Химическая термодинамика. Химическая кинетика.

ФИЗИКО-ХИМИЧЕСКИЕ МЕТОДЫ  АНАЛИЗА

Учебное пособие к лабораторному практикуму по химии

Под ред. канд. хим. наук

Н.С. Будановой и А.А. Фармаковской

Утверждено

На заседании редсовета

Октября 2007 г.

М О С К В А   

Издательство МАИ−ПРИНТ

2009

ХИМИЧЕСКАЯ ТЕРМОДИНАМИКА. ХИМИЧЕСКАЯ КИНЕТИКА.

ФИЗИКО-ХИМИЧЕСКИЕ МЕТОДЫ  АНАЛИЗА:

Учебное пособие к лаб. практикуму по химии

Под ред. Н.С. Будановой и А.А. Фармаковской.

 

− М.: Изд−во МАИ−ПРИНТ, 2009. − 95 с.           ил.

 

Авторы:

Н. С. Буданова, В. Н. Гразлов, С. И Селиванова,  М. А Семенова,  В. А Новожилов, А. А. Фармаковская, Н. П. Жарова, Г. Н. Устюжанинова.

 

Пособие содержит теоретические введения и описания лабораторных работ по двум основным разделам курса химии: «Химическая термодинамика» и «Химическая кинетика», а также по некоторым часто использующимся в аналитической практике физико-химическим методам анализа.

В разделе «Растворы»  рассмотрены вопросы, равновесия в растворах неэлектролитов и  электролитов, буферные растворы, коллоидные растворы, адсорбционное равновесие, ионообменная хроматография.

Раздел «Электрохимия»   посвящен вопросам, связанным с теорией гальванических элементов, электролиза, коррозии, а также практическому применению электрохимических методов анализа.

Пособие предназначено для студентов I курса всех технических факультетов  МАИ дневной и вечерней форм обучения.

 

Рецензенты:

 

кафедра физики и физической химии Военно-инженерной  академии им. Н.Е. Жуковского (зав. кафедрой профессор В. В. Чернышев);

доктор химич. наук, профессор Н. Н. Желиговская (МГУ).

РАЗДЕЛ I. ХИМИЧЕСКАЯ ТЕРМОДИНАМИКА

 

ГЛАВА 1. ОСНОВНЫЕ ПОНЯТИЯ ХИМИЧЕСКОЙ ТЕРМОДИНАМИКИ

 

Химическая термодинамика изучает переходы энергии из одной формы в другую при химических реакциях и устанавливает направления и пределы их самопроизвольного протекания при заданных условиях.

Объектом изучения в термодинамике является система. Под системой понимают вещество или группу взаимодействующих веществ, физически или мысленно обособленных от окружающей среды. К изолированным относятся те системы, которые не обмениваются массой и энергией с внешней средой. Если через границу, отделяющую систему от внешней среды, может осуществляться обмен веществом между системой и внешней средой, система называется открытой; если обмен веществом невозможен – система закрытая.

Системы бывают гомогенными (однофазными), обладающими одинаковыми физическими и химическими свойствами в любой части объема, и гетерогенными, характеризующимися наличием поверхностей раздела, отделяющих части системы (фазы), различные по свойствам.

Состояние системы описывается термодинамическими параметрами – температурой, давлением, объемом, концентрацией. Изменение термодинамических параметров состояния системы приводит к возникновению термодинамического процесса.

Термодинамические функции, значения которых зависят от состояния системы, называются функциями состояния, и их изменения в каком-нибудь процессе зависят только от начального и конечного состояния системы и не зависят от пути перехода системы из одного состояния в другое. К важнейшим функциям состояния, характеризующим химические системы, относятся внутренняя энергия U, энтальпия H, энтропия S и энергия Гиббса G (изобарно-изотермический потенциал).

 

Первый закон термодинамики

 

Первый закон термодинамики может быть сформулирован следующим образом: «Каждая система обладает некоторым запасом внутренней энергии U, мерой изменений которой при обратимых процессах служит теплота q, поглощаемая системой, и работа А, совершаемая системой».

 

        ∆U = Q-A.                              (1.1)                  

Механическая работа, совершаемая системой против внешнего давления, равна произведению этого давления на изменение объема:

A = p∙∆V. Если объем в процессе перехода системы из состояния 1 в состояние 2 не меняется (V = const – изохорный процесс), то система не совершает работы, а изменение внутренней энергии равно тепловой энергии, выделяемой или поглощаемой системой:

 

           ∆U = Q_v.                                               (1.2)                             

 

Для изобарного процесса (р = const) изменение внутренней энергии при переходе системы из состояния 1 в состояние 2

 

                     ∆U= Q_р- p∙∆V,

 

откуда

 

                     Q_р =∆U+p∆V.

 

Если р = const, то  Q_р = ∆(U+p∙V), где H = U+p∙V энтальпия, являющаяся функцией состояния, тогда

 

                         Q_P =   ∆H                                                                          (1. 3)                                                  

 

и тепловой эффект изобарного процесса определяется изменением энтальпии системы. Физический смысл энтальпии состоит в том, что она характеризует тепловой эффект реакций, протекающих в изобар­ных условиях. Из уравнений (1.2) и (1.3) можно записать

 

Q_P - Q_v = ∆U+p∙∆V-∆U = p∙∆V.                                   (1.4)

 

Из уравнения Менделеева−Клайперона p∙∆V = ∆n∙R∙T,  откуда

 

Q_P - Q_v  = ∆n∙R∙T,                                                      (1.5)

где ∆n − изменение числа молей в процессе реакции.

Тепловые эффекты реакций Q_v и Q_P измеряются эксперимен­тально или вычисляются. Увеличение ∆U и ∆Н соответствует эндо­термическому процессу (тепло поглощается), а их уменьшение − экзотермическому процессу (тепло выделяется).