Ирина Эланс

Автор который поможет с любыми образовательными и учебными заданиями

Физическая химия и химия силикатов

Министерство образования и науки Украины

Харьковский государственный технический университет строитель-

ства и архитектуры

Кафедра ФХМ та ТБМВ

Курсовая робота

Из дисциплины

на тему:

Физическая химия и химия

силикатов

Выполнила: Марущенко Дария

студентка группы Т-21

Проверил: Сопов В.П.

Харьков 2010

Содержание

Ведение…………………………………………………………….3

1. Теоретическая часть………………………………………………..

1.1. Предмет и метод химической термодинамики…………….

1.1.1. Первый закон термодинамики………………………

1.1.2. Второй закон термодинамики…………………….…

1.1.3. Термохимия……………………………………………

1.1.4. Формулировки закона Гесса………………………….

1.1.5. Формулировка закона Кирхгофа………..…………….

1.1.6. Свойства энтальпии……………………….…………

1.2. Расчетная часть………………………………..…………….

1.3. Итоги работы………………...……………………………….

Ведение

В результате химической реакции выделяется или поглощается энергия, так

как реакция сопровождается перестройкой энергетических уровней атомов или

молекул веществ, участвующих в ней, и веществ, образующихся в ходе реакции.

Реакции, при которых наблюдается выделение энергии, называются экзо-

термическими (Q>0).

Реакции, идущие с поглощением энергии, называются эндотермическими

(Q<0). Выделение или поглощение энергии в результате процесса зависит от со-

отношения количеств энергии, затраченных на разрыв или возбуждение химиче-

ских связей первоначально взятых веществ, и энергии, выделяющейся в резуль-

тате образования новых химических связей в продуктах реакции.

Величина энергии отдельной химической связи очень мала. Еѐ удобно вы-

ражать в электронвольтах на атом. Поскольку обычно в реакциях участвуют отно-

сительно большие количества веществ, то общие количества энергии получаются

также большие. Так, элементарный расчет показывает:

на 1 атом: 1эВ=1,6·10^-19Кл∙1В = 1,6.10^-19 Дж,

на 1 моль: 1,6∙10^-19∙6,02∙10²³=9,65∙10⁴ Дж/моль = 96,5 кДж/моль.

Энергия, образующаяся в результате химических реакций, может выделять-

ся в разных формах, но, конечно, в эквивалентных количествах. Так, например,

фотохимические процессы при фотографии развиваются при поглощении квантов

лучистой энергии галидами серебра и, наоборот, можно построить источник коге-

рентного излучения—лазер, работающий на энергии химических реакций.

Затрачивая электрическую энергию, можно выделять нужные вещества из

растворов или расплавов путем электролиза, с другой стороны, можно получить

энергию за счет химических реакций, протекающих в гальванических элементах

или аккумуляторах.

Чаще всего в, результате химических реакций выделяется или поглощается

тепловая энергия. Поэтому раздел химии, изучающий энергию химических реак-

ций, исторически стал называться термохимией, а изменение энергии называется

тепловым эффектом химической реакции и измеряется в килоджоулях на моль

образовавшегося или сгоревшего вещества. Так как в зависимости от условий, в

которых протекает химическая реакция, возможно выделение или поглощение ра-

боты расширения газов (p=const), то различают тепловой эффект реакции при

(p=const) Qp и тепловой эффект реакции при (v=const) Qv, хотя разница между ни-

ми обычно невелика.

1.1. Теоретическая часть

1.1.1. Предмет и метод химической термодинамики

Химическая термодинамика использует законы термодинамики применительно

к химическим и физико-химическим явлениям. Она рассматривает тепловой и энерге-

тический балансы процессов, а также химические и фазовые равновесия. Эти вопросы

играют важную роль в ферментативной кинетике.

В термодинамике совокупность исследуемых тел называется системой, а тела,

не входящие в нее, - внешним окружением. Рассматриваемые далее законы термоди-

намики применимы только к закрытым системам. Закрытые системы обмениваются с

окружающей средой только энергией, но не массой. Живые организмы представляют

собой открытые системы, способные обмениваться с окружающей средой массой и

при определенных условиях достигать динамического равновесия (стационарного со-

стояния), но не термодинамического (с максимумом энтропии, см. второй закон тер-

модинамики). В термодинамически-равновесных системах нельзя наблюдать макро-

скопических изменений. Их внутренняя энергия минимальна, и они находятся в со-

стоянии полной беспорядочности. Живые системы достигают термодинамического

равновесия только после смерти, т. е. после полного разложения всего организма. Все

открытые системы вместе с их окружением образуют закрытую систему. При наличии

теплообмена и возможности хотя бы частичной диффузии между телами, составляю-

щими систему, образуется термодинамическая система. Термодинамическая систе-

ма может взаимодействовать со своим окружением, и это взаимодействие можно об-

наружить по переносу тепла или совершению работы. В том случае, когда взаимодей-

ствие системы со средой полностью отсутствует, система называется изолированной.

Если состояние термодинамической системы остается неизменным и причиной этого

не является какой-либо внешний стационарный процесс, говорят, что система нахо-

дится в равновесии. Если система состоит из одной фазы, то она гомогенная, в про-

тивном случае - гетерогенная.

Термодинамические системы можно классифицировать по совокупности их

свойств. Экстенсивные свойства, такие как вес и объем, пропорциональны массе.

Интенсивные свойства, такие как температура, давление, не зависят от массы. Со-

стояние системы, находящейся в равновесии, можно описать совокупностью ее интен-

сивных свойств. Они называются термодинамическими параметрами состояния.

Термодинамические параметры системы описывают только данное состояние, не учи-

тывая предшествующих. Следовательно, изменение параметров при переходе систе-

мы из одного состояния в другое не зависит от пути реакции, а определяется только

термодинамическими параметрами начального и конечного состояний.

Масса и объем - это общепринятые термины. Давление характеризует взаимо-

действие с внешним окружением, измеряемое как сила, приходящаяся на единицу

площади поверхности. Температура, которая определяется интенсивностью теплового

движения молекул, образующих систему, не простое понятие, оно включает понятие

разности теплот. Между телами различной температуры происходит теплоперенос,

приводящий к выравниванию температур. Абсолютная шкала температур основана на

втором законе термодинамики; ее начало находится при абсолютном нуле (-273,16о

К). При абсолютном нуле часть энергии любого вещества, которая зависит от темпе-

ратуры (тепловая энергия), равна нулю, хотя энергия частиц, составляющих вещество,

при нулевой температуре, естественно, не исчезает. Любое изменение термодинами-

ческой системы, приводящее к изменению хотя бы одного термодинамического пара-

метра, называется термодинамическим процессом. Если при протекании термодина-

мического процесса система проходит равновесные состояния, то при данных услови-

ях работа, совершаемая самой системой, будет максимальна, а работа, свершаемая

над системой, - минимальна. В таком случае говорят о равновесном процессе. И на-

оборот, процесс, протекающий при некотором ограниченном воздействии на систему,

определяется как неравновесный. Работа, совершенная такой системой, меньше, чем

максимальная работа в равновесном процессе.

Если единственным результатом обратного процесса в изолированной системе

является возвращение системы из конечного состояния в исходное, то такой процесс

называют обратимым. Если в результате прямой или обратной реакции в системе

или в ее окружении имеют место длительные изменения, то процесс называют необ-

ратимым. Причина необратимости в том, что процессы протекают через неравновес-

ные состояния. Термодинамические параметры однозначны только для обратимых

процессов, когда система находится в равновесии в любой момент времени и в каж-

дой ее части. Если вывести систему из состояния устойчивого равновесия, то возник-

нет термодинамический процесс, препятствующий внешнему воздействию (принцип

Ле Шателье-Брауна).

1.1.1. Первый закон термодинамики

Энергия не может быть получена из ничего, не может быть уничтоже-

на, а может только превращаться из одного вида в другой. Содержание энер-

гии (U) в данной системе увеличивается при совершении работы (А) или передаче те-

пла (Q):

ΔU = A + Q (1.1)

В случае цикла, когда ΔU = 0,

A = - Q (1.2)

Отсюда проистекает невозможность создания вечного двигателя первого рода.

Если над системой не совершается никакой работы, т. е. dU = dQ, то при равно-

весном давлении (ΔР = 0) для объема V можно определить новую функцию:

Н = U + PV (1.3)

где Н - энтальпия (или, менее точно, теплосодержание). U и H - однозначные

функции состояния, т. к. их значения не зависят от того, каким образом система попа-

ла в рассматриваемое состояние. В принципе, это и есть закон Гесса: теплота пре-

вращения не зависит от пути протекания процесса. Теплота превращения в экзотер-

мическом процессе - это отрицательная величина, т. к. положительным условно счи-

тается тепло, полученное системой. Протекающие в живых организмах анаболические

процессы представляют собой эндотермические реакции, а катаболические v экзо-

термические.

Из закона Лавуазье – Лапласа следует невозможность построить вечный

двигатель I рода, использующий энергию химических реакций.

1.1.2. Второй закон термодинамики

Первый закон термодинамики не выдвигает никаких требований к направлению

процессы в природе протекают в одном направлении, т. е. они необратимы. Необра-

тимость в термодинамике означает, процессов, происходящих в природе. Однако экспериментально показано, что все

что процесс не может идти в обратном направле-

нии без постоянного изменения энергии в окружающей среде. Следствием второго

закона является увеличение энтропии в природных процессах. Энтропия выражается

следующим уравнением:

dS = dQ / T(1.4)

Дифференциальное изменение энтропии равняется отношению элементарного

количества теплоты к абсолютной температуре. Основываясь на втором законе тер-

модинамике, все природные процессы, не противоречащие первому закону термоди-

намики, можно разделить на две группы:

1. самопроизвольные при данных условиях;

2. несамопроизвольные

Невозможна реакция, дающая только перенос тепла от тела с более низкой

температурой к телу с более высокой температурой. Это означает, что работа не мо-

жет быть выполнена исключительно за счет тепловой энергии окружающей сре-

ды, другими словами, невозможно создание вечного двигателя второго рода.

При протекании обратимых реакций в изолированной системе энтропия остает-

ся неизменной, в необратимых процессах она возрастает. Если в результате необра-

тимого процесса изолированная система приходит в равновесие, то ее энтропия дос-

тигает максимума. Следовательно, изменение энтропии определяет направление

процесса и одновременно условия равновесия.

Принцип постоянства или увеличения энтропии справедлив только для целост-

ной изолированной системы. Реакции, сопровождающиеся понижением энтропии, мо-

гут протекать в отдельных частях системы, тем самым доказывая возможность проте-

кания реакций с понижением энтропии также и в неизолированной системе. В изоли-

рованной системе увеличение энтропии служит мерой необратимости процесса. Жи-

вые организмы сохраняют внутреннюю упорядоченность, получая свободную энергию

в виде пищевых веществ (или солнечного света) из окружающей среды и возвращая в

нее такое же количество энергии в менее полезной форме, главным образом в форме

тепла, которое рассеивается во всей остальной Вселенной. Живые организмы непре-

рывно повышают энтропию в окружающей среде, и этим Вселенная расплачивается за

поддержание в них внутреннего порядка.

Статистическая формулировка закона. Число микросостояний, посредством

которых может быть достигнуто данное макросостояние, называется термодинамиче-

ской вероятностью. В то время как математическая вероятность варьирует между 1 и

0, термодинамическая вероятность может быть очень большой.

Математическая вероятность состояния равна отношению его термодинамиче-

ской вероятности к числу всех возможных микросостояний. Все микросостояния рав-

новероятны. Это означает, что для системы, находящейся в постоянных макроскопи-

ческих условиях, частота попадания в определенное микросостояние за достаточно

длительный промежуток времени одинакова для всех возможных микросостояний. Со-

стояние любой молекулы, рассматриваемой как безразмерная точка, можно описать

тремя координатами положения и тремя импульсными компонентами (фазовое поле).

Такое поле координат и импульсов может иметь множество измерений независимо от

реального пространства в соответствии с внутренними степенями свободы реальных

молекул.

Согласно значениям координат, все молекулы системы можно поместить в со-

ответствующие клетки фазового поля. Распределение молекул по клеткам (замена

одинаковых молекул друг на друга не учитывается) определяет данное микросостоя-

ние. Количество распределений, соответствующих данному макросостоянию, т. е.

число микросостояний, и есть термодинамическая вероятность данного макросостоя-

ния.

Статистический анализ показывает, что термодинамическая вероятность рав-

номерного распределения максимальна, и самопроизвольные процессы сопровожда-

ются увеличением термодинамической вероятности. Т. е., процессы, протекающие

в изолированной системе, сопровождаются увеличением энтропии

1.1.3. Термохимия

Термохимия, раздел химической термодинамики, включающий определение

теплового эффекта реакции и установление его зависимости от физико-

химических параметров. В задачу термохимии входит также измерение и вычис-

ление теплот фазовых переходов, растворения, разбавления и других процессов,

изучение теплоемкостей, энтальпий и энтропий веществ. Основным эксперимен-

тальным метод термохимии - калориметрия. Иногда используются некалоримет-

рические 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 или по теплотам их сго-

рания. Тем самым, открывая путь для определения тепловых эффектов реакций,

которые трудно осуществимы, а иногда и невозможно. Необходимые для расчета

стандартные теплоты образования ”Hобро собраны в фундаментальные термохи-

мические справочники.

В середине XIX века Томсен и Бертло высказали идею, согласно которой

химические реакции, происходящие без подвода энергии извне, протекают в на-

правлении максимального выделения теплоты. Ими и их учениками были разра-

ботаны основные экспериментальные методики термохимии и измерены тепловые

эффекты многих реакций.

Хотя в общем виде принцип Бертло-Томсена оказался неверен, но за тер-

мохимией сохранилась ведущая роль в исследовании возможности протекания

химических реакций в заданных условиях. Так, уравнение ”H - T”S=-RTlnKp яв-

ляющееся обобщением первого и второго начал термодинамики (”H - изменение

энтальпии, ”S - изменение энтропии при химической реакции, T - температура, R -

газовая постоянная), позволяет рассчитать константу равновесия Kp любой реак-

ции через тепловые величины.

Изменение энтальпии (тепловой эффект) очень просто может быть измерен

в лаборатории. Обычно это делают, окружая зону реакции: при этом происходит

энергообмен. Если реакция является экзотермической, то вода нагревается, если

эндотермической - то охлаждается. Если измерить изменение температуры воды

и если известна масса воды и ее удельная теплоемкость, то можно вычислить ко-

личество поглощенной или выделенной в процессе химической реакции энергии.

На рисунке 1 показан прибор, с помощью которого может быть получено бо-

лее точное значение ”H, чем в довольно грубом расчетном методе. Этот прибор

называется калориметрической бомбой и предназначен для определения теплоты

сгорания вещества.

Для некоторых реакций можно непосредственно измерить ”H. Возьмем, к

примеру, реакцию горения метана. Можно провести грубое измерение ”H этой ре-

акции, используя обычное кухонное оборудование и газовую плиту.

Для других реакций это выполнить сложнее. Например, для реакции разло-

жения CaCO3 требуется температура свыше 800оС, что усложняет использовани-

ет воды для измерения передаваемой энергии. В таких случаях изменение эн-

тальпии определяется косвенно, с использованием энтальпийных циклов.

Как уже было отмечено, калориметрия используется для определения теп-

ловых эффектов реакций, в частности она используется и для определения теп-

лот растворения солей или других соединений в воде или других растворителях.

Это является одной из самых интересных задач термохимии, так как выделение

теплоты при растворении солей может быть использовано для разогрева или ох-

лаждения тех или иных объектов

1.1.4. Формулировки закона Гесса

Гесса Закон - тепловой эффект химической реакции при отсутствии

работывнешних сил зависит только от природы исходных веществ и

продуктов реакциии не зависит от промежуточных химических превра-

щений в системе. Основнойзакон термохимии; установлен Г. И. Гессом в

1840.

.Г. И. Гесс первый принял во внимание физическое состояние реагирующих

веществ, так как теплоты изменения агрегатных состояний веществ накладывают-

ся на тепловой эффект реакции, увеличивая или уменьшая его.

Утверждение закона Гесса о том, что тепловой эффект процесса не зависит

от его отдельных стадий и их последовательности, дает возможность рассчиты-

вать тепловые эффекты реакций для случаев, когда их определить эксперимен-

тально или очень трудно, или вообще невозможно.

Применение закона Гесса чрезвычайно расширило возможности термохи-

мии, позволяя производить точные расчеты тепловых эффектов образования це-

лого ряда веществ, опытные данные по которым получить было трудно.

Закон Гесса в наши дни применяют главным образом для расчета термоди-

намических функций – энтальпий, которые сейчас используются для термохими-

ческих расчетов. Термохимия, исторически сложившаяся раньше термодинамики,

в настоящее время претерпела некоторые изменения и стала разделом химиче-

ской термодинамики.

1.1.5. Формулировка закона Кирхгофа

Первый закон кирхгофа: Алгебраическая сумма токов в ветвях, сходящихся к

любому узлу электрической цепи, тождественно равна нулю. Согласно этому закону,

если к некоторому узлу цепи подсоединено n ветвей с токами i1, i2, ..., in, то в любой

момент времени

Где, если направление тока положительно и ориентировано от узла (ток выходит из узла), или, если ток входит в узел. Таким образом любому узлу цепи соответствует уравнение, связывающее токи в ветвях цепи, соединенных с данным узлом.

В качестве примера приведем схему на рисунке 1.

Рис.1.

В соответствии с первым законом Кирхгофа:

Общее число уравнений, которое можно составить по первому закону Кирхгофа

для цепи, равно числу узлов цепи N .

Так, для четырех узлов графа (рисунок 2) можно составить следующие четыре

уравнения:

Первый закон Кирхгофа часто называют законом Кирхгофа для токов и сокра-

щенно в тексте обозначают ЗКТ.

Число независимых уравнений равно трем, так как любое из этих уравнений от-

личается

от суммы трех остальных только знаком. Итак, если цепь содержит уз-

лов,	то для неѐ можно составить по первому закону Кирхгофа независи-

мых уравнений. Совокупность из N узлов цепи, уравнения для которых образуют сис-

тему линейно независимых уравнений, называют совокупностью независимых уз-

лов цепи.

Второй закон Кирхгофа: Второй закон Кирхгофа формулируется следующим

образом: алгебраическая сумма напряжений ветвей в любом контуре цепи тождест-

венно равна нулю. Для замкнутого контура, изображѐнного на рисунке 6, можно запи-

сать соотношение:

	Рис.6.

В соответствии со вторым законом Кирхгофа при обходе контура по часовой

стрелке справедливо соотношение:

Изменение направления обхода эквивалентно изменению знаков напряжений на

противоположные (умножению на минус единицу).

1.1.6. Свойства энтальпии

Наиболее информативной термодинамической функцией в уравнении явля-

ется энтропия S.

Значение энтропии легко определить только для состояния идеального газа.

Используем для вычисления S уравнение, где dU — изменение внутренней энер-

гии, равное для идеального газа СvdT т.е. теплоемкости при постоянном объеме,

умноженной на приращение температуры: pdv — приращение работы, которое

можно представить как RT , заменив р на RT/v. Отсюда

После интегрирования в пределах получаем

где ST — энтропия при температуре Т; S0 —

энтропийная постоянная; Сv — теплоемкость при

постоянном объеме; v — молярный объем.

Таким образом, энтропия моля идеального

газа является функцией Т и р (так как молярный

объем зависит от Т и р). Выражение применимо

лишь для чистого идеального газа, так как для

смесей газов, даже при отсутствии между ними

химических реакций, энтропия смеси будет возрас-

тать за счет необратимых процессов диффузии,

рис. 4 Схема для

приводящей к распределению компонентов по

расчета энтропии при

всему объему газовой смеси. Рассмотрим процесс

самопроизвольном

самопроизвольного смешения двух газов.

смешивании двух газов.

Пусть в двух частях объема, разделенного

перегородкой r (рис. 4, а), находится n1 молей

первого газа и n2 молей второго газа при р,

Т=const.

Общая энтропия системы

где S1 и S2 — молярные энтропии первого и второго газов. Удалим перего-

родку r и дадим возможность газам образовать смесь, равномерно распределен-

ную по всему объему (рис 2,б), где v —молярный объем газа при

данных р и Т. На каждый моль компонентов смеси приходятся пропорциональные

части объема:

Подставляем значения этих объемов в уравнение и получаем значения эн-

тропии для одного моля компонента в смеси:

Общий запас энтропии в смеси газов тоже увеличился:

Приращение энтропии в газовой смеси зависит от соотношения чисел молей

компонентов n1 и n2. Если положить, что n1 → 0, то энтропия этого газа

но доля, вносимая этим компонентом в общий запас энтропии системы, также стремится к нулю: n₁S₁→0.

В то же время если n1→ 0, то (n1+n2)/n2 стремится к 1, а n₂Rln(n₁+n₂)/n₂

тоже стремится к нулю. Следовательно, при исчезновении

одного из компонентов газовой смеси энтропия другого компонента станет равна

энтропии чистого газа:

Так как отношение (n1+n2)/n1 представляет собой величину, обратную мо-

лярной доле данного компонента

то в общем виде можно записать выражение энтропии моля газа в смеси

следующим образом:

Полученное выражение определяет очень важное понятие, а именно – рас-

сеяние вещества, так как если N → 0, то энтропия стремится к ∞.

В природе существуют так называемые рассеянные элементы, общее со-

держание которых, вообще говоря, не так мало, но они присутствуют в очень ма-

лых количествах в различных минералах, водах и т. д. Для того чтобы выделить