Методические указания и варианты заданий контрольных работ для студентов

ч. 1 ч. 2 ... ч. 4 ч. 5

Министерство сельского хозяйства и продовольствия

Российской Федерации

Кубанский государственный аграрный университет

Кафедра органической и физколлоидной химии

ФИЗИЧЕСКАЯ И КОЛЛОИДНАЯ ХИМИЯ

Методические указания и варианты заданий контрольных работ для студентов заочной формы обучения биологических специальностей

Краснодар

2007

УДК 541.18(076.5)

Составители: доц. Губанова Н.Я., доц. Третьякова О.Н.
Рецензент: профессор, д-р хим. наук Доценко С.П. (КубГАУ)
Одобрено на заседании кафедры органической и физколлоидной химии (протокол № от )

Утверждено методической комиссией факультета защиты растений, агрохимии и почвоведения

(протокол № от )

СОДЕРЖАНИЕ

стр.

Программа по изучению курса физической и коллоидной химии……..

Методические указания для изучения дисциплины. Варианты для

контрольных заданий……………………………………………………..

Тема 1. Агрегатное состояние вещества…………………………………

Основные законы и уравнения. Примеры решения задач …….

Задачи для индивидуальных заданий…………………………..

Тема 2. Химическая термодинамика и термохимия……………………..

Основные законы и уравнения. Примеры решения задач……..

Задачи для индивидуальных заданий……………………………

Тема 3. Химическая кинетика……………………………………………..

Основные законы и уравнения. Примеры решения задач………

Задачи для индивидуальных заданий……………………….

Тема 4. Химическое равновесие…………………………………………..

Основные законы и уравнения. Примеры решения задач…

Задачи для индивидуальных заданий……………………….

Тема 5. Фотохимические процессы………………………………………

Основные законы и уравнения. Примеры решения задач…….

Задачи для индивидуальных заданий……………………………

Тема 6. Растворы неэлектролитов………………………………………

Основные законы и уравнения. Примеры решения задач……..

Задачи для индивидуальных заданий……………………………

Тема 7. Растворы электролитов…………………………………………..

Основные законы и уравнения. Примеры решения задач………

Задачи для индивидуальных заданий…………………………….

Тема 8. Водородный показатель. Буферные растворы………………….

Основные формы и уравнения. Примеры решения задач……..

Задачи для индивидуальных заданий……………………………

Тема 9. Электрохимия…………………………………………………….

Основные формулы и уравнения. Примеры решения задач……

Задачи для индивидуальных заданий……………………………

Тема 10.Поверхностные явления. Адсорбция……………………………

Основные формулы и уравнения. Примеры решения задач……

Задачи для индивидуальных заданий……………………………

Тема 11. Коллоидная химия…………………………………………………

Основные формулы. Примеры решения задач……………………

Задачи для индивидуальных заданий……………………………..

Приложение…………………………………………………………………..

Список литературы…………………………………………………………..

ПРОГРАММА ПО ФИЗИЧЕСКОЙ И КОЛЛОИДНОЙ ХИМИИ

для высших сельскохозяйственных учебных заведений по направлениям

110101 Агрохимия и почвоведение;

110201 Агрономия;

110202 Плодоовощеводство и виногрдарство;

110203 Защита растений;

110102 Агроэкология
ВВЕДЕНИЕ

Предмет физической и коллоидной химии. Значение физической и коллоидной химии в биологической и сельскохозяйственной науках. Роль физической и коллоидной химии в выполнении работ по химизации сельского хозяйства и защиты окружающей среды.

1. АГРЕГАТНЫЕ СОСТОЯНИЯ ВЕЩЕСТВА

Состояния вещества: газообразное, жидкое, твердое. Законы идеальных газов. Уравнение состояния идеального газа. Кинетическая теория газов. Скорость молекул и закон распределения скоростей. Реальные газы. Уравнение Ван-дер-Ваальса. Твердое состояние. Кристаллические системы. Различные типы решеток. Аморфное состояние. Жидкое состояние.

2.ХИМИЧЕСКАЯ ТЕРМОДИНАМИКА И ТЕРМОХИМИЯ

Система и внешняя среда. Изолированная, закрытая и открытая системы. Обмен энергией и веществом между системой и внешней средой. Различные формы энергии. Параметры состояния. Обратимые и необратимые превращения. Функции состояния.

Первый закон термодинамики. Закон сохранения энергии. Внутренняя энергия. Процессы при постоянном объеме. Процессы при постоянном давлении. Энтальпия. Приложение первого закона термодинамики к хими-ческим процессам. Тепловой эффект реакции. Стандартное состояние. Термохимия. Закон Г. И. Гесса. Реакции образования. Энтальпия образования. Определение теплот реакций из энтальпий образования.

Второй закон термодинамики. Энтропия, ее изменение в обратимых и необратимых процессах. Энтропия изолированной, закрытой и открытой системы. Энтропия Вселенной. Энтропия в биологических системах. Изменение энтропии при синтезе органического вещества зеленым листом растений. Статистическая интерпретация энтропии. Формула Больцмана.

Третий закон термодинамики. Абсолютная энтропия Расчет абсолютной энтропии чистых веществ. Энтропия и структура вещества.

Свободная энергия при постоянном давлении (энергия Гиббса). Полезная работа (энергия Гельмгольца). Свободная энергия и направление химических реакций. Стандартная свободная энергия образования соединений.

3. ХИМИЧЕСКАЯ КИНЕТИКА И КАТАЛИЗ

Скорость химических реакций в газах и растворах: Средняя и мгновенная скорость химических реакций, Влияние концентрации на скорость реакций. Порядок и молекулярность реакций. Элементарные моно-, би- и тримолекулярные реакции. Определение порядка реакции. Количественные соотношения между скоростью реакции и концентрацией реагентов. Константа скорости химической реакции.

Влияние температуры на скорость реакции. Правило Вант-Гоффа и уравнение Аррениуса. Теория Аррениуса. Активированный комплекс. Энергия активации. Определение энергии активации.

Катализ и его значение в современной химической технологии. Основные принципы катализа (неизменность положения равновесия, участие катализатора в химической реакции, снижение энергии активации и избирательность действия). Классификация каталитических процессов. Гомогенный катализ.

Гетерогенный катализ. Роль неоднородности поверхности в катализе. Роль адсорбции в гетерогенно-каталитических реакциях. Теории каталитических процессов.

Ферментативный катализ, его особенности и значение в биологических процессах.

4. ФОТОХИМИЧЕСКИЕ РЕАКЦИИ

Фотохимические, темновые и радиационно-химические реакции. Законы Гротгуса-Дрепера и Ламберта-Бера. Возбуждение, ионизация и диссоциация молекул при взаимодействии света с веществом. Энергия поглощенных квантов. Закон фотохимической эквивалентности Эйнштейна. Понятие о квантовом выходе. Сенсибилизированные реакции.

Синтез органического вещества растениями под воздействием хлорофилла как сенсибилизатора. Работы К. А. Тимирязева. Значение фотосинтеза.

5.ХИМИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ

Равновесное состояние. Истинное устойчивое химическое равновесие и изменение термодинамических функций. Динамический характер равновесия. Влияние внешних условий на равновесие, принцип Ле-Шателье. Изменение свободной энергии химической реакции между идеальными газами в зависимости от парциальных давлений этих газов. Константа химического равновесия и связь ее с изменением свободной энергии.

6. РАСТВОРЫ НЕЭЛЕКТРОЛИТОВ

Определение понятия «раствор». Способы выражения состава растворов.

Разбавленные растворы. Понижение давления насыщенного пара растворителя над раствором. Температура замерзания разбавленных растворов. Криоскопия. Законы Рауля. Применение криоскопического метода для определения концентрации раствора и молекулярной массы растворенного вещества. Температура кипения разбавленных растворов. Эбулиоскопия. Осмос. Осмотическое давление разбавленных растворов. Закон Вант-Гоффа. Биологические процессы и осмос. Определение осмотического давления растворов с помощью криоскопии.

7. РАСТВОРЫ ЭЛЕКТРОЛИТОВ

Возникновение ионов в растворах. Процессы сольватации (гидратации). Слабые и сильные электролиты. Теория Аррениуса. Развитие теории сильных электролитов в работа Дебая и Хюккеля. Активность, коэффициент активности, ионная сила раствора. Развитие понятия кислоты и основания. Сила кислот и оснований. Количественное определение кислотности водных растворов. Понятие рН , рОН и рК растворов. Расчет рН кислых и щелочных растворов. Буферные системы, их состав и механизм буферного действия. Расчет рН буферных систем. Буферная емкость, влияние на нее различных факторов. Природные буферные системы.

Проводники первого и второго рода. Удельная электропроводность, зависимость от разбавления. Эквивалентная электропроводность, Эквивалентная электропроводность при бесконечном разбавлении. Применение закона действующих масс к слабым электролитам. Закон разбавления Оствальда. Скорости движения ионов. Закон независимости движения ионов (закон Кольрауша). Подвижность ионов.

Практическое применение электропроводности. Определение степени и константы диссоциации слабых электролитов, определение коэффициента электропроводности сильных электролитов. Определение растворимости труднорастворимых солей, кондуктометрическое титрование. Применение электропроводности для определения влажности сельскохозяйственных продуктов и почв, а также динамики солевого режима почв.

8. ЭЛЕКТРОХИМИЧЕСКИЕ ПРОЦЕССЫ

Возникновение потенциала на границе раздела фаз. Двойной электрический слой и его строение; влияние концентрации, заряда металла и температуры. Уравнение Нернста. Электродные потенциалы и ЭДС гальванических элементов. Нормальный (стандартный) потенциал. Водородный электрод. Ряд напряжений. Хлорсеребряный, каломельный электроды. Электроды индикаторные (измерительные) и вспомогательные (сравнения). Окислительно-восстановительные электроды и цепи. Окислительно-восстановительный потенциал почв, его измерение. Измерение электродвижущих сил. Диффузионный потенциал.

Потенциометрический метод измерений рН. Стеклянный электрод с водородной функцией. Потенциометрическое титрование. Стеклянные электроды с другими функциями.

Мембранные электроды с различными функциями. Биологические мембраны, их роль в жизни растений и животных.

9. ПОВЕРХНОСТНЫЕ ЯВЛЕНИЯ

Свободная энергия системы и величина поверхности. Поверхностное натяжение жидкостей и твердых тел. Способы уменьшения свободной энергии системы. Физическая и химическая адсорбции.

Адсорбция на поверхности раздела твердое тело-газ и твердое тело-раствор. Изотерма адсорбции, уравнение Фрейндлиха, Ленгмюра, БЭТ-изотерма. Адсорбция на границе раздела жидкость-газ, раствор-газ. Уравнение Гиббса. Поверхностно- активные и поверхностно- неактивные вещества. Ориентация молекул в поверхностном слое. Гидрофильные и гидрофобные поверхности. Смачивание. Краевой угол смачивания. Уравнение Лапласа. Поверхностное натяжение на границе раздела трех фаз. Коэффициенты растекания. Адсорбция электролитов. Правило Фаянса-Пескова. Обменная адсорбция. Уравнение Никольского.

Адсорбционные процессы в почвах, растениях.

10. КОЛЛОИДНЫЕ СИСТЕМЫ И ИХ СВОЙСТВА

Возникновение, предмет и значение коллоидной химии. Коллоидные системы и их получение

Дисперсная фаза и дисперсная среда. Природа коллоидных систем. Гетерогенные высокодисперсные системы и высокомолекулярные соединения.

Вязкость растворов ВМС; зависимость от рН среды. Изоэлектрическое состояние. Нарушение устойчивости растворов. Расслоение, высаливание, коацервация. Лиотропные ряды. Растворы полиэлектролитов. Коллоидные электролиты.

Гели. Студни. Полуколлоиды

Процессы структурообразования в растворах ВМС. Получение студней и гелей. Застудневание. Свойства студней. Синерезис. Полуколлоиды. Коллоидные поверхностно-активные системы. Белковые, белково-коллоидные и другие мембраны и их роль в живом организме. Тиксотропия.

МЕТОДИЧЕСКИЕ УКАЗАНИЯ ПО ИЗУЧЕНИЮ ДИСЦИПЛИНЫ

Методические указания, примеры решения задач и задание для контрольной работы даны по отдельным разделам программы.

К выполнению контрольного задания приступайте только после проработки данной темы или раздела по учебнику, согласно вопросов программы, а также, рассмотрев решения типовых задач, приведенных в методических указаниях.

Каждый студент выполняет задание согласно своему варианту, определяемому по двум последним цифрам шифра своей зачетной книжки.

Обратите внимание на то, что данные некоторых задач представлены в обобщенных таблицах и имеют общее условие ( например, задачи N 1-15, 21-25, 21-31 и другие). Для каждой из этих задач числа для расчета нужно брать в таблице против номера задачи, соответствующей вашему варианту.

Если в задачах не приводятся соответствующие табличные данные, их следует искать в приложении в необходимых таблицах.

При выполнении контрольной работы обязательно необходимо:

- указывать свой вариант,

- записать номер соответствующей ему задачи и условия задачи и вопроса,

- письменно дать подробный ответ на вопрос и решение задачи. При решении задачи необходимо указывать единицы измерений взятых для расчета величин.

ВАРИАНТЫ КОНТРОЛЬНЫХ ЗАДАНИЙ

Вари- НОМЕРА ЗАДАЧ

ант

00 01 02 03 04 05 06 07 08 09 10 11 12	1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 12 13 13	16 17 18 19 20 21 22 23 24 25 26 27 28	46 47 48 49 50 51 52 53 54 55 56 57 58	66 67 68 69 70 71 72 73 74 75 76 77 78	118 119 120 121 122 123 124 125 126 127 128 129 130	136 137 138 139 140 141 142 143 144 145 146 147 148	156 157 158 159 160 161 162 163 164 165 166 167 168	206 207 208 209 210 211 212 213 214 215 216 217 218	222 223 224 225 226 227 228 229 230 231 232 233 234	242 243 244 245 246 247 248 249 250 251 252 253 254
13	14	29	59	79	131	149	169	219	235	255
14	15	30	60	80	132	150	170	220	236	256
15	1	31	61	81	133	151	171	221	237	242
16	2	32	62	82	134	152	172	206	238	243
17	3	33	63	83	118	153	173	207	239	244
18	4	34	64	84	119	154	174	208	240	245
19	5	35	65	89	120	155	175	209	241	246
20	6	36	46	90	121	136	176	210	222	247
21	7	16	47	91	122	137	177	211	223	248
22	8	17	48	92	123	138	178	212	224	249
23	9	18	49	93	124	139	179	213	225	250
24	10	19	50	94	125	140	180	214	226	251
25	11	20	51	95	126	141	186	215	227	252
26	12	21	52	96	127	142	187	216	228	253
27	13	22	53	97	128	143	188	217	229	254
28	14	23	54	98	129	144	189	218	23»	255
29	15	24	55	99	130	145	190	219	231	256
30	1	25	56	100	131	146	191	220	232	242
31	2	26	57	101	132	147	192	221	233	243
32	3	27	58	102	133	148	193	206	234	244
33	4	28	59	103	134	149	194	207	235	245
34	5	29	60	104	135	150	195	208	236	246
35	б	30	61	105	118	151	196	209	237	247
36	7	31	62	66	119	152	197	210	238	248
37	8	32	63	67	120	153	198	211	239	249
38	9	33	64	68	121	154	199	213	240	250
39	10	34	65	69	122	155	201	214	241	251
40	11	35	46	70	123	136	203	215	222	252
41	12	36	47	71	124	137	204	216	224	253
42	13	16	48	72	125	138	205	217	225	254
43	14	17	49	73	126	139	156	218	226	255
44	15	18	50	74	127	140	157	219	227	256
45	1	19	51	75	128	141	158	220	228	242
46	2	20	52	76	129	142	159	221	229	243
47	3	21'	53	77	130	143	160	206	230	244
48	4	22	54	78	131	144	161	207	231	245
49	5	23 *	55	79	132	145	162	208	232	246
50	6	24	56	80	133	146	163	209	233	247
51	7	25	57	81	134	147	164	210	234	248
52	8	26	58	82	135	148	165	211	235	249
53	9	27	59	83	134	149	166	212	236	250
54	10	28	60	84	133	150	167	213	237	251
55	11	29	61	85	132	151	168	214	238	252
56	12	30	62	86	131	152	169	215	239	253
57	13	31	63	87	130	153	170	216	240	254
58	14	32	64	88	129	154	171	217	241	255
59	15	33	65	89	128	155	172	218	222	256
60	1	34	46	90	127	136	173	219	223	242
61	2	35	47	91	126	137	174	220	224	243
62	3	36	48	92	125	138	175	221	225	244
63	2	16	49	93	124	139	176	206	226	245
64	3	17	50	94	123	140	177	207	227	246
65	4	18	51	95	122	141	178	208	22	247
66	5	19	52	96	121	142	179	209	229	248
67	6	20	53	97	120	143	180	210	230	249
68	7	21	54	98	119	144	181	211	231	250
69	8	22	55	99	118	155	182	212	232	251
70	9	23	56	100	119	141	183	213	233	252
71	10	24	57	101	120	142	184	214	234	253
72	11	25	58	102	121	143	185	215	235	254
73	12	26	59	103	122	144	186	216	236	255
74	13	27	60	104	123	145	187	217	237	256
75	14	28	61	105	124	146	188	218	238	242
76	15	29	62	66	125	147	189	219*	239	243
77	1	30	63	67	126	148	190	220	240	244
78	2	31	64	68	127	149	191	221	241	245
79	3	32	65	69	128	150	192	206	222	246
80	4	33	46	70	129	151	193	207	223	247
81	5	34	47	71	130	152	194	208	224	248
82	6	35	48	72	131	153	195	209	225	249
83	7	36	49	73	132	154	196	210	226	250
84	8	16	50	74	133	155	197	211	227	251
85	9	17	51	75	134	136	198	212	228	252
86	10	18	52	76	135	137	199	213	229	253
87	11	19	53	77	118	138	200	214	230	254
88	12	20	54	78	119	139	201	215	231	255
89	13	21	55	79	120	140	202	216	232	256
90	14	22	56	80	121	141	203	217	233	242
91	15	23	57	81	122	142	204	218	234	243
92	1	24	58	82	123	143	205	219	235	244
93	2	25	59	83	124	144	156	220	236	245
94	4	26	60	84	125	145	157	221	237	246
95	5	27	61	85	126	146	158	206	238	247
96	6	28	62	86	127	147	159	207	239	248
97	7	29	63	87	128	148	160	208	240	249
98	8	30	64	88	129	149	161	209	241	250
99	9	31	65	89	130	150	162	210	239	251

Тема 1. Агрегатное состояние вещества

Агрегатное состояние вещества характеризуется двумя факторами – силами межмолекулярного взаимодействия и кинетической энергией теплового движения молекул.

Существуют три основных агрегатных состояния: газообразное, жидкое и твердое, между которыми возможны взаимопереходы.

Основными законами характеризующими состояние вещества являются:

закон Бойля-Мариотта:

закон Гей-Люссака (следствие):

;

закон Авогадро, из которого следует, что в равных объемах различных газов при одинаковой температуре и давлении содержится одинаковое число молекул N_А = 6,025 ∙ 10²³ (число Авогадро);

уравнение Менделеева-Клайперона:

или .

Скорость движения молекул () в газообразной среде равна:

где R,T,V – соответственно давление, температура и объем;

n – число молей;

М – молекулярная масса;

m – масса вещества;

R – универсальная газовая постоянная, см. табл. 2. Приложения

Эти основные законы открывают возможность при помощи математического аппарата осмыслить поведение газа и решать практические вопросы и задачи.

Задачи и вопросы для контрольной работы.

1 – 15. Чем характеризуется агрегатное состояние вещества? Что меняется при переходе одного агрегатного состояния в другое? Всегда ли вещества могут находится в трех агрегатных состояниях, как называются переходы из одного состояния в другое? Дайте характеристику основных газовых законов. Используя данные таблицы рассчитайте недостающие данные в соответствие со своим вариантом.

№	Формула газа	Давление, атм.	Давление Па	Число молей	Объем л	Масса кг	Число молекул	Т, К	T С
1	CO₂				2	0,040		273
1	H₂		10⁵	0,5					0
2	N₂				10		6,0210²⁰		15
2	CH₄				30	0,5		400
3	O₂			2,5	100			350
3	Ne	5				1,2			300
4	Cl₂		10⁴			0,35		500
4	CO	2			40				25
5	N₂O	1		1				290
5	NO		10⁶	0,75	2
6	SO₂	3				0,32			700
6	SO₃				1	0,08		100
7	NO₂		10²		89,6	0,46
7	N₂O₅				15		610¹⁹		23

№	Формула газа	Молекулярная масса	Т, К	T, С	Скорость движ. молекул, м/с
8	CO₂			40
9	H₂		298		60947
10	N₂			20
11	Ne			30
12	Cl₂			100
13	CO				1000
14	NO		450
15	N₂O			- 20

Тема 2. Химическая термодинамика и термохимия.

Термодинамика изучает взаимные превращения различных видов энергии, связанные с переходами энергии между телами или системами в форме теплоты и работы.

Химическая термодинамика также дает возможность определить вероятность и направление реакций. Законы химической термодинамики устанавливают взаимосвязь между внутренней энергией, теплотой, работой, свободной энергией, энтальпией, энтропией и химическим потенциалом.

Термодинамической системой (просто системой) называют тело или совокупность тел, мысленно или экспериментально ограниченных в пространстве.

Остальная часть пространства называется окружающей средой.

Системы подразделяются на простые и сложные, гомогенные и гетерогенные, изолированные, закрытые и открытые.

Фаза - однородная часть системы, отделённая от других частей системы видимой границей раздела, при переходе через которую физические и химические свойства резко меняются.

Компонентом системы называют наименьшее число составных частей системы, с помощью которых можно выразить состав любой её фазы.

Всякое состояние системы характеризуется совокупностью её физических и химических свойств. Любое свойство системы называется термодинамическим параметром соcтояния, если оно рассматривается как одна из независимых переменных, или функцией состояния, если оно не включено в число таких независимых переменных. Совокупность параметров состояния позволяет количественно описывать состояние системы.

Число параметров, необходимых для однозначного описания системы, то есть число степеней свободы, определяют по правилу фаз Гиббса:

 = k - ф + 2 ,

где  - число параметров (степеней свободы),

k - число компонентов,

ф -число фаз системы.

Состояние системы может быть равновесным (стационарным) и неравновесным.

Равновесным называется такое состояние системы, в котором с течением времени параметры не изменяются без каких-либо внешних воздействий на систему.

Равновесные состояния системы возможны только при определённых сочетаниях параметров состояния. Математическое выражение, показывающее взаимосвязь параметров состояния для данной равновесной системы называют уравнением состояния. Простейшим уравнением состояния является уравнение Менделеева - Клайперона.

PV = RT

Всякое изменение, происходящее в системе, связанное с изменением хотя бы одного параметра состояния (свойства) системы, называется термодинамическим процессом.

Основные термодинамические процессы:

изотермический (T=const), изобарический (P=const), изохорический (V =const) , адиабатический (Q =const).

Первый закон (первое начало) термодинамики является частным случаем закона сохранения энергии. Этот закон рассматривается как постулат, вытекающий из суммы всего человеческого опыта и не требующий теоретических доказательств. Предложено много формулировок, одна из которых читается так:

Подведённая (+Q) или отданная (-Q) системой энергия идет на совершение работы (А) и изменение её внутренней энергии (U).

Математическое выражение:

Q = U + A

В зависимости от того, какой процесс происходит в системе, первое начало термодинамики может быть записано по другому.

Для изохорического процесса: Q_V = U

Для изобарического процесса: Qр = Н

Для изотермического процесса: Q_T= RT ln (V₂/V₁)

Здесь Н = рV + U - изменение энтальпии - функции, характеризующей внутреннюю энергию системы при изобарическом процессе и равное тепловому эффекту процесса, взятому с противоположным знаком

(Н = -Q_p).

Раздел физической химии, изучающий изменения тепловой энергии при химических реакциях, называется термохимией.

Основной закон термохимии (закон Гесса) гласит:

Тепловой эффект химической реакции зависит только от начального и конечного состояния реагирующих веществ и не зависит от пути, по которому реакция протекает.

Этот закон описывает процессы, протекающие при постоянном объёме и давлении. Его математическое выражение можно записать так:

H^о_{реакции}=H^о _{образ.продуктов} - ΣH^о _{образ.реагентов}

(Изменение энтальпии реакции равно разности сумм энтальпий образования продуктов и исходных веществ из простых веществ). Закон Гесса применяют для расчета тепловых эффектов в биохимических и биологических процессах.

Основным экспериментальным методом определения тепловых эффектов реакций является калориметрический.

Внутренняя энергия любой системы может быть представлена как сумма свободной (F) и связанной (Д) энергии. Связанная энергия системы - это та энергия, за счет которой система не может совершать работу, она рассеивается в форме тепловой энергии. Мерой связанной энергии является энтропия (S):

Д =ST

Энтропия - это функция состояния, которую в обратимых изотермических процессах можно определить:

S = Q/T

Энтропия уменьшается с повышением упорядоченности системы.

Свободная энергия - это та часть внутренней энергии, за счет которой система может совершать полезную работу.

Свободная энергия системы при стандартных условиях выражается изменением изобарно-изотермического потенциала (потенциалом Гиббса- G) и определяется уравнениями:

G = H - TS

G = U + PV - TS

Изменение всех функций состояния системы - энтропии, энтальпии, потенциала Гиббса определяют по закону Гесса.

Второе начало термодинамики устанавливает направление превращения энергии, то есть показывает, в каком направлении процесс может протекать без подведения энергии извне. Одна из формулировок:

Невозможен самопроизвольный переход энергии в форме теплоты от тела менее нагретого к более нагретому.

Математическое выражение:

U = TS - A

Третье начало термодинамики:

При абсолютном нуле энтропия правильно образованного кристалла индивидуального вещества равна нулю.

G_T_₀ Н_Т_₀lim S_Т_₀=0

Равновесное состояние системы при постоянных давлении и температуре соответствует минимуму изобарно-изотермического потенциала. Согласно второму началу термодинамики, самопроизвольно идут процессы только с уменьшением свободной энергии (потенциала Гиббса, химического потенциала). То есть для того, чтобы узнать, пойдет ли самопроизвольно какой-либо процесс или реакция, необходимо рассчитать изменение G.

Для химической реакции:

mA + nB = pC + qD

по закону Гесса запишем:

G^о_{реакции}= G^о _{образ.продуктов} -G^о _{образ.реагентов}

то есть, G^о_{реакции}= (pG^о_C+ qG^o_D)- (mG^о_A- n G^о_B)

Если GО, то реакция идет самопроизвольно, если G О, для проведения реакции необходимо подводить энергию из окружающей среды.

Примеры решения задач.

Задача № 1

Определите теплоту образования метана (Н°_обр.), если теплота сгорания его известна Н °_сг.= -893,2 кДж/моль, а энтальпии образования углекислого газа и воды равны:

Н°со₂= -393,5 кДж/моль, Н°H₂о = -285,8 кДж/моль.

Решение.

Составим уравнение реакции сгорания метана:

СН₄ +2О₂ = СО₂ +2Н₂О, Н°_сг. = -893,2 кДж/моль.

Согласно закону Гесса:

Н°_{реакции}= (Н°_прод -Н°_{реагентов}), поэтому

Н°_сг.= (Н°со₂+ 2Н°н₂о) - (Н°сн₄+ 2Н°о₂).

Так как Н^оо₂=О, можно записать:

Н°_сг.= (Н°со₂+ 2Н°н₂о) - Н°сн_{4 .}

Отсюда,Н°сн₄ = (Н°со₂ +2Н°н₂о) - Н°_сг.

Н°сн₄ = (-393,5) +2(-285,8) – (-893,2) = -71,9 кДж/моль.

Ответ: энтальпия образования метана

Н°сн₄= -71,9 кДж/ моль.

Задача № 2

Вычислить изменение энтропии при парообразовании 1 моль хлористого этила при 12,3°С, если тепловой эффект процесса парообразования составил 376 Дж/г.

Решение.

Составим термодинамическое уравнение:

С₂Н₅Cl_(ж.) = C₂H₅Cl_(пар),S° = ?

1. S° =Q / Т,

где Q - количество теплоты, необходимое для перевода в пар жидкого вещества, Т – температура по шкале Кельвина.

2. Найдем массу одного моля хлористого этила:

М (С₂Н₅Cl) = 64,5 г/моль

3. Найдем температуру по Кельвину:

Т = 273 + °С = 273+12,3=285,3 К

4. Вычислим изменение тепловой энергии при парообразовании 1 моля хлористого этила

Q°_пар = 376Дж/г 64,5г/моль = 24252Дж/моль

5. Вычислим изменение энтропии при парообразовании 1 моля хлористого этила

S° = Q / Т = 24 252 / 285,3 = 85,005 Дж/моль К

Ответ: парообразование 1 моль хлористого этила при 12,3°С сопровождается возрастанием энтропии:

S^о =85,005 Дж/моль К.

Задача № 3

Вычислите изменение свободной энергии реакции получения уксусного альдегида:

С₂Н₂ + Н₂О = СН₃СОН. Идет ли эта реакция?

Решение:

1. Расчет изменения свободной энергии проводим, исходя из закона Гесса: G^о_{реакции}= G^о _{обр.продуктов} -G^о _{обр.реагентов,}

следовательно:

G^о_{реакции} = G^о_обр.(сн₃сон)–[ G^о_обр(с₂н₂) + G^о_обр.(н₂о)]

2. Пользуясь справочной литературой, находим стандартные мольные энергии Гиббса образования соединений.

G^о_обрс₂н₂ = 209 кДж/моль

G^о_обр н₂о = -237,8 кДж/моль

G^о_обрсн₃сон = -132,8 кДж/моль

3. Рассчитаем изменение энергии Гиббса реакции:

G^о_обр = (-132,8) –[209 + (-237.8)] =-132.8 –209 +237.8 =

= -104,0 кДж/моль.

4. Так как G^о_обр0, в согласии со вторым началом термодинамики, реакция протекает самопроизвольно.

Ответ: при получении 1 моль уксусного альдегида из ацетилена энергия Гиббса реакции уменьшается:

G^о_обр = -104 кДж/моль, что указывает на возможность протекании этой реакции.

Задача № 4

При сгорании 1 моль глюкозы, изменение энтальпии составляет 2538,6 кДж/моль, а изменение химического потенциала равно –2818,6 кДж/моль (Т = 298°К). Вычислите изменение энтропии.

Решение.

Воспользуемся уравнением : G = H - TS,

из которого выразим S = (H-G)/ T.

Подставив в полученное выражение данные величины, рассчитаем:

S= [2538,6 кДж/моль - (–2818,6 кДж/моль)]/298 К = =17.98кДж/мольград.

Ответ Изменение энтропии составило S=17.98кДж/мольград.

Задачи И ВОПРОСЫ для контрольной работы.

При решении задач учтите, что стандартные энтальпии образования для СО₂ и Н₂О соответственно равны:

кДж/моль и кДж/моль.

16 – 29. Дайте определение системы, фазы, среды, компоненты. Какие бывают системы? Запишите правило фаз или правило Гиббса.

Задача№16

Даны следующие термохимические уравнения:

а) FeS₂(тв.) =FeS(тв.) + S(тв.) ΔH^о₁= 51,83 кДж

б) S(тв.) = S(г.) ΔH^о₂= 65,2 кДж

в) S(г.) + O₂(г.) = SO₄(г.) ΔH^о₃= -361,57 кДж

г) 4FeS(тв.)+ 7O₂(г.)=2Fe₂O₃(тв.)+ 4SO₂(г.) ΔH^о₄= -2492,2 кДж

Вычислить: а) энтальпию окисления одного моля пирита; б) энтальпию образования SO₂.

Задача №17

Даны следующие термохимические уравнения:

2C₂H₂(г.)+5O₂(г.) 4CO₂(г.)+2H₂O(г.) ΔH^о₁= -2510 кДж

C₂H₄(г.)+ 3O₂ (г.) 2CO₂(г.)+2H₂O(г.) ΔH^о₂= -1322 кДж

2H₂(г.)+ O₂ (г.)2H₂O(г.) ΔH^о₃= -484 кДж

Вычислить энтальпию реакции гидрирования ацетилена с образованием этилена.

Задача №18

Теплоты сгорания ацетилена и ацетальдегида в стандартных условиях (25 °C, 1атм) равны 1308 и 1171 кДж/ моль соответственно. Вычислите энтальпию гидратации ацетилена по реации Кучерова в стандартных условиях.

Задача № 19

Зная энтальпии следующих процессов:

C(алмаз) + 2H₂(г.) CH₄ΔH^о ₁= -18 ккал/моль

C(графит) C(алмаз) ΔH^о₂= -124,2 ккал/моль

2H(г.) H₂(г.) ΔH^о₃= -103,3 ккал/моль,

вычислите среднюю энергию связи C-H в метане.

Задача № 20

Даны термохимические уравнения:

C₂H₄(г.) + H₂(г.) C₂H₆(г.) ΔH°₁= -137 кДж/моль

C₂H₂(г.) + 2H₄(г.) C₂H₆(г.) ΔH°₂= -311 кДж/моль

и энергии связей C-H, C-C и H-H : 414,337 и 429,5 кДж/моль соответственно. Вычислите: а) энергию двойной связи C=C; б) энергию тройной связи.

Задача № 21

Ниже представлены энтальпии образования и энтропии для некоторых неорганических веществ в стандартных условиях:

Вещество H^ообр. кДж / моль S^о Дж/моль· К

Mg (тв) 0 32,55

С (тв) 0 5,74

CO₂ (г.) -393,51 213,6

MgO (тв) -601,24 26,94

Что можно на основе этих данных сказать о возмож-ности взаимодействия магния с диоксидом углерода в стандартных условиях?

Ответ: G = -743,68 Дж/мольК. Взаимодействие возможно.

Задача № 22

Рассчитайте изменение свободной энергии при стандартных условиях в системах:

CaCO₃(г.) ₌ CaO (г.) + CO₂ (г.)

N₂ + 3H₂ = 2NH₃

Какой вывод можно сделать о возможностях самопроизвольного протекания этих реакций?

Задача № 23

Стандартная энтальпия сгорания ΔH^о₂₉₈ твердого нафталина C₁₀ H₈ равна -1231,6 ккал/ моль. Найдите стандартную энтальпию образования нафталина при 25^оС

Задача № 24

В стандартных условиях (25^оС, 1 атм) теплоты сгорания щавелевой кислоты до H₂O (ж.) и CO₂(г.), графита до CO₂(г.), водорода до H₂O (ж.) равны 252 кДж,395 кДж и 286 кДж соответственно. Рассчитайте стандартную энталь-пию образования щавелевой кислоты.

Задача № 25

Используя термохимические данные, представленные ниже, укажите, в каком направлении протекают следующие реакции в стандартных условиях:

C₂H₄ +HJ = C₂H₅J (1);

CH₂ = CH – CH₃ + HJ = CH₃ – CHJ – CH₃(2)

Вещество H^о_обр. кДж/ моль Sº, Дж/мольK

C₂H₄ 52,8 219,4

CH₂= CH – CH₃ 20,41 226,9

HJ 25,94 206,3

C₂H₅J -45,73 296,6

CH₃ – CHJ – CH₃ 78,86 324,8

Задача № 26

Коксовый газ имеет следующий объемный состав: 60% H₂, 7% CO, 1% N₂, 25% CH₄, 7% CO₂.При сжигании одного моля H₂, CH₄, CO выделяется 58 ккал, 213 ккал и 69 ккал соответственно. Вычислите, сколько теплоты выделится при сжигании 1м³ коксового газа (н.у.).

ч. 1 ч. 2 ... ч. 4 ч. 5

Похожие

Методические указания и варианты заданий контрольных работ для студентов