Занятие №1

Предмет и задачи физической химии. Нулевой и первый законы термодинамики. Элементы химической термодинамики и термохимии

Обоснование темы

Основой термодинамики является изучение взаимных превращений различных видов энергии, связанных с переходом энергии между телами в форме теплоты и работы.

Учение базируется на двух основных законах, получивших название первого и второго начал термодинамики. Оба начала выведены на основе обобщения практического опыта.

Первое начало – это закон сохранения энергии. Он выполняется во всех явлениях природы и подтверждается всем опытом человечества.

В процессе жизнедеятельности любого растительного или  животного организма осуществляется постоянный обмен веществ с окружающей средой. Организм с пищей поглощает разнообразные вещества, ассимилирует и трансформирует их в составные части своего тела, а затем в процессе диссимиляции разрушает и удаляет в виде отработанных продуктов в окружающую среду.

Многочисленные эксперименты установили, что все эти процессы строго подчиняются закону сохранения материи. Необходимую для процессов жизнедеятельности энергию живой организм черпает из пищевых продуктов, которые являются носителями энергии высокого потенциала. При распаде этих веществ  в организме эта энергия высвобождается и используется организмом на производство тепла, механическую работу, на реакции различного синтеза. Меньше Продукты распада живого организма содержат значительно меньше химической энергии, поэтому с данной точки зрения приложимость второго начала термодинамики к органическому миру не вызывает сомнений.

НЕ нашли? Не то? Что вы ищете?

Термодинамика включает следующие разделы: общую или физическую термодинамику, изучающую наиболее общие законы превращения энергии; техническую термодинамику, рассматривающую взаимопревращения теплоты и механической работы, происходящие в тепловых машинах; химическую термодинамику, предметом которой являются превращения различных видов энергии при химических реакциях, процессах растворения, испарения, кристаллизации, адсорбции.

Химическая термодинамика изучает не только соотношения между химической и другими видами энергии, но исследует возможности и предел самопроизвольного протекания химического процесса в конкретных условиях. Химическая термодинамика необходима для  сознательного управления физико-химическими процессами, лежащими в основе жизни животных и растений.

Понимание закономерностей изменения термодинамических свойств необходимо для объяснения химических превращений и направления протекания реакций в закрытых системах. Данные по функциям состояния для индивидуальных химических веществ позволяют предсказывать тепловые эффекты реакций, степень полноты превращений исходных компонентов в конечные, в зависимости от температуры; рассчитывать важные характеристики химических соединений: константы диссоциации в растворе, произведения растворимости малорастворимых веществ и т. д. 

Цели занятия

Закрепить и конкретизировать понятия химической термодинамики: открытая и закрытая система, стандартное состояние, функции состояния системы: внутренняя энергия, энтальпия, изохорный, изобарный. изотермический процессы.

Дать навыки термохимических расчетов на основе законов Гесса.

Исходный уровень знаний

1. Понятие об эндотермических и экзотермических процессах

2. Внутренняя энергия системы

3. Понятие о термодинамически открытых, закрытых и изолированных системах

Содержание занятия

I. Входной контроль.

II. Семинар.

III. Решение задач (расчет тепловых эффектов химических реакций).

Вопросы для самоподготовки

Определения и понятия, применяемые в термодинамики. Первое начало термодинамики и следствия из него. Внутренняя энергия. Работа расширения идеальных газов при изохорных, изобарных и изотермических процессах. Применение I закона термодинамики. Тепловой эффект реакции. Энтальпия реакции, энтальпия образования, энтальпия сгорания. Энтальпия реакции нейтрализации. Энтальпия растворения соли. Закон Гесса и его следствия. Расчеты. Зависимость ∆Н реакции от температуры. Закон Кирхгоффа. Теплоемкость системы.

Вопросы для самоконтроля

Решите следующие задачи:

Вычислите ∆ Н0 образования оксида углерода(II), исходя из реакции

МnO2(г) + 2С(г) = Мn(г) + 2СО,

если ∆ Н0р=301 кДж/моль

  ∆Н0обр.= -522 кДж/моль

Ответ: -110,5 кДж/моль

Вычислите (по закону Гесса) теплоту образования пероксида водорода - Q х.

Н2(г) + О2  = Н2О2(ж) + 98,2 кДж, если известно:

Н2О2(ж) = Н2О(Ж) + Ѕ О2(г) +98,2 кДж Н2(г) + Ѕ О2(г) = Н2О(Ж) + 285,9 кДж

Ответ: 187,6 кДж/моль

Определите, сколько теплоты выделяется при сжигании 1 кг этилового спирта, если  ∆ Нр = -329,4 ккал.

Ответ: 7157 ккал

Определите тепловой эффект растворения вещества:

КОН(к) = К+(р) + ОН-(р), используя следующие данные:

∆ Н0КОН(к) = -425,8 кДж/моль, ∆ НК+(р) = -251,2 кДж/моль,

∆ НОН-(р) = -230,2 кДж/моль.

Ответ: -55,6 кДж/моль.

Используя уравнение Кирхгоффа для небольшого температурного интервала рассчитать тепловой эффект реакции СН3ОН(г)+3/2О2(г)=СО2(г)+2Н2О(г) при температуре 500К и давлении 1,0133×105 Па.

Примечание: при решении задач данного типа необходимо помнить, что изменение агрегатного состояния вещества приводит к изменению ∆Н0 образования, поэтому необходимо использовать соответствующие величины из таблиц, представленных в этом пособии. Растворение веществ в воде, также приводит к изменению энтальпий, в этом случае используют величины для водных растворов.

Литература

Конспект лекций. , , Физическая и коллоидная химия. М, 1990 , и др., Общая химия. Биофизическая химия, М., 2000, с. 21-32 Равич-, Физическая и коллоидная химия, 1975., ч.1, гл.1,с.13-20. Введение в бионеорганическую и биофизическую химию, М., 1989, с.22-54 , Химия, 2003