Химическая термодинамика

Федеральное агентство по образованию РФ    

        

 

 

 

 

 

 

                             Курсовая работа

                                                         По химии

                                     

 

 

 

 

 

 

 

                                                                                                   Выполнила: 

                                                                                                     Проверила: 

 

 

 

 

 

 

                                                                Казань 2010

                                                  СОДЕРЖАНИЕ

1. Введение                                                                     
2. Химическая термодинамика
1. Внутренняя энергия
2. Энтальпия
3. Энтропия
4. Энергия Гиббса
3. Кинетика химических реакций
1. Скорость химической реакции
2. Влияние концентрации реагентов. Основной закон кинетики
3. Влияние температуры
4. Влияние катализатора
4. Гидролиз солей
5. Строение коллоидных частиц
6. Нанотехнологии
1. Новейшие достижения нанотехнологий в мире
2. Открытия в области нанотехнологий в России в 2010 году
7. Список используемой литературы

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

                                             ВВЕДЕНИЕ

     Химия и строительство, две обширные и древние области деятельности человека, в течение многих веков развиваются в тесном контакте, взаимопроникая друг в друга. Можно с уверенностью сказать, что характерная особенность строительства – это быстрое освоение и продуктивное использование всего нового, что появлялось в химической науке. Современное развитие строительства трудно представить себе без использования продукции химической промышленности: применения и внедрения новых конструкционных полимерных материалов, пластических масс, синтетических волокон, каучуков, вяжущих и отделочных веществ и многих других полезных продуктов большой и малой химии.

     Техника строительства реконструируется по направлению не только интенсификации и модернизации самих процессов строительного производства, но и повышения значимости роли химических и физико-химичесных разделах химии в строительстве, таких процессов. Внедрение таких процессов, как склеивание, сварка, формование, – это результат химизации строительства. Использование быстротвердеющих бетонов и растворов стало возможным после тщательного и продуктивного исследования химических реакций их компонентов. Применение вяжущих веществ совершенствуется в ходе изучения процессов, реализующихся при их твердении.

     В курсовой работе нет возможности подробно остановиться на всех аспектах использования химических веществ и материалов в строительстве, однако некоторые основополагающие разделы строительной химии важно рассмотреть более подробно.

 

 

 

 

 

 

 

 

1.                         ХИМИЧЕСКАЯ ТЕРМОДИНАМИКА

     Химическая термодинамика - область химии, изучающая энергетику химических процессов, возможности и условия самопроизвольного протекания химических реакций, а также условия установления химического равновесия. Объектом изучения термодинамики является система, т.е. тело или совокупность тел, состоящих из множества молекул или атомов, образующих различные химические вещества, мысленно или фактически обособленных от окружающей среды.

     Термодинамические системы делятся на гомогенные (однородные) и гетерогенные (неоднородные). Гомогенные системы, в отличие от гетерогенных, не имеют поверхности раздела между отдельными участками, т.е. являются однофазными.  Примером гомогенных систем служат смеси газов, истинные растворы (жидкие или твердые) и др. Гетерогенные системы состоят из несколько фаз, например: лёд ↔ вода, лёд ↔ вода ↔ пар и др.

     В ходе различных превращений система переходит из одного энергетического состояния в другое. То или иное состояние системы определяется или характеризуется термодинамическими параметрами: объемом, давлением, температурой и концентрацией.

     При анализе химических процессов наиболее часто используют следующие термодинамические функции состояния системы:

внутренняя энергия U и её изменение ΔU при V-const;

энтальпия (теплосодержание) H и её изменение ΔH при P-const;

энтропия  S и её изменение ΔS;

энергия Гиббса G и её изменение ΔG при P-const и T-const.

     Для функций состояния системы характерно то, что их изменение в химической реакции определяется только начальным и конечным состоянием системы и не зависит от пути или способа протекания процесса.

ВНУТРЕННЯЯ  ЭНЕРГИЯ

     Внутренняя энергия системы (U)- это полная энергия системы, включающая кинетическую энергию всех видов движения молекул, атомов, ядер, электронов и других структурных единиц, а также потенциальную энергию взаимодействия и др., кроме кинетической и потенциальной энергии всей системы как целого по отношению к другим системам.

ΔU = U2 − U1.

     Все изменения подчиняются закону сохранения энергии: Энергия не исчезает бесследно и не возникает ни из чего, а лишь переходит из одной формы в другую в эквивалентных количествах.

     При переходе неизолированной системы из одного состояния в другое, изменение её внутренней энергии осуществляется путём обмена с окружающей средой. Основными формами обмена являются совершение работы и выделение или поглощение теплоты. На этом основан первый закон термодинамики, который устанавливает соотношение между теплотой (Q), работой (А) и изменением внутренней энергии системы (ΔU).

     Qр = ΔU + А - это первый закон термодинамики: Сумма изменений внутренней энергии и совершенной системой работы равна сообщенной ей теплоте.

ЭНТАЛЬПИЯ

     Для того, чтобы сделать возможным проведение термохимических расчётов, вводят специальные понятия − энтальпия (теплота) образования вещества и энтальпия (теплота) сгорания вещества. Энтальпия (теплота) образования вещества – это тепловой эффект реакции образования одного моль данного сложного вещества из соответствующих простых веществ, устойчивых при данных условиях.

     В основе термохимических расчётов реакций лежит закон Гесса: Тепловой эффект реакции (ΔНр) не зависит от пути её протекания, а определяется только природой и физическим состоянием исходных веществ и конечных продуктов.

ΔНр=ΣΔНобр. конеч. прод. - ΣΔНобр. исх. прод.

     Если в системе имеет место химическая реакция, то её протекание, как известно, будет сопровождаться выделением или поглощением энергии в виде теплоты. В тех случаях, когда теплота выделяется, ΔН< 0, реакции называются экзотермическими , а когда тепло поглощается, ΔН> 0 – эндотермическими.

ЭНТРОПИЯ

     Энтропия есть мера молекулярного беспорядка, представляющая логарифмическое выражение термодинамической вероятности состояния системы. Энтропия зависит от всех видов движения частиц, составляющих систему, их количества, числа степеней свободы, агрегатного состояния и возрастает с повышением температуры. Поэтому в процессах, вызываемых увеличением движения частиц, т.е. при нагревании, испарении, плавлении, разрыве связей между атомами и т.п., энтропия возрастает. Наоборот, упрочнение связей, охлаждение, конденсация, кристаллизация, полимеризация, т.е. процессы, связанные с упорядочением системы, сопровождаются уменьшением энтропии. Энтропия пропорциональна также массе вещества. Её обычно относят к одному моль вещества и выражают в Дж/моль⋅К.

ΔS = Σ S конеч. прод. - Σ S исх. прод.

 

     Отрицательное значение энтропии реакции ΔSр< 0 означает, что беспорядок в системе уменьшается, а положительное значение ΔSр> 0 значит, что беспорядок в системе увеличивается.

 

ЭНЕРГИЯ ГИББСА

     В качестве критерия для определения направления самопроизвольного протекания химических процессов (при р=const) используется изменение энергии Гиббса ΔG или ΔG = G2 – G1.

     В зависимости от знака её изменения, возможны три случая.

1. ΔG< 0, реакция термодинамически возможна.

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

2. ΔG > 0, реакция термодинамически невозможна;

3. ΔG = 0, термодинамически возможны как прямая, так и обратная реакция. Установление химического равновесия.

Энергия Гиббса связана с  энтальпией, энтропией и температурой следующим образом: ΔG = ΔН – ТΔS

     Стандартная энергия Гиббса образования простых веществ условно принимается равной нулю.

     Энергия Гиббса является функцией состояния системы. Поэтому её изменение в ходе той или иной химической реакции зависит только от природы, физического или агрегатного состояния исходных веществ и продуктов реакции, их количества и не зависит от промежуточных стадий реакции или от того, каким путем данная реакционная система достигла конечного состояния, т.е.  ΔG = Σ ΔG конеч. прод. – Σ ΔG исх. прод.

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

2.                   КИНЕТИКА ХИМИЧЕСКИХ РЕАКЦИЙ

     Химическая кинетика или кинетика химических реакций — раздел физической химии, изучающий закономерности протекания химических реакций во времени, зависимости этих закономерностей от внешних условий, а также механизмы химических превращений.

Скорость  химической реакции

     Важнейшей количественной характеристикой протекания химической реакции во времени является скорость реакции. Скорость химической реакции — изменение концентрации реагирующих веществ в единице времени.

     Скорость гомогенных реакций, протекающих в однородной среде между веществами, образующими одну фазу, а следовательно, во всём объёме реакционной системы (взаимодействие в жидких растворах) больше скорости гетерогенных, протекающих в неоднородной среде между веществами, находящимися в разных фазах, и, следовательно, только на границе раздела фаз (коррозия металлов).

     На практике для определения скорости реакции строят экспериментальные кривые изменения концентрации какого-либо из веществ во времени, называемые кинетическими кривыми (рис.1).

    

                                                            Рис.1

     Скорость химической реакции зависит от различных факторов: природы реагирующих веществ, их концентрации, температуры, давления среды, в которой проводится реакция, присутствия катализаторов, ингибиторов и др.

 

Влияние концентрации реагентов. Основной закон кинетики

     Зависимость скорости реакции от концентрации реагентов известна давно и подтверждается огромным числом экспериментальных данных. Для большинства химических реакций эта зависимость составляет суть основного закона кинетики: Скорость реакции в каждый момент времени пропорциональна произведению концентраций взаимодействующих веществ, возведённых в некоторую степень.

     ϑ = К · [A]  · [B]  · [D]  · [F]     - это уравнение называется кинетическим уравнением реакции.

     Коэффициент К называется константой скорости реакции, его величина не зависит от концентрации, но может принимать самые различные значения в зависимости от природы реагентов и температуры. [A]  , [B]  , [D]  , [F]   - конценрации веществ; a,b,d,f  – стехиометрические коэффициенты.

Влияние температуры

     Известно, что скорость химических реакций очень чувствительна к изменению температуры и увеличивается с её ростом. С увеличением температуры увеличивается число активных молекул, энергия которых растет, а следовательно они способны преодолеть энергетический баланс.

     Впервые количественная зависимость скорости реакции от температуры была установлена Я.Вант-Гоффом ориентировочно в 1884 г. и известна, как правило Вант-Гоффа: При повышении температуры на каждые 10 градусов, скорость реакции возрастает от двух до четырёх раз.

 

ϑ =ϑ ⋅ γ             , где ϑ0 и ϑ1 – скорость реакции при температурах Т0 и Т1, соответственно; γ - температурный коэффициент реакции, принимающий для большинства реакций значения 2-4.

Влияние катализатора

     Катализатор – это вещество, увеличивающее скорость химической реакции и остающееся после её окончания химически неизменным.

     Поскольку катализатор после реакции остаётся в неизменном состоянии и количестве, то он не является источником свободной энергии и потому изменяет скорость только термодинамически возможных реакций (ΔG<0).

     Сущность катализа состоит в снижении общего энергетического барьера процесса. Реакция в присутствии катализатора протекает по пути с меньшей энергией активации, а потому с большей скоростью.

     Механизм действия катализатора заключается в том, сначала он  взаимодействует с одним из реагирующих веществ с образованием некоторого промежуточного активированного комплекса (ПАК), который затем реагирует с другим компонентом, образуя продукты реакции и регенерируя катализатор:   А + В −кат-р→ АВ.

                         A + K → AK   (ПАК)

                       AK + B → AKB

     В зависимости от однородности системы, в которой протекает процесс катализа, различают гомогенный и гетерогенный катализ. Катализаторы могут обладать избирательностью и повышать выход не всех, а только отдельных продуктов реакции.