Контрольная работа по "Химии"

Федеральное агенство по образованию РФ

Казанский Государственный  Архитектурно-Строительный Университет

Кафедра химии  и инженерной экологии в строительстве(ХИЭС) 
 
 

КУРСОВАЯ  РАБОТА

По химии 
 
 
 
 

Выполнила:

Студентка экономического факультета

Дневной формы обучения

Группы  11-103

Щербакова В.М. 
 
 
 
 

Казань

2010  
 

Содержание:

1. Задание 1
1. Теоритическая часть                                                                                                                
2. Практическая часть
2. Задание 2
1. Теоритическая часть
2. Практическая часть
3. Задание 3
1. Теоритическая часть
2. Практическая часть
4. Задание 4
1. Теоритическая часть
2. Практическая часть
5. Задание 5
1. Нанотехнологии
2. Нанотехнологии в строительстве

 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 

Cписок литературы:

1. Учебно-методические указания по химии
2. Учебник “ОБЩАЯ ХИМИЯ” автор Н.В.Коровин
3. ru.wikipedia.ru
4. www.nano.ru
5. www.stroinauka.ru

Задание 1

1.1 Теоритическая  часть

ЭНЕРГИЯ ГИББСА.

В различных  процессах, в том числе и химических действуют две конкурирующие тенденции:

1. Стремление системы перейти в состояние с наименьшей энергией, т.е. понизить энтальпию (ΔH<0);
2. Стремление системы перейти в состояние с максимальной степенью разупорядоченности, т.е. повысить энтропию (ΔS>0).

 

Если в ходе реакции степень беспорядка не изменятся (ΔS=0), то направление процесса определяется изменением энтальпии и процесс проходит самопроизвольно в направлении уменьшения энтальпии (ΔH<0). 

Если процесс  происходит без изменения энтальпии  (ΔH=0), то фактором, определяющим направление реакции, является энтропия и процесс пойдёт самопроизвольно в сторону увеличения (ΔS>0). 

Если одновременно изменяются и энтальпия, и энтропия, то направление самопроизвольного  протекания процесса определяется суммарной  движущей силой реакции. Самопроизвольно  реакция протекает в том направлении, в котором общая суммарная  движущая сила системы будет уменьшаться. 

С учётом одновременного действия этих двух противоположных  факторов такой движущей силой для  реакций, протекающих при постоянной температуре и давлении, является энергия Гиббса (G), называемая также изобарно-изотермическим потенциалом, или свободной энергией. В качестве критерия для определения направления самопроизвольного протекания химических процессов используется изменение энергии Гиббса ΔG (ΔG=).  В зависимости от знака её изменения возможны три случая:

1. ΔG<0, реакция термодинамически возможна.

При постоянной температуре и давлении химической реакции протекают самопроизвольно  только в направлении уменьшения энергии Гиббса в системе (ΔG<0)

Это положение  связано с принципом минимума энергии, лежащимм в основе второго закона термодинамики, одна из формулировок которого гласит: “Теплота не может самостоятельно переходить от менее нагретого тела к более нагретому, самопроизвольно возможен лишь обратный процесс”.

2. ΔG>0, реакция термодинамически невозможна;
3. ΔG=0, термодинамически возможна как прямая, так и обратная реакция. Отсутствие изменения энергии Гиббса является термодинамическим условием установления химического равновесия в реакционной системе.

Энергия Гиббса связана с энтальпией, энтропией  и температурой:

G=H-T*S

Изменение энергии  Гиббса (ΔG) при этом записывается в виде:

ΔG= ΔH-TΔS

Из уравнения  ΔG= ΔH-TΔS следует, что возможность самопроизвольного протекания химических реакций зависит от соотношения величины ΔH и TΔS. При этом возможны четыре основных случая:

1. Если ΔH<0, а ΔS>0, то энергия Гиббса всегда будет величиной отрицательной (ΔG<0). Такие реакции термодинамически возможны при любой температуре.
2. Если ΔH>0, а ΔS<0, то всегда ΔG>0. Такие реакции термодинамически невозможны при любых температурах.
3. Если ΔH>0 и ΔS>0, то реакция возможно только при высоких температурах, когда │ΔH│<│TΔS│.
4. Если  ΔH<0 и ΔS<0, то реакция возможна при низких температурах, когда │ΔH│>│TΔS│.

 

Для проведения различных термодинамических расчётов вводят стандартные энергии Гиббса образования вещества (Δ), т.е. изменение энергии Гиббса реакции образования одного моля соединения из соответствующих простых веществ ( все участвующие вещества находятся в стандартном состоянии) при стандартных условиях (измеряется обычно в кДж/моль).

  Стандартная энергия  Гиббса образования  простых веществ  условно принимается  равной нулю.

Энергия Гиббса является функцией состояния  системы, поэтому её изменение в  ходе реакции зависит только от природы  и физического или агрегатного  состояния исходных веществ и  продуктов реакции и не зависит  от промежуточных стадий реакции  или от того, каким путём данная реакционная система достигла конечного  состояния, т.е.

ΔG=∑Δ∑Δ

При суммировании обязательно учитывается число  молей всех участвующих веществ. 

1.2 Практическая  часть 

Дана  реакция:

Ni 

1)Рассчитаем  значение ΔG по формуле:  ΔG=∑Δ∑Δ

Для этого  нам нужно знать значение Δ каждого вещества:

Δ

Δ(Pb) = 0, т.к.  это простые вещества

Δ(таб)

Δ( таб)

Δ= (Δ+ Δ- (Δ+ Δ)=-189,1+211,6=93,4

Δ=93,4

Δ>0

т.к.  Δ>0, реакция при стандартных условиях невозможна, при этих условиях пойдёт обратная реакция:

Ni 

Посчитаем значение Δ для этой реакции, тем самым докажем что она возможна при стандартных условиях: 

Δ= (Δ+ Δ)- (Δ+ Δ=-211,6+189,1=-93,4

Δ<0, реакция термодинамически возможна. 
 
 

Задание 2

2.1 Теоритическая  часть 

СКОРОСТЬ  ХИМИЧЕСКИХ РЕАКЦИЙ  

Скорость  реакции определяется изменением молярной концентрации одного из реагирующих веществ:   

V = ± ((С₂ – С₁) / (t₂ - t₁)) = ± (DС / Dt)  

где С₁ и С₂ - молярные концентрации веществ в моменты времени t₁ и t₂ соответственно (знак (+) – если скорость определяется по продукту реакции, знак (–) – по исходному веществу).  

Реакции происходят при столкновении молекул реагирующих  веществ. Ее скорость определяется количеством  столкновений и вероятностью того, что они приведут к превращению. Число столкновений определяется концентрациями реагирующих веществ, а вероятность  реакции - энергией сталкивающихся молекул.   

Факторы, влияющие на скорость химических реакций.   

1.      Природа реагирующих веществ. Большую роль играет характер химических связей и строение молекул реагентов. Реакции протекают в направлении разрушения менее прочных связей и образования веществ с более прочными связями. Так, для разрыва связей в молекулах H₂ и N₂ требуются высокие энергии; такие молекулы мало реакционноспособны. Для разрыва связей в сильнополярных молекулах (HCl, H₂O) требуется меньше энергии, и скорость реакции значительно выше. Реакции между ионами в растворах электролитов протекают практически мгновенно.  

Примеры   

Фтор с водородом  реагирует со взрывом при комнатной температуре, бром с водородом взаимодействует медленно и при нагревании.

Оксид кальция  вступает в реакцию с водой  энергично, с выделением тепла; оксид  меди - не реагирует.  

2.      Концентрация. С увеличением концентрации (числа частиц в единице объема) чаще происходят столкновения молекул реагирующих веществ - скорость реакции возрастает.  

Закон действующих масс (К. Гульдберг, П.Вааге, 1867г.)

 

   

Константа скорости реакции k зависит от природы реагирующих веществ, температуры и катализатора, но не зависит от значения концентраций реагентов.

Физический  смысл константы скорости заключается  в том, что она равна скорости реакции при единичных концентрациях  реагирующих веществ.

Для гетерогенных реакций концентрация твердой фазы в выражение скорости реакции  не входит.  

3.      Температура. При повышении температуры на каждые 10°C скорость реакции возрастает в 2-4 раза (Правило Вант-Гоффа). При увеличении температуры от t₁ до t₂ изменение скорости реакции можно рассчитать по формуле:   
 

 

 

(где Vt₂ и Vt₁ - скорости реакции при температурах t₂ и t₁ соответственно; g- температурный коэффициент данной реакции).

Правило Вант-Гоффа  применимо только в узком интервале  температур. Более точным является уравнение Аррениуса: