1. Основные задачи термохимии 3
2. Чем обусловлен тепловой эффект реакции? 4
3. Калориметрическая установка 6
4. Вычисление Dt 8
5. Основной источник погрешности в результатах калориметрических опытов 8
Возможно вы искали - Реферат: Основные типы химической связи
6. Определение удельной теплоты растворения соли 9
7. Методики определения удельной теплоты растворения соли 9
8. Оглавление 10
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 метод термохимии – 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 или 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 DHобр о собраны в фундаментальные термохимические справочники.
Похожий материал - Реферат: Основные химические законы
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 DH - TDS=-RTlnKp являющееся обобщением первого и второго начал термодинамики (DH – изменение энтальпии, DS – изменение энтропии при химической реакции, T – температура, R – газовая постоянная), позволяет рассчитать константу равновесия Kp любой реакции 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 количество поглощенной или выделенной в процессе химической реакции энергии.
На рисунке 1 показан прибор, с помощью которого может быть получено более точное значение DH, чем в довольно грубом расчетном методе. Этот прибор называется калориметрической бомбой и предназначен для определения теплоты сгорания вещества.
Для некоторых реакций можно непосредственно измерить DH. Возьмем, к примеру, реакцию горения метана. Можно провести грубое измерение DH этой реакции, используя обычное кухонное оборудование и газовую плиту.
Очень интересно - Реферат: Основы химии
Для других реакций это выполнить сложнее. Например, для реакции разложения CaCO3 требуется температура свыше 800о С, что усложняет использование
воды для измерения передаваемой энергии. В таких
случаях изменение энтальпии определяется косвенно, с
использованием энтальпийных циклов.
Как уже было отмечено, калориметрия используется для определения тепловых эффектов реакций, в частности она используется и для определения теплот 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 охлаждения тех или иных объектов.
Вам будет интересно - Реферат: Отчет по лабораторной работе Термодинамика
Чем обусловлен тепловой эффект реакции?
А чем, собственно говоря, определяется изменение 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.
Похожий материал - Реферат: Отчет по практике на ОАО Пластик
Основные различия в поведении растворов зависят от балансавыделяемой и поглощаемой энергии, связанной с изменениями межчастичных расстояний. Величины DH для процессов растворенияотличаются друг от друга. Образование раствора является экзотермическим процессом (изменение энтальпии отрицательно), еслипри смешении частиц освобождается больше энергии, чем необходимодля первоначального разделения частиц. Если же для разделенияделения частиц требуется больше энергии, чем освобождается присмешении, процесс растворения -эндотермичен (изменение энтальпии положительно). Поскольку энтальпийная функция дает вкладв изменение энергии Гиббса DG=DH-TDS, можно ожидать, чтоименно для эндотермического процесса наиболее вероятна ограниченная растворимость; это в действительности подтверждается термодинамическими измерениями. Однако на молекулярном уровнеэндотермический ход процесса растворения обусловлен тем, чтооднородные частицы в чистых жидкостях притягивают друг другав смеси в среднем сильнее по сравнению с разнородными. Следовательно, для разделения однородных частиц в систему необходимоввести больше энергии, чем выделится при сближении разнородныхчастиц 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. 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.
Теплоты испарения служат удобной и достаточно достоверной мерой энергии притяжения, хотя следует иметь в виду вклады других факторов, таких, как размеры молекул и специфические взаимодействия между частицами. В общем, два компонента будут обладать ограниченной взаимной растворимостью, если один из них характеризуется значительно большей теплотой испарения по сравнению с другим.