:
 
(1.4а)
 
(1.4б)

Рассмотрим применение первого начала термодинамики к  химическим процессам. Пусть в системе  протекает химическая реакция по уравнению:
 
(1.5)

где – стехиометрические коэффициенты; А, В, L, M – символы реагирующих веществ и продуктов реакции соответственно.
Если считать, что единственным видом работы, которая  совершается системой, является работа расширения т. е. отсутствует полезная работа, то уравнение (1.3) примет вид
 
(1.6)
 
(1.7)

Химические реакции  протекают чаще всего в изобарных  или изохорных условиях. При изохорном  процессе ( ) уравнение (1.7) примет вид
 
(1.8)

Интегральная  форма записи данного уравнения  будет следующей:
 
(1.9)

Тепловой эффект реакции при постоянном объеме очень  часто обозначают . Тогда
 
(1.10)

или в дифференциальной форме 
 
(1.11)

Таким образом, тепловой эффект химической реакции  в изохорных условиях равен изменению  внутренней энергии системы  .
При изобарных  условиях проведения процесса (р = const), после интегрирования уравнения (1.7) и приведения подобных членов получим
 
(1.12)

В химической термодинамике  важное значение имеет термодинамическая функция – энтальпия, которая связана с внутренней энергией системы соотношением
 
(1.13)

Энтальпия, так  же как и внутренняя энергия, является функцией состояния (так как pV – функция состояния). Из уравнений (1.12) и (1.13) получаем
 
(1.14)

Тепловой эффект реакции при постоянном давлении обозначим  :
 
(1.15)

или в дифференциальной форме
 
(1.16)

Таким образом, тепловой эффект химической реакции  в изобарных условиях равен изменению  энтальпии этого процесса
Взаимосвязь изобарного и изохорного тепловых эффектов описывается  уравнением
 
(1.17)

Если реакция  протекает в газовой фазе, то для  состояния идеальных газов, с  учетом уравнения  (в изобарно – изотермических условиях ), уравнение (1.17) принимает вид
 
(1.18)

где
При подсчете учитывают только число молей газообразных участников реакции.
Из уравнений (1.10) и (1.15) следует, что для двух практически  важных процессов: изобарного и изохорного – теплота процесса, являющаяся его функцией, приобретает свойства функции состояния, т. е. она не зависит  от пути процесса, а зависит только от начального и конечного состояний  системы. Это положение было сформулировано на основании опытных данных русским ученым Г.И. Гессом.
Формулировка  закона Гесса. Тепловой эффект химической реакции при постоянном давлении или объеме не зависит от пути проведения процесса, а определяется только физическим состоянием исходных реагентов и  продуктов реакции при условии, что единственной работой, совершаемой  системой, является работа против внешних  сил. Закон Гесса – математическое следствие первого начала термодинамики. Он составляет теоретическую основу термохимии.
1.2. Термохимия
Раздел физической химии, занимающийся изучением тепловых эффектов химических реакций, называется термохимией. Термохимия позволяет  экспериментально определять тепловые эффекты процессов (используя калориметрический  метод исследования). Это могут  быть не только химические реакции, но и физико-химические процессы, например, растворение, кристаллизация, сублимация и др. Кроме того, из закона Гесса  вытекают важные следствия, которые  позволяют теоретически рассчитать изменение энтальпии химических реакций.
Расчет тепловых эффектов химических реакций при  постоянном давлении и температуре, или изменения энтальпии реакции ( ) (индекс “r” обозначает “reaction”) можно провести используя справочные термодинамические данные о стандартных энтальпиях образования или энтальпиях сгорания веществ.
Стандартной энтальпией (теплотой) образования вещества ( ) (индекс “f“ обозначает “formation”) называется изменение энтальпии реакции образования одного моль вещества из простых веществ, взятых в устойчивом агрегатном состоянии при давлении 101325 Па и температуре 298 К. Так стандартная энтальпия образования воды в жидком агрегатном состоянии равна изменению энтальпии реакции
 
 
 
 

При этом энтальпия  образования простых веществ (N2, O2, H2 и др.) принимается равной нулю.
Многие органические вещества нельзя синтезировать из простых  веществ и одновременно определить стандартную энтальпию образования. Для органических соединений более  легко определяемой экспериментально является энтальпия сгорания.
Стандартной энтальпией (теплотой) сгорания вещества ( ) (индекс “с” обозначает “combustion”) называют энтальпию реакции полного окисления одного моль вещества c образованием высших оксидов.
Конечными продуктами сгорания для органических веществ  соответствующего элементарного состава  принято считать СО2(г), Н2О(ж), N2(г), С12(г), SO2(г) и т. д. Энтальпии сгорания СО2(г) и Н2О(ж) принимаются равными нулю. При этом необходимо иметь в виду, что теплоты образования СО2(г), Н2О(ж), SO2(г) тождественны теплотам сгорания простых веществ С(графит), Н2(г), S(ромб).
 
 
 
 

Используя сравнительно небольшое число справочных данных можно вычислить тепловые эффекты  многих химических реакций.
Следствие 1. Стандартная  энтальпия химической реакции равна  разности сумм стандартных энтальпий образования продуктов реакции и исходных веществ (с учетом стехиометрических коэффициентов):
 
(1.19)

Следствие 2. Стандартная  энтальпия химической реакции равна  разности сумм стандартных энтальпий  сгорания исходных веществ и продуктов  реакции (с учетом стехиометрических  коэффициентов):
 
(1.20)

Это следствие  чаще используется для расчета тепловых эффектов реакций с участием органических соединений.
Термохимия вводит понятие “термохимическое уравнение”. Это уравнение химической реакции, в котором, наряду с формулами  исходных веществ и продуктов  реакции, указаны стехиометрические  коэффициенты, агрегатное состояние  веществ и изменение энтальпии  реакции, отнесенное к одному моль вещества. Например:
 
 

или
 
 

Так как изменение  энтальпии реакции относится  к энергетическим изменениям в системе, то отрицательное значение ее ( ) соответствует экзотермическому процессу, а положительное ( ) – эндотермическому.
Преобладающее большинство термохимических данных в справочниках приведено при  температуре 298 К. Однако, тепловой эффект химической реакции зависит от температуры. Данная зависимость в изобарных  и изохорных условиях определяется уравнением Кирхгофа, дифференциальная форма которого имеет вид
 
(1.21)
 
(1.22)

где и – разность сумм молярных теплоемкостей ( ,) продуктов реакции и исходных веществ, взятых с учетом стехиометрических коэффициентов.
 
(1.23)

Для расчета  тепловых эффектов при температурах отличных от 298 К, удобно использовать уравнение Кирхгофа в интегральной форме:
 
(1.24)

При решении  данного уравнения можно рассмотреть  два случая.
1. Если разность  температур – 298 невелика, то можно принять и уравнение примет вид
 
(1.25)

2. При большой  разности температур – 298 необходимо учитывать температурную зависимость теплоемкости веществ от температуры .
Зависимость теплоемкости веществ от температуры является обычно сложной и в общем виде выражается уравнениями вида
 
(1.26)
 
(1.27)

Тогда на основании  уравнения (1.26) общее изменение теплоемкости в результате протекания процесса рассчитывают по формуле
 
(1.28)

В отличие от теплоемкостей участников реакции, которые являются только положительными величинами, разность может быть как положительной, так и отрицательной. При этом изменение с температурой определяется видом зависимости . Из (1.21) и (1.22) следует, что:
1) если теплоемкость  продуктов реакции больше теплоемкости  исходных веществ, т. е. изменение  теплоемкости для данной реакции  положительно ( ), то повышение температуры делает величину более положительной, т. е. более эндотермической;
2) если теплоемкость  продуктов реакции меньше теплоемкости  исходных веществ ( ), то повышение температуры оказывает противоположное действие, т. е. делает реакцию более экзотермической;
3) если теплоемкости  начальных и конечных веществ  одинаковы ( ), то изменение температуры не влияет на величину изменения энтальпии реакции.
Таким образом, с помощью уравнения Кирхгофа в интегральной форме можно вычислить  изменение энтальпии при любой  температуре, если известны значение энтальпии  реакции при температуре 298 К и зависимость теплоемкостей начальных и конечных веществ от температуры в заданном интервале ее значений.
1.3. Калориметрические  измерения
Основной методикой  экспериментальной термохимии является калориметрия. Данный метод позволяет  проводить измерение теплоемкостей  систем различного состава, тепловых эффектов химических реакций и физико-химических процессов, устанавливать зависимости  тепловых эффектов от параметров состояния. Знание теплоемкости в пределах от 0 до T К и тепловых эффектов дает возможность производить все расчеты, относящиеся к равновесиям в технологических процессах. В основе калориметрических измерений лежат законы Гесса и Кирхгофа.
Для указанных  измерений используют специальные  приборы калориметры (калориметрические  установки), в которых очень точно  фиксируют изменение температуры (?Т) исследуемого процесса в определенном интервале времени.
Важнейшими частями  калориметра являются калориметрическая  система и защитная оболочка. Последняя уменьшает тепловое взаимодействие прибора с окружающей средой. Калориметрической системой называют совокупность тех частей калориметра, между которыми происходит перераспределение теплоты, подлежащей измерению. Чаще всего калориметрическая система включает: калориметрический стакан, калориметрическую жидкость (например, вода или раствор соли), мешалку, термометр и другие приборы, помещенные в калориметрическую жидкость.
Наиболее распространенными  и простыми в обращении являются следующие калориметры:
а) адиабатические, в которых температуру оболочки изменяют так, чтобы она в любой момент времени совпадала с температурой калориметрического сосуда, что исключает теплообмен с окружающей средой;
б) изотермические, в которых оболочка обладает относительно большой удельной теплоемкостью и поэтому сохраняет почти постоянную температуру на протяжении всего опыта.
В практикуме используется калориметр с изотермической оболочкой, простейшая схема которого представлена на рис. 1.1.

Рис.1.1. Калориметр с изотермической оболочкой.
1 – калориметрический  стакан; 2 – изотермическая оболочка; 3 – подставка,  
4 – крышка, 5 – мешалка, 6 – термометр, 7 – лапка, 8 – штатив,  
9– сосуд для вещества, вносимого в калориметрический стакан.

Изменение температуры  в калориметрической установке  фиксируется с помощью специальных  термометров. Можно использовать термометр  Бекмана, который позволяет измерять разность температур в диапазоне 5–6 градусов с точностью до 0,002 градуса. Для того чтобы измерять разность температур в широком интервале (от –30 до 100 °С) данный термометр, наряду с традиционным нижним резервуаром для ртути, имеет верхний запасной резервуар, позволяющий перекачивать ртуть из одного в другой, и тем самым увеличивать или уменьшать количество ртути в нижнем резервуаре. Настройку термометра на нужный диапазон температур проводит инженер (лаборант), обслуживающий занятия.
Изменение энтальпии  процесса (?H°), изучаемого калориметрически в изобарных условиях, рассчитывают по формуле:
 
(1.29)

где – теплоемкость калориметрической системы; Дж/(моль·К), ?Т– изменение температуры (°С) калориметрической системы в результате процесса.
Следовательно, калориметрический опыт сводится к  измерению двух величин: изменению  температуры и теплоемкости системы.
1.4. Определение теплоемкости  калориметрической  системы
Теплоемкость  калориметрической системы –  это количество теплоты, требуемой  для нагревания ее на один градус. Для  ее определения можно использовать несколько способов.
Например, прецизионные измерения, когда в калориметрическую  систему вводят точно известное  количество теплоты и измеряют соответствующее  повышение температуры калориметра. Источником вводимой теплоты служит электрический ток, нагревающий  систему:
 
(1.30)

где I – сила тока, А; U – напряжение, В; ? – время, с.
Чаще тепловое значение калориметрической системы  определяют другим способом, используя  значение энтальпии растворения  хлорида калия в воде, так как  данная соль принята в качестве стандартного вещества для определения энтальпий  растворения калориметрическим  методом. Процесс растворения КСl в воде хорошо изучен в широком интервале концентраций и при различных температурах. Данный эксперимент позволяет объединить в одном опыте два важных момента:
а) определение  теплового значения калориметрической  системы;
б) проверку или  калибровку прибора.
Интегральная  энтальпия растворения ( ) КСl в воде при комнатной температуре равна 17577,0 Дж/моль. Кроме KCl можно использовать NH4Cl, NaNO3, KNO3, для которых интегральные энтальпии растворения равны 15062,4; 21212,9; 35145,6 Дж/моль соответственно.
Для определения  теплоемкости калориметрической системы  необходимо измерить изменение (понижение) температуры (?Т) при растворении  навески соли из расчета 2 г соли на каждые 100 мл воды.
Расчет теплоемкости калориметрической системы проводят по формуле
 
(1.31)

где ? – число  молей растворенной соли, – интегральная энтальпия растворения соли.
1.5. Проведение калориметрического  опыта  
и определение изменения температуры

Изменение температуры  в ходе опыта является общим для  всех работ по термохимии.
Температура калориметрической  системы во время опыта изменяется как за счет теплоты процесса, так  и вследствие теплообмена со средой (оболочкой). Таким образом, измеренное изменение температуры отличается от истинного (?Т), отвечающего изменению  энтальпии изучаемого процесса.
Характер теплообмена  определяют по температурному ходу в  течение некоторого времени в  каждом опыте. Если продолжительность  опыта не превышает двадцати минут, то поправку на теплообмен удобно проводить  графически по методу Ланге – Мищенко (рис. 1.2).
Для учета теплообмена  и определения истинного изменения  температуры весь калориметрический  опыт делят на три периода.
1. Начальный  (предварительный) период, продолжающийся  не менее пяти минут, – это  часть опыта до начала проведения  изучаемого процесса.
2. Главный период  – часть опыта, соответствующая  протеканию изучаемого процесса.
3. Заключительный (конечный) период, продолжающийся не  менее пяти минут, – часть опыта, следующая за главным периодом.
Полностью собирают калориметрическую установку, включают мешалку и выдерживают 3 – 5 минут  для того, чтобы все части калориметра  приняли одинаковую температуру. Затем  через каждые 30 с в течение 5 мин производят отсчет температуры – это будет начальный период. Если ход температуры постоянен, т. е. разность значений температуры между последовательными отсчетами составляет не более 0,01 – 0,02 градуса в минуту, то начинают главный период опыта (т. е. высыпают соль, вливают кислоту и т. п.), продолжая, как и в начальном периоде, проводить отсчеты температуры через каждые 30 с. Главный период следует считать законченным, когда температура начинает изменяться с постоянной скоростью. После этого производят еще 10 – 12 отсчетов температуры – это будет конечный период.
Истинное изменение  температуры во время калориметрического опыта (с учетом поправки на теплообмен) определяют графически (см. рис. 1.2). Для  этого полученные значения наносят  на график в координатах “температура – время”. Приведенный рисунок  соответствует экзотермическому процессу. Отрезок ab характеризует предварительный период, de – заключительный, а bd – главный. Проекция главного периода на ось времени обозначена отрезком ВD. Из точки С, соответствующей середине отрезка ВD, проводят вертикальную линию и продолжают прямые ab и de до пересечения в точках cc' c указанной вертикалью. Таким образом, истинное значение изменения температуры (?T) соответствует отрезку cc'.

Рис. 1.2. Графическое определение истинного  изменения температуры  
в калориметрическом опыте.

1.6. Использование термохимических  расчетов для энергетической  характеристики биохимических  процессов
Для протекания биохимических процессов живой  организм получает энергию с пищей  в виде энергии химических связей высокомолекулярных соединений. При  окислении этих веществ высвобождается энергия, которая превращается в  теплоту, используемую для поддержания  постоянной температуры тела, а также  в работу для проведения трудовой и умственной деятельности. Кроме  того, часть энергии расходуется  на восстановление и рост организма, образование запасов (отложение  жира).
Поддержание постоянного  энергетического баланса организма  регулируется необходимой энергетической ценностью пищевого рациона. Для  этого существуют специальные таблицы, которые характеризуют калорийность определенного вида продуктов. Приведенные  величины определяют калориметрическим  методом, сжигая продукты в калориметрической  бомбе. Фактически определенные таким  образом энтальпии сгорания идентичны  тому количеству энергии, которое образуется в результате протекания биохимических и термохимических процессов в организме, так как эти процессы идут в конечном счете, как при сгорании в бомбе, до образования СО2 (г)
и т.д.................


Перейти к полному тексту работы


Скачать работу с онлайн повышением уникальности до 90% по antiplagiat.ru, etxt.ru или advego.ru


Смотреть полный текст работы бесплатно


Смотреть похожие работы


* Примечание. Уникальность работы указана на дату публикации, текущее значение может отличаться от указанного.