Элементы химической термодинамики. Растворы.Растворимость вещест. Занятие 3 Элементы химической термодинамики
 Скачать 22.21 Kb.
|
|
Практическое занятие №3 Элементы химической термодинамики. Значение темы: Изучение данной темы способствует выработке единой линии, позволяющей устранить разрыв между отдельными сторонами физических, химических и биологических процессов; позволяет сформировать четкое понимание причин возможности протекания того или иного химического процесса самопроизвольно. Цель занятия: Студент должен Знать: общие понятия термодинамики: внутренняя энергия, теплота, работа, энтальпия, энтропия, энергия Гиббса. Первый и второй закон термодинамики. Уметь: охарактеризовать общие понятия термодинамики; формулировать и применять начала термодинамики к различным химическим процессам, протекающим в организме; проводить термохимические и термодинамические расчеты. Решать упражнения на обобщение, систематизацию и закрепление знаний. План изучения темы: Организационная часть — 5 мин. Разбор тематического материала – 50 мин. Решение упражнений и ситуационных задач – 20 мин. Итоговый контроль – 10 мин. Подведение итогов занятия. Домашнее задание — 5 мин. Вопросы для самоконтроля: Внутренняя энергия, теплота, работа. Первый закон термодинамики. Энтальпия Энтропия и ее изменение при химической реакции Энергия Гиббса Второй закон термодинамики Применение законов термодинамики к живым системам. СТЕХИОМЕТРИЧЕСКИЕ ЗАКОНЫ ХИМИИ Стехиометрия (от греч. stoicheion - первоначало, элемент и ... метрия), учение о количественных соотношениях между массами и объемами веществ, вступивших в химическую реакцию. Включает правила составления химических формул и уравнений. Основывается на законах сохранения массы, постоянства состава, Авогадро, Гей-Люссака, кратных отношений, эквивалентов. Закон сохранения массы веществ (М.В. Ломоносов, 1748 как философская концепция, 1748 - экспериментальное подтверждение; А.-Л. Лавуазье, 1789). Закон является всеобщим. Масса веществ, вступивших в реакцию (реагентов), равна массе веществ, получившихся в результате реакции (продуктов). Закон постоянства состава веществ (Ж.-Л. Пруст, 1799). Каждое чистое вещество, каким бы способом оно не было получено, всегда имеет один и тот же состав (и свойства). Закон частный и выполняется только для веществ постоянного состава (дальтонидов). Но существуют вещества переменного состава (бертол-лиды). В бертоллидах точное значение отношения числа атомов или ионов может варьировать в зависимости от способа получения. Например, сульфид железа от Fе 1,1S до FeS 1,1. Закон кратных отношений (Д. Дальтон, 1803). Если два элемента могут образовывать между собой несколько соединений, то весовые (массовые) доли любого из элементов в этих соединениях относятся друг к другу как небольшие целые числа. Например, известно два оксида железа FeO и Ре2Оз. Найдем отношение массы железа к кислороду в обоих случаях для количества веществ 1 моль. Для FeO отношение равно 56 г/моль/16 г/моль = 3,5. Для Fe2O3 отношение равно 56 г/моль 2/16 г/моль 3 ≈2,33. Найдем соотношение полученных величин 3,5 : 2,33 = 1,5 : 1 = 3 : 2 (соотношение целочисленное). Закон Авогадро (А. Авогадро, 1811; С. Канницацаро, 1858). В равных объемах различных газов при одинаковых температуре и давлении содержится одно и тоже число молекул. Если Vi = V2 при Т, Р = const, то N1 = N2. Следствия из закона. Следствие 1. Один моль любого газа содержит постоянное число частиц (постоянная Авогадро) NA = 6,02 1023моль-1 и занимает объем при нормальных условиях (Т = 273,15 К, р = 101325 Па) 22,4 л. Молярный объем Vm= 22,4 л/моль. Формулы для расчета: V = Vm ∙ n, где n - количество вещества; N = NA ∙ n, где N - число частиц. Следствие 2. При равенстве объемов двух различных газов массы их не равны, так как масса молекулы одного газа не равна массе молекулы другого газа. Тогда можно рассчитать относительную плотность одного газа по другому: D1|2 – m1/m2 = М1/М2, где m1 и m2 - массы газов при одинаковом объеме; M1 и М2 - молярные массы тех же газов. Относительную плотность газа по водороду можно найти по формуле: Dh2 = m 1/m2 н2 = M1/29. Относительную плотность газа по воздуху можно найти по формуле: Dвоздуха= m 1/mвозд.= M1/29. Закон объемных отношений (Гей-Люссак, 1808). Объемы вступающих в реакцию газов при одинаковых условиях (T, р) относятся друг к другу как простые целые числа. Например, в реакции 3Н2 + N2 = 2NH3 соотношение объема водорода к азоту 3:1. Закон эквивалентов. Д. Дальтон примерно в 1803 г. ввел в науку представление о соединительных весах элементов, впоследствии названных "эквивалентами". Предложил закон "паев". ОСНОВНЫЕ ГАЗОВЫЕ ЗАКОНЫ Для выполнения ряда лабораторных работ и решения задач иногда необходимо использовать газовые законы. Закон Бойля - Мариотта. При постоянной температуре (Т) давление (р), производимое данной массой газа, обратно пропорционально объему (V) газа. p2/p1=V1/V2 или pV = const. Закон Гей-Люссака. При постоянном давлении объем газа изменяется прямо пропорционально абсолютной температуре. V1/T1 = V2/T2 или V/T= const. При постоянном объеме давление газа изменяется прямо пропорционально абсолютной температуре. р1/Т1= р2/Т2 Объединенный газовый закон. PV/T = poVo/T0, где р0, V0 и Т0 - давление, объем и температура при нормальных условиях. Уравнение Менделеева - Клайперона (уравнение состояния идеального газа). pV = mRT/M Единицы измерения в системе СИ: р = Па; V = м3; m = кг; М = кг/моль; Т=К; R=8,314 Дж/моль К. Контрольные вопросы: Какая система называется открытой? Приведите примеры открытой системы. Какой параметр системы является функцией состояния? Назовите величины, являющиеся функциями состояния. Какие из предложенных параметров состояния относятся к экстенсивным: масса, температура, давление, энтропия, энергия? Напишите математическое выражение 1 начала термодинамики для изобарных процессов. Чему равна теплота изохорного и изобарного процесса? Что является критерием самопроизвольно протекающих необратимых процессов в изолированных системах? Домашнее задание: Закрепление законов термодинамики, подготовка к проверочной работе. Практическое занятие №4 Растворы. Растворимость веществ в воде. Значение темы: данная тема очень важна для будущих лаборантов, так как каждый из них обязан прежде всего уметь обращаться с растворами, готовить растворы заданной концентрации и делать для этого необходимые расчеты. Цель занятия: Студент должен Знать: способы выражения количественного состава растворов: массовую долю растворенного вещества, молярную концентрацию и молярную концентрацию эквивалента. Уметь: решать задачи на приготовление растворов: по заданной концентрации; методом разбавления концентрированных растворов водой и методом смешивания растворов с различной массовой долей одного и того же растворенного вещества. План изучения темы: Организационная часть — 5 мин. Разбор тематического материала – 30 мин. Решение упражнений и ситуационных задач – 40 мин. Итоговый контроль – 10 мин. Подведение итогов занятия. Домашнее задание — 5 мин. Вопросы для самоконтроля: Массовая доля растворенного вещества. Молярная доля. Объемная доля. Молярная концентрация. Закон эквивалентов. Эквивалент вещества. Молярная концентрация эквивалента. Моляльная концентрация. Титр. Расчеты, проводимые при приготовлении растворов по аданной концентрации. Расчеты, проводимые при разбавлении концентрированных растворов и смешивании растворов с различной массовой долей растворенного вещества. Контрольные задачи: Заполните таблицу способы выражения концентрации вещества. Используйте заполненные формулы для решения задач.
Определите массовую долю (%) KCl в растворе, если KCl массой 50 г растворен в воде массой 200г. Вычислите массовую долю (%) и молярную концентрацию раствора карбоната калия, содержащего 75 г соли в 500 г воды. Сколько граммов сульфита натрия требуется для приготовления 5 л 8%-ного (по массе) раствора (плотность 1, 075 г/см3 )? В лаборатории имеются растворы с массовой долей хлорида натрия 10 и 20%. Какую массу каждого раствора надо взять для приготовления 12%-ного раствора массой 300 г.? Домашнее задание: Закрепление формул выражения концентраций. |