Пособие по СРС_ТПП,ТХК



МИНИСТЕРСТВО ОБРАЗОВАНИЯ И НАУКИ РФ

ФЕДЕРАЛЬНОЕ АГЕНТСТВО ПО ОБРАЗОВАНИЮ

ИРКУТСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ ТЕХНИЧЕСКИЙ УНИВЕРСИТЕТ

ФИЗИЧЕСКАЯ И КОЛЛОИДНАЯ ХИМИЯ

методические указания для выполнения самостоятельной работы

Направления подготовки:

260200 Производство продуктов питания

из растительного сырья

Иркутск 2007

ОБЩИЕ МЕТОДИЧЕСКИЕ УКАЗАНИЯ

Самостоятельная работа студентов (СРС) способ активного, целенаправленного приобретения студентом новых для него знаний и умений без непосредственного участия в этом процессе преподавателей – один из необходимых дополнительных к лекционному курсу и лабораторному практикуму методов обучения. СРС способствует развитию навыков самостоятельного освоения учебного материала с использованием методических разработок преподавателей кафедры, лекционного курса, а также рекомендованной специальной литературы.

В результате освоения курса физической и коллоидной химии студент должен знать физико-химические закономерности, необходимые для освоения специальных технологий и практической деятельности, приобрести навыки физико-химических расчётов и экспериментов, использования справочной литературы.

Для изучения курса физической химии студентам предлагается следующий порядок работы:

— Лекционный материал необходимо прорабатывать после прослушивания и конспектирования лекции. Своевременная проработка материалов лекций позволяет освоить и закрепить полученные знания.

— Для более глубокого освоения и закрепления теории курса необходимо использовать рекомендованные литературные источники, список которых приведён в конце методических указаний.

— Теоретический курс выполните для себя в виде краткого конспекта. При этом особое внимание следует обратить на усвоение понятий, определений, законов, вывод уравнений.

— К некоторым разделам курса физической и коллоидной химии выполняются лабораторные работы. Отчеты к лабораторным работам, как правило, выполняются самостоятельно. При этом к каждой работе разработаны методические указания, используя которые можно составить такой отчет. Отчет должен быть оформлен в соответствии с стандартом университета СТО005-2009. Отчет по лабораторной работе должен быть представлен преподавателю для проверки не позднее следующего (после выполнения работы) занятия.

— Графики, которые необходимо выполнять по условию задачи, вычерчиваются на миллиметровой бумаге или, в крайнем случае, на бумаге в клетку. Выполняя график, необходимо помнить следующее:

размер графика должен быть не меньше половины листа тетради;

на осях координат отмечаются через равные интервалы масштабные единицы;

масштаб выбирается таким образом, чтобы от точки пересечения координат до их конца расстояние было немного больше, чем разность между наибольшими и наименьшими значениями координат точек;

точки соединять плавной кривой таким образом, чтобы большинство из них попало на кривую или были в одинаковой мере отдалены по обе стороны от кривой.

— После каждой работы в методических указаниях предложены контрольные вопросы, на которые необходимо ответить письменно в конце отчета.

— Если в лабораторной работе использовались измерительные приборы для определения какой-либо физико-химической величины, то в этом случае необходимо рассчитать ошибку опыта.

— Каждый отчет по лабораторной работе должен завершаться выводом. Вывод помогает раскрыть суть выполненной работы, понять изучаемый материал. Вывод не должен содержать такие фразы, как «Я научился измерять…». Он должен отражать изучаемую тему и закономерности физической и коллоидной химии, которые исследовали при выполнении работы или при расчетах по экспериментальным данным.

— Для закрепления теоретического материала рекомендовано также разобрать примеры, проверить свои знания путём решения типовых задач. Для этой цели на кафедре разработано учебное пособие по физической химии с кратким теоретическим введением к каждой теме, предусмотренной программой, примерами решения типовых задач и контрольными заданиями по вариантам.

Учебная и рабочая программы дисциплины предусматривают решение задач по следующим разделам:

— Теплоемкость;

— Закон Гесса;

— Зависимость теплового эффекта реакции от температуры;

— Расчет ∆G; ∆H; ∆U и ∆S по справочным данным;

— Зависимость изменения энтропии от температуры;

— Зависимость изменения энергии Гиббса от температуры;

— Зависимость логарифма константы равновесия от температуры;

— Расчет равновесного выхода продуктов реакции при заданных условиях

— Расчет константы скорости и определение порядка реакции по экспериментальным данным интегральными и дифференциальными методами.

К решению задач необходимо приступить сразу после проработки теоретического курса. Каждый студент решает задачи только своего варианта.

Задачи следует оформлять в отдельной 12-ти листовой тетради. Перед решением задачи необходимо записать ее условие, химическую реакцию, если она дана. Листы тетради должны быть оформлены полями. Помарки, грязь и исправления не допускаются. Черновики с решениями могут быть вложены в тетрадь с решенными задачами. Если результатом расчетов должен быть график зависимости, то его оформление осуществляется с учетом тех же требований, о которых было сказано выше.

Для успешной самостоятельной работы студентов по курсу «Физической и коллоидной химии» на сайте ИрГТУ будут размещены материалы учебно-методического комплекса, которые включают в себя электронные варианты методических разработок, мультимедийные материалы по законам термодинамики, электронная (в формате hmtl) лекция по основам термохимии и курс лекций.

Для самостоятельного углубленного изучения предлагаются следующие разделы курса:

Теплоемкость;

Простейшие теплоты химических превращений;

Каталитические реакции;

Седиментационное равновесие.

Агрегативная устойчивость коллоидных систем;

Ниже приводится краткий консультативный материал в качестве помощника усвоения указанных тем

Теплоемкость

Теплоемкость (С, Дж/К) – это некоторое количество теплоты, подведенное к системе некоторой массы, изменяет ее температуру на некоторую величину.

В зависимости от количества теплоты различают истинную (Си, Дж/К) и среднюю (, Дж/К) теплоемкость:

-Истинная теплоемкость – это дифференциально малое количество теплоты, подведенное к системе, изменяет ее температуру на дифференциально малую величину.

-Средняя теплоемкость – это количество теплоты, подведенное к системе, изменяет ее температуру на 1 К.

В зависимости от массы вещества различают удельную (Дж/кг∙К) и молярную (Дж/моль∙К) теплоемкость:

-Удельная теплоемкость – это количество теплоты, подведенное к 1 кг вещества.

-Молярная – это количество теплоты, подведенное к 1 моль (моль-экв) вещества

В зависимости от условий процесса различают изобарную (Ср, P = const) и изохорную (Сv, V = const) теплоемкости.

Изобарная и изохорная теплоемкости приблизительно равны между собой для конденсированных систем и отличаются друг от друга на величину универсальной газовой постоянной для газовых систем.

Приближенные методы расчета теплоемкости

Приближенные методы расчета теплоемкости применяют в случае отсутствия ее значения в справочной литературе. Ниже приводятся основные правила ее расчетов:

Правило Дюлонга и Пти: теплоемкость веществ в твердом состоянии при 25 0С одинакова и близка к 26,0 – 26,8 Дж/моль∙К. Исключение составляют некоторые легкие элементы: С, В, Ѕi и др.

Правило Ноймана –Коппа : мольная теплоемкость химического соединения при 25 0С равна сумме атомных теплоемкостей входящих в него элементов (или 26,4∙n, где n количество атомов, входящих в соединение, кроме исключения).

Правило аддитивности выполняется лучше, если для некоторых элементов принять более низкие значения атомных теплоемкостей, чем 26,4 (например, для водорода 9,614; для углерода — 7,524; для бора 11,286; для азота 12,54; для кислорода – 16,72; для фтора – 20,9; для кремния 15,884; для серы и фосфора – 22,572 Дж/мольК).

Теплоемкость жидкостей составляет в среднем около 33,44 Дж/мольК, а мольная теплоемкость жидких веществ приблизительно равна 33,44n (где n – число атомов в молекуле). Для легких элементов принимают меньшую атомную теплоемкость. Например, для углерода – 11,704; для водорода – 17,974; для бора 19,646; для кремния – 24,244; для кислорода 25,08; для фтора – 29,26; для фтора и фосфора – 30,932 Дж/мольК.

Зависимость теплоемкости от температуры

Для расчета температурной зависимости теплоемкости неорганических веществ удобно использовать температурный ряд:

,

где эмпирические коэффициенты, приведены в специальной справочной литературе.

Температурная зависимость теплоемкости органических веществ рассчитывается по уравнению:

Закон Гесса

Определим некоторые понятия термохимии. Теплота образования вещества – тепловой эффект реакции образования 1 моля сложного вещества из простых. Теплоты образования простых веществ принимаются равными нулю.

Теплота сгорания вещества – тепловой эффект реакции окисления 1 моля вещества в избытке кислорода до высших устойчивых оксидов.

Теплота растворения – тепловой эффект процесса растворения 1 моля вещества в бесконечно большом количестве растворителя. Теплота растворения складывается из двух составляющих: теплоты разрушения кристаллической решетки (для твердого вещества) и теплоты сольватации:

Поскольку ΔНкр.реш всегда положительно (на разрушение кристаллической решетки необходимо затратить энергию), а ΔНсольв всегда отрицательно, знак ΔНраств  определяется соотношением абсолютных величин ΔНкр.реш. и ΔНсольв:

Основным законом термохимии является закон Гесса, являющийся частным случаем первого начала термодинамики:

Тепловой эффект химической реакции, проводимой в изобарно-изотермических или изохорно-изотермических условиях, зависит только от вида и состояния исходных веществ и продуктов реакции и не зависит от пути её протекания.

Выше было показано, что изменение энтальпии ΔН (тепловой эффект изобарного процесса Qp) и изменение внутренней энергии ΔU (тепловой эффект изохорного процесса Qv) не зависят от пути, по которому система переходит из начального состояния в конечное.

Схема, иллюстрирующая закон Гесса

Рассмотрим некоторый обобщенный химический процесс превращения исходных веществ А1, А2, А3… в продукты реакции В1, В2, В3…, который может быть осуществлен различными путями в одну или несколько стадий:

Согласно закону Гесса, тепловые эффекты всех этих реакций связаны следующим соотношением:

Практическое значение закона Гесса состоит в том, что он позволяет рассчитывать тепловые эффекты химических процессов. В термохимических расчетах обычно используют ряд следствий из закона Гесса:

1. Тепловой эффект прямой реакции равен по величине и противоположен по знаку тепловому эффекту обратной реакции (закон Лавуазье – Лапласа).

2. Для двух реакций, имеющих одинаковые исходные, но разные конечные состояния, разность тепловых эффектов представляет собой тепловой эффект перехода из одного конечного состояния в другое.

С + О2 СО + 1/2 О2 ΔН1

С + О2 СО2 ΔН2

СО + 1/2 О2 СО2 ΔН3

3. Для двух реакций, имеющих одинаковые конечные, но разные исходные состояния, разность тепловых эффектов представляет собой тепловой эффект перехода из одного исходного состояния в другое.

С(алмаз) + О2    СО2 ΔН1

С(графит) + О2  СО2 ΔН2

С(алмаз) С(графит) ΔН3

(1)

4. Тепловой эффект химической реакции равен разности сумм теплот образования продуктов реакции и исходных веществ, умноженных на стехиометрические коэффициенты.

(2)

5. Тепловой эффект химической реакции равен разности сумм теплот сгорания исходных веществ и продуктов реакции, умноженных на стехиометрические коэффициенты.

(3)

В качестве примера рассмотрим расчет теплового эффекта реакции окисления одного моля глюкозы (теплота образования кислорода по определению равна нулю):

С6Н12О6 + 6 О2 ––> 6 СО2 + 6 Н2О

Величины тепловых эффектов химических реакций зависят от условий, в которых проводятся реакции. Поэтому табличные значения теплот различных процессов принято относить к стандартному состоянию – температуре 298 К и давлению 101325 Па (760 мм. рт. ст.; 1 атм.); величины тепловых эффектов при данных условиях называют стандартными тепловыми эффектами и обозначают соответственно.

Простейшие теплоты химических превращений.

К простейшим теплотам химических превращений относятся:

— теплота образования вещества;

— теплота сгорания вещества;

— теплота нейтрализации;

— теплота растворения вещества.

Теплота образования – это количество теплоты, выделяющейся или поглощающейся при образовании одного моль-экв. вещества при стандартных условиях.

Теплота сгорания вещества – это количество теплоты, выделяющейся при сгорании одного моль-экв вещества до высшего окисла. Необходимо запомнить, что высший окисел водорода – Н2О; углерода – СО2; серы – SO2.

Теплота нейтрализации – это количество теплоты, выделяющейся при нейтрализации одного моль-экв кислоты одним моль-экв. основания. Следует помнить, что

1. теплота нейтрализации сильной кислоты сильным основанием равна теплоте образования одного моль-экв. воды из ионов гидроксония и гидроксила. Поэтому ее величина постоянна и равна -55,81 кДж/моль.

2. теплота нейтрализации слабой кислоты сильным основанием величина аддитивная и складывается из теплоты образования воды из ионов гидроксония и гидроксила и теплоты диссоциации слабой кислоты;

3. теплота нейтрализации сильной кислоты слабым основанием величина аддитивная и складывается из теплоты образования воды из ионов гидроксония и гидроксила и теплоты диссоциации слабого основания;

4. теплота нейтрализации слабой кислоты и слабого основания величина аддитивная и складывается из теплоты образования воды из ионов гидроксония и гидроксила, теплоты образования соли, теплоты диссоциации слабой кислоты и теплоты диссоциации слабого основания.

(Примечание: при проработке данной темы необходимо обосновать свой ответ. Лучше всего, привести пример реакции нейтрализации для каждого случая).

Перейдем к решению типовых задач. Предварительно необходимо ознакомиться с теоретическими представлениями рассматриваемых вопросов. Задачи, которые необходимо решить, объединяют несколько изучаемых тем:

— расчет стандартной теплоты реакции;

— расчет изменения энтропии реакции при стандартных условиях;

— расчет изменения теплоемкости реакции и применение уравнения Кирхгофа для определения влияния температуры на тепловой эффект реакции;

— определение предельного температурного диапазона рассматриваемой реакции;

— расчет изменения энергии Гиббса реакции при стандартных условиях и определение возможности, направления и предела протекания процесса при помощи энтальпийного и энтропийного факторов;

— определение максимальной работы рассматриваемого процесса;

— расчет константы равновесия реакции при стандартных условиях

— расчет приближенного значения равновесной температуры реакции;

— вывод температурных зависимостей энтальпии, энтропии, энергии Гиббса и константы равновесия;

— расчет равновесного выхода продуктов реакции при заданных температуре и давлению.

Подробное изложение методики решения рассматриваемых типовых задач приведено ниже. Цель каждого занятия: добиться получения правильного ответа, грамотно оценить размерность полученной физической величины, закрепить теоретические основы дисциплины, освоить рациональные приемы и методы расчетов; выполнить задание преподавателя и сдать его.

РЕШЕНИЕ ТИПОВЫХ ЗАДАЧ

Занятие 1.

Задача 1. Рассчитать стандартную энтальпию реакции

СН4 + СО2 = 2СО + 2Н2

по теплотам сгорания веществ.

Решение. Для расчета стандартной энтальпии применим следствие закона Гесса, согласно которому , где − теплота сгорания i-го вещества, кДж/моль; − стехиометрические коэффициенты i-го вещества; − стандартная энтальпия реакции. Значения теплот сгорания приведены в справочной литературе [5]. В представленной реакции метан взаимодействует с углекислым газом, который является высшим окислом углерода. Поэтому = 0. Теплоты сгорания остальных веществ, участвующих в реакции:

= -894,0; = -206,0 и = -286 кДж/моль.

Отсюда = −894 – (−206∙2 (− 286∙2)) = 90 кДж/моль.

Задача 2. Дано: 2СО + 2Н2 = СН4 + СО2. Вывести уравнение зависимости для химической реакции. Определить диапазон температур, при которых уравнение справедливо.

Решение. Составим таблицу, в которую запишем справочные данные участников реакции.

Исходные данные для расчетаТаблица 1

Вещество

ν, моль

, кДж/моль

S, Дж/моль∙К

СР, Дж/моль∙К

Темпера-турный диапазон

а0

а1∙103

а2∙106

а-2∙10-5

СН4

1

-74,85

186,19

17,45

60,46

1,12

298-1000

СО2

1

-393,81

216,60

28,41

4,10

-0,46

298-2500

СО

2

-110,50

197,40

44,14

9,04

-8,63

298-2500

Н2

2

0

130,6

27,28

3,26

0,502

298-3000

Δ

-2

-247,4

-253,21

-96,98

39,96

1,12

15,8

298-1000



Страницы: Первая | 1 | 2 | 3 | ... | Вперед → | Последняя | Весь текст




map