Физическая химия и химия силикатов

1. Теоретическая часть

В этой курсовой работе были использованы: первое и второе начало термодинамики, закон Гесса, зависимость теплового эффекта процесса от температуры, уравнение Кирхгофа, изотермы Вант-Гоффа и тепловые теоремы Нернста .

Предмет и метод химической термодинамики

Термодинамика является одним из основных разделов теоретической физики. Предметом термодинамики является изучение законов взаимных превращений различных видов энергии, связанных с переходами энергии между телами в форме теплоты и работы.

Сосредотачивая свое внимание на теплоте и работе, как формах перехода энергии при самых различных процессах, термодинамика вовлекает в круг своего рассмотрения многочисленные энергетические связи и зависимости между различными свойствами вещества и дает весьма широко применимые обобщения, носящие название законов термодинамики.

При установлении основных термодинамических закономерностей обычно не детализируется энергетические превращения (часто весьма сложные), происходящие внутри тела. Не дифференцируются также виды энергии, свойственные телу в данном его состоянии; совокупность всех этих видов энергии рассматривается как единая внутренняя энергия системы.

Предмет термодинамики, очерченный выше, определяет метод и границы этой науки. Различие между теплотой и работой, принимаемое термодинамикой как исходное положение, и противопоставление теплоты работы имеет смысл только для тел, состоящих из множества молекул, так как для одной молекулы или для совокупности немногих молекул понятия теплоты и работы теряют смысл. Поэтому термодинамика рассматривает лишь тела, состоящие из большого числа молекул, так называемые макроскопические системы, причем термодинамика в ее классическом виде не принимает во внимание поведение и свойства отдельных молекул.

Термодинамический метод характеризуется также тем, что объектом исследования является тело или группа тел, выделяемых из материального мира в термодинамическую систему (в дальнейшем называемую просто системой).

Система имеет определенные границы, отделяющие ее от внешнего мира (окружающей среды). Система является гомогенной, если каждый параметр ее имеет во всех частях системы одно и то же значение или непрерывно изменяется от точки к точке. Система является гетерогенной, если она состоит из нескольких макроскопических (состоящих в свою очередь из множеств молекул) частей, отделенных одна от другой видимыми поверхностями раздела. На этих поверхностях некоторые параметры изменяются скачком. Такова, например, система «твердая соль — насыщенный водный раствор солинасыщенный водяной пар». Здесь на границах соль — раствор и раствор — пар скачкообразно изменяются химический состав и плотность.

Гомогенные части системы, отделенные от остальных частей видимыми поверхностями раздела, называются фазами. При этом совокупность отдельных гомогенных частей системы, обладающих одинаковыми свойствами, считается одной фазой (например, совокупность кристаллов одного вещества или совокупность капелек жидкости, взвешенных в газе и составляющих туман). Каждая фаза системы характеризуется уравнением состояния.

Система, которая не может обмениваться с окружающей средой веществом и энергией (в форме теплоты или работы), называется изолированной.

Термодинамика изучает взаимную связь таких измеримых свойств материальной системы в целом и ее макроскопических частей (фаз), как температура, давление, масса, плотность и химический состав фаз, входящих в систему, и некоторые другие свойства, а также связь между изменениями этих свойств.

Совокупность изучаемых термодинамикой свойств системы определяет термодинамическое состояние системы. Изменение любых термодинамических свойств, приводит к изменению термодинамического состояния системы.

В термодинамике рассматривается главным образом такие состояния системы, при которых ряд свойств ее не изменяется самопроизвольно во времени и имеет одинаковое значение во всех точках объема отдельных фаз. Такие состояния называются равновесными.

Состояния характеризуемые неравномерным и изменяющимся во времени распределением температуры, давления и состава внутри фаз, являются неравновесными. Они рассматриваются термодинамикой неравновесных процессов, в которой, кроме основных термодинамических законов, используется дополнительные предположения.

В известной степени противоположным термодинамики по методу и одновременно дополняющим ее при исследовании свойств материальных тел, состоящих из многих молекул, является другой отдел теоретической физики — статистическая физика. Для нее характер учет свойств отдельных молекул и вывод отсюда свойств макроскопических систем математическими методами, основанными на теории вероятности (статистическими методами).

Методы статистической физики охватывают как термодинамическое состояние, так и кинетические явления, поэтому область ее применения шире, чем область применения термодинамики. Однако ввиду того, что свойства отдельных молекул и особенно законы их взаимодействия известны пока недостаточно, а также в связи с математическими трудностями, исходные положения статистической физики почти всегда включают в себя окончательные выводы статистической физики при их приложении к конкретным системам являются в общем случае неточными. Они оправдываются только для сравнительно простых систем.

В противоположность поэтому термодинамика, в указанных выше границах ее приложимости, оказывается на совершенно точных законах, выведенных из опыта; ее общие результаты точно оправдываются на опыте.

При всем различии методов термодинамики и статистической физики между этими разделами теоретической физики нет и не может быть непереходимой границы, так как измеримые свойства макроскопических систем и термодинамическое состояние этих систем закономерно связаны со свойствами отдельных молекул. Основные законы термодинамики, вытекающие из опыта из обобщающие опыт, связываются свойствами молекул методами статистической физики, соответствующий раздел который называется статистической термодинамикой. В отличие от этой дисциплины термодинамика, построена дедуктивно, исходя из основных законов термодинамики, которые рассматриваются как обобщение опыта, называется часто классической или феноменологической термодинамикой. В своих конкретных результатах эти два направления, естественно, согласуются.

Термодинамика дает теоретические основы для учения о тепловых машинах; этот раздел ее называется технической термодинамикой. изучением химических процессов с термодинамической точки зрения занимается химические термодинамика, являющаяся одним из основных разделов физической химии.

Нулевой закон термодинамики

Нулевое начало термодинамики названо так потому, что оно было сформулировано уже после того, как первое и второе начало вошли в число устоявшихся научных понятий. Оно утверждает, что изолированная термодинамическая система с течением времени самопроизвольно переходит в состояние термодинамического равновесия и остаётся в нём сколь угодно долго, если внешние условия сохраняются неизменными. Оно также называется общим началом. Термодинамическое равновесие предполагает наличие в системе механического, теплового и химического равновесий, а также равновесия фаз. Классическая термодинамика постулирует лишь существование состояния термодинамического равновесия, но ничего не говорит о времени его достижения.

Первый закон термодинамики

Предметом химической термодинамики служит термодинамическое рассмотрение явлений, относящихся к области химии, в частности к физической химии.

Системой называют тело или группу тел, находящихся во взаимодействии и мысленно обособляемых от окружающей среды.

Гомогенной называется такая система, внутри которой нет поверхностей раздела, отделяющих друг от друга части системы, различающиеся по свойствам. Системы же, внутри которых такие поверхности раздела есть, называется гетерогенными.

Термином фаза обозначается совокупность всех гомогенных частей системы, одинаковых по составу и по всем физическим и химическим свойствам (независящим от количества вещества) и отграниченных от других частей системы некоторой поверхностью (поверхностью раздела). Фазы, состоящие из одного какого либо химически индивидуального вещества, называются простыми (иначе — чистыми), а фазы, содержащие два индивидуальных вещества или больше, — смешанными фазами.

Изолированной системой называют такую систему, которая рассматривается как лишенная возможности обмена веществом или энергией с окружающей средой и имеющая постоянный объем.

Термодинамические функции, значения которых зависят только от состояния системы, называются функциями состояния. Их изменения, в каком либо процессе зависит только от начального и конечного состояния системы и не зависит от пути перехода.

Процесс, при котором термодинамическая система, выйдя из некоторого начального состояния и претерпев ряд изменений, возвращается и тем или другим путем в исходное состояние, называется круговым процессом, или циклом. В круговом процессе изменения любой функции состояния равно нулю.

Процессы, происходящие при постоянной температуре, называются изотермическими, иначе, изотермными.

Процессы, происходящие при постоянном давлении — изобарными.

А происходящие при постоянном объеме — изохорными

Адиабатными называются процессы, при которых система не принимает и не отдает теплоты, хотя может быть связана с окружающей средой работой, получаемой от нее и совершаемой над ней.

Обратимый термодинамический процесс определяют как процесс, допускающий возможность возвращения системы в первоначальное состояние без изменений в окружающей среде. В противном случае процесс является необратимым. Следует подчеркнуть, что эта обратимость или необратимость процесса в термодинамическом смысле не совпадает с понятием обратимости химических реакций в химии.

В химической термодинамике одну из важнейших величин представляет внутренняя энергия U рассматриваемой системы. Физически этим термином обозначается величина, которая характеризует общий запас энергии системы, включая энергию поступательного и вращательного движения молекул, энергию внутримолекулярного колебательного движения атомов и атомных групп, составляющий молекулы, энергию вращения электронов в атомах, энергию, заключающуюся в ядрах атомов, и другие виды энергии, но без учета кинетической энергии положения. Величина ?U считается положительной, когда в рассматриваемом процессе внутренняя энергия системы возрастает.

Внутренняя энергия зависит, как от вида и количества рассматриваемого вещества, так и от условий его существования. При одинаковых условиях для данного вещества количество внутренней энергии прямо пропорционально количеству вещества.

Другой термодинамической функцией, широко используемой, является энтальпия Н:

Н = U + рV.

где р. — давление.

V — объем системы Энтальпию иначе называют теплосодержанием. При рассмотрении процессов, протекающих при постоянном объеме, пользуются величиной изменения внутренней энергии, а энтальпия при изобарных процессах.

Энергия может передаваться от одной части системы к другой в форме теплоты или работы.

Теплота не является функцией состояния. Количество теплоты, выделяемой или поглощаемой при переходе рассматриваемой системы из состояния 1 в состояние 2, зависит от пути перехода.

Процессы, при которых теплота выделяется, называются экзотермическими, а процессы, при которых теплота поглощается, — эндотермическими. Количественно теплота может выражаться в любых единицах энергии и относится к любым количествам вещества.

В термодинамике принято считать положительной теплоту q, поглощаемую системой в данном процессе, и отрицательной — теплоту, выделяемую системой.

Тепловым эффектом процесса называют сумму поглощаемой энергии и всей работы, выполняемой окружающей средой над данной системой, за вычетом работы внешнего давления.

Для изохорно-изотермических процессов тепловой эффект равен изменению внутренней энергии системы:

?U = U₂ — U₁

а для изобарно-изотермических он равен изменению энтальпии системы:

?Н = Н₂ — Н₁

Эти соотношения показывают, что при постоянной температуре в изохорных процессах и в изобарных процессах тепловой эффект не зависит от пути перехода и определяется начальным и конечным состоянием системы.

Теплотой плавления, испарения, сублимации, полиморфного превращения и других процессов называется теплота, поглощаемая при изотермических и обратимых процессах плавления, испарения, сублимации, полиморфного превращения, а так же в процессах растворения.

Все энергетические величины (внутренняя энергия, энтальпия, тепловые эффекты и т. д.) принято выражать в калориях и относить к одному моль вещества (мольные величины).

Работа является одной из форм передачи энергии от системы, совершающей работу, к системе, над которой работа выполняется. При этом внутренняя энергия системы, совершающей работу, уменьшается, а энергия системы, подвергающейся воздействию, возрастает на величину, отвечающую произведенной работе. Работу мы выражаем в калориях и считаем положительной, если она совершается системой над окружающей средой или над другой системой.

Работа любого вида определяется двумя величинами, одна из которых фактор интенсивности, другая фактор емкости (иначе — экстенсивности или амплитуды). Если фактор интенсивности сохраняет в данном процессе постоянное значение, то работа равна произведению фактора интенсивности на изменение фактора емкости.

Формулировки первого закона термодинамики:

• 1) если в каком либо процессе энергия одного вида исчезает, то вместо нее появляется энергия в другой форме в количестве, строго эквивалентном первому.
• 2) разные формы энергии переходят друг в друга в строго эквивалентных, всегда одинаковых соотношениях.
• 3) в любой изолированной системе общий запас энергии сохраняется постоянным.
• 4) вечный двигатель первого рода не возможен.
• 5) в любом процессе приращения внутренней энергии ?U = U2-U1 какой-нибудь системы равно количеству q сообщенной системе теплоты минус количество А работы, совершенной системой:
  • ?U = q — A

Второй закон термодинамики

Все процессы, происходящие в окружающем мире можно разделит на три группы:

• 1. Процессы, для совершения которых требуется затрата работы из вне в количестве, прямопропорциональном производимому изменению.
• 2. Процессы, которые могут протекать самопроизвольно, т. е. без затраты работы из вне, причем в результате их может быть получена работа против внешних сил в количестве, пропорциональном происшедшему изменению.
• 3. Процессы, для течения которых не требуется затраты работы из вне, и в результате которых не может быть получена работа против внешних сил.

Процессы второй группы называют положительным, в отличии от процессов первой группы, требующих затраты работы, которые называют отрицательными.

В отличии от первого закона термодинамики, второй закон обладает более ограниченной областью применения. Он определяет, какие из процессов могут протекать самопроизвольно, каково количество работы, которая может быть при этом, и каков предел возможного самопроизвольного течения процессов, дает возможность определить, какими должны быть внешние условия, чтобы интересующий нас процесс мог происходить в нужном нам направлении и в требуемой степени.

Второй закон термодинамики устанавливает: в изолированных самопроизвольного могут совершаться только такие процессы, при которых энтропия системы возрастает, и процесс может идти самопроизвольно только до такого состояния, при котором энтропия обладает максимальным для условий значением.

Формулировки второго закона термодинамики:

• 1. Теплота не может переходить сама собой от более холодного тела к более теплому.
• 2. Невозможен процесс, единственным результатом которого было бы превращение теплоты в работу.
• 3. Невозможно осуществить такой периодически действующий двигатель, работа которого производилась бы только за счет охлаждения теплового источника без каких-нибудь изменений в других телах.

Отношение количества произведенной работы, А к количеству теплоты q₁, полученной рабочим телом от нагревателя:

Называется термодинамическим коэффициентом полезного действия, вытекает:

4. Наибольший коэффициент полезного действия тепловой машины не зависит от природы и вида тел и веществ, а только от температур нагревателя и холодильника.

Третий закон термодинамики

Третье начало термодинамики или теорема Нернста утверждает, что энтропия любой равновесной системы по мере приближения температуры к абсолютному нулю перестает зависеть от каких-либо параметров состояния и стремится к определённому пределу. Фактически содержание теоремы Нернста включает в себя два положения. Первое из них постулирует существование предела энтропии при стремлении к абсолютному нулю. Численное значение этого предела принято полагать равным нулю, поэтому в литературе иногда говорят о том, что энтропия системы стремится к нулю при стремлении температуры к 0 К. Второе положение теоремы Нернста утверждает, что все процессы вблизи абсолютного нуля, переводящие систему из одного равновесного состояния в другое, происходят без изменения энтропии.

Термохимия

Формулировки закона Гесса.

• 1. Если из данных исходных веществ можно различными путями получить задание конечные продукты, то независимо от путей получения; т. е. от вида промежуточных реакций, суммарный тепловой эффект для всех путей будет одним и тем же.
• 2. Тепловой эффект химических реакций зависит только от вида и состояния исходных веществ и конечных продуктов, но не зависит от пути перехода.

Закон Гесса является вполне строгим только для процессов, протекающих при постоянном объеме или при постоянном давлении. Для этих процессов он легко выводится из общего управления первого начала термодинамики.

Для определения тепловых эффектов, сопровождающих химические реакции, применяются специальные приборы, называются калориметрами. Калориметрическое определение ведется так, чтобы вся химическая энергия выделялась в виде теплоты или частично затрачивалась на совершение внешней работы расширения газа, которое может быть учтена.

Зная теплоемкость системы, можно вычислить количество тепла, приобретенного содержимым калориметра во время реакции, и отсюда — тепловой эффект реакции.

Дифференцируя по температуре (при постоянном объеме) равенство.

?U = U₂ — U₁ получаем:

Где С_V1 — изохорная теплоемкость системы в начальном состоянии С_V2 — изохорная теплоемкость системы в конечном состоянии.

?С_V — изменение С_V при переходе из состояния 1 в состояние 2.

В общем случае.

? С_V = ?(n С_V)_кон — ?(n С_V)_нач

Аналогично при постоянном давлении.

Формулировка закона Кирхгофа (1 и 2)

Температурный коэффициент теплового эффекта процесса равен изменению теплоемкости системы, происходящему в результате процесса.

В рассмотренной формуле 1 и 2 определяют только изменение теплового эффекта с температурой при ?С= 0 тепловой эффект не зависит от температуры. В более общем случае, чтобы выразить тепловой эффект как функцию температуры, надо иметь возможность интегрировать соответствующее уравнение и знать тепловой эффект ?Н₁ (или ?U₁) при какой-нибудь температуре Т₁ в рассматриваемом интервале температур, чтобы исключить постоянную интегрирования. Часто можно пренебречь изменением самых теплоемкостей с температурой и рассматривать ?С_Р как постоянную величину. Тогда, интегрируя 2 в пределах от Т₁ до Т при постоянном давлении, получаем.

?Н_Т = ?Н_Т1 + ?С_Р (Т — Т₁).

Аналогично интегрируем 1, получаем? U_Т = ?U_Т1 + ?С_V (Т — Т₁).

Свойства энтропии

Величина, которая является функцией состояния и изменение которой для обратимого изотермического перехода теплоты равно произведенной теплоте процесса, называется энтропия S.

?S = q / T.

Изменение энтропии в каком-нибудь процессе зависит только от начального и конечного состояний и не зависит от пути перехода.

Для перехода из какого-нибудь состояния 1 в состояние 2 изменение ее ?S равно ?S = S₂ — S₁

Разделив уравнение первого закона термодинамики на Т.

Данное выражение служит аналитическим выражением первого и второго закона для обратных процессов.

Число С, называемое сокращенно числом степеней свободы, определяют собой наибольшее число факторов, которые могут изменятся независимо один от другого. Точнее, число степеней свободы определяется как число условий, которые можно произвольно менять, не изменяя числа или вида фаз системы.

Формулировка правила фаз:

• 1. Число степеней свободы равновесной термодинамической системы, на которую из внешних факторов влияют только температура и давление равно числу независимых компонентов системы минус число фаз плюс 2.
• 2. Расчетная часть

Дана реакция:

7СаO+ Al₂O₃ 2SiO₂ 2H₂O = 2(в-2CaO*SiO₂)+3CaO Al₂O₃+2H₂O.

Необходимо рассчитать:

• — тепловой эффект реакции при 298К, 258К, 358К, 658К;
• — изменение энтропии при протекании реакции при 298К, 258К, 358К, 658К;
• — изменение энергии Гиббса при протекании реакции при 258К, 358К, 658К;

Согласно справочным данным, приведенных в методических указаниях по написанию часовой работы, термодинамические свойства реагентов и продуктов реакции равны:

где а, b и d — коэффициенты уравнения С_р= а + bT + dT^-2

• а) Найдем энтальпию реакции при 298К по формуле
• ?Н⁰₂₉₈ = ?n?Н⁰_{298(продуктов) —} ?n?Н⁰_{298(исходных веществ)}

где n — стехиометрический коэффициент.

• ?Н⁰₂₉₈ = 2? H⁰₂₉₈(в-2CaO*SiO₂) + ?H⁰₂₉₈(3CaO*Al₂O₃) + 2? H⁰₂₉₈(H₂O) — 7? H⁰₂₉₈(CaO) — ?H⁰₂₉₈(Al₂O₃*2SiO₂*2H₂O) = 2*551,74 + 700,43 + 2*68,315 — 7*151,90 — 984 = -106,76*10³(кал/моль)
• б) Посчитаем изменение энтропии реакции при 298К по формуле
• ?S^о₂₉₈= ?nS^о_{(продуктов)}— ?nS^о_{(исходного вещества)}
• ?S⁰₂₉₈ = 2? S⁰₂₉₈(в-2CaO*SiO₂) + ?S⁰₂₉₈(3CaO*Al₂O₃) + 2? S⁰₂₉₈(H₂O) — 7? S⁰₂₉₈(CaO) — ?S⁰₂₉₈(Al₂O₃*2SiO₂*2H₂O) = 2*30,50 + 40,30 +2*16,71- 7*9,5 — 48,50 =19,72 (кал/град)
• в) Посчитаем изменение теплоемкости в процессе реакции.
• ?C_p =? a + ?b T +?d T²
• ? a = 17,46
• ?b = 6,18
• ?d=-2,39
• ?C_p = 17,46+6,18*10³*T-2,39*10^-5*T^-2
• г) Определим изменение энтальпии для температуры 258К, 358К, 658К.

Рассчитаем значения? H_Т при температуре 258К (-15^оС — реакция идти не будет), 358К, 658К. Откуда такие температуры? Поэтому все дальнейшие расчеты не верны.

При Т=258К: ?H_Т=-106,76*10³+ = -106 760 + 17,46*Т|²⁵⁸₂₉₈ + 6180*(Т²/2)|²⁵⁸₂₉₈ -2,39*/T|²⁵⁸₂₉₈= -106 760 + 17,46*(258−298) + 6180*(258²-298²)/2 — 2,39*/(258−298) = -10,2*10⁷(кал/моль).

При Т=358К: ?H_Т ==-106,76*10³+ = -106 760 + 17,46*Т|³⁵⁸₂₉₈ + 6180*(Т²/2)|³⁵⁸₂₉₈ -2,39*/T|³⁵⁸₂₉₈= -106 760 + 17,46*(358−298) + 6180*(358²-298²)/2 — 2,39*/(358−298) = 18,03*10⁷(кал/моль).

При Т=658К: ?H_Т =-106,76*10³+ = -106 760 + 17,46*Т|⁶⁵⁸₂₉₈ + 6180*(Т²/2)|⁶⁵⁸₂₉₈ -2,39*/T|⁶⁵⁸₂₉₈= -106 760 + 17,46*(658−298) + 6180*(658²-298²)/2 — 2,39*/(658−298) = 157,62*10⁷(кал/моль).

д) Рассчитаем изменение энтропии при протекании реакции при температурах 258К, 358К, 658К.

При Т=258К: ?S_Т =19,72+ =19,72 + 17,46(ln|258| - ln|298|) + 258 — 298) — 2,39*10^-5*(1/258²-1/298²)/2 =-2,47*10⁵(кал/град).

При Т=358К: ?S_Т =19,72+ =19,72 + 17,46(ln|358| - ln|298|) + 358 — 298) — 2,39*10^-5*(1/358²-1/298²)/2 =3,71*10⁵(кал/град).

При Т=658К: ?S_Т =19,72+ =19,72 + 17,46(ln|658| - ln|298|) + 658 — 298) — 2,39*10^-5*(1/658²-1/298²)/2 =24,52*10⁵(кал/град).

ж) Рассчитаем значение по формуле

При Т=258К: =-1019,67*10⁵-258(-2,47*10⁵)=-382,41*10⁵(кал) При Т=358К: =1802,59*10⁵-358(3,71*10⁵)=474,41*10⁵(кал) При Т=658К: =15 761,52*10⁵-658(24,52*10⁵)=-372,64*10⁵(кал).

з) Построим график температурной зависимости изобарно-термического потенциала .

В данной реакции происходит переход из экзотермической в эндотермическую и обратно, так как изменения энтальпии переходят 0-ую отметку дважды. По графику видно, что в этой реакции происходят как самопроизвольные, энергия Гиббса уменьшается с изменением температуры, так и несамопроизвольные процессы, энергия увеличивается.

Дана реакция:

3СаО*SiO₂+3Н₂O = 0,5(3CaO*2SiO₂ *3Н₂O)+1,5Ca (OН)₂

Необходимо рассчитать:

• — тепловой эффект реакции при 298К, 258К, 358К, 658К;
• — изменение энтропии при протекании реакции при 298К, 258К, 358К, 658К;
• — изменение энергии Гиббса при протекании реакции при 258К, 358К, 658К;

Согласно справочным данным, приведенных в методических указаниях по написанию часовой работы, термодинамические свойства реагентов и продуктов реакции равны:

где а, b и d — коэффициенты уравнения С_р= а + bT + dT^-2

• а) Найдем энтальпию реакции при 298К по формуле
• ?Н⁰₂₉₈ = ?n?Н⁰_{298(продуктов) —} ?n?Н⁰_{298(исходных веществ)}

где n — стехиометрический коэффициент.

• ?Н⁰₂₉₈=0,5?H⁰₂₉₈(3CaO*2SiO₂*3Н₂О)+1,5?H⁰₂₉₈(Ca (OН)₂)-?H⁰₂₉₈(3СаО*SiO₂) — 3? H⁰₂₉₈(Н₂O)=0,5*1175,85+1,5*235,33−700,43−3*68,315=35,55*10³ (кал/моль)
• б) Посчитаем изменение энтропии реакции при 298К по формуле
• ?S^о₂₉₈= ?nS^о_{(продуктов)}— ?nS^о_{(исходного вещества)}
• ?S⁰₂₉₈=0,5?S⁰₂₉₈(3CaO*2SiO₂*3Н₂О)+1,5?S⁰₂₉₈(Ca (OН)₂)-?S⁰₂₉₈(3СаО*SiO₂) — 3? S⁰₂₉₈(Н₂O)=0,5*64+1,5*19,93−40,30−3*16,71=-28,54(кал/град)
• в) Посчитаем изменение теплоемкости в процессе реакции.
• ?C_p =? a + ?b T +?d T²
• ? a = -19,46
• ?b = -8,41
• ?d = -3,815
• ?C_p = -19,46 — 8,41*10³*T-3,815*10^-5*T^-2
• г) Определим изменение энтальпии для температуры 258К, 358К, 658К (аналогично)

Рассчитаем значения? H_Т при температуре 258К, 358К, 658К.

При Т=258К: ?H_Т = 35 550 + = 35 550 — 19,46*(258−298) -8410(258²-298²)/2 — 3,815*10^-5/(258−298)= -935,56*10⁵(кал/моль).

При Т=358К: ?H_Т =35 550 + = 35 550 — 19,46*(358−298) -8410(358²-298²)/2 — 3,815*10^-5/(358−298)= -1654,74*10⁵(кал/моль).

При Т=658К: ?H_Т = 35 550 + = 35 550 — 19,46*(658−298) -8410(658²-298²)/2 — 3,815*10^-5/(658−298)= -14 471,63*10⁵(кал/моль).

д) Рассчитаем изменение энтропии при протекании реакции при температурах 258К, 358К, 658К по формуле:

При Т=258К: ?S_Т = -28,54 +=-28,54−19,46(ln|258|-ln|298|) — 8410*(258−298) -*(1/258²-1/298²)/2=-3,36*10⁵(кал/град).

При Т=358К: ?S_Т=-28,54 +=-28,54−19,46(ln|358|-ln|298|) — 8410*(358−298) -*(1/358²-1/298²)/2=-5,05*10⁵(кал/град).

При Т=658К: ?S_Т=-28,54 +=-28,54−19,46(ln|658|-ln|298|) — 8410*(658−298) -*(1/658²-1/298²)/2=-30,28*10⁵(кал/град).

ж) Рассчитаем значение по формуле

При Т=258К: =935,56*10⁵-258(-3,36*10⁵)=1802,44*10⁵(кал) При Т=358К: =-1654,74*10⁵-358(-5,05*10⁵)=153,16*10⁵(кал) При Т=658К: =-14 471,64*10⁵-658(-30,28*10⁵)=5452,60*10⁵(кал).

з) Построим график температурной зависимости изобарно-термического потенциала .

В данной реакции происходит эндотермическая реакция, так как изменения энтальпии положительная. По графику видно, что в этой реакции происходят самопроизвольные, энергия Гиббса уменьшается с изменением температуры, и несамопроизвольные процессы, энергия увеличивается.

Итоги работы

При выполнении курсовой работы были рассмотрены основы химической термодинамики. В теоретической части представлены основные понятия и определения этого раздела физической химий, а также его постулаты и законы.

В расчетной части работы проведено термодинамическое исследование двух реакций.

Протекающих по данным температурам. Рассчитаны изменения энтальпии, энтропии, теплоемкости и энергии Гиббса, происходящее в результате протекания реакций.

Установлено, что при исследованных температурах величина энергии Гиббса имеет как положительное, так и отрицательное значение.

Полученные данные свидетельствуют, что при одних исследованных температурах изучаемые реакции протекают самопроизвольно, а при других несамопроизвольно. термодинамика реакция гиббс энтальпийный В химических процессах одновременно действуют два противоположных фактора — энтропийный (TДS) и энтальпийный (ДH). Суммарный эффект этих противоположных факторов в процессах, протекающих при постоянном давлении и температуре, определяет изменение энергии Гиббса (Z):

ДZ=ДH-TДS.

Из этого выражения следует, что ДZ=ДH+TДS, то есть некоторое количество теплоты расходуется на увеличение энтропии (TДS), эта часть энергии потеряна для совершения полезной работы (рассеивается в окружающую среду в виде тепла), её часто называют связанной энергией. Другая часть теплоты (ДZ) может быть использована для совершения работы, поэтому энергию Гиббса часто называют также свободной энергией.

• 1. Волченок С. А., Сопов В. Н., Гринева И. Р. Методичні вказівки до виконання курсової роботи з дисципліни «Фізична хімія та хімія силікатів». Харків: ХДТУБА, 1998. 9с.
• 2. Глазов В. М. Основы физической химии. М.: Высшая школа, 1981. 456с.
• 3. Киреев В. А. Краткий курс физической химии. М.: ГНТИ химической литературы, 1963. 649с.
• 4. Курс физической химии./Под ред. Я. И. Герасимова. Т.1.: Химия, 1970. 592с
• 5. Полторак О. М. Термодинамика в физической химии. М: Высшая школа 1991. 319с.