- •Е. И. Степановских, л. А. Брусницына, т. А. Алексеева физическая химия Примеры решения задач
- •Рекомендации по оформлению решений
- •2. Способы линеаризации опытных данных.
- •Термодинамические свойства простых веществ и соединений
- •3. Расчет изменений энтропии, энтальпии и энергии гиббса чистого вещества
- •5. Расчеты экстенсивных свойств системы с химическим превращением. Химическое равновесие
- •6. Фазовые равновесия
- •6.1. Фазовые равновесия в однокомпонентных системах
- •6.2. Фазовое равновесие в двухкомпонентных системах
- •Приложения
- •Часть 1
- •620002, Екатеринбург, Мира, 19
Е. И. Степановских, л. А. Брусницына, т. А. Алексеева физическая химия Примеры решения задач
УДК 544(076)
Составители: Е. И. Степановских, Л. А. Брусницына, Т. А. Алексеева
Научный редактор доц., канд. хим. наук В. И. Двойнин
Физическая химия. Примеры решения задач : методические указания по курсу физической химии. В 2 ч. Ч.1 / сост. Е. И. Степановских, Л. А. Брусницына, Т. А. Алексеева. Екатеринбург : УрФУ, 2012. 71 с.
Методические указания являются дополнением к имеющимся учебникам и предназначены для самостоятельной работы над курсом физической химии.
Библиогр.: 3 назв. Табл. 9. Рис. 12. Прил. 3.
Подготовлено кафедрой физической и коллоидной химии
© Уральский федеральный
университет, 2012
ОСНОВНЫЕ ОБОЗНАЧЕНИЯ И ПОНЯТИЯ
Давление (p). Единицы измерения [p] = атм; бар; Па.
1 атм = 1,013105 Па. 1 бар = 1,0105 Па.
Объем (V). [V] = л; м3; см3.
1 л = 1000 мл = 103 см3 = 103 м3 ; 1 см3 = 1106 м3.
Температура (Т) в шкале Кельвина. [T] = К.
Температура (t) в шкале Цельсия. [t] = оС.
1 К = 273,15 + оС
Масса (m). [m] = кг; г. 1 кг = 1000 г.
Число молей (n ). [n] = моль.
Теплоемкость системы (С ). [C] = Дж/К.
Изобарная теплоемкость системы ( ). [Cp] = Дж/К.
Изохорная теплоемкость системы (Cv). [Cv] = Дж/К.
Мольная изобарная теплоемкость системы ( ).
[ ] = Дж/(Кмоль).
Мольная изохорная теплоемкость системы ( ).
[ ] = Дж/(Кмоль).
Удельный объем чистого вещества ( ). [ ] = м3/кг.
Мольный объем чистого вещества ( ). [ ] = м3/моль.
Плотность массы чистого вещества (ρо). [ о] = кг/м3 .
Работа (A). [A] = Дж.
Количество теплоты ( Q). [Q] = Дж.
Энтропия (полная, всей системы) (S). [S] = Дж/К.
Мольная энтропия (s). [s] = Дж/(мольК) .
Внутренняя энергия (U). [U] = Дж.
Мольная внутренняя энергия (u). [u] = Дж/моль.
Энтальпия (полная, всей системы) (Н). [H] = Дж.
Мольная энтальпия (h). [h] = Дж/моль.
Энергия Гиббса (G). [G] = Дж .
Мольная энергия Гиббса (g). [g] = Дж/моль.
Мольная доля компонента k (Nk).
Массовая доля компонента k (φk).
Мольный объем ( ). [ ] = м3/моль.
Удельный объем ( уд). [ уд] = м3/кг.
Парциальный мольный объем компонента k ( ).
[ ] = м3/моль.
Глубина химической реакции (кси)( ).
Стехиометрическое число компонента k в реакции ( ).
Стандартная мольная энтальпия реакции ( ).
Стандартная мольная энтальпия образования вещества k
( ).
Стандартная мольная энтропия реакции ( ).
Стандартная мольная энтропия вещества k ( ).
Стандартная мольная изобарная теплоемкость реакции r
( ).
Константа равновесия реакции r в pшкале ( ).
Уравнение состояния идеального газа системы невзаимодействующих частиц точечного размера;
, (А)
где n количество вещества (в молях);
R универсальная газовая постоянная,
R = 8,314 Дж/(мольК) = 1,987 кал/(мольК) = 0,0821 латм/(мольК).
Нормальные условия это температура 0 оС и давление 1 атм.
Первый закон (первое начало) термодинамики:
энергия изолированной системы постоянна −
.
В неизолированной системе энергия может изменяться за счет:
а) совершения системой работы над окружающей средой;
б) теплообмена системы с окружающей средой.
Математическая формулировка первого закона для закрытых систем:
dU = Q A ; U = Q A. (Б)
Буквы в уравнении (Б) отражают тот факт, что Q и A не являются функциями состояния, они служат формами передачи энергии и связаны с процессами, а не с состояниями системы. Их называют также функциями перехода и бесконечно малое изменение теплоты и работы не является полным дифференциалом.
Теплота может переходить в систему при нагревании. Для расчета теплоты используют понятие теплоемкости (С)
, (В)
где бесконечно малое количество теплоты, сообщенное системе для изменения ее температуры на . Теплоемкость экстенсивное свойство. Теплоемкость зависит от природы вещества, его агрегатного состояния, от температуры. На рисунке показана в общем виде зависимость мольной изобарной теплоемкости вещества от температуры.
Зависимость изобарной
теплоемкости вещества
от температуры
Эта зависимость получается при подстановке произвольных значений температуры в эмпирически наблюдаемые и приведенные в справочной литературе температурные ряды
, (Г)
где эмпирические коэффициенты.
При температуре системы, меньшей чем температура плавления (Т < Т пл), температурная зависимость теплоемкости вещества имеет вид
. (Д)
При температуре, находящейся в интервале от температуры плавления до температуры кипения (T пл <Т < Т кип), вещество будет в жидком состоянии и температурная зависимость теплоемкости будет следующей:
. (Е)
И, наконец, при температуре системы выше температуры кипения вещества (T кип <Т), когда вещество находится в газообразном виде, зависимость теплоемкости от температуры имеет вид:
. (Ж)
Для идеальных газов мольная теплоемкость практически не зависит от температуры и равна:
для одноатомных идеальных газов = 3/2 R;
двухатомных идеальных газов = 5/2 R;
нелинейных трехатомных и многоатомных молекул = 3 R.
Для идеальных газов справедливо уравнение Майера
. (И)
Экспериментально обнаружено, что внутренняя энергия идеального газа не зависит ни от объема, ни от давления, т.е.
и .
Второй закон термодинамики устанавливает критерии необратимости термодинамических процессов: существует функция состояния энтропия S, которая обладает следующим свойством , причем знак равенства относится к обратимым процессам, а знак больше к необратимым.
Для изолированных систем второй закон утверждает, что энтропия изолированных систем в необратимых процессах может только возрастать, а в состоянии термодинамического равновесия она достигает максимума (dS = 0).
В отличие от многих других термодинамических функций, энтропия имеет точку отсчета, которая задается постулатом Планка: при абсолютном нуле T = 0 К все идеальные кристаллы имеют одинаковую энтропию, равную нулю.