Добавил:
ivanov666
Опубликованный материал нарушает ваши авторские права? Сообщите нам.
Вуз:
Предмет:
Файл:Алгоритм решения задач по химии. Часть 1. Практикум. Учебное пособие
.pdf
основании записанного условия влияние изменения тех или иных
22
pp
p
p
2
p
CO H
K=
CO H O
параметров на состояние равновесия.
4. Если в задаче требуется определить начальные, равновесные
концентрации, изменение концентрации вещества в ходе
реакции или величину константы равновесия, то следует
обозначить за (Х) количество одного из веществ – участников реакции - концентрации остальных веществ выразить через (Х), выразить равновесные концентрации через
известные величины, закончить решение задачи в завис имости от поставленного вопроса.
Задача 1.
Дана равновесная система: СО
пературе 1023 К константа равновесия К
(Г)
+ Н
↔ СО
2О(Г)
= 1. Найдите равновесные
р
2(Г)
+ Н
. При тем-
2(Г)
концентрации всех веществ, участвующих в процессе, если начальные концентрации веществ соответственно равны:
[CO]н = [Н2О] = 3 моль/дм3.
Решение.
Запишем выражение для Кр через равновесные концентрации
веществ:
В ходе процесса концентрации продуктов реакции СО
Н
увеличиваются от 0 до равновесного значения, поэтому
2
примем равновесную концентрацию одного из продуктов реакции [CO2]р =
СО
образуется 1 моль Н2, то [Н2]р =
2
х моль/дм3. Так как при образовании 1 моля
х моль/дм
3
.
В ходе процесса концентрации исходных веществ СО и
Н2О уменьшаются от начального до равновесного значения,
поэтому: [CO]р = [CO]
- Δ[CO], [Н2О]р = [Н2О]
нач
- Δ[Н2О], где
нач
Δ[CO], Δ[Н2О] – изменение концентрации исходных веществ к
моменту равновесия.
Для определения Δ[CO] составим пропорцию по уравнению
реакции:
и
2
51
1 моль СО в ходе реакции дает 1 моль СО2,
1x
Δ CO = = x моль
1
2
1x
Δ Н O = = x моль
1
p
хх
K = 1
3 х 3 х
Δ[CO] к моменту равновесия дает х моль СО2,
.
Аналогично, для определения Δ[Н
1 моль Н2О в ходе реакции дает 1 моль Н
Δ[Н
О] к моменту равновесия дает х моль Н2,
2
О] пропорция выглядит так:
2
,
2
Тогда
[CO]р = [CO]
[Н2О]р = [Н2О]
- Δ[CO] = 3 – х (моль/л);
нач
- Δ[Н2О] = 3 – х (моль/л).
нач
Подставим в выражение константы равновесия все найден-
ные равновесные концентрации веществ:
,
решая уравнение относительно (х), находим: х = 1,5 моль/ дм3.
[CO2]
[CO]р = [CO]
[Н2О]р = [Н2О]
= [Н
р
= 1,5 моль/дм
2]р
- Δ[CO] = 3 – 1,5 = 1,5 моль/дм3;
нач
- Δ[Н2О] = 3 – 1,5 = 1,5 моль/дм3.
нач
Ответ: [CO2]р = [Н2]р = [CO]р = [Н2О]
3
;
= 1,5 моль/дм
р
3
.
Задача 2.
Равновесный процесс выражается следующим уравнением:
2Н
2(Г)
+ О
2(Г)
↔ 2Н
2О(Г)
, ΔН°
= - 483,6 кДж. Как, изменяя кон-
пр.р
центрации веществ, температуру процесса и давление, можно
сместить равновесие системы в сторону прямой реакции – образования парообразной воды?
Решение.
Для ответа на поставленный вопрос следует воспользовать-
ся принципом смещения равновесия Ле Шателье: если на систему, находящуюся в равновесии, оказать какое-либо воздействие
(изменить концентрацию веществ, температуру или давление),
.
52
то в результате протекающих в ней процессов равновесие сместится таким образом, чтобы оказанное воздействие уменьшилось.
Для смещения равновесия в сторону прямой реакции, при-
водящей к образованию газообразной воды, необходимо:
– повысить концентрацию одного или обоих исходных ве-
ществ (↑[H2], ↑[O2]), при этом увеличится скорость реакции, вызывающей расход исходных веществ, т. е. прямого процесса;
– понизить концентрацию продукта реакции (↓[H
O]), т. е.
2
отводить воду из сферы реакции, что вызовет увеличение скорости прямой реакции, приводящей к противодействию вызванным изменениям;
– понизить температуру равновесной системы, т. е. тепло
отводить, это действие увеличит скорость прямой реакции (так
как прямой процесс идет с выделением теплоты,
ΔН°
= – 483,6 кДж);
пр.р
– повысить давление в системе, т. к. повышение давления
смещает равновесие в сторону уменьшения общего объема системы (в исходных веществах – 3 моля газа, продуктах реакции
– 2 моля).
Задачи для самостоятельного решения
1. Гомогенная равновесная реакция протекает по уравне-
нию: 2А ↔ В. Константа равновесия равна 0,25. Найдите равновесные концентрации А и В, если начальная концентрация
[A]
= 4 моль/дм3.
нач
Ответ: [A] = 2 моль/дм3, [В] = 1 моль/дм3.
2. Определите равновесные концентрации Н2, J
равновесной системе: Н
= 0,05 моль/дм
3
, а К
+ J2 ↔ 2HJ, если [H2]
2
= 4.
Р
нач
2
= [J2]
, HJ в
=
нач
Ответ: [Н2] = [J2] = 0,025 моль/дм3, [HJ] = 0,05 моль/дм3.
3. В каком направлении сместится равновесие системы:
СО
(Г)
+ Н
2О(Г)
↔ Н
2(Г)
+ СО
2(Г)
, ∆Н
прям. рекции
> 0, если: а) увеличить концентрацию водяных паров, б) понизить температуру,
в) понизить концентрацию углекислого газа?
4. В каких из гомогенных газообразных обратимых реак-
циях увеличение давления вызовет нарушение равновесия:
53
2SO2 + O2 ↔ 2SO3, H2 + Cl2 ↔ 2HCl, N2 + 3H2 ↔ 2NH3. Укажите
направление смещения равновесия и дать пояснения.
5. В какую сторону сместится равновесие в газообразной
системе: 2SO
+ O2 ↔ 2SO3 + 690 кДж, при повышении темпера-
2
туры, понижении давления, увеличении концентрации кислорода?
6. Как следует изменить температуру, давление и
концентрацию азота в равновесной системе:
N2 + 3H2 ↔ 2NH3 + 92,4 кДж, чтобы повысить выход аммиака?
7. В какую сторону сместятся равновесия процессов:
2NO
CO
(Г)
2(Г)
+ O
+ С
↔ 2NO
2(Г)
↔ 2СО
(Т)
+ 430 кДж;
2(Г)
– 640 кДж,
(Г)
а) при повышении концентрации продуктов реакций, б) при понижении температуры процессов, в) при повышении давления в
системах?
8. Равновесие гомогенного процесса: H2 + Br2 ↔ 2HBr,
при некоторой температуре установилось при следующих
концентрациях веществ: [H2]Р = 0,5 моль/дм3, [Br2]Р =
= 0,1 моль/дм3, [HBr]Р = 1,6 моль/дм3. Рассчитайте константу
равновесия и определите начальные концентрации водорода и
брома.
Ответ: К
= 51,2; [H2]
р
= 1,3 моль/дм3; [Br2]
нач
= 0,9 моль/дм3.
нач
9. Реакция соединения азота с водородом обратима и вы-
ражается уравнением: N
+ 3H2 ↔ 2NH
2
. В состоянии равнове-
3
сия концентрации участвующих в ней веществ были равны:
[N2]Р = 0,01 моль/дм3, [H2]Р = 3,6 моль/дм3, [NH3]Р = 0,4 моль/дм3.
Рассчитайте константу равновесия и определить начальные концентрации азота и водорода.
Ответ: К
= 0,34; [N2]
р
10. В каком направлении сместятся равновесия:
а) 2CO
б) N
(Г)
2(Г)
= 0,21 моль/дм3; [H2]
нач
+ О
+ О
↔ 2СО
2(Г)
↔ 2NO
2(Г)
2(Г)
(Г)
, ∆Н
, ∆Н
= 4,2 моль/дм3.
нач
0
= –566 кДж;
ХР
0
= + 180 кДж.
ХР
при понижении температуры и повышении давления в системах?
11. Как повлияет повышение давления на равновесие
следующих систем: S
N
2(Г)
+ 3H
↔ 2NH
2(Г)
3(Г)
(K)
?
+ O
2(Г)
↔ SO
2(Г)
; Н
2(Г)
+ Cl
↔ 2HCl
2(Г)
(Г)
;
54
12. Константа равновесия гомогенного процесса:
СО
+ Н2 ↔ СО + Н
2
О при определенной температуре равна 1. Рас-
2
считайте равновесные концентрации всех веществ, зная, что
начальные концентрации соответственно равны: [CO2]
= 0,12 моль/дм3, [H2]
Ответ: [CO2]p = 0,02 моль/дм3; [H2]
= 0,6 моль/дм3.
нач
= 0,5 моль/дм3; [CO]p =
p
=
нач
= [H2O]p = 0,1 моль/дм3.
13. Как можно увеличить выход PCl3 в равновесной газо-
образной системе: PCl
↔ PCl3 + Cl2 – Q?
5
14. При состоянии равновесия системы:
N2O
↔ 2NO
4(Г)
, концентрации веществ составили:
2(Г)
[N2O4]Р = 0,006 моль/дм3, [NO2]Р = 0,02 моль/дм3. Определите
[N2O4]
Ответ: [N2O4]
нач
и КР.
= 0,026 моль/дм3, КР = 0,07.
нач
15. В каком направлении произойдет смещение равнове-
сия в гетерогенной системе: H
2(Г)
+ S
↔ H2S
(К)
, если:
(Г)
а) увеличить концентрацию водорода, б) понизить концентрацию сероводорода, в) повысить давление в системе?
16. Начальные концентрации [NO]
ной равновесной системе: 2NO + Cl
равны 0,5 и 0,2 моль/дм
3
. Вычислите константу равновесия, если
↔ 2NOCl, соответственно
2
и [Cl2]
нач
в гомоген-
нач
к моменту наступления равновесия прореагировало 20 % NO.
Ответ: К
= 6,25.
Р
17. Каким путем можно повысить выход NO2 в следую-
щих равновесных гомогенных процессах:
а) 2NO + O2 ↔ 2NO2 -Q; б) N2O4 ↔ 2NO2 – Q?
18. Обратимая гомогенная реакция протекает по уравне-
нию: А
ветственно равны: [A
+ В2 ↔ 2АВ. Равновесные концентрации веществ соот-
2
= 0,2 моль/дм3, [B2]Р = 0,3 моль/дм3,
2]Р
[AB]Р = 0,25 моль/дм3. Вычислите КР и определите начальные
концентрации А
Ответ: К
= 1,04; [А2]
р
и В2.
2
= 0,325 моль/дм3; [В2]
нач
= 0,425 моль/дм3.
нач
19. Равновесный гомогенный процесс протекает по урав-
нению: А + В ↔ 2С, К
всех веществ, участвующих в процессе, если [A]
= 5 моль/дм3, [B]
нач
=4. Определите равновесные концентрации
Р
= 4 моль/дм3.
нач
=
Ответ: [A] = 2,8 моль/дм3, [B] = 1,8 моль/дм3, [С] = 4,4 моль/дм3.
55
11. ТЕРМОДИНАМИКА И ТЕРМОХИМИЯ
Термохимия - это учение о тепловых эффектах
химических реакций и физико-химических процессов
(например, растворения веществ). Системой называется
совокупность веществ (компонентов), реально или мысленно
выделенных из окружающей среды. Любое вещество или
система веществ обладают определенным теплосодержанием
или энтальпией H, абсолютное значение которой найти
невозможно, однако можно измерить тепловые эффекты
химических реакций, которые при постоянном давлении равны
разности конечной и начальной энтальпий системы, т. е.
изменению энтальпии системы ΔH = H2 − H
(кДж). В
1
эндотермических процессах тепло поглощается системой и
энтальпия системы увеличивается, т. е. ΔH > 0, в
экзотермических процессах тепло выделяется, поэтому
ΔH < 0.
Основной закон термохимии - закон Гесса: изменение
энтальпии (тепловой эффект) химической реакции не зависит от
пути процесса, а определяется только начальным и конечным
состояниями системы.
В термохимии пользуются термохимическими
уравнениями, в которых указан тепловой эффект реакции ΔH
(кДж),
Тепловой эффект реакции равен разности между
суммами стандартных энтальпий образования продуктов ΔHºi и
исходных веществ ΔHºj:
ΔHº = ∑νi ΔHºi – ∑νj ΔHºj ,
i j
где ν
и νj - количество продуктов и исходных веществ (моль),
i
равные коэффициентам в уравнении реакции.
Стандартная энтальпия образования вещества ΔHº
i
(кДж/моль) – это тепловой эффект реакции образования 1 моля
данного вещества из простых веществ в стандартном состоянии.
В термодинамике в качестве стандартных условий
56
принимаются температура 25 °С и давление 1,013·10
5
Па.
Например, стандартная энтальпия образования газообразной
воды есть стандартная энтальпия приведенной ниже реакции:
ΔHº
H2O(г.)
= -241,8 кДж/моль. Очевидно, стандартные
энтальпии образования простых веществ равны нулю. Для
расчетов имеются таблицы ΔHºi образования веществ (обычно
для температуры 298 К):
H
(г.) + ½ O2 (г.) = H2O (г.), ΔHº
2
= - 241,8 кДж.
298
Задача 1.
Рассчитать
Н
восстановления оксида железа (III) различными
хр
восстановителями при стандартных условиях:
а) Fe
б) Fe
2O3 (K)
2O3 (K)
+3H
2 (Г)
+3СO
= 2Fe
= 2Fe
(Г)
+ 3H3O
(K)
+ 3СО
(K)
(Г)
2 (Г).
;
В каком случае на этот процесс потребуется затратить больше
энергии?
Для расчета Н
а) Н
б) Н
хр
хр
= 2
= 2
Н
+ 3
Fe
Н
+ 3
Fe
В табл. 2. приложения находим значения Н
веществ
и подставляем их в формулы а) и б).
а) Н
= 2(0) + 3(–241,8) – [(–822,2) + 3(0)] = –725,4 + 822,2 =
хр
воспользуемся следствием из закона Гесса
хр
Н
Н
H2O (Г)
СО2 (Г)
– (
– (
Н
Н
Fe2О3 (К)
Fe2О3 (К)
+ 3
+ 3
Н
);
H2 (Г)
Н
).
СО (Г)
образования
= 96,8 кДж;
б) Н
= 2 (0) + 3(–393,5) – [(–822,2) + 3(–110,5)] = –1180,5 +
хр
+ 822,5 + 331,5 = –26,5 кДж.
Ответ: процесс (а) – восстановление оксида железа (III) водородом, требует больше затрат энергии, чем процесс (б), реакция
(б) даже носит экзотермический характер.
Задача 2.
Водяной газ представляет собой смесь равных объемов водорода и
оксида углерода (II). Найти количество теплоты, выделяющейся
при сжигании 112 дм
3
водяного газа, взятого при нормальных
условиях.
57
Решение.
Составим уравнение процесса:
Н
2 (Г)
+ СО
(Г)
+ О
2(Г)
= Н2О
(Г)
+ СО
2(Г)
.
Рассчитаем Нхр, когда сгорает 2 моля водяного газа (1моль Н
1 моль СО), т. е. 22,4 дм
3
/моль· 2 = 44,8 дм3:
2
и
Н
=
Н
+
Н
– (
Н
+
Н
+
Н
хр
Н2О(Г)
СО2(Г)
Н2(Г)
СО(Г)
О2(Г)
).
В табл. 1 приложения находим значения Н
образования ве-
ществ и подставляем их в формулу:
Н
= –241,8 – 393,5 – (0–110,5+0) = –635,3+110,5 = –524,8 кДж.
хр
Составим пропорцию:
сгорает 44,8 л водяного газа – выделяется 524,8 кДж тепла
112 л – Х кДж,
Х = 112·524,8/44,8 = 1312 (кДж).
Ответ: при сжигании 112 дм3 водяного газа выделится
1312 кДж тепла.
Задача 3.
Термохимическое уравнение сгорания этана выражается уравнением: 2C2H6 +7O2 = 4CO2 + 6H2O + 3120 кДж. Какой объем
этана (н. у.) необходимо сжечь для получения 78 кДж теплоты?
Решение.
Из уравнения следует, что при сгорании 2 молей (44,8 л) этана
выделяется 3120 кДж теплоты. Составим пропорцию:
58
44,8 дм3 C2H6 - 3120 кДж,
Х дм3 - 78 кДж,
Ответ: надо сжечь 1,12 дм
3
этана.
Х = 1,12 дм
3
.
Любое вещество обладает той или иной
неопределенностью (беспорядком) расположения частиц. Эту
неопределенность характеризует особая физико-химическая
величина - энтропия S, измеряемая в Дж/(К∙моль):
S = R∙lnW,
где R – газовая постоянная, Дж/(К∙моль); W – число возможных
способов расположения частиц, чем оно выше, тем больше беспорядок и больше вероятность такого состояния.
При абсолютном нуле (0 К) в идеальном кристалле
частицы должны перестать двигаться (W = 1), следовательно,
S = 0. При реальных температурах энтропия любых веществ
больше нуля, причем наименьшая энтропия у самого твердого
вещества - алмаза. Вообще у кристаллических веществ энтропия
невелика, у жидкостей - больше, у газов - намного больше и
возрастает с увеличением объема газов.
Энтропия является функцией состояния системы, поэтому
стандартные энтропии реакций ΔSº (Дж/К) можно рассчитать
подобно расчету стандартных энтальпий по первому следствию
из закона Гесса:
ΔSº = ∑νiSºi – ∑νjSºj,
i j
где ν
и νj - количества продуктов и исходных веществ (моль),
i
равные коэффициентам в уравнении реакции; Sºi и Sºj - стандартные энтропии продуктов и исходных веществ, Дж/(К∙моль),
их берут из таблиц, обычно они даются для температуры 298 К.
Направление реакции или положение равновесия
обратимой системы определяется двумя факторами:
стремлением системы отдать энергию (ΔH < 0);
стремлением системы перейти в наиболее вероятное
неупорядоченное состояние (ΔS > 0).
59
Энтальпийный фактор ΔH и энтропийный фактор TΔS
связаны соотношением, которое справедливо при постоянных
давлении и температуре T, К,
ΔG = ΔH – TΔS.
Функция состояния системы G = H – TS (кДж) называется
энергией Гиббса. Уменьшение этой функции при химической
реакции равно максимальной работе, которая может быть
получена посредством данной реакции.
Самопроизвольно реакция может протекать, если энергия
Гиббса уменьшается (ΔG < 0), при этом система может
совершить полезную работу. При равновесии энергия Гиббса
системы достигает минимума и перестает изменяться (ΔG = 0).
Никакая реакция с увеличением энергии Гиббса (ΔG > 0)
самопроизвольно протекать не может, но при этом возможна
противоположная реакция, потому что для нее ΔG < 0.
Задача 4.
Возможен ли процесс разложения аммиака по уравнению:
2NH
3(Г)
= N
2(Г)
+ 3H
, при стандартных условиях? Определить,
2(Г)
начиная с какой температуры процесс будет протекать самопроизвольно.
Решение.
О принципиальной возможности протекания процесса можно
судить по величине и знаку ΔGхр при указанных условиях. Величину ΔG
Н
и ΔS
хр
процесса можно рассчитать по формуле:
хр
ΔGхр = ΔHхр – TΔS
рассчитаем в стандартных условиях по закону Гесса,
хр
,
хр
значения термодинамических функций образования веществ
возьмем из табл. 2. приложения:
Н°
= Н°
хр
N2(Г)
+ 3Н°
Н2(Г)
– 2Н°
= 0 + 3(0) – 2(–46,2) =
NН3(Г)
= + 92,4 кДж.
60
Соседние файлы в предмете [НЕСОРТИРОВАННОЕ]