Контрольная работа

по дисциплине Физическая и коллоидная химия

Студентки 2 курса ФЗ 204 группы

заочного фармацевтического факультета

Тюляевой Ольги Александровны

Хабаровск 2012г

Вопрос Методы расчета теплового эффекта химических реакций с использованием стандартных теплот образования и сгорания

Тепловые эффекты различных реакций принято сопоставлять по тепловому эффекту в стандартных условиях (стандартному тепловому эффекту) - когда реагирующие вещества, находящиеся в стандартных условиях, превращаются в продукты реакции также в стандартных условиях. В качестве базисной температуры обычно используют 298К.

Тепловым эффектом при стандартных условиях (?Н⁰_r) называют тепловой эффект реакции превращения исходных веществ, находящихся в стандартных условиях, в продукты реакции также при стандартных условиях.

Для расчетов ?H⁰_r298 пользуются теплотами образования и сгорания ( полное название «стандартная теплота образования и стандартная теплота сгорания»).

Теплотой (энтальпией) образования (?H⁰_f298) называют тепловой эффект реакции образования 1 моль данного вещества из простых веществ (элементов) при давлении 1 атм (1.013*10⁵Па) и при условии, что все участники реакции находятся в устойчивых агрегатных состояниях.

Обозначение теплоты образования ?H⁰_f298 содержит надстрочный индекс «⁰» свидетельствующий о стандартных условиях, нижний индекс «_f», - начальную букву английского слова formation и нижний индекс «₂₉₈», сообщающий о базисной температуре; обычно это 298К.

Теплоты образования простых веществ (элементов) приняты за нуль. Теплоты образования относят к 1 моль вещества, указывая его агрегатное состояние.

Теплотой (энтальпией) сгорания (?H⁰_с298) называют тепловой эффект реакции сгорания 1 моль вещества в атмосфере кислорода при давлении в 1 атм (1.013*10⁵Па) до простейших окислов. При этом все участники реакции должны быть в устойчивых агрегатных состояниях.

Продуктами сгорания в этих условиях являются СО₂(г), Н₂О(ж), SO₂(г), N₂(г) и т.д. Теплоты сгорания простейших окислов приняты за нуль. Теплоты сгорания обозначают символом ?H⁰_с298. Нижний индекс «_с», - обозначает начальную букву английского слова combustion.

Значения теплот образования ?H⁰_f298 и сгорания ?H⁰_с298 приводят в справочниках в виде таблиц.

Расчеты тепловых эффектов реакция с использованием ?H⁰_f298 и ?H⁰_с298 осуществляют, используя два следствия из закона Гесса.

Первое следствие из закона Гесса:

Тепловой эффект реакции при стандартных условиях равен разности между суммой теплот образования продуктов реакции и суммой теплот образования исходных веществ, умноженных на соответствующие стехиометрические коэффициенты.

?H⁰_r298= ??_i ?H⁰_{f298(прод)} - ??_i ?H⁰_f298(исх)

Оно используется при расчетах тепловых эффектов реакции из теплот образования участников процесса.

Пример: Определите тепловой эффект реакции ?H⁰_r298:

? H₂(г) + ? I₂(г) = HI(г)

Решение: Тепловой эффект данной реакции, согласно первому следствию из закона Гесса, является теплотой образования HI(г), так как ?H₂ и I₂ равны нулю, т.е.

?H⁰_r298 = ?H⁰_f298(HI) - ? ?H⁰_{f298(H2 )} - ? ?H⁰_f298(I2) = 26.04 кДж/моль

Второе следствие из закона Гесса:

Тепловой эффект реакции при стандартных условиях равен разности между суммой теплот сгорания исходных веществ и суммой теплот сгорания продуктов реакции, умноженных на соответствующие стехиометрические коэффициенты:

?H⁰_r298= ??_i ?H⁰_{c298(исх.)} - ??_i ?H⁰_{c298(прод.)}

Второе следствие используется при расчетах тепловых эффектов реакции по теплотам сгорания участников реакции.

Пример: Чему равна теплота сгорания жидкого бензола по реакции:

C₆ H₆ (ж) + 15/2О₂(г) = 6СО₂(г) + 3Н₂О(ж), ?H⁰_r298 - ?

Решение: Тепловой эффект данной реакции ?H⁰_r298 , согласно второму следствию из закона Гесса, является теплотой сгорания C₆H₆, так как теплоты сгорания СО₂ и Н₂О равны нулю:

?H⁰_r298 = ?H⁰_c298(С6Н6) - 6?H⁰_c298(СО2) - 3?H⁰_c298(Н2О) = ?H⁰_c298(С6Н6) = = -3298,4 кДж/моль

Вопрос Закон распределения

тепловой хемосорбция капиллярный конденсация

В практической фармации чаще приходится иметь дело не с двумя, а с большим числом компонентов. Теоретический анализ таких систем связан с большими трудностями, очевидно, поэтому системы, содержащие более двух компонентов, называют многокомпонентными системами. Остановимся вкратце на тройных системах.

Если к двухфазной жидкой смеси добавить какое-нибудь вещество, оно распределится между фазами. Например, если в сосуд, содержащий четырёххлористый углерод и воду, добавить йод, то он будет перераспределяться между фазами до тех пор, пока не установится равенство его химических потенциалов в четырёххлористом углероде ?_i^I и в воде ?_i^II.

?_i^I = ?_i^II (1)

Химический потенциал i - го компонента в растворе описывается уравнением:

?_{i =} ?_i^* + RTlna_i (2)

Подставив это уравнение в (1), получим:

?_i^*I + RTlna_i^I = ?_i^*II + RTlna_i^II (3)

Здесь а_i^I и a_i^II - активности йода четырёххлористом углероде и в воде соответственно.

Перепишем (3) в экспоненциальной форме:

(4)

(5)

Правая часть (5) является величиной постоянной, как и стандартные химические потенциалы в показателе экспоненты. Следовательно, постоянной является и левая часть уравнения. Отсюда следует вывод: отношение равновесных активностей третьего компонента в двух взаимно не смешивающихся жидкостях при постоянной температуре есть величина постоянная, называемая термодинамической константой распределения.

K⁰ = (6)

Вывод (6) является содержанием закона распределения. Обратим внимание, что при его записи принято в числителе помещать активность вещества в органической фазе, а в знаменателе - активность в фазе неорганической.

Уравнение закона распределения можно записать с учетом коэффициентов активностей f_iⁱ:

K⁰= (7)

где D - коэффициент распределения.

Коэффициент распределения D меняется с изменением концентрации распределяемого вещества, поскольку с изменением концентрации изменяются коэффициенты активности. При X>0 f_i>1 и из (7) следует:

D= (8)

В таком виде закон распределения был впервые получен Нернстом и поэтому иногда называется законом Нернста. Сегодня закон Нернста стал теоретической основой ряда высокоэффективных методов разделения смесей, к числу которых, прежде всего, относятся экстракция и распределительная хроматография.

Вопрос Сорбция. Виды адсорбции

Наиболее распространённым поверхностным явлением является адсорбция. Ею принято называть явление изменения концентрации вещества в поверхностном слое, по сравнению с объёмной фазой.

Адсорбция лежит в основе многих технологических процессов - синтеза, разделения, осушки, концентрирования и т.д. Не менее важную роль играет адсорбция в медицине и фармации, где она применяется не только в технологических процессах, но и непосредственно для лечебных целей, например для удаления токсинов или нормализации баланса организма.

Фундаментальное уравнение Гиббса

Г_в = -

не позволяет описать конкретную зависимость адсорбции от концентрации, поскольку входящий в уравнение коэффициент поверхностного натяжения в ряде случаев сложным образом зависит от концентрации. В тоже время любая теория адсорбции ставит своей целью вывод уравнения данной зависимости. Зависимость адсорбции от равновесной концентрации адсорбируемого вещества при постоянной температуре носит название изотермы адсорбции.

Процессы поглощения газов или растворённых веществ твёрдыми материалами или жидкостями могут протекать по разным механизмам и носят общее названия сорбция. Вещества - поглотители называются сорбентами, а поглощаемые газы или растворённые вещества - сорбатами или сорбтивами.

Различают четыре основных сорбционных процесса - абсорбцию, физическую адсорбцию, хемосорбцию и капиллярную конденсацию.

Абсорбцией называют поглощение пара или газа всем объёмом твердого тела или жидкости. Это процесс начинается проникновением молекул газа в массу сорбента и заканчивается образованием твёрдого или жидкого раствора. Распространение молекул газа в твёрдой или жидкой фазе происходит главным образом путём диффузии. Так как в твёрдых веществах скорость диффузии очень мала, то абсорбция в них протекает медленно и для установления равновесия требуется значительное время. Повышение температуры ускоряет ход абсорбции. Примером абсорбции является поглощение газов и паров различными материалами (например, поглощение Н₂ палладием, абсорбция СО₂ и NH₃ водой).

Адсорбция в данном разделе рассматривается как самопроизвольное концентрирование на твёрдой или жидкой поверхности раздела фаз вещества с меньшим поверхностным натяжением (положительная адсорбция по Гиббсу).

Адсорбируемое вещество носит название адсорбата или адсорбтива, адсорбирующее - адсорбента.

Адсорбция является чисто поверхностным процессом, который заключается во взаимодействии молекул или ионов адсорбата (газа или растворённого вещества) с поверхностью адсорбента. В зависимости от типа связей, возникающих при взаимодействии адсорбент - адсорбат, различают следующие виды адсорбции:

Физическая адсорбция.

Осуществляется обычными межмолекулярными силами с той лишь разницей, что они действуют между молекулами разных фаз. Фактически наблюдается процесс адгезии за счёт сил Ван-дер-Ваальса, включая дипольную составляющую (за счёт постоянных и индуцированных диполей). При адсорбции на твёрдой поверхности силикатного и алюмосиликатного типа в адсорбционное взаимодействие могут внести значительный вклад водородные связи. Однако при физической адсорбции молекулы адсорбата сохраняют свою индивидуальность, а поскольку связи оказываются достаточно слабыми, то наряду с процессом адсорбции возникает встречный процесс - десорбции, т.е. отрыв молекул адсорбата от поверхности адсорбента. Так, например, ткань одежды, являясь дисперсной системой, легко пропитывается различными запахами за счёт адсорбции газов. Иногда для удаления специфичного запаха достаточно проветрить и выстирать загрязнённые ткани.

Физическая адсорбция является обратимым экзотермическим процессом, при повышении температуры адсорбция уменьшается, а десорбция увеличивается. Теплоты процесса физической адсорбции невелики и обычно составляют 8-20 кДж/моль. Однако при наличии водородной связи на силикагеле и адсорбентах силикатного типа значение водородной составляющей энергии адсорбции достигает 25-30 кДж/моль. Важным отличием физической адсорбции является также её неспецифичность, т.е. такая адсорбция неизбирательная.

Адсорбция протекает практически мгновенно, если поверхность адсорбента легко доступна для молекул адсорбата. Эта ситуация наблюдается на границе жидкость - газ и на границе с идеально гладкой твёрдой поверхностью. В пористых адсорбентах адсорбция протекает существенно медленнее и с тем меньшей скоростью, чем тоньше поры адсорбента.

Хемосорбция (химическая сорбция).

Этот вид адсорбции обусловлен образованием химических связей с перераспределением электронов между молекулами адсорбента и адсорбата. Хемосорбция, в отличие от физической адсорбции, процесс специфичный и зависит от природы адсорбента и адсорбата. В результате этого вида адсорбции образуются поверхностные химические соединения, которые не образуют самостоятельной фазы, но их нельзя получить в свободном виде. Наличие химических связей подтверждают высокие значения энергии хемосорбции, близкие к энергиям химических связей в объёмных фазах (80-400кДж/моль).

При хемосорбции, в отличии от физической адсорбции, могут сорбироваться не только молекулы, но и ионы, благодаря чему возникает возможность протекания реакции ионного обмена.

Строго разграничивать физическую и химическую адсорбции не представляется возможным. В частности, при изменении температуры физическая адсорбция может перерасти в физическую и наоборот.

Примером поверхностных соединений могут служить так называемые «оксиды Шилова», образующиеся при взаимодействии кислорода с углём (углеродом).

Особенностью таких соединений является, то что в них атомы углерода сохраняют связь с остальными атомами, образующими кристаллическую решетку угля. Между атомами углерода и кислорода, образующими поверхностное соединение, нельзя установить стехиометрического соотношения, так же как и провести физическую границу раздела между объёмом твёрдого адсорбента и возникшим химическим соединением.

Следствием образования химической связи является практическая необратимость процесса и изменение структуры не только адсорбата, но в ряде случаев и поверхности адсорбента, если величины сил адсорбции того же порядка, что и межатомных сил, определяющих структуру адсорбента.

Процессы хемосорбции, идущие на активных поверхностных центрах, являются основой промышленного гетерогенного катализа.

Как правило, процессы хемосорбции приводят к образованию монослоя адсорбата на поверхности, в то время как физическая адсорбция на твёрдой поверхности достаточно часто оказывается полислойной, т.е. в несколько слоёв, что приводит к ещё одному типу адсобционных явлений - капиллярной конденсации.

Капиллярная конденсация - процесс сжижения пара в порах твёрдого адсорбента.

Твёрдые адсорбенты могут быть непористыми или иметь поры различного диаметра. Согласно М.М. Дубинину, их классифицируют по размеру радиуса r пор:

Микропоры r < 0.6 - 0.7нм.

Супермикропоры - 0,6 - 0,7 < r < 1.5 - 16нм.

Мезопоры - 1,5 - 1,6 < r < 100 - 200нм.

Макропоры r > 100 - 200нм.

Для адсорбентов, в которых радиус кривизны мениска жидкости сравним с радиусом пор, может наблюдаться процесс капиллярной конденсации.

Вопрос Третий закон термодинамики

Третий закон термодинамики (так называемая теорема Нернста (1906)) гласит:

Энтропия всякого тела обращается в нуль при абсолютном нуле.

Это легко понять, если вспомнить, что - энтропия это логарифм статистического веса, характеризующего число состояний, доступных для системы. При абсолютном нуле любая часть тела должна находиться в одном определённом состоянии. Другими словами, статистический вес состояния тела равен единице, а значит, энтропия - нулю.

Теорема Нернста позволяет вычислять абсолютные значения термодинамических величин. Например, энтропия при заданном значении давления может быть найдена из интеграла:

S_T⁰ =

При постоянном давлении

?Q = C_p⁰ *dT

где C_p⁰ - изобарная теплоёмкость.

Задача Рассчитайте тепловой эффект реакции получения газообразного хлороформа при температуре 600К

СН₄(г)+3Сl2(г)=СНСl₃(г)+3НСl(г) ?Н⁰_r(600)

если известны стандартные теплоты образования и теплоемкости участников реакции:

Решение.

Согласно первому следствию из закона Гесса:

?Н⁰_r298 = - 100,4 - 3*92,3 - (- 74.9) = - 306,4 кДж/моль = = - 306,4*10³ Дж/моль

Изменение теплоёмкости, происходящее в ходе реакции

?С_р = 3*26,5 + 81,4 - (17,5 + 3*36,7) = 33,3 Дж/(моль*К)

В соответствии с ?H_r⁰(T) = ?H_r⁰(298) +

?H_r⁰(600) = - 306,4*10³ + 33,3(600 - 298) = - 20544 Дж/моль = = - 20,5 кДж/моль.

Реакция экзотермическая.

Задача

Рассчитайте массовую долю скипидара в конденсате, получаемом при перегонке с водяным паром, если температура кипения скипидара 160^оС при давлении 1,013х10⁵ Па, а температура кипения его смеси с водой 95,5^оС. Давления насыщенных паров скипидара и воды соответственно равны 1,5х10⁴ и 8,5х10⁴ Па.

Решение.

Согласно ?₀ =

? _ck = = 0.571

Список используемой литературы

1. Физическая и коллоидная химия: Учебник / Под ред. проф. А.П. Беляева. - М.: ГЭОТАР - Медиа, 2008. - 704 с.

Размещено на Allbest.ur