Лабораторная работа : Термодинамика и термохимия 

Полнотекстовый поиск по базе:

Термодинамика и термохимия

Главная >> Лабораторная работа >> Иностранный язык






(10000 ЗНАКОВ)


студент гр. ВАУ-227

Гранкина Н.В.


ст. преподаватель

Галицына Т.А.



Thermodynamics and Energy.

The energy of a body may be defined broadly as its capacity for doing work. This energy may take various forms, such as kinetic energy of a body in motion, potential energy due to position, heat energy as measured by the temperature, electrical energy, chemical energy, etc. Chemical and physical processes are almost invariably accompanied by energy changes, and results of considerable importance have been obtained studying the laws underlying these changes. It is this study of energy transformation which constitutes the subject matter of thermodynamics. Although thermodynamics may appear to be somewhat theoretical in nature, the two laws have led to results of fundamental importance to chemistry, as well as to physics.

Conservation of Energy: The First Law of Thermodynamics.

Many attempts have been made from time to time to realize "perpetual motion", that is, the continuous production of mechanical work without supplying an equivalent amount of energy from another source. The failure of all such efforts has led to the universal acceptance of the principle of conservation of energy. This principle has been stated in many forms, but essentially they amount to the fact that although energy can be converted from one form to another, it cannot be created or destroyed or, alternatively, whenever a quantity of one kind of energy is produced, an exactly equivalent amount of other kinds must disappear. It is evident that perpetual motion, in the generally accepted sense of the term, would be contrary to this principle, for it would involve the creation of energy. Further, the exact equivalence of mechanical or electrical work and heat, as found by Joule and others, is a necessary consequence of the same principle.

The law of conservation of energy is purely the result of experience, no exception to it having as yet been found. The assumption that it is of universal applicability is the basis of the first law of thermodynamics. This law can be stated in any of the ways given above for the principle of the conservation of energy, or else it may be put in the following form. The total energy of a system and its surroundings must remain constant, although it may be changed from one form, to another.

Heat Changes in Chemical Reactions.

The subject of thermochemistry deals with the heat changes accompanying chemical reactions. As will be seen shortly the laws of thermochemistry are based-largely on the principle of the conservation of energy or the first law of thermodynamics. Different substances have different amounts of internal (chemical) energy, and so the total energy of the products of a reaction is generally different from that of the reactants; hence, the chemical change will be accompanied by the liberation or absorption of energy, which may appear in the form of heat. If heat is liberated in the reaction the process is said to be exothermic, but if heat is absorbed it is described as endothermic. The majority of, although not all, chemical reactions which go to virtual completion at ordinary temperatures are exothermic in character, since they are accompanied by an evolution of heat. If a chemical reaction is associated with a volume change, as is particularly the case for many processes involving the combination of gases, the magnitude of the heat change will depend on whether the reaction is carried out at constant pressure or at constant volume. Since many reactions normally occur at constant (atmospheric) pressure it is the usual practice to record heat changes by quoting the value of qp, the heat absorbed at constant pressure; this may, of course, be identified with ΔH , the increase of heat content under the same conditions. This quantity is often referred to as the heat of reaction; it represents the difference in the heat contents of the reaction products and of the reactants, at constant pressure and at definite temperature, with every substance in a definite physical state. From the value of qp (or ΔH) the value of gv (or ΔE) can be readily determined if the volume change ΔV at the constant pressure P is known as will be seen below.

The heat change accompanying a reaction, for example, that between solid carbon (graphite) and gaseous oxygen to yield carbon dioxide gas, is represented in the form of a thermochemical equation, as follows:

C(s) + 02(g) = C02 (g) ΔH = -94.00 kcal.

This means that when 12.01 grams of solid carbon (graphite) and 32 grams of gaseous oxygen react completely to yield 44.01 grams of gaseous carbon dioxide, at constant pressure, there is a decrease in heat content, since ΔH is negative, of 94 kilocalories (kcal.), i. e. , 94,000 calories. It is the general practice in modern thermochemical work to express results in kilocalories because the statement of heat changes in calories implies an accuracy greater than is usually attainable experimentally. It should be noted, incidentally, that the ΔH (or ΔE) values always refer to completed reactions, appropriate allowance having been made, if necessary, if the process does not normally go to completion.

The symbols g, /, and s, placed in parentheses after the formula indicate whether the substance taking part in the reaction is gas, liquid or solid. Reactions taking place in aqueous solution are indicated by the symbol aq; thus,

HCl (aq) + NaOH (aq) = NaCl (aq) + H2O)

ΔH= 13.70 kcal.

Strictly speaking the use of aq implies that the reaction is occurring in such dilute solution that the addition of further water causes no detectable heat change.

A negative value of ΔH, as in the two instances quoted above, means that the reaction is accompanied by a decrease in heat content; that is to say, the heat content of the products is less than that of the reactants at a specified temperature, in other words, the reaction at the given temperature is associated with an evolution of heat. It follows, therefore, that when ΔH is negative the reaction is exothermic; similarly, if ΔH is positive the process is endothermic. The same conclusions can be reached directly from the fact that qp, which is equal to ΔH, the heat absorbed in the reaction; hence, when ΔH is negative heat is actually evolved.

Spontaneous Processes.

The second law of thermodynamics has led to results which are of considerable importance to chemistry, physics and engineering, but to the chemist its greatest value probably lies in the fact that it provides a means of foretelling whether a particular reaction can occur, and if so to what extent. However, thermodynamics can only indicate if the reaction is possible or not; other considerations which lie outside thermodynamics are necessary to determine whether the process will take place slowly or rapidly. Even with this limitation in mind, it must be admitted that information concerning the fundamental possibility of a reaction, apart from its speed, would be of great interest to the chemist. At one time it was believed that chemical changes always occurred spontaneously in the direction of heat evolution that is, in the direction leading to a decrease in the heat content. This conclusion is, however, manifestly incorrect, as is evident from the fact that many reactions which take place spontaneously are known to involve an absorption of heat.

The question being considered resolves itself into the problem of understanding the conditions under which spontaneous processes in general take place. It is convenient in this connection to examine some physical processes that are of spontaneous occurrence; the conclusions drawn are found to be applicable to all changes that tend to take place without external influence. Consider, for example, a bar of metal that is hot at one end and cold at the other; heat will be conducted spontaneously along the bar from the hot end to the cold end until the temperature is uniform. It is important to note, however, that this process is not found to reverse itself spontaneously; it has not been observed that a metal bar of uniform temperature spontaneously becomes hotter at one end and colder at the other.


Термодинамика и Энергия

Энергия тела может быть определена в широком смысле как его способность выполнять работу. Эта энергия может иметь различные формы, такие как кинетическая энергии движущегося тела, потенциальная энергия; энергия нагрева, определяемая температурой; электрическая энергия, химическая энергия, и т.д. Химические и физические процессы почти всегда сопровождаются изменениями энергии, и очень важные результаты были получены, при изучении законов, лежащих в основе этих изменений. Изучение именно этих законов преобразования энергии составляет предмет термодинамики. Хотя термодинамика, может показаться, несколько теоретической по своей природе, так как два закона привели к фундаментальным результатам как в химии, так и в физике.

Закон Сохранения Энергии: Первый Закон Термодинамики

Много попыток было сделано, для того чтобы понять "непрерывное движение ", то есть непрерывное “производство” механической работы без подачи эквивалентного количества энергии от другого источника. Неудача всех этих попыток привела к принятию универсального принципа сохранения энергии. Этот принцип был сформулирован во многих формах, но по существу они составляют факт, что, хотя энергия может быть преобразована из одной формы в другую, она не может появиться из ничего или исчезнуть или, альтернативно, всякий раз, когда количество одного вида энергии произведено, точно такое количество других видов должно исчезнуть. Очевидно, что бесконечное движение, как термин в общепринятом смысле, противоречил бы этому принципу, поскольку из этого следует появление энергии из ничего. Значит точная эквивалентность механической или электрической работы и нагрева, как доказано Джоулем и другими, является необходимым следствием того же самого принципа.

Закон сохранения энергии - результат опыта, никакое опровержение этому пока еще не было найдено. Предположение, что он имеет универсальную применимость – основание для первого закона термодинамики. Этот закон может быть выведен одним из способов, данных выше для принципа сохранения энергии, или он может выглядеть следующим образом. Полная энергия системы и окружающей ее среды должна остаться постоянной, хотя она может переходить из одной формы, в другую.

Изменение теплоты при Химических Реакциях

Предмет термохимия имеет дело с изменениями степени нагрева тела, сопровождающими химическими реакциями. Как было замечено, законы термохимии основаны в значительной степени на принципе сохранения энергии или первом законе термодинамики. Различные вещества имеют различную внутреннюю (химическую) энергию, так что полная энергия продуктов реакции в общем отличается от энергии реагирующих веществ; следовательно, химическая реакция будет сопровождаться выделением или поглощением энергии, которая может проявляться в форме нагрева. Если тепло выделяется в процессе реакции, процесс называют - экзотермическим, и если тепло поглощается, то эндотермическим. Большинство, хотя не все, химические реакции, которые происходят при обычных температурах - экзотермические по характеру, так как они сопровождаются выделением тепла. Если химическая реакция связана с изменением объема, что особенно свойственно многим процессам в смеси газов, величина изменения энергии будет зависеть от того, проведена ли реакция при постоянном давлении или при постоянном объеме. Так как большинство реакций обычно происходят при постоянном (атмосферном) давлении легко фиксировать изменения энергии, определяя значение qp – тепло, поглощенное при постоянном давлении; оно может, конечно, быть определено с ΔH – увеличение количества теплоты удовлетворяющее тем же самым условиям. Она часто упоминается как теплота выделившаяся при реакции; она представляет собой изменение степени нагрева продуктов реакции и реагентов, при постоянном давлении и при определенной температуре, с каждым веществом в определенном физическом состоянии. Значение qp (или ΔH) значение gv (или ΔE) могут быть с точностью определены, если изменение объема ΔV при постоянном давлении P известно, как будет замечено ниже.

Изменение теплоты, сопровождающее реакцию, например, между твердым углеродом (графитом) и газообразным кислородом, получается углекислый газ, что представлено в форме термохимического уравнения, следующим образом:

C (s) + 02 (g) = C02 (g)?

H = -94.00 ккал.

Это означает, что, когда 12.01 грамм твердого углеродистого (графита) и 32 грамма газообразного кислорода реагируют полностью, для получения 44.01 грамма газообразного диоксида углерода, при постоянном давлении, характерно уменьшение теплоты, так как ΔH отрицательна в 94 килокалории., т.е. 94,000 калории. Общая практика в современной термохимии заключается в том, чтобы выражать результаты в килокалориях, потому что определение изменения теплоты в калориях подразумевает, что экспериментально достижимая точность большее чем обычно. Нужно отметить, кстати, что значение ΔH (или ΔE) всегда относится к законченным реакциям.

Символы g, l, и s, помещенные в круглые скобки после формулы указывают, является ли вещество, принимающее участие в реакции газообразным, жидким или твердым. Реакции, имеющие место в водном решении обозначены символом aq; таким образом,

HCl (aq) + NaOH (aq) = NaCl (aq) + H2O)

ΔH = 13.70 ккал.

Строго говоря использование aq подразумевает, что реакция встречается в таком растворенном состоянии, что дальнейшей добавление воды не вызывает никакое обнаружимое изменение теплоты.

Отрицательное значение ΔH, как в этих двух случаях, указанных выше, означает, что реакция сопровождается уменьшением количества теплоты; то есть теплота вступивших в реакцию веществ меньше чем в продуктах реакции при указанной температуре, другими словами, реакция при данной температуре проходит с выделением тепла. Это следует из того, что когда ΔH отрицательна, то есть реакция экзотермическая; или, если ΔH положительна, то процесс эндотермический. Те же самые заключения могут быть достигнуты непосредственно из факта, что qp, который является равным ΔH - теплота, поглощенная в реакции; следовательно, когда ΔH – отрицательная, теплота выделяется фактически.

Спонтанные Процессы

Второй закон термодинамики привел к результатам, которые значительны в химии, физике, но для химика большая ценность, вероятно, в том, что он обеспечивает возможности предсказывания, то есть, может ли специфическая реакция происходить, и если так до какой степени. Однако, термодинамика может только указывать, является ли реакция возможной или нет; другие соображения лежат вне термодинамики – это необходимость определить будет ли процесс протекать медленно или быстро. Даже с этим ограничением в памяти, нужно признать, что информация относительно фундаментальной возможности реакции, кроме ее скорости, имела бы большую цену для химика. Раньше считалось, что химические реакции всегда происходили спонтанно в направлении выделения теплоты, то есть, в направлении, ведущем к уменьшению в ΔH. Это заключение, однако, явно неправильно, так как очевиден факт, что много реакций, которые происходят спонтанно, как известно, происходят с поглощением теплоты.

Рассматриваемый вопрос приводит к проблеме понимания условий, при которых спонтанные процессы вообще происходят. Это удобно для того, чтобы исследовать некоторые физические процессы, которые имеют непосредственное проявление; полученные заключения, должны быть применимыми ко всем реакциям, которые имеют место без внешнего воздействия. Рассмотрим, например, брусок металла, который является горячим с одной стороны и холодным с другой; нагрев будет происходить неуправляемо по бруску с горячего конца к холодному концу, пока температура не станет однородной. Важно обратить внимание, что этот процесс полностью изменяется самостоятельно спонтанно; не наблюдалось, что металлический брусок однородной температуры спонтанно становится более горячим в одном конце и более холодным в другом.


to accompany – сопровождать

a conservation – сохранение

an absorption – поглощение

exothermic – экзотермическая

endothermic – эндотермическая

to occur – происходить

to dilute – растворять

a extent – степень

to admit – допустить(признать)

to resolve – решать

amount - количество

acceptance - принятие

heat – нагрев, тепло

depend - зависеть

pressure - давление

increase - увеличение

represent - представлять

substance – вещество (сущность)

speed - скорость

particular – специфический

Похожие работы:

  • Химическая термодинамика

    Реферат >> Химия
    ... Введение……………………………………………………………..3 Законы термохимии…………………………………………………3 Элементы термодинамики………………………………………….4 Первое начало термодинамики…………………………………….5 Элементы второго начала термодинамики………………………..9 Энтропия…………………………………………………………….11 ...
  • Коллоидная химия

    Учебное пособие >> Химия
    ... одного из разделов химической термодинамикитермохимии. Определим некоторые понятия термохимии. Теплота образования вещества ... законом термохимии является закон Гесса, являющийся частным случаем первого начала термодинамики: Тепловой ...
  • Основные задачи термохимии. Использование калориметрических методов для определения теплот растворения солей

    Реферат >> Химия
    ... 9 8. Оглавление 10 Основные задачи термохимии Термохимия, раздел химической термодинамики, включающий определение теплового эффекта ... являющееся обобщением первого и второго начал термодинамики (H – изменение энтальпии, S – изменение энтропии при ...
  • Химия, элементы таблицы Менделеева

    Реферат >> Химия
    ... или поглощением энергии. В термохимии агрегатное состояние исходных веществ и ... тепловых эффектов, принятых в термохимии и термодинамике. Термохимия рассматривает энергетику процессов с ... при реакциях. Напротив, термодинамика рассматривает процессы с точки ...
  • Билеты для подготовки к экзамену по химии - декабрь 2000

    Реферат >> Химия
    ... Химическая термодинамика и кинетика Что изучает химическая термодинамика? Основные понятия химической термодинамики Могут ли ... наиболее известна? Определение термохимии и термохимического уравнения. Основной закон термохимии (формулировка). Энтальпия ...
  • Основы химии

    Реферат >> Химия
    ... проведения процессов, называется термохимией. Термохимия является составной частью химической термодинамики – области физической химии ... , называемых первым и вторым законами термодинамики. Первый закон термодинамики вытекает из обобщения многолетнего ...
  • Энергетика химических процессов

    Статья >> Биология и химия
    ... – отрицательными. В отличие от термохимии в химической термодинамике, наоборот, положительные значения принимаются ... считать, что Q = -q, т.е. QV = -U; QP = -H. (В химической термодинамике: q – поглощаемая энергия - положительна; q - отдаваемая (излучаемая ...
  • Становление и развитие химии в России (XVIII – XIX вв.)

    Статья >> Наука и техника
    ... химиков-неоргаников, один из основоположников термохимии. В своих термохимических исследованиях ... пороге перехода химии к химической термодинамике, кинетике и катализу. Коновалов ... и его учеников в области термохимии в значительной степени опирались на ...
  • Важнейшие достижения естествознания 19 века

    Реферат >> Биология
    ... А.С.Поповым и Г.Маркони. Концепции классической термодинамики Возникновение термодинамики. Термодинамика – это физическая наука, которая исследует ... (закон Гесса) Гесса считают основателем термохимии. Исходя из закона Гесса, закон ...
  • Устройство нашего мира во взаимодействии макро- и мегамира

    Контрольная работа >> Биология
    ... . 4) первое начало термодинамики Первое начало термодинамики — один из двух ... эквивалентных формулировок первого начала термодинамики. - Количество теплоты, полученное ... и др. Первое начало термодинамики является основой термохимии, рассматривающей системы, в ...