ЗАНЯТИЕ № 2
Тема: 1 . Определение теплоты
растворения соли ( практическая работа № 2).
2.Термохимия . Второй и
третий законы термодинамики .
3. Термодинамика химического равновесия .
Цель: Научиться определять
тепловой эффект растворения соли. Научиться определять направление химического процесса используя термодинамические потенциалы (свободную
энергию Гиббса, свободную энергию Гельмгольца). Научиться рассчитывать
константу химического равновесия с помощью таблиц термодинамических величин .
Профессиональная
ориентация студентов
Ряд препаратов, используют в
медицине - кристаллогидраты с различным содержанием воды ( Na2SO4 ∙ 10H2O
, CuSO4 ∙ 5H2O , ZnSO4 ∙ 7H2O , Na2S2O3 ∙ 5H2O , CaSO4
∙ 0,5 H2O и др.). . При хранении количество воды
в кристаллогидрате меняется, что затрудняет приготовление стандартных растворов.
Содержание воды в кристаллогидрате можно определить калориметрическим методом .
Химическая термодинамика
изучает влияние внешних условий на направление и предел протекания
произвольного процесса . Использование закономерностей,
вытекающих из теории химического равновесия , позволяет увеличить выход при
синтезе лекарственных веществ . Второй закон термодинамики позволяет
предсказать направление протекания реакции в организме при участии
лекарственной формы вещества. Этот закон также лежит в основе адсорбции , экстракции , смачивания , важных для жизнедеятельности
человеческого организма , тесно связанных с механизмом действия лекарственных
веществ .
Базовый уровень знаний и умений студентов
Сведения из курса математики , физики , неорганической химии и общей химии ( I курс ) и
семинара "Основные понятия термодинамики . Первый закон термодинамики
" .
Программа самоподготовки студентов
Подготовиться к занятию по материалам учебников и
лекций , обратив внимание на следующие вопросы:
Тема 1 . Определение теплоты
растворения соли.
1. Что такое теплота растворения и стандартный
тепловой эффект растворения ?
2. Методика калориметрического измерения теплового
эффекта процесса растворения.
3. Обработка экспериментальных данных.
Тема 2 . Термохимия . Второй и
третий законы термодинамики .
1 . Определение второго закона термодинамики .
2. Математическое выражение второго закона
термодинамики для обратимых и необратимых процессов .
3 . Настройка функции и направления течения
произвольных процессов .
4 . Чему равна
термодинамический коэффициент полезного действия?
5 . Закон Гесса и следствия из него .
6 . Что такое энтропия ?
Каковы ее свойства?
7 . В отличие от первого закона термодинамики , второй закон имеет статистический характер . Что это
значит?
8 . Какие функции называются характеристическими ?
9 . Энергия Гиббса и энергия Гельмгольца . Уравнение Гиббса - Гельмгольца.
10 . Третий закон термодинамики .
Тема 3 . Термодинамика химического равновесия .
1 . Понятие о химическом потенциале .
2 . Каково состояние называется равновесным ?
3 . Какой физический смысл константы равновесия ? От каких факторов она зависит?
4 . Сформулируйте принцип смещения химического
равновесия Ле - Шателье -
Брауна.
5 . Выведите соотношение между КР , Кх и КС для
химической реакции .
6 . Для каких реакций константа равновесия КР
равен равновесному давления в системе при данной температуре
?
7 . Уравнение изотермы ,
изобары и изохоры .
Информационная
часть к практической работе № 2 «Определение теплового эффекта растворения
соли»
В основе калориметрического
метода исследования термохимических процессов является уравнение теплового
баланса системы:
Q = S(mi∙Ci) Dt = WDt (1)
где Q - теплота ,
выделяемая ( поглощается ) в ходе процесса ; mi и Ci - массы и теплоемкости отдельных частей калориметра
(посуда , мешалки , пробирки, термометры и т.д.) и калориметрической жидкости ;
d t - изменение температуры
в ходе термохимического процесса при отсутствии теплообмена с окружающей средой
; W - постоянная калориметра .
Как видно из уравнения ( 1 ) , стала калориметра W
по физическому смыслу является количеством тепла ,
которое необходимо для нагрева всех частей калориметрической системы на один
градус , то есть теплоемкостью калориметрической системы .
Таким образом , чтобы найти
тепловой эффект d H любого процесса
калориметрическим методом, необходимо определить постоянную калориметра W и
изменение температуры d t , обусловленную самим процессом в расчете на 1 моль
реагента.
Для CuSO4 ∙ 5H2O d H (растворения) составляет -15,76 ккал / моль.
Методика выполнения практической работы
№ 2 «Определение теплового эффекта растворения соли »
Берут порцию ( 10 г ) кристаллогидрата CuSO4
∙ 5H2O и тщательно растирают в ступке. На аптечных весах взвешивают
рассчитанную навеску (5 г ) измельченной соли и переносят ее в сухую пробирку.
В мерный цилиндр наливают 150 мл
дистиллированной воды и переносят ее без потерь в калориметр
. Опускают настроен термометр Бекмана и
мешалку в калориметрическую жидкость (дистиллированная вода) и проводят
калориметрический опыт .
5 первых минут выравнивают температуру
термометра , стакан с водой и пробирки с солью. На 5
мин . 30 сек . высыпают без потерь соль в воду и
перемешивают пустой пробиркой до полного растворения соли оставшиеся 5 минут.
Результаты измерений заносятся в таблицу .
Таблица
|
t, хв. |
1 |
2 |
3 |
4 |
5 |
6 |
7 |
8 |
9 |
10 |
|
Т, град. |
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
Обработка экспериментальных
данных
1.
Вычисляют водный эквивалент
калориметра W (см. предыдущую работу).
2.
На основании
экспериментальных данных
(см. таблицу) строят график зависимости температуры от времени. Масштаб выбирают следующий:
3.
1 мин.
-
4.
Из полученного графика определяют d t.
5.
Рассчитывают теплоту растворения кристаллогидрата
на основании экспериментальных
данных по следующему уравнению:
.
6. Вычисляют относительную погрешность эксперимента.
Ситуационные задачи
1 . Какая максимальная
механическая работа может быть выполнена
человеком в результате окисления 2
г глюкозы , если КПД живого организма равен 0,4 ?
2 . На основе закона
Гесса рассчитайте стандартный тепловой эффект реакции
CH4 (г) + 2H2S (г ) = CS2 (г) + 4H2 (г ) по теплоте
сгорания и по теплоте образования .
4 . Рассчитайте изменение энтропии при плавлении 12
г противогрибкового антибиотика гризеофульвина , если температура плавления его 2170С , а удельная теплота плавления 99 Дж / г.
5. Удельная теплоемкость
жидкого хлора Сп = 0,223 кал / (г * К). Найти изменение
энтропии при нагревании 1 г жидкого
хлора от -50 до -40 º С.
6. Восстановление Fe3O4 оксидом углерода ( II) происходит по уравнению :
Fe3O4 ( к ) + СО (г ) = 3FeO ( к ) + CO2 ( к ), d Н = 35,44 кДж / моль.
Определите возможность
протекания данной реакции при стандартных условиях . При какой температуре будет происходить восстановление Fe3O4?
Дополнительные данные:
S0 ( Fe3O4 ) = 150,84 Дж / моль * К ; S0 ( FeO ) = 54,05 Дж / моль * К.
7. В какую сторону сместится равновесие реакции СО2 С ↔ 2СО ; dН = 172,6 кДж :
а) при повышении температуры , б) при повышении давления ?
8. Каким путем можно повысить выход NO2 в реакциях , протекающих по уравнениям :
а ) 2NO + O2 = 2NO2 ; ΔH = - 113 кДж
б) N2O4 ↔ 2NO2 ; ΔH = 58,2 кДж ?
9. В процессе синтеза
аммиака при температуре 500
º С установилось равновесие , когда концентрации веществ были : [ N2 ] = 0,3 моль
/ л , [ Н2 ] = 0,9 моль / л , [ NH3 ] = 0,4 моль / л . Вычислите
константу равновесия и выразите
ее значение через концентрации и парциальные давления газов.
Исходный уровень
знаний и умений студентов
Студент должен знать :
1 . Что такое стандартное значение теплового эффекта растворения.
2 . Методика проведения калориметрического определения теплового эффекта растворения.
3 . Определение и математическое выражение II и III законов термодинамики .
4 . Свойства энтропии и ее размерность .
5 . Уравнение Гиббса - Гельмгольца , его анализ и практическое применение .
6 . Взаимосвязь между начальными и равновесными концентрациями реагентов.
7 . Взаимосвязь между константами равновесия КР , Кх и КС .
8 . Уравнение изотермы и изобары - изохоры химической реакции .
Студент должен уметь
:
1. Настраивать термометр Бекмана .
2. Работать с калориметром .
3. Определять стандартную теплоту растворения.
4. Оценивать точность измерений .
5. Рассчитывать изменение энтропии при прохождении различных процессов .
6. Рассчитывать термодинамическую возможность и направление самопроизвольного протекания химических реакций .
7. Рассчитывать температуру начала прохождения реакции в заданном направлении.
8. Рассчитывать константу равновесия и степень превращения исходных веществ .
9.
Проводить расчеты
с использованием уравнений изотермы и изобары химической реакции .
Источники информации:
1. Евстратова К.И., Купина И.А., Малахова Е.Е. Физическая химия. – М.: Высшая школа, 1990. – 487с.
2. Красовский И.В., Вайль Е.И., Безуглый В.Д. Физическая и коллоидная химия. – К.: Вища школа., 1983. – 345 с.
3. Амирханова Н.А., Беляева Л.С., Белоногов В.А. Задачник по химии. – Уфа: Изд-во УГАТУ, 2002. – 117 с.
4. Бугреева Е.В., Евстратова К.И., Купина Н.А. Практикум по физической и коллоидной химии. – М.: Высш. шк., 1990. – 255 с.
5. Материалы сайта http://www.tdmu.edu.te.ua/