WWW.DISSERS.RU

БЕСПЛАТНАЯ ЭЛЕКТРОННАЯ БИБЛИОТЕКА

   Добро пожаловать!


Pages:     || 2 | 3 | 4 | 5 |   ...   | 14 |
ГОСУДАРСТВЕННЫЙ КОМИТЕТ РОССИЙСКОЙ ФЕДЕРАЦИИ ПО РЫБОЛОВСТВУ ФЕДЕРАЛЬНОЕ ГОСУДАРСТВЕННОЕ ОБРАЗОВАТЕЛЬНОЕ УЧРЕЖДЕНИЕ ВЫСШЕГО ПРОФЕССИОНАЛЬНОГО ОБРАЗОВАНИЯ “МУРМАНСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ ТЕХНИЧЕСКИЙ УНИВЕРСИТЕТ” Г.С. СКИБА ПРАКТИКУМ ПО ФИЗИЧЕСКОЙ ХИМИИ Фазовые и химические равновесия. Химическая кинетика Допущено Ученым советом университета в качестве учебного пособия по дисциплине «Физическая химия» для студентов специальности 020101 «Химия» Мурманск 2008 2 УДК 551.1(075.8) ББК 24.5 я.73 С 42 Скиба, Г.С. Практикум по физической химии : Фазовые и химические равновесия. Химическая кинетика : учеб. пособие для студентов специальности 020101 «Химия» / – Мурманск : Изд-во МГТУ, 2007. – 136 с. : ил.

Учебное пособие представляет собой руководство к практическим занятиям по изучению конденсированных систем, химических равновесий и химической кинетики.

Рассмотрены методы изучения диаграмм плавкости двойных систем и растворимости двойных и тройных водно-солевых систем, приведены теоретические сведения по химическим равновесиям и кинетике, а также представлены описания лабораторных работ по указанным разделам.

Пособие предназначено для студентов и аспирантов химических и химикотехнологических специальностей, может быть полезно для преподавателей вузов и начинающих исследователей, работающих в различных областях физической и прикладной химии и химической технологии.

The manual represents a guide on physical-chemical analysis of the condensed systems and chemical kinetics. Problems of studying of binary systems fusibility diagram using methods of cooling curves construction, visual-polythermal and differential-thermal are considered. Methods of studying of solubility in binary and triple water-salt systems and theoretical data about chemical equilibrium and kinetics are given. Descriptions of laboratory procedure are presented above mentioned directions.

The manual can be recommended for students of chemical and technological specialities. It may be useful for lectures of high schools and the young researchers working in various fields of theoretical and applied chemistry.

Ил. 48, табл. – 12, список лит. – 13 названий Рецензенты: В.М.Орлов, доктор техн. наук, зав. лаб. ИХТРЭМС КНЦ РАН;

кафедра химии Кольского филиала Петрозаводского государственного университета.

СКИБА ГАЛИНА СТЕПАНОВНА ПРАКТИКУМ ПО ФИЗИЧЕСКОЙ ХИМИИ. Фазовые и химические равновесия. Химическая кинетика © Мурманский государственный технический университет, © Скиба Г.С., ОГЛАВЛЕНИЕ ВВЕДЕНИЕ…………………………………………………………………………………..Часть I. ФАЗОВЫЕ РАВНОВЕСИЯ……………………………………………………...1. ОСНОВНЫЕ ПОНЯТИЯ. МЕТОДЫ ИЗОБРАЖЕНИЯ ДИАГРАММ СОСТОЯНИЯ ……………………………1.1. Однокомпонентные системы………………………………………………………….1.2. Двухкомпонентные системы………………………………………………………...1.2.1. Равновесие жидкость – жидкость…………………………………………...1.2.2. Равновесие пар – жидкий раствор………………………………………….1.2.3. Равновесие кристалл – жидкий раствор…………………………………...1.3. Трехкомпонентные системы…………………………………………………………2. МЕТОДЫ ИССЛЕДОВАНИЯ ДИАГРАММ СОСТОЯНИЯ СОЛЕВЫХ СИСТЕМ……………………………………………………………………...2.1. Визуально-политермический метод………………………………………………...2.2. Метод построения кривых время – температура…………………………………2.3. Дифференциальный термический анализ …………………………………………2.4. Приборы и устройства, применяемые в термическом анализе…………………2.4.1. Термопары……………………………………………………………………2.4.2. Измерительные приборы…………………………………………………...2.4.3. Тигли и другие сосуды, применяемые в термографии…………………2.4.4. Нагревательные устройства……………………………………………….2.5. Градуировка термографической установки………………………………………2.6. Лабораторные работы Работа № 1. Пересчет концентраций……………………………………………Работа № 2. Построение кривой ликвидуса системы KNO3 – NaNOвизуально-политермическим методом………………………………………….Работа № 3. Микроскопические исследования структуры затвердевших сплавов системы KNO3 – NaNO3……………………………….Работа № 4. Изучение диаграммы плавкости системы эвтектического типа KNO3 – CsNO..........……………………………………….Работа № 5. Изучение диаграммы плавкости системы с непрерывным рядом твердых растворов KNO3 – RbNO3………………….3. МЕТОДЫ ИССЛЕДОВАНИЯ РАВНОВЕСИЙ В ВОДНО-СОЛЕВЫХ СИСТЕМАХ………………………………………………………………………………...3.1. Определение растворимости…………………………………………………………3.2. Равновесие в двухкомпонентных водно-солевых системах……………………..3.3. Равновесие в трехкомпонентных водно-солевых системах……………………...3.4. Лабораторные работы Работа № 6. Определение растворимости в системе К2С2О4 – Н2О…………...Работа № 7. Определение температуры превращения двойной соли непосредственным наблюдением под микроскопом…………………………....Работа № 8. Изучение растворимости в тройной водно-солевой системе KNO3 – KCl – H2O при комнатной температуре………………………………....Часть II. ХИМИЧЕСКИЕ РАВНОВЕСИЯ……………………………………………..1. ОБЩИЕ УСЛОВИЯ ХИМИЧЕСКОГО РАВНОВЕСИЯ…………………………..2. ЗАКОН ДЕЙСТВУЮЩИХ МАСС……………………………………………………3. УРАВНЕНИЕ ИЗОТЕРМЫ РЕАКЦИИ ……………………………………………..4. ЗАВИСИМОСТЬ КОНСТАНТЫ РАВНОВЕСИЯ ОТ ТЕМПЕРАТУРЫ…………………………………………………………..................5. ХИМИЧЕСКИЕ РАВНОВЕСИЯ В ГЕТЕРОГЕННЫХ СИСТЕМАХ……………………………………………………..6. ЛАБОРАТОРНЫЕ РАБОТЫ Работа № 9. Определение константы ассоциации карбоновых кислот……….Работа № 10. Изучение равновесия реакции СО2 + Н2 = СО +Н2О…………….Часть III. ХИМИЧЕСКАЯ КИНЕТИКА………………………………………………1.ОБЩИЕ ПОНЯТИЯ И ОПРЕДЕЛЕНИЯ……………………………………….2. КИНЕТИЧЕСКАЯ КЛАССИФИКАЦИЯ РЕАКЦИЙ………………………..3. ОПРЕДЕЛЕНИЕ ПОРЯДКА РЕАКЦИИ……………………………………….4. МЕТОД КВАЗИСТАЦИОНАРНЫХ КОНЦЕНТРАЦИЙ…………………….5. ЗАВИСИМОСТЬ СКОРОСТИ РЕАКЦИИ ОТ ТЕМПЕРАТУРЫ.



УРАВНЕНИЕ ИЗОБАРЫ РЕАКЦИИ………………………………….………….6. ЛАБОРАТОРНЫЕ РАБОТЫ Работа № 11. Определение порядка реакции окисления иодид - ионов ионами трехвалентного железа ………………………………..Работа № 12. Изучение скорости реакции йодирования ацетона………….РЕКОМЕНДУЕМАЯ ЛИТЕРАТУРА………………………………………….. ВВЕДЕНИЕ Физическая химия изучает связь между физической и химической формами движения. Она объясняет химические явления и их закономерности на основе законов физики. Первый курс физической химии был прочитан М.В. Ломоносовым (1711–1765) в 1752–54 гг.

В организованной им лаборатории не только выполнялись эксперименты, но и впервые стали проводиться практические занятия со студентами.

Ломоносов считал, что «химик без знания физики подобен человеку, который все искать должен ощупом, и сии две науки так созданы между собой, что одна без другой в совершенстве быть не могут». М.В.

Ломоносов первым из российских ученых начал применять физические методы исследований в химии. Закон сохранения массы вещества и энергии – важнейшее его открытие в области физической химии.

В 1865 г. выдающийся русский ученый Н.Н. Бекетов (1827–1911) начал читать систематический курс лекций по физической химии в Харьковском университете. Первый учебник по физической химии появился также в России в 1877 г. – автор Любавин Н.Н. (1845–1918) «Физическая химия». В 1886 г. был издан курс лекций по физической химии Н.Н. Бекетова. Видное место в развитии физической химии принадлежит Д.И. Менделееву (1834–1907), разработавшему гидратную теорию растворов, объяснившую суть взаимодействия между молекулами растворителя и растворенного вещества. Выдающийся вклад в развитие физической химии сделал Н.С. Курнаков (1860–1941), изучавший физико химические свойства систем в зависимости от состава, он является основателем физико-химического анализа.

Большое значение для становления физической химии как самостоятельной науки имела деятельность В.Ф. Оствальда (1853–1932), который в 1887 г. в Лейпцигском университете организовал кафедру физической химии и учебную лабораторию, а также начал издание журнала «Zeitschrift fr Physikalische Chemie». Значительный вклад в развитие физической химии внесли зарубежные ученые: Дж. У. Гиббс (1839–1911) – основатель термодинамики и статической механики, Я. Х.

Вант-Гофф (1852–1911) сформулировал ряд положений теории растворов и стереохимии, С.А. Аррениус (1859–1927) – электролитической диссоциации и химической кинетики.

В XX в. развитие физической химии связано с успехами в области статистики и квантовой механики атомов и молекул, что привело к развитию учения о реакционной способности. Физическая химия успешно развивалась трудами таких ученых как Д.П. Коновалов (учение о растворах), Н.Н. Семенов (химическая кинетика), А.А. Баландин (катализ), Я.К. Сыркин (строение вещества), А.Н. Фрумкин (электрохимия) и многих других и зарубежных: Л. Полинг (химическая связь), Г. Эйринг (кинетика), И. Пригожин (термодинамика неравновесных процессов) и др.

Физическая химия имеет большое практическое применение.

Технологические процессы синтеза разнообразных веществ, использование каталитических реакций в производстве основаны на законах физической химии. Расплавленные соли и их смеси используются в различных областях техники, например, в электрометаллургии, ядерной технике и других. Рациональный подбор солевых смесей при этом основан на использовании диаграмм плавкости с определением фазовых равновесий. Диаграммы состав–свойство имеют большое значение для разработки процессов выделения и очистки веществ различными способами: кристаллизацией, ректификацией, экстракцией и др. Изучение химических равновесий и определение констант равновесия химических реакций позволяет рассчитать составы равновесных смесей и выход продуктов реакции. Знание законов химической кинетики, определение кинетических уравнений и скоростей реакций позволяют определить оптимальные условия процесса, контролировать его протекание, выполнить расчет оборудования. Настоящее учебное пособие должно способствовать лучшему усвоению теоретических знаний и получению практических навыков в решении задач названных разделов физической химии.

ЧАСТЬ I. ФАЗОВЫЕ РАВНОВЕСИЯ 1. Основные понятия. Методы изображения диаграмм состояния Физико-химические системы подразделяются на гомогенные и гетерогенные.

Гомогенной называется система, внутри которой нет поверхностей раздела, отделяющих различающиеся либо по физическому строению, либо по химическим свойствам, части системы. Примерами таких систем могут служить: смесь газов, ненасыщенный раствор соли в воде, кристаллы чистого вещества.

Гетерогенной называется система, состоящая из различных по своим физическим или химическим свойствам частей, отделенных друг от друга поверхностями раздела. Примерами гетерогенных систем могут служить:

смесь кристаллических веществ, смесь нескольких жидкостей, ограниченно растворимых друг в друге, насыщенный раствор соли в воде с избытком твердой соли.

Любая гетерогенная система состоит из нескольких фаз. Фазой называется гомогенная часть системы, ограниченная поверхностью раздела и характеризующаяся одинаковыми химическими и физическими свойствами во всех своих точках. По числу фаз (Ф) различают системы однофазные, двухфазные, трехфазные и т. д.





Каждая система состоит из одного или нескольких веществ.

Индивидуальные химические вещества, которые могут быть выделены из системы простыми препаративными методами (кристаллизация, осаждение, испарение и др.) и существовать вне ее самостоятельно, называются составляющими веществами системы. Например, в водном растворе хлорида натрия составляющими веществами являются NaCl и Н2О, а ионы Na+ и С1- ими не являются.

Составляющие вещества, с помощью наименьшего числа которых можно однозначно выразить состав каждой фазы при любых условиях существования системы, называются компонентами.

Если в системе между составляющими веществами нет химического взаимодействия, то число компонентов равно числу составляющих веществ. При наличии химического взаимодействия число компонентов находится как разность между числом составляющих веществ и числом уравнений, связывающих равновесные концентрации этих веществ.

В зависимости от способа образования равновесной системы и условий ее существования при одном и том же числе составляющих веществ число компонентов может быть разным.

Например, равновесная газообразная система, содержащая азот, водоод и аммиак, может быть получена двумя путями:

N2 + 3H2 2NH3 (1) 2NH3 N2 + 3H2 (2) В первом случае, если азот и водород взяты в исходной системе в произвольном соотношении, равновесные концентрации или пропорциональные им относительные парциальные давления всех трех составляющих веществ связаны между собой только одним уравнением:

~ pNH o K = (3) ~ ~ pN pH 2 ~ где pi = pi/p0; pi – парциальное давление i-ого компонента;

p0 – стандартное давление, равное 1,01325·105 Па. В этом случае число компонентов в системе равно двум.

Во втором случае равновесные концентрации или относительные парциальные давления трех составляющих веществ связаны между собой двумя уравнениями:

~ ~ pN pH o 2 K = (4), ~ pNH ~ ~ pN = pH (5) 2 В этом случае число компонентов в системе равно единице.

При подсчете числа компонентов в системе учитываются уравнения, связывающие равновесные концентрации или пропорциональные им относительные парциальные давления, но не числа молей составляющих веществ. Это особенно следует иметь в виду, если система гетерогенная.

Например, в системе, состоящей из СаСО3 (тв), СаО (тв) и CO2 (газ), при равновесии, описываемом уравнением:

СаСО3(тв) СаО (тв) + CO2 (газ) (6) закон действующих масс имеет вид:

~ K° = pCO (газ). (7) В рассматриваемой равновесной системе число молей СаО (тв) равно ~ ~ ~ числу молей СО2 (газ), но pCO (газ) pCaO(тв) ( pCaO(тв) – относительное парциальное давление паров СаО над твердым СаО). В такой системе число компонентов не может быть меньше двух.

По числу компонентов (К) различают системы однокомпонентные, двухкомпонентные, трехкомпонентные и т. д.

Любая система обладает определенными свойствами.

Термодинамические свойства, наименьшее число которых необходимо для описания состояния данной системы, называются параметрами состояния. В качестве параметров состояния выбираются такие термодинамические свойства, которые легко могут быть измерены на опыте. К таким свойствам относятся температура, давление, объем, концентрация. Концентрация обычно выражается в массовых или молярных процентах или долях.

Число независимых термодинамических параметров состояния фаз равновесной системы, произвольное изменение которых в определенных пределах не вызывает исчезновения одних и образования других фаз, называется числом термодинамических степеней свободы, или вариантностью системы.

По числу степеней свободы (С) системы разделяются на инвариантные, или нонвариантные (С = 0), моновариантные (С = 1), дивариантные, или бивариантные (С = 2) и т. д. В равновесной системе связь между числами фаз, компонентов и термодинамических степеней свободы выражается законом равновесия фаз – правилом фаз Гиббса:

С = К – Ф + 2. (8) Цифра 2 в (8) свидетельствует о влиянии на систему двух внешних параметров – давления и температуры. В частных случаях, когда из внешних факторов на систему оказывает влияние только давление (T = const) или температура (р = const), число степеней свободы уменьшается на единицу и правило фаз принимает вид:

Сусл = К – Ф + 1. (9) Вариантность системы в этом случае называется условной (Сусл), а система – условно инвариантной, условно моновариантной и т. д.

При постоянстве давления и температуры Сусл = К – Ф. (10) Если составы двух равновесных фаз, выраженные в массовых или молярных процентах или долях, в рассматриваемой системе одинаковы, например, состав жидкой фазы одинаков с составом пара, то при подсчете числа степеней свободы вместо уравнения (8) следует пользоваться уравнением Сусл = К – Ф +2 – 1 = К – Ф + 1, (11) а вместо уравнения (9) уравнением Сусл = К – Ф + 1 – 1 = К – Ф. (12) В некоторых случаях состояние системы определяется и такими внешними факторами как электрический потенциал, магнитное поле, поле тяготения и др., которые также следует учитывать при подсчете числа степеней свободы в равновесной системе. В общем случае, когда на систему действуют n различных внешних факторов, уравнение имеет вид:

Pages:     || 2 | 3 | 4 | 5 |   ...   | 14 |










© 2011 www.dissers.ru - «Бесплатная электронная библиотека»

Материалы этого сайта размещены для ознакомления, все права принадлежат их авторам.
Если Вы не согласны с тем, что Ваш материал размещён на этом сайте, пожалуйста, напишите нам, мы в течении 1-2 рабочих дней удалим его.