Химическая термодинамика 3 (стр. 1 из 3)
Федеральное агентство по образованию РФ
Казанский Государственный Архитектурно-Строительный Университет
Курсовая работа
По химии
Для ЭФ специальности
«Экономика и управление в строительстве»
Выполнила: студентка группы 11-107 Хуснутдинова Г.Ф.
Проверил: доц. Кафедры ХИЭС Спирина О.В.
Казань 2010
Задача 1
ХИМИЧЕСКАЯ ТЕРМОДИНАМИКА рассматривает взаимосвязи между работой и энергией применительно к химическим превращениям. Определяет, в первую очередь, условия (такие, как температура и давление) протекания химических реакций и равновесных состояний, которых они достигают.
К важнейшим величинам, характеризующим химические системы, относятся внутренняя энергия U, энтальпия H, энтропия S и энергия Гиббса (изобарно-изотермический потенциал) G. Все эти величины представляют собой функции состояния, т.е. зависят только от состояния системы, но не от способа, которым это состояние достигнуто.
Протекание химической реакции сопровождается изменением внутренней энергией реагирующих систем. Если внутренняя энергия системы уменьшается(∆U<0),то реакция протекает с выделением энергии (экзотермические реакции). Если внутренняя энергия возрастает(∆U>0),то процесс сопровождается поглощением энергии из внешней среды (эндотермические реакции).
Если в результате протекания химической реакции система поглотила количество теплоты Q и совершила работу А, то изменение внутренней энергии ∆U определяется уравнением:
∆U=Q-A
Согласно закону сохранения энергии, ∆U зависит только от начального и конечного состояний системы, но не зависит от способа осуществления процесса.
Если реакция протекает при постоянном объеме (∆V=0, изохорный процесс), то работа расширения системы ( А= P∆V) равна нулю. Если при этом не совершаются и другие виды работы , то ∆U=
, где - тепловой эффект реакции, протекающий при постоянном объеме.Qv<0 –экзотермическая реакция
Qv >0- эндотермическая реакция
Энтальпия – тепловой эффект реакции образования одного моля вещества из простых веществ при стандартных условиях.
Химические реакции чаще осуществляются не при постоянном объеме, а при постоянном давлении Р (∆Р=0, изобарный процесс). В подобных случаях для характеристики процесса удобнее пользоваться не внутренней энергией U, а энтальпией Н, которая определяется соотношением:
H= U+P∆V
Как видно, энтальпия имеет ту же размерность, что и внутренняя энергия , и поэтому обычно выражается в Дж и кДж.
При постоянстве давления
∆Н=∆U+P∆V
т.е изменение энтальпии равно сумме изменения внутренней энергии (∆U) и совершенной системой работы расширения (P∆V). Если при этом никакие другие виды работы не совершаются, то ∆Н=
, где 
- тепловой эффект реакции, протекающий при постоянном давлении.Для экзотермической реакции Qp<0
Для эндотермической реакции Qp>0
ЭНТАЛЬПИЯ- однозначная функция Н состояния термодинамической системы при независимых параметрах энтропии S и давлении p, связана с внутренней энергией U
соотношением Н = U + pV
где V - объем системы.
При постоянном давлении изменение энтальпии равно количеству теплоты, подведенной к системе, поэтому энтальпию называют часто тепловой функцией или теплосодержанием. В состоянии термодинамического равновесия (при постоянных p и S) энтальпия системы минимальна.
Энтальпия и внутренняя энергия образования простых веществ, равны нулю.
Термохимические уравнения- химические уравнения, в которых указаны изменения энтальпии.
Следствием закона сохранения энергии является положение, экспериментально установленное в 1840году Г.И.Гессом (закон Гесса) и лежащее в основе термохимических расчетов:
Тепловой эффект химической реакции зависит только начального и конечного состояний участвующих в реакции веществ и не зависит от промежуточных стадий процесса.
Из закона Гесса следует, что термохимические уравнения можно складывать, вычитать и умножать на численные множители.
∆Нхр=∑∆Нобр-∑∆Нобр.исх.
Тепловой эффект реакции равен сумме теплот образования продуктов реакции за вычетом суммы теплот образования исходных веществ.
Направление, в котором самопроизвольно протекает химическая реакция, определяется совместным действием двух факторов:
1) Тенденцией к переходу системы в состояние с наименьшей внутренней энергией
2) Тенденцией к достижению наиболее вероятного состояния, т.е. состояния, которое может быть реализовано наибольшим числом равновероятных способов.
Энтропия – логарифмическое выражение вероятности существования веществ или их состояния:
S=R×lnW
Где R – газовая постояння
W – вероятность состояния
Энтропия имеет размерность энергии, деленной на температуру; обычно ее относят к 1 молю вещества и выражают в Дж/ (моль К).
Энтропия возрастает при переходе вещества из кристаллического состояния в жидкое и из жидкого в газообразное, при растворении кристаллов, при расширении газов, при химических взаимодействиях, приводящих к увеличению числа частиц в газообразном состоянии.
Для энтропии справедливо утверждение ∆Н: изменение энтропии системы в результате химической реакции (∆S) равно сумме энтропий продуктов реакции за вычетом суммы энтропий исходных веществ.
∆Sxp=∑Soобр.прод.-∑Soисх
Для изобарно-изотермических процессов изменение энергии Гиббса равно: ∆G=∆H-T∆S
Изменение энергии Гиббса ∆G в результате химической реакции равно сумме энергий Гиббса образований продуктов реакции за вычетом суммы энергий Гиббса образований исходных веществ.
При постоянстве температуры и давления химические реакции могут самопроизвольно протекать только в таком направлении, при котором энергия Гиббса системы уменьшается (∆G<0)
Энергия Гиббса является функцией состояния, поэтому изменение ее зависит от природы и физического состояния исходных веществ и продуктов реакции, но не зависит от промежуточных стадий реакции:
∆Go=∑∆Goобр.прод.-∑∆Goисх.прод.
Если ∆Н<0 и ∆S>0, то направленность протекания реакции возможна при любых температурах.
Если ∆H>0 и ∆S<0, то направленность протекания реакции не возможна при любых температурах.
Если ∆H<0 и ∆S<0,то направленность протекания реакции возможна при низких температурах.
Если ∆H>0 и ∆S>0, то направленность протекания реакции возможна при высоких температурах.
Значения ∆Н,∆S и ∆G реакции зависит не только от природы реагирующих веществ, но и от агрегатного состояния и концентраций.
Какие из перечисленных оксидов могут быть восстановлены алюминием при 298К: CaO, FeO, Cr2O3, PbO?
Задача 2
Скорость химической реакции измеряется количеством вещества, вступающего в реакцию или образующегося в результате реакции в единицу времени в единице объема системы или на единице площади поверхности раздела фаз.
В случае гомогенного процесса, протекающего при постоянном объеме, скорость гомогенной химической реакции измеряется изменением концентрации какого- либо из реагирующих веществ за единицу времени.
Это определение можно выразить уравнением: V=±∆С/∆t, где знак «плюс» относится к изменению концентрации вещества, образующегося в результате реакции (∆С>0), а знак минус- к изменению концентрации вещества, вступающего в реакцию (∆С<0).
Скорость реакции зависит от природы реагирующих веществ, их концентрации, температуры и от присутствия в системе катализаторов.
Закон действия масс: при постоянной температуре скорость химической реакции прямо пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ.
Так, как для реакции типа А+В2→АВ2 закон действия масс выражается следующим образом:
V=k[А][В2]
В этом уравнении [А] и [В2]- концентрации вступающих в реакцию веществ, а коэффициент пропорциональности k- константа скорости реакции, значение которой зависит от природы реагирующих веществ.
А реакция А+2В→АВ2 может протекать по механизму тройных столкновений: А+В+В→АВ2
В этом случае, в соответствии с законом действия масс, можно записать
V=k[А][В] [В], т.е. V=k[А][В]2
При протекании химической реакции концентрации исходных веществ уменьшаются; в соответствии с законом действия масс это приводит к уменьшению скорости реакции. Если реакция обратима, то с течением времени скорость обратной реакции будет возрастать, т.к. увеличиваются концентрации продуктов реакции. Когда скорости прямой и обратной реакции становятся одинаковыми, наступает состояние химического равновесия и дальнейшего изменения концентраций участвующих в реакции веществ не происходит.
При изменении условий протекания реакции скорости прямого и обратного процессов изменяются неодинаково, и химическое равновесие нарушается. Процесс перехода от одного равновесного состояния к новому равновесию называется смещением химического равновесия. Направление этого смещения подчиняется принципу Ле Шателье:
Если на систему, находящуюся в состоянии химического равновесия, оказать какое- либо воздействие, то равновесие сместится в таком направлении, что оказанное воздействие будет ослаблено.
Так, повышение температуры приводит к смещению равновесия в направлении реакции, сопровождающейся поглощением теплоты, т.е. охлаждением системы; повышение давления вызывает смещение равновесия в направлении уменьшения общего числа молей газообразных веществ, т.е. в направлении, приводящим к понижению давления; удаление из системы одного из продуктов реакции ведет к смещения равновесия с сторону прямой реакции; уменьшение концентрации одного из исходных веществ приводит к сдвигу равновесия в направлении обратной реакции.