3.4. Выполните упражнения

3.4.1. Горение этана С₂Н₆ протекает в соответствии с уравнением

2С₂Н_6(г) + 7О_2(г)  4СО_2(г) + 6Н₂О_(г) (1)

Рассчитайте:

а) стандартную теплоту сгорания этана, если Η⁰₂₉₈(С₂Н₆)=-88,4 кДж/моль; Η⁰₂₉₈(СО₂)=-394 кДж/моль, Η⁰₂₉₈(Н₂О_Г) =-241,8 кДж/моль. Составьте термохимическое уравнение данного процесса;

б) количество тепла, которое выделится при сгорании 11,2 м³ С₂Н₆ (н.у.).

3.4.2. Используя результаты расчета ΔΗ_р⁰, полученные в задании 3.4.1(а), и табличные данные по стандартным энтропиям веществ, рассчитайте изменение изобарно-изотермического потенциала реакции (1) и сделайте вывод о возможности самопроизвольного окисления этана в стандартных условиях.

S⁰₂₉₈(С₂Н₆)=230,4 Дж/мольК, S⁰₂₉₈(О₂)=205 Дж/мольК,

S⁰₂₉₈(СО₂)=213,8 Дж/мольК, S⁰₂₉₈(Н₂О)=188,7 Дж/мольК.

3.4.3. Возможен ли самопроизвольный процесс окисления железа в стандартных изобарно-изотермических условиях

4Fe_(к) + 3O_{2 (г)} = 2Fe₂O_{3 (к)} ?

Ответ подтвердите расчетом, используя значения следующих термодинамических функций: Н⁰₂₉₈(Fe₂O_{3 (к)}) = -822,2 кДж/моль, S⁰₂₉₈(Fe_(к)) = 27,2 Дж/моль^.К, S⁰₂₉₈(O_{2 (г)}) = 205,0 Дж/моль^.К, S⁰₂₉₈(Fe₂O_{3 (к)}) = 90,0 Дж/моль^.К.

3.5. Выводы

3.5.1. Назовите способы определения и расчета тепловых эффектов химических реакций.

3.5.2. Какие термодинамические функции служат критерием самопроизвольного протекания процессов в изолированных и неизолированных системах?

Работа 4. Скорость химических реакций. Химическое равновесие

4.1. Цель работы

4.1.1. Усвоить основные понятия химической кинетики.

4.1.2. Установить факторы, влияющие на скорость химических реакций.

4.1.3. Рассмотреть влияние внешних условий на химическое равновесие.

4.2. Подготовка к работе

4.2.1. Теоретические сведения

Скорость химических реакции принято выражать изменением количества реагирующих веществ в единицу времени. Если химический процесс гомогенный, то количество вещества относят к единице объема системы; в гетерогенном процессе – к единице площади поверхности твердой фазы. Скорость химических реакций зависит от природы, концентрации реагирующих веществ, давления в случае газообразных веществ, температуры, присутствия катализатора и от площади соприкосновения реагирующих веществ для гетерогенных реакций.

При постоянной температуре скорость реакции пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ, взятых в степенях, равных коэффициентам перед формулами веществ в уравнении химической реакции – закон действия масс (К.М. Гульдберг и П. Вааге, 1867 г).

Так, для реакции mA + nB = cC кинетическое уравнение имеет вид:

, (4.1)

где k – константа скорости реакции,

С_А и С_В – концентрации реагирующих веществ, моль/л

m и n – стехиометрические коэффициенты (коэффициенты в уравнении реакции перед веществами).

В случае гетерогенного процесса в кинетическое уравнение реакции закона действия масс входят концентрации только тех веществ, которые находятся в газовой или жидкой фазах.

Зависимость скорости реакции от температуры выражается правилом Вант-Гоффа, согласно которому с повышением температуры на каждые 10С скорость реакции увеличивается обычно в 2 - 4 раза.

Число, показывающее, во сколько раз увеличивается скорость данной реакции при повышении температуры на 10 С, называется температурным коэффициентом . Математическое выражение правила Вант-Гоффа следующее:

, (4.2)

где υ_t2, υ_t1 – скорости реакции при температурах t₂ и t_1.

Вещества, которые изменяют скорость химической реакции, но не расходуются в ходе её протекания, называются катализаторами. Положительные катализаторы ускоряют реакции, отрицательные катализаторы (ингибиторы) замедляют реакции. Суть действия положительных катализаторов сводится к снижению полной энергии активации процесса за счет образования промежуточных нестойких соединений.

Существуют реакции необратимые и обратимые. Обратимые реакции могут протекать как в прямом, так и в обратном направлении. Когда скорости прямой и обратной реакций становятся одинаковыми, наступает состояние химического равновесия. Химическое равновесие характеризуется константой равновесия, которая зависит от природы реагирующих веществ и температуры.

Для гомогенной обратимой реакции 2NO_2(г) ↔ 2NO_(г) + O_2(г) ,

,

где К – константа равновесия,

[O₂], [NO₂], [NO] – равновесные концентрации соответствующих веществ.

Для гетерогенной обратимой реакции С_(т) + О_2(г) ↔ СО_2(г)

Изменение внешних условий (р, Т) может направить процесс как в прямом, так и в обратном направлении. Происходит смещение равновесия. Влияние внешних факторов на положение равновесия выражается принципом

Ле Шателье: если на систему, находящуюся в устойчивом равновесии, воздействовать извне, то в системе происходят процессы, ослабляющие внешнее воздействие.

Повышение концентрации исходных веществ приводит к увеличению скорости прямой реакции; повышение концентрации продуктов реакции смещает равновесие в сторону обратной реакции.

При увеличении внешнего давления равновесие смещается в сторону образования меньшего числа молей газообразных веществ; при уменьшении давления – в сторону большего числа молей газообразных веществ.

При нагревании равновесие смещается в сторону эндотермической реакции, при охлаждении – в сторону экзотермической реакции.

Литература: [1- гл. 5, §5.1-5.5, гл. 7, §7.1-7.3,7.5];

[2 - гл. 6, §54-61, 63, 64, 66-68]; [5 - темы 2,3].