Программа по изучению курса физической и коллоидной химии Методические указания для изучения дисциплины. Варианты для контрольных заданий




страница2/8
Дата14.08.2016
Размер1.76 Mb.
1   2   3   4   5   6   7   8

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 NА = 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

 

H2

 

105

0,5

 

 

 

 

0

2

N2

 

 

 

10

 

6,021020

 

15

CH4

 

 

 

30

0,5

 

400

 

3

O2

 

 

2,5

100

 

 

350

 

Ne

5

 

 

 

1,2

 

 

300

4

Cl2

 

104

 

 

0,35

 

500

 

CO

2

 

 

40

 

 

 

25

5

N2O

1

 

1

 

 

 

290

 

NO

 

106

0,75

2

 

 

 

 

6

SO2

3

 

 

 

0,32

 

 

700

SO3

 

 

 

1

0,08

 

100

 

7

NO2

 

102

 

89,6

0,46

 

 

 

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:        QV = U   

Для изобарического процесса:        Qр = Н  

Для изотермического процесса:      Q = 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 = -Qp).

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:

                  Hореакции=Hо образ.продуктов - ΣHо 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 =ST 

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 - TS

                          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 = TS -  A            

Третье начало термодинамики:

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

                             GT0              НТ0       lim S Т0=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:

Gореакции=   Gо образ.продуктов -Gо образ.реагентов                   

то есть, Gореакции=   (pGоC + qGoD )   - (mGоA - n GоB)

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 Ноо2 =О, можно записать:

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

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:

Sо =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: Gореакции=   Gо обр.продуктов -Gо обр.реагентов,

следовательно:

Gореакции  = Gообр.(сн3сон)–[ Gообр 2н2) +  Gообр.2о)]

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

Gообрс2н2 = 209 кДж/моль

Gообр н2о = -237,8 кДж/моль

Gообрсн3сон = -132,8 кДж/моль

3.    Рассчитаем изменение энергии Гиббса реакции:

Gообр = (-132,8) –[209 + (-237.8)] =-132.8 –209 +237.8 =

= -104,0 кДж/моль.

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



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

Gообр = -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.)                           ΔHо1= 51,83 кДж

б) S(тв.) = S(г.)                                                   ΔHо2= 65,2 кДж

в) S(г.) + O2(г.) = SO4(г.)                                   ΔHо3= -361,57 кДж

г) 4FeS(тв.)+ 7O2(г.)=2Fe2O3(тв.)+ 4SO2(г.)     ΔHо4= -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.)      ΔHо1= -2510 кДж

C2H4(г.)+ 3O2 (г.) 2CO2(г.)+2H2O(г.)      ΔHо2= -1322 кДж

2H2(г.)+ O2 (г.)2H2O(г.)                           ΔHо3= -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.)  CH4                ΔHо 1= -18 ккал/моль

C(графит)  C(алмаз)                 ΔHо2= -124,2 ккал/моль

2H(г.)  H2(г.)                             ΔHо3= -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          Hообр. кДж / моль          Sо 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:

            CaCO(г.)  = CaO (г.) + CO2 (г.)

              N2 + 3H2 = 2NH3

         Какой вывод можно сделать о возможностях самопроизвольного протекания этих реакций?

 Задача № 23

Стандартная энтальпия сгорания ΔHо298 твердого нафталина  C10 H8  равна  -1231,6 ккал/ моль. Найдите стандартную энтальпию образования нафталина при 25оС

 Задача № 24

        В стандартных условиях (25оС, 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                    Hообр. 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.).

1   2   3   4   5   6   7   8


База данных защищена авторским правом ©uverenniy.ru 2016
обратиться к администрации

    Главная страница