КУРСОВАЯ  РАБОТА

по химии

для ЭФ специальности 080502

«Экономика  и управление на предприятии» 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 

Выполнил: студент гр. 11-104

Симоник А.А. 

Проверил: доцент кафедры ХИЭС

Спирина О.В. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 

Казань 2009

 

СОДЕРЖАНИЕ  РАБОТЫ 

Основы химической термодинамики 3

Основы химической кинетики и химическое равновесие 6

Растворы и  их свойства 11

Дисперсные системы. Коллоидные растворы и их свойства 15

Реферат на тему: «Роль химии в современном мире» 18

Список литературы..............................................................................................................21 
 

 

ХИМИЧЕСКАЯ  ТЕРМОДИНАМИКА 

     Химическая  термодинамика рассматривает взаимосвязи  между работой и энергией применительно  к химическим превращениям. Поскольку  химическое превращение обычно сопровождается высвобождением или поглощением  определенного количества теплоты, оно, как и другие явления природы (в том числе электрические  и магнитные), сопровождающиеся тепловыми  эффектами, подчиняется фундаментальным  принципам (началам) термодинамики. Химическая термодинамика определяет, в первую очередь, условия (такие, как температура  и давление) протекания химических реакций и равновесных состояний, которых они достигают. Анализ тепловых явлений базируется на трех фундаментальных  принципах, подтвержденных данными  многочисленных наблюдений.

     Возможность осуществления химического взаимодействия между веществами оценивается по их энергетическому состоянию. Расчет энергии веществ и процессов  производится на основании уравнений  первого и второго законов  термодинамики. Количественно величина энергии зависит от параметров состояния  химической системы и типа процесса: изобарный, изохорный, изотермический и др.

     Химическая  термодинамика позволяет предвидеть возможность протекания химических процессов, оценить количественно  реакционную способность веществ, рассчитать их химическое сродство.

     К основным терминам и понятиям термодинамики  относятся:

     система – это совокупность веществ, химических и физических факторов, находящихся во взаимодействии между собой и отделенных от окружающей среды реальной или мнимой границей;

     фаза  – часть системы однородная по химическим и физическим свойствам, отграниченная от других ее частей поверхностью раздела, при переходе через которую свойства меняются скачкообразно;

     состояние системы – совокупность химических и физических свойств, характеризующая систему в целом;

     теплота (Q) представляет собой как меру хаотического движения части данной системы, так и способ передачи энергии от одного тела к другому;

     работа  (А) – количественная мера энергии, связанная с перемещением масс, состоящих из большого числа частиц, под действием каких-либо сил;

     внутренняя  энергия (U) – сумма потенциальной энергии взаимодействия всех частиц системы между собой и их кинетической энергии;

     энтальпия (H) – функция состояния системы, определяющая ее теплосодержание. Энтальпия системы складывается из внутренней энергии и работы данной системы H = U + A.

     В термодинамике существует несколько  подходов к классификации систем:

     а) по числу фаз:

     – система, состоящая из одной фазы, называется гомогенной;

     – система, состоящая из нескольких фаз, называется гетерогенной;

     б) по типу обмена энергией;

     – система, которая обменивается с  окружающей средой и теплотой и веществом, называется открытой;

     – система, которая не обменивается с  окружающей средой как теплотой, так  и веществом, называется изолированной. 

     Первый  закон термодинамики:

     Первый  закон термодинамики является частным случаем закона сохранения вещества и энергии и формулируется следующим образом: в любой изолированной системе запас энергии остается постоянным, а в открытых системах он изменяется, причем разные формы энергии переходят от системы к системе в строго эквивалентных количествах. Первый закон термодинамики регламентирует взаимосвязь между основными тепловыми характеристиками химического процесса

ΔU = Q − ΔpV, ΔH = Q + pΔV ,

где ΔU и ΔH – изменение внутренней энергии и энтальпии системы в ходе какого-либо процесса соответственно; Q – теплота процесса (реакции); ΔpV и pΔV – работа против внешних сил при изохорном и изобарном процессе соответственно. При изобарных условиях изменение энтальпии в ходе химической реакции ( ΔH ) является величиной, противоположной тепловому эффекту. Химическое уравнение с указанием теплового эффекта (или энтальпии) процесса и агрегатного состояния веществ называется термохимическим уравнением. В термохимических уравнениях допускаются дробные коэффициенты.

     Частным случаем первого закона термодинамики  для термохимических расчетов (т.е. определения тепловых эффектов) является закон Гесса, который формулируется следующим образом: теплота любого процесса зависит от начального и конечного состояния системы и не зависит от пути его протекания. В химии практическое значение имеет следствие из этого закона, которое выражается следующей формулой:

ΔH_х.р. =Σ(v_i ΔH⁰_i)_прод. – Σ (v_j ΔH⁰_j)_{исх. ве-в},

                                       ^{i                           j}

где vi и v j – стехиометрические коэффициенты (i-го и j-го веществ соответственно); ΔH⁰ – стандартная энтальпия образования вещества.

     Второй  закон термодинамики позволяет  определить возможность самопроизвольного  протекания процесса. Он имеет статистический характер, т.е. справедлив лишь для систем, состоящих из очень большого числа  частиц. Функцией состояния системы, характеризующей кинетическую упорядоченность  частиц и направление передачи теплоты  в системе, является энтропия

S= Q /T.

     Для термохимических расчетов применяется  следующая формулировка второго закона термодинамики: в изолированных системах самопроизвольно идут только такие процессы, которые сопровождаются возрастанием энтропии, т.е. ΔSх.р.

     Изменение энтропии в ходе химической реакции можно рассчитать согласно следствию из закона Гесса, пользуясь стандартными значениями энтропии веществ.

     Энтальпия и энтропия, характеризующие две  противоположные тенденции процессов  – стремление к объединению, порядку и стремление к разъединению, беспорядку, взятые по отдельности, не могут быть критериями самопроизвольного течения химических реакций. Для изобарно-изотермических процессов их объединяет функция, называемая изобарно-изотермическим потенциалом или свободной энергией Гиббса (ΔG), равная

ΔG = ΔH −TΔS.

     Энергия Гиббса служит критерием самопроизвольного  протекания химической реакции:

     – если ΔGхр < 0, то возможно самопроизвольное протекание данной реакции при определенных условиях;

     – если ΔGхр > 0, то в данных условиях протекание реакции принципиально невозможно;

     – если ΔGхр = 0, то данная реакция является абсолютно равновесной, т.е. равновесие в реакции наступает в момент Т= ΔHхр / ΔSхр. 

Решение задачи:

Условие: Вычислить ΔG для реакции: CaCO_3(k) = CaO_(k)+CO2_(г) при 1500^оС

Решение: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 

ХИМИЧЕСКАЯ  КИНЕТИКА

     Кинетика  химических реакций:

     Важнейшей характеристикой химической реакции  является скорость. Скорость химической реакции определяется как изменение молярной концентрации одного из реагирующих веществ за единицу времени. Скорость химической реакции - величина всегда положительная, поэтому если она определяется по исходному веществу (концентрация которого убывает в процессе реакции), то полученное значение домножается на -1. 
Например для реакции скорость можно выразить так:

     

     Скорость  реакции можно также найти по упрощённой формуле:

     υ=ΔС/Δt [литр/с],

      где ΔС – изменение концентрации; Δt – промежуток времени.

     Химические  реакции могут быть:

• гомогенными;
• гетерогенными.

     Гомогенные  реакции протекают в одной среде, между веществами, образующую первую фазу (взаимодействие происходит во всём объёме (газ, жидкость)).

     Гетерогенные  реакции протекают в неоднородной среде, между веществами, находящихся  в разных фазах (взаимодействие происходит на границе раздела фаз (коррозия металлов)).

     В 1865 году Н.Н. Бекетовым и в 1867 году К.М. Гульдбергом и П. Вааге был сформулирован закон действующих масс.

     Закон действующих масс:

     Закон действующих масс устанавливает соотношение между массами реагирующих веществ в химических реакциях при равновесии. Согласно этому закону скорость, с которой вещества реагируют друг с другом, зависит от их концентрации. Закон действующих масс используют при различных расчетах химических процессов. Он позволяет решить вопрос, в каком направлении возможно самопроизвольное течение рассматриваемой реакции при заданном соотношении концентраций реагирующих веществ, какой выход нужного продукта может быть получен.

       Общая формула:

     

     Где a_i — активности веществ, выраженные через концентрации, парциальные давления либо мольные доли; ν_i — стехиометрический коэффициент (для исходных веществ принимается отрицательным, для продуктов — положительным); K_c — константа химического равновесия.