Добавил:
ivanov666
Опубликованный материал нарушает ваши авторские права? Сообщите нам.
Вуз:
Предмет:
Файл:Основы общей и неорганической химии. Учебное пособие
.pdf
Количество теплоты, поглощенное стаканом и жидкостью в нем, соответственно равно:
Q
= сжmжΔt и Qст = сстmстΔt,
ж
где с
и сст – удельные теплоемкости жидкости и стакана (удельная теп-
ж
лоемкость стекла равна 0,753 Дж/(г К), удельную теплоемкость жидкости принять равной удельной теплоемкости воды 4,184 Дж/(г ꞏ К));
m
и mж – соответственно масса пустого стакана (указана на стакане)
ст
и масса жидкости в стакане, г; Δt – повышение температуры в ходе реакции, °С.
Таким образом, количество теплоты, выделившееся в ходе реакции,
равно
Q = (с
+ сстmст)Δt.
жmж
Выполнение опыта
В опыте применяют обычно равные объемы одномолярных растворов кислоты и щелочи.
1.
С помощью мерного цилиндра налейте во внутренний стакан ка-
лориметра
натрия NaOH (V
заданный преподавателем объем 1 М раствора гидроксида
) и поместите в раствор магнитик для перемешивания.
1
Поставьте калориметрическую установку на магнитную мешалку,
включите перемешивающее устройство и установите равномерный режим перемешивания раствора.
2.
Закройте калориметрический стакан крышкой и через отверстие
(осторожно!) погрузите в раствор термометр, закрепленный в штативе.
Термометр не должен касаться дна и стенок стакана. В другое отверстие
вставьте воронку. Через несколько минут после установления теплового
равновесия замерьте начальную температуру раствора Т
с точностью
1
до 0,1 °С.
3.
Налейте в мерный цилиндр такой же объем (V
) 1 М раствора хло-
1
роводородной кислоты HCl и при работающей мешалке через воронку
влейте раствор кислоты в калориметрический стакан. Продолжайте перемешивать раствор, одновременно наблюдая за температурой. Отметьте максимальную температуру жидкости Т
, зафиксированную по-
2
сле сливания растворов.
4.
По окончании эксперимента отключите мешалку, разберите и вы-
мойте установку.
41
В отчете:
запишите уравнение реакции взаимодействия хлороводородной
кислоты с гидроксидом натрия в молекулярной и ионно-молекулярной
форме, термохимическое уравнение реакции нейтрализации;
результаты измерений занесите в таблицу:
Масса калориметриче-
m
ского стакана
, г
ст
Суммарный объем
жидкости в стакане
V, мл (V
+ V2)
1
Температура
Т
Т2
1
по полученным данным рассчитайте следующие величины:
− разность температур: ΔТ = Т
− массу жидкости (m
, г) в калориметрическом стакане:
ж
m
при расчете считать плотность
– Т1;
2
= ρ(V1 + V2),
ж
жидкости (ρ) равной 1 г/мл;
− суммарную теплоемкость калориметрической системы:
с
+ сстmст,
жmж
необходимые значения удельных теплоемкостей приведены выше;
− количество теплоты, выделившейся в ходе реакции нейтрализации:
Q = (с
− количество образовавшейся воды (число молей)
личеству вещества вступившей в реакцию кислоты n
n
− количество выделившейся теплоты на один моль воды – это и будет тепловой эффект (энтальпия) реакции нейтрализации ΔН
будьте, что ΔН
сравните полученное в опыте значение ΔН° с теоретическим и вы-
°
= −Q);
+ сстmст)Δt;
жmж
= nк = cкVк;
HO
2
n
, равное ко-
HO
2
(или щелочи):
к
°
(не за-
числите погрешность эксперимента
HH
100 %;
теор эксп
H
теор
42
рассчитайте изменение энтропии реакции
S (Дж/(моль ꞏ К)),
298r
используя табличные значения стандартных энтропий:
Н 0 Дж/(моль К);S
298 (р)
ОН 10,55 Дж/(моль К);S
298 (р)
НО 69,96 Дж/(моль К);()S
298 2 ( ж)
рассчитайте энергию Гиббса реакции нейтрализации по формуле
GHTS
298 298 298
rr r
сделайте вывод о направлении протекания реакции и характере
, кДж/моль;
изменения энтальпии и энтропии.
Контрольные вопросы
1. Дайте определение понятиям: термодинамическая система, параметры и функции состояния термодинамической системы. Какие из приведенных характеристик являются параметрами, а какие – функциями состояния: температура, внутренняя энергия, энтропия, объем, плотность,
давление, масса, намагниченность, энтальпия, энергия Гиббса?
2.
Приведите формулировку первого закона термодинамики. Чему
равен тепловой эффект при постоянном объеме и постоянном давлении?
На разложение некоторого количества гидроксида магния было затрачено 9,3 кДж тепла. При этом образовалось 0,4 г оксида магния. Рассчитайте стандартную энтальпию образования гидроксида магния.
3.
Объясните, почему тепловые эффекты реакций нейтрализации
хлороводородной и азотной кислоты гидроксидами калия или натрия
одинаковы, но отличаются от теплоты нейтрализации уксусной кислоты. В каком случае теплота нейтрализации больше и почему?
4.
Напишите уравнения реакций, энтальпии которых при 298 К яв-
ляются стандартными энтальпиями образования перечисленных веществ, и укажите значения этих энтальпий:
а) для нитрата калия;
б) для фосфата кальция;
в) для этанола.
43
5. Определите энтальпию реакции Fe3O
4(к)
+ CO
= 3FeO
(г)
если известны энтальпии реакций:
1) Fe
2) FeO
Исходя из теплоты образования газообразного диоксида углерода
6.
(rH
298
С
(графит)
3O4(к)
(к)
+ 4CO
+ CO
= Fe
(г)
= 3Fe
(г)
+ CO
(к)
+ 4CO
(к)
2(г)
, ΔH° = – 14,83 кДж/моль;
2(г)
, ΔH° = –18,14 кДж/моль.
= −393,5 кДж/моль) и термохимического уравнения
H
+ 2N2O
СО
(г)
+ 2N
2(г)
2(г)
,
= −557,5 кДж,
298r
+ CO
(к)
2(г)
,
вычислите теплоту образования N
7.
По термохимическому уравнению
1/2 N
+ 3/2 Н
2(г)
NH
2(г)
2O(г)
3(г)
.
,
H
= −46 кДж,
298r
рассчитайте, сколько теплоты выделяется при образовании 2 л аммиака
(н. у.).
Какая термодинамическая функция является критерием направ-
8.
ленности протекания процесса в изолированной системе? На каком законе основываются эти определения? Приведите его формулировку.
Определите возможность самопроизвольного протекания реакции
2Fe
(к)
+ O
= 2FeO
2(г)
в изолированной и открытой системе. Ответ мо-
(к)
тивируйте.
9.
Не производя вычислений, укажите, для каких из перечисленных
процессов изменение энтропии положительно:
а) MgO
б) C
В каком из следующих случаев реакция возможна при любых тем-
10.
(к)
(графит)
+ H
2(г)
+ СO
= Mg
= 2CO
2(г)
+ H2O
(к)
(г)
;
(ж)
.
пературах?
°
а) ΔН
< 0, ΔS° < 0; б) ΔН° < 0, ΔS° > 0;
°
> 0, ΔS° < 0; г) ΔН° > 0, ΔS° > 0.
в) ΔН
Какое из приведенных ниже утверждений правильное?
11.
– S
а) ΔS = S
в) S
Определите ΔН
12.
(г)
< S
(к)
(ж)
> 0; б) ΔS = S
(ж)
; г) S
°
, ΔS°, ΔG° для реакции A
(г)
– S
(г)
(ж)
– S
> 0.
(к)
< 0;
+ B
(к)
2(г)
= AB
, протека-
2(к)
ющей при стандартной температуре в прямом направлении. При каких
температурах возможен данный процесс?
44
13. Для реакции А
°
ΔН
= 40 кДж/моль, а изменение энтропии ΔS° = 80 Дж/(К ꞏ моль). Опре-
(г)
+ В
= 2D
(к)
изменение стандартной энтальпии
(г)
делите температуру, при которой наступит состояние термодинамического равновесия.
14.
Определите, может ли при стандартных состояниях всех участни-
ков и температуре
700 °С самопроизвольно протекать реакция
СO
+ 3H
(г)
2(г)
= CH
+ H2O
4(г)
.
(г)
Может ли измениться направление протекания этой реакции при изменении температуры? Если да, определите эту температуру.
45
Глава 5
ХИМИЧЕСКАЯ КИНЕТИКА И РАВНОВЕСИЯ
Химическая кинетика – наука, изучающая скорости и механизмы
химических реакций с целью управления реакциями и выбора оптимальных условий их протекания.
Скоростью химической реакции называют изменение концентра-
ции реагирующих веществ или продуктов реакции в единицу времени
при постоянном объеме системы.
Скорость реакции определяется природой реагирующих веществ
и зависит от условий протекания процесса (концентрации реагирующих
веществ, температуры, наличия катализатора в системе и др.).
Зависимость скорости реакции от концентрации определяется законом действующих масс:
ческой реакции прямо пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ, взятых в степенях, равных стехиометрическим коэффициентам.
при постоянной температуре скорость хими-
Например, для реакции
2SO
+ O2 2SO3
2
закон действующих масс может быть записан как
2
vkC C ,
SO O
22
где v – скорость химической реакции; k – константа скорости;
C
и
– концентрации реагирующих веществ.
O
2
C
SO
Если один из компонентов находится в твердой фазе, то реакция осуществляется на поверхности раздела между фазами, и скорость химической реакции зависит в этом случае от общей поверхности твердого вещества (или степени его измельчения).
46
2
Так, для реакции
E
E
СаО
+ СО
(к)
СаСО
2(г)
3(к)
закон действующих масс имеет вид
vSkC
SO
,
2
где S – площадь поверхности раздела между фазами.
Влияние температуры на скорость химической реакции описывается
с использованием правила Вант-Гоффа и уравнения Аррениуса.
В соответствии с
правилом Вант-Гоффа при повышении (пониже-
нии) температуры на 10 ºС скорость химической реакции увеличивается
(уменьшается) в 2–4 раза:
( )/10
TT
21
vT vT
21
,)()/(
где
()vT
и
2
– скорости химической реакции при соответствую-
()vT
1
щих температурах; – температурный коэффициент Вант-Гоффа, показывающий, во сколько раз увеличивается скорость реакции при повышении температуры на 10 °С и может принимать числовое значение в
интервале 2–4. Это правило хорошо выполняется для реакций, которые
идут с удобной для измерения скоростью, т. е. не слишком
быстро и не
слишком медленно.
Более точную зависимость константы скорости реакции от температуры устанавливает
уравнение Аррениуса
exp[ / ],kk ERT
0a
или в логарифмической форме
ln ln / ,kkERT
0a
где R – универсальная газовая постоянная (8,314 Дж/(моль ꞏ К)); Т – температура, К;
ций
= 50…500 кДж/моль.
a
– энергия активации, Дж/моль. Для большинства реак-
a
Энергия активации представляет собой избыток энергии по срав-
нению со средней энергией молекул при данной температуре, необходимый для того, чтобы реагирующие частицы могли вступить в химическую реакцию, и определяется свойствами реагирующих частиц, их
энергетическим состоянием.
47
Величину
E
R
химической реакции при двух температурах Т
можно рассчитать, зная значения констант скоростей
a
и Т2 и используя лога-
1
рифмическую форму записи уравнения Аррениуса:
ln( / )
TT k k
12 2 1
E
a
TT
21
.
Катализом
под действием
называется изменение скорости реакции, происходящее
катализаторов – веществ, которые, участвуя в процессе,
к концу реакции остаются химически неизменными. Различают гомогенный и гетерогенный катализ в зависимости от того, в одной или разных фазах находятся реагирующие вещества и катализатор. Механизм
действия катализатора сводится к уменьшению величины энергии активации реакции, за счет чего увеличивается скорость реакции.
Химическое равновесие – это такое состояние системы, при кото-
ром скорости прямой и обратной реакции равны. Химическое равновесие характеризуется постоянным для данных условий соотношением
равновесных концентраций всех веществ, участвующих во взаимодействии.
Величина, равная отношению произведения равновесных концентраций продуктов реакции к произведению равновесных концентраций
исходных веществ в степенях их стехиометрических коэффициентов,
называется константой равновесия. Для обратимой реакции
mA + nB pC + qD
константа химического равновесия имеет вид
pq
[][ ]
K
CD
[][]
А B
.
mn
Константа химического равновесия зависит от природы реагирующих веществ и температуры и не зависит от исходной концентрации веществ в системе. Изменение внешних условий (концентрации, температуры, давления) вызывает смещение химического равновесия в системе
и переход ее в новое равновесное состояние.
Направление смещения химического равновесия определяется
п
ринципом Ле Шателье: если на систему, находящуюся в состоянии
истинного химического равновесия, производить какое-либо внешнее
48
воздействие (изменять концентрацию, температуру, давление), то в этой
системе самопроизвольно возникают процессы, стремящиеся ослабить
произведенное воздействие.
ЭКСПЕРИМЕНТАЛЬНАЯ ЧАСТЬ
Цель работы
Изучить влияние различных факторов (концентрации, температуры, наличия катализатора) на скорость химических
реакций, а также влияние внешних факторов на положение химического равновесия.
Опыт 1. Влияние концентрации реагирующих веществ
на скорость химической реакции
Зависимость скорости реакции от концентрации реагирующих
веществ предлагается изучить на примере реакции взаимодействия
раствора тиосульфата натрия
трациях Na
2S2O3
:
и серной кислоты при различных концен-
Na
помутнение раствора
+ H2SO4 Na2SO4 + H2O + SO2 + S.
2S2O3
Скорость реакции (v) будет оцениваться по величине, обратной вре-
мени (τ), которое отсчитывается от момента начала сливания растворов
до появления во всех опытах одинаковой плотности мути суспензии об-
–1
разовавшейся серы. Это будет условная скорость реакции (с
):
v = (1/).
В три пробирки налейте раствор тиосульфата натрия и воду в коли-
чествах, указанных в табл. 5.1.
В первую пробирку добавьте одну каплю серной кислоты, сразу
включите секундомер, одновременно перемешивая раствор. Как только
в растворе появится муть, остановите секундомер, замерьте время и запишите его в табл. 5.1.
Повторите то же
с пробирками 2 и 3 и заполните табл. 5.1, рассчитав
относительные скорости реакции.
49
Таблица 5.1
Номер
пробирки
Объем, количество
капель
Na2S2O3 H2O Н2SO
Условная
концентрация
Na
4
2S2O3
до начала
помутнения
Время
), с
(
Условная
скорость
реакции,
v = (1/), с
–1
1 4 8 1 1
2 8 4 1 2
3 12 – 1 3
Постройте график зависимости скорости реакции от концентрации
Na
: по оси абсцисс – концентрация тиосульфата натрия; по оси ор-
2S2O3
динат – условная скорость реакции.
Сделайте вывод о влиянии концентрации реагирующих веществ на
скорость реакции.
Опыт 2. Влияние температуры на скорость химической реакции
Влияние температуры на скорость химической реакции также может
быть изучено на примере реакции, описанной в опыте 1.
Данные опыта 1 перенесите из табл. 5.1 в табл. 5.2. Укажите темпе-
ратуру, при которой проводился опыт 1 (комнатная температура).
Заполните по две пробирки 1 и 2 в соответствии с данными табл. 5.2.
Четыре пробирки и термометр поместите в стакан с горячей
водой,
температура которой на 10 ºС выше комнатной, выдержите их в стакане
5 мин. Быстро выньте по очереди пробирки 1 и 2 и смешайте растворы.
Отметьте время до начала помутнения. Данные (температура и время до
начала помутнения) занесите в результаты опыта 2.
Добавьте в стакан горячей воды, чтобы температура поднялась еще
на 10 ºС, выньте оставшиеся
пробирки 1 и 2, быстро слейте растворы.
Отметьте время до начала помутнения. Данные (температура и время до
помутнения) занесите в результаты опыта 2.
Постройте график зависимости скорости реакции от температуры,
отложив по оси абсцисс температуру, а по оси ординат – значения
условной скорости реакции. Сделайте вывод о том, как влияет изменение температуры на
скорость химической реакции.
Рассчитайте значение температурного коэффициента Вант-Гоффа
по формуле, исходя из опытных данных:
1
v
2
;
v
1
;
2
v
3
v
2
v
3
;
3
v
1
123
.
ср
3
50
Соседние файлы в предмете [НЕСОРТИРОВАННОЕ]