Термохимия растворов электролитов

 

 

РЕФЕРАТ

 

В данной курсовой работе объектом исследования является термохимия, ее основные задачи, а также главные законы. Курсовая работа имеет 36 страниц, 2 раздела, 2 таблицы, 2 рисунка, 3 графика. При написании работы было использовано 5 источников информации. В практической части работы необходимо определить первую интегральную теплоту растворения соли. В качестве исследуемого вещества был взят хлористый калий.

В работе рассматриваются  основные законы термохимии, методы измерения  тепловых эффектов реакций, виды калориметров, а также сама калориметрия.

Ключевые слова:

ТЕПЛОВОЙ ЭЭФЕКТ, ЗАКОН  ГЕССА, ЗАКОН КИРХГОФА, ПЕРВАЯ ИНТЕГРАЛЬНАЯ ТЕПЛОТА РАСТВОРЕНИЯ, КАЛОРИМЕТР, КАЛОРИМЕТРИЯ.

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

РЕФЕРАТ

В даній курсовій роботі об’єктом спостереження є термохімія, її основні задачі, а також головні закони. Курсова робота містить 36 сторінок, 2 розділи, 2 таблиці, 2 малюнки, 3 графіка. При написанні роботи було використано 5 джерел інформації. У практичній частині роботи необхідно визначити першу інтегральну теплоту розчинення солі. В якості досліджуваної речовини був взятий хлорид калію.

В роботі розглядаються основні  закони термохімії, методи визначення теплових ефектів реакцій, види калориметрів, а також сама калориметрія.

Ключові слова:

ТЕПЛОВИЙ ЕФЕКТ, ЗАКОН  ГЕСА, ЗАКОН КІРХГОФА, ПЕРША ІНТЕГРАЛЬНА  ТЕПЛОТА РОЗЧИНЕННЯ СОЛІ, КАЛОРИМЕТР, КАЛОРИМЕТРІЯ.

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

ABSTRACT

In this project the main object of research is termochemistry, basic problems and rules. This project consist 36 pages, 2 sections, 2 tables, 2 pictures, 3 graphs. During the time, when was written this work, was using 5 source of information. In experimental part I need identify the first integral heat disolution of salt.. For this work I brought cloride of potassium.

In this project I was considering a basic rules of termochemistry, the methods of determine the heats effects in reactions, different calorimeters and calorimetry.

Key words:

The heat effect, Gess rule, Kirhgof’s rules, the first integral heat of dissolution of salt, calorimeter, calorimetry.

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

РЕЦЕНЗИЯ НА КУРСОВУЮ РАБОТУ «Термохимия растворов электролитов»

Студента химического  факультете группы Х-133

Стогниева Артема

В данной курсовой работе объектом исследования является термохимия, ее основные задачи и законы. В материале содержится большое количество теоретической информации, объясняющей основные и фундаментальные законы термохимии. Рассмотрены методы измерения тепловых эффектов реакций как теоретическим, так и практическим способом. Приведены примеры установок для определения тепловых эффектов.

 

Особое внимание уделяется  практической части работы. Здесь необходимо определить первую интегральную теплоту растворения соли на примере хлорида калия. Даная работа требует высокой аккуратности в выполнении, осторожности и внимательности в оформлении результатов. По результатам можно сказать, что работа была выполнена вполне успешно.

 

 

 

 

 

 

 

Рецензент        Тимченко Виктория

 

 

 

СОДЕРЖАНИЕ

ВВЕДЕНИЕ……………………………………………………………………………………..8

1. ЛИТЕРАТУРНЫЙ ОБЗОР………………………………………………………….... 10
1. Основные задачи термохимии…………….....………………….………..…10
2. Принцип изменения теплового эффекта реакции……………..…………..11

1. Растворение веществ друг в друге………………….………..13

3. Уравнение теплового баланса…………………….………………………….14
4. Тепловые эффекты химических реакций…….…………………………...…15

1. Определение «Тепловой эффект химической реакции»…….15
2. Стандартная теплота сгорания………………………………..16
3. Интегральная теплота растворения…………………………..16
4. Соотношения между теплотами разведения и интегральными теплотами растворения………………………………………..18
5. Теплота нейтрализации………………………………………..19
6. Теплота образования кристаллов……………………………..20

5. Основные законы термохимии………………………………………………..21

1. Закон Гесса……………………………………………….……21
2. Закон Лавуазье – Лапласа…………………………………….23
3. Зависимость теплового эффекта реакции от температуры. Закон Гирхгофа………………………………………………...24

6. Измерение энтальпии калориметрами………………………………………..26
7. Термохимические изменения…………………………………………………27
2. Экспериментальная часть…………………………………………………………......30

2.1 Калориметрическая установка. Диатермический калориметр……………..30

2.2 Основной источник погрешности результатов калориметрических опытов31

2.3 Выполнение работы……….……………………………………………….....32

2.4 Расчеты………………………………………………………………………....32

ВЫВОДЫ………………………………………………………………………………………..35

ЛИТЕРАТУРА………………………………………………………………………………….36

 

 

 

 

Введение

Энергетические изменения, сопровождающие протекание химических реакций, имеют большое практическое значение. Иногда они даже важнее, чем происходящее при данной реакции образование новых веществ. В качестве примера достаточно вспомнить реакции горения топлива. Поэтому тепловые эффекты реакций уже давно тщательно изучаются. Раздел химии, посвященный количественному изучению тепловых эффектов реакций, получил название термохимии. В настоящее время можно говорить о полном слиянии термохимии с химической термодинамикой, так как с одной стороны, для характеристики веществ и химических процессов наряду с тепловыми эффектами необходимо знать и другие термодинамические функции, а с другой стороны – расчет тепловых эффектов можно производить с помощью термодинамических зависимостей, например по приведенному уравнению или из температурной зависимости К_р.

Развиты методы определения ∆H°_сгор. неорганических веществ во фторе (фторная калориметрия), хлоре, определение теплот гидрирования. Для осуществления таких реакций исходные вещества в калориметрической бомбе часто приходится нагревать до высоких температур (иногда до 1000-1300 °С). Другой универсальный метод термохимии – определение теплот растворения веществ в воде или теплот реакций с водными растворами кислот, щелочей и т.п. Эти данные позволяют включить в термохимические циклы большой круг веществ и рассчитать для них ∆H°_обр. или определить теплоты неизученных реакций. В 20 веке совершенствование методов термохимических измерений привело к резкому повышению их точности.

Целью работы является рассмотрение основных и главных задач термохимии, изучение и вывод законов термодинамики, а также осуществление и определение интегральной теплоты растворения соли в ходе практической части выполнения данной работы.

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

  Раздел 1. Литературный обзор

         1.1 Основные задачи термохимии

Термохимия – раздел химической термодинамики, включающий определение теплового эффекта реакции и установление его зависимости от физико-химических

параметров. В задачу термохимии входит также измерение и вычисление теплот фазовых переходов, растворения, разбавления и других процессов, изучение теплоемкостей, энтальпий и энтропий веществ. Основным экспериментальным методом термохимии является калориметрия. Иногда используются некалориметрические методы (расчет тепловых эффектов из результатов измерения констант равновесия, эдс и т.п.), однако в этих случаях результаты обычно менее точны.

В 1840 году химик Гесс открыл закон, названный позднее его именем. Этот закон дает возможность определять расчетным путем тепловые эффекты реакций по

теплотам образования  исходных веществ и продуктов по теплотам их сгорания, тем самым, открывая путь для определения тепловых эффектов реакций, которые трудно осуществимы, а иногда и невозможно. Необходимые для расчета стандартные теплоты образования ∆H^о_обр. собраны в фундаментальные термохимические справочники.

В середине XIX века Томсен и  Бертло высказали идею, согласно которой химические реакции, происходящие без подвода энергии извне, протекают в направлении максимального выделения теплоты. Ими и их учениками были разработаны основные экспериментальные методики термохимии и измерены тепловые эффекты многих реакций.

Хотя в общем виде принцип  Бертло-Томсена оказался неверен, но за термохимией сохранилась ведущая роль в исследовании возможности протекания химических реакций в заданных условиях. Так, уравнение ∆H - T∆S= −RTlnK_p являющееся обобщением первого и второго начал термодинамики (∆H – изменение энтальпии, ∆S – изменение энтропии при химической реакции, T – температура, R –

газовая постоянная), позволяет  рассчитать константу равновесия K_p любой реакции через тепловые величины.

1.2 Принцип изменения теплового эффекта реакции

Процесс образования растворов  на молекулярном уровне можно представить следующим образом. Каждая группа молекул чистого вещества должна сначала перестроиться таким образом, чтобы молекулы были удалены друг от друга на расстояния, соответствующие конечной концентрации раствора. (Например, в разбавленном растворе метанола в воде молекулы метанола очень удалены друг от друга, а молекулы воды находятся почти так же близко друг к другу, как в чистой воде.) Далее системы с удаленными молекулами должны сблизиться, образовав раствор конечной плотности. Сначала индивидуальные вещества должны поглотить энергию, чтобы произошло разделение частиц; однако при сближении частиц «раздвинутых» систем при образовании раствора энергия выделяется. Смешение частиц увеличивает статический “беспорядок” системы, что сопровождается увеличением энтропии.

Для процессов растворения  характерна склонность к самопроизвольному протеканию к отрицательному изменению энергии Гиббса в результате смешивания частиц растворителя и растворенного вещества.

Основные различия в поведении  растворов зависят от баланса  выделяемой и

поглощаемой энергии, связанной  с изменениями межчастичных расстояний. Величины ∆H для процессов растворения отличаются друг от друга. Образование раствора является экзотермическим процессом (изменение энтальпии отрицательно), если при смешении частиц освобождается больше энергии, чем необходимо для первоначального разделения частиц. Если же для разделения деления частиц требуется больше энергии, чем освобождается при смешении, процесс растворения – эндотермичен (изменение энтальпии положительно).            Поскольку энтальпийная функция дает вклад в изменение энергии Гиббса ∆G=∆H− T∆S, можно ожидать, что именно для эндотермического процесса наиболее вероятна ограниченная растворимость; это в действительности подтверждается термодинамическими измерениями. Однако на молекулярном уровне эндотермический ход процесса растворения обусловлен тем, что однородные частицы в чистых жидкостях притягивают друг друга в смеси в среднем сильнее по сравнению с разнородными.

Следовательно, для разделения однородных частиц в систему необходимо ввести больше энергии, чем выделится при сближении разнородных частиц в процессе смешения.

Приведенные рассуждения  включают ряд допущений, в действительности поведение растворов часто значительно сложнее. Например, конечный раствор представляет собой систему с совершенно случайным распределением частиц, при рассмотрении которой была исключена возможность существования в растворе некоторой упорядоченной структуры. Если наличие упорядоченной структуры вносит свой вклад в образование раствора, то изменение энтропии будет иметь меньшее положительное значение, которое трудно поддается анализу. Тем не менее корреляция положительных отклонений от поведения идеальных растворов и ограниченной растворимости с энергиями притяжения между однородными частицами является достаточно хорошим первым приближением. Образование раствора может продолжаться до тех пор, пока химические потенциалы компонентов заметно понизятся при переходе в раствор.

 

 

1.2.1 Растворения веществ друг в друге

Теоретическая модель процесса растворения объясняет понижение химического потенциала как результат разупорядочения при смешении частиц и влияния энергетических эффектов за счет притяжения между частицами.

Если энергия притяжения между однородными частицами больше энергии притяжения между разнородными частицами, то снижение химического потенциала велико только для очень разбавленных растворов, а затем становится незначительным. Тогда можно предсказать, будут ли два вещества обладать высокой или низкой взаимной растворимостью; для этого необходимо только оценить степень притяжения между однородными частицами.