Добавил:
ivanov666
Опубликованный материал нарушает ваши авторские права? Сообщите нам.
Вуз:
Предмет:
Файл:Химия. Учебное пособие для СПО
.pdf
Расчеты энергии Гиббса при других температурах проводят
S
по формуле (5):
G
0
1000 хим. р
172,6 кДж 1000 K · 175,5 · 10
-3
Дж/К – 3 кДж,
т. е. самопроизвольное протекание прямой реакции при
1000 К возможно.
Для построения графика зависимости энергии Гиббса от тем-
пературы удобно рассчитать точку пересечения прямой с осью
G
0
T хим. р
T хим. р
= 0):
H
0
298 хим. р
– T S
0
298 хим. р
= 0
температур (G
T =
0
H
=
0
кДж
,
6172
3–
10 ,
5175
Дж/К
= 980 К
По двум точкам строим прямую G = f (T).
Из графика видно, что прямая реакция возможна при тем-
пературах выше 980 К.
2.2. Химическое равновесие
Различают обратимые и необратимые реакции. Необратимыми называют реакции, протекающие в одном направлении.
Реакции, которые идут одновременно и в прямом, и в обратном
направлении, называют обратимыми. Обратимые реакции до
конца (полного превращения исходных веществ в продукты)
не доходят. В ходе таких реакций устанавливается состояние
химического равновесия, т. е. такое состояние, когда скорость
прямой реакции равна скорости обратной. Количественной
2 1
характеристикой состояния равновесия является величина, на-
P
[NOCl]
O]
[H
зываемая константой равновесия.
Константа химического равновесия равна отношению произведения равновесных концентраций (парциальных давлений)
продуктов реакции в степенях стехиометрических коэффициентов к произведению равновесных концентраций (парциальных давлений) исходных веществ также в степенях, равных
стехиометрическим коэффициентам при соответствующих веществах.
Константа равновесия характеризует полноту протекания
процесса и при постоянной температуре является постоянной
величиной. При расчете констант равновесия концентрации
и парциальные давления выражают в единицах молярной концентрации и атмосферах соответственно. Следует учесть, что
концентрации конденсированных фаз (твердые вещества и чистые жидкости) в выражение для константы равновесия не входят. Значение констант приводят без указания единиц.
Примеры. Составьте выражения для констант равновесия следую-
щих реакций:
1. 2 NO
2. BaCO
3. V2O
(г)
3 (т)
5 (т)
+ Cl
BaO
+ H
2 (г)
2 NOCl
2 (г)
(т)
2 VO
+ CO
2 (т)
(г)
2 (г)
+ H2O
(г)
Решение:
1. KP =
2. KP = Р
3. KP =
2
NOCl
2
PP
Cl
NO
, KC = [СО2]
СО
2
P
OH
2
, KC =
P
H
2
, KC=
2
2
][H
2
2
2
][Cl[NO]
2
При неизменных внешних условиях состояние химического равновесия может существовать сколь угодно долго. Изменение условий приводит к смещению равновесия и установлению нового состояния равновесия с другими равновесными
2 2
концентрациями веществ. Качественно направление смещения
равновесия можно определить, используя принцип ле Шателье: если на систему, находящуюся в состоянии равновесия,
оказать внешнее воздействие, равновесие сместится в направлении, ослабляющем это воздействие.
Например, повышение температуры приводит к смещению равновесия в направлении эндотермической реакции, сопровождающейся поглощением теплоты, т. е. охлаждением системы, и т. д.
Пример. Определите направление смещения равновесия реакции
V2O
5(т)
+ H
2 VO
2 (г)
2 (т)
+ H2O
H > 0
(г)
при понижении температуры, повышении общего давления и уве-
личении концентрации водорода.
Решение. Так как реакция эндотермическая, понижение температуры вызовет смещение равновесия в сторону обратной (экзотермической) реакции. Изменение общего давления не приведет к смещению равновесия, так как общее число моль газообразных веществ в левой и в правой частях уравнения одинаково (количество газообразных веществ в ходе реакции не изменяется). Увеличение концентрации водорода вызовет смещение равновесия в сторону прямой реакции, при прохождении
которой водород расходуется.
ЗАДАНИЯ ДЛЯ САМОКОНТРОЛЯ
1. Рассчитайте H
298
, S
0
298
, G
0
и G
298
0
указанной реакции.
1000
0
Постройте график зависимости свободной энергии Гиббса химической реакции от температуры. Укажите область температур, в которой возможно самопроизвольное протекание прямой
реакции. Исходные данные для расчетов приведены в приложении (табл. 3).
1) PbO
2) C
3) CH
4) 2 MgO
+ CO
(т)
+ 2 N2O
(т)
+ 2 O
4(г)
(т)
+ C
Pb
(г)
CO
(г)
CO
2(г)
2 Mg
(т)
+ CO
(т)
+ 2 N
2 (г)
+ 2 H2O
2(г)
(т)
2(г)
2(г)
+ CO
(г)
2(г)
2 3
5) 2 PH
6) Fe2O
7) 2 H2S
8) FeO
9) 4 HCl
10) WO
11) SnO
12) H2S
13) C
14) 4 NH
15) 2 H2S
16) MgCO
17) 2 NO
18) 2 SO2 + O
19) Fe2O
20) CO
21) Fe2O
22) 2 N
23) NO
24) H2O
3(г)
3(т)
(г)
(т)
(г)
3(т)
2(т)
+ Cl
(г)
+ H2O
(т)
3(г)
(г)
(г)
3(т)
2(г)
3(т)
+ O
2(г)
+ NO
(г)
(г)
+ 4 O
+ 3 CO
+ 3 O
+ CO
+ O
+ 3 H
+ Sn
2(г)
(г)
+ 5 O
+ SO
MgO
3(т)
+ O
2(г)
+ 3 H
+ H
2(г)
+ 2 Al
2(г)
+ CO
P2O
2(г)
2 Fe
(г)
2 H2O
2(г)
Fe
(г)
2 Cl
2(г)
W
2(г)
2 SnO
(т)
2 HCl
CO
4 NO
2(г)
3 S
2(г)
2 NO
2(г)
2 SO
2 Fe
2(г)
CO
2 Fe
(т)
2 N2O
N2O
2(г)
CO
(г)
(т)
(г)
+ CO
(т)
3(г)
(г)
+ 3 H2O
5(т)
+ 3 CO
(т)
(г)
+ CO
+ 2 H2O
2(г)
+ 3 H2O
(т)
(т)
+ S
(г)
+ H
2(г)
+ 6 H2O
(г)
+ 2 H2O
(т)
2(г)
2(г)
+ 3 H2O
(т)
+ H2O
+ Al2O3
(т)
(г)
3(т)
+ H
2(г)
+ 2 SO
2(г)
(г)
(т)
(г)
2(г)
(г)
2(г)
2(г)
(г)
(г)
(г)
(г)
(т)
2. Запишите выражение для константы равновесия приведенных реакций. Определите направление смещения равновесия при изменении внешних условий.
1) в каком направлении сместится равновесие реакции
2 CH3OH
+ 3 O
(г)
4 H2O
2(г)
+ 2 CO
(г)
2(г)
H
0
< 0
а) при повышении температуры,
б) при понижении давления,
в) при увеличении концентрации CO2?
2) в каком направлении сместится равновесие реакции
CO
+ Cl
(г)
COCl
2(г)
2(г)
H
0
< 0
а) при понижении температуры,
2 4
б) при понижении давления,
в) при уменьшении концентрации CO?
3) в каком направлении сместится равновесие реакции
TiO
+ 2 C
2(т)
Ti
(т)
+ 2 CO
(т)
H0 > 0
(г)
а) при повышении температуры,
б) при повышении давления,
в) при увеличении концентрации CO?
4) в каком направлении сместится равновесие реакции
Cl
+ 2 HI
2(г)
2 HCl
(г)
(г)
+ I
H0< 0
2(т)
а) при понижении температуры,
б) при повышении давления,
в) при уменьшении концентрации Cl2?
5) в каком направлении сместится равновесие реакции
2 PH
+ 4 O
3(г)
P2O
2(г)
+ 3 H2O
5(т)
H0< 0
(г)
а) при повышении температуры,
б) при понижении давления,
в) при увеличении концентрации O2?
6) в каком направлении сместится равновесие реакции
H
+ I
2(г)
2 HI
2(г)
H0> 0
(г)
а) при повышении температуры,
б) при понижении давления,
в) при увеличении концентрации H2?
7) в каком направлении сместится равновесие реакции
CaO
(т)
+ CO
CaCO
2(г)
H0< 0
3(т)
а) при повышении температуры,
б) при повышении давления,
в) при уменьшении концентрации CO2?
8) в каком направлении сместится равновесие реакции
I
+ H2S
2(т)
2 HI
(г)
(г)
+ S
H0> 0
(т)
а) при понижении температуры,
б) при повышении давления,
в) при увеличении концентрации H2S?
2 5
9) в каком направлении сместится равновесие реакции
C
(т)
+ H2O
CO
(г)
(г)
+ H
2(г)
H
0
> 0
а) при повышении температуры,
б) при понижении давления,
в) при уменьшении концентрации CO?
10) в каком направлении сместится равновесие реакции
CO
2(г)
+ H
CO
2(г)
+ H2O
(г)
(г)
H
0
> 0
а) при понижении температуры,
б) при понижении давления,
в) при увеличении концентрации H2O?
11) в каком направлении сместится равновесие реакции
FeO
+ CO
(т)
Fe
(г)
+ CO
(т)
2(г)
H0< 0
а) при понижении температуры,
б) при увеличении давления,
в) при увеличении концентрации CO?
12) в каком направлении сместится равновесие реакции
2Mg
+ CO
(т)
2 MgO
2(г)
(т)
+ C
(т)
H
0
< 0
а) при повышении температуры,
б) при увеличении давления,
в) при уменьшении концентрации CO2?
13) в каком направлении сместится равновесие реакции
2 SO2 + O
2 SO
2(г)
H0< 0
3(г)
а) при понижении температуры,
б) при уменьшении давления,
в) при увеличении концентрации O2?
14) в каком направлении сместится равновесие реакции
CH
+ 2 O
4(г)
CO
2(г)
+ 2 H2O
2(г)
(г)
H
0
< 0
а) при повышении температуры,
б) при увеличении давления,
в) при уменьшении концентрации CH4?
15) в каком направлении сместится равновесие реакции
H2S
+ Cl
(г)
2 HCl
2(г)
(г)
+ S
(т)
H
0
< 0
2 6
а) при понижении температуры,
б) при увеличении давления,
в) при уменьшении концентрации HCl?
16) в каком направлении сместится равновесие реакции
2 NO
(г)
+ O
2 NO
2(г)
H0< 0
2(г)
а) при повышении температуры,
б) при увеличении давления,
в) при увеличении концентрации O2?
17) в каком направлении сместится равновесие реакции
Fe2O
+ 3 CO
3(т)
2 Fe
(г)
+ 3 CO
(т)
H0< 0
2(г)
а) при повышении температуры,
б) при уменьшении давления,
в) при уменьшении концентрации CO2?
18) в каком направлении сместится равновесие реакции
H2O
+ CO
(г)
CO
(г)
2(г)
+ H
H0> 0
2(г)
а) при повышении температуры,
б) при уменьшении давления,
в) при уменьшении концентрации CO2?
19) в каком направлении сместится равновесие реакции
4 NH
+ 5 O
3(г)
4 NO
2(г)
+ 6 H2O
(г)
H0< 0
(г)
а) при понижении температуры,
б) при увеличении давления,
в) при уменьшении концентрации O2?
20) в каком направлении сместится равновесие реакции
C
+ 2 N2O
(т)
CO
(г)
2(г)
+ 2 N
2(г)
H0< 0
а) при понижении температуры,
б) при уменьшении давления,
в) при увеличении концентрации СO2?
21) в каком направлении сместится равновесие реакции
2 H2S
+ 3 O
(г)
2 H2O
2(г)
+ 2 SO
(ж)
2(г)
а) при повышении температуры,
б) при уменьшении давления,
в) при уменьшении концентрации SO2?
H0< 0
2 7
22) в каком направлении сместится равновесие реакции
4 HCl
(г)
+ O
2 Cl
2(г)
+ 2 H2O
2(г)
H0< 0
(ж)
а) при понижении температуры,
б) при повышении давления,
в) при уменьшении концентрации H2O?
23) в каком направлении сместится равновесие реакции
C
(т)
+ H2O
CO
(г)
(г)
+ H
2(г)
H
0
> 0
а) при понижении температуры,
б) при понижении давления,
в) при увеличении концентрации H2O?
24) в каком направлении сместится равновесие реакции
2 H2S
+ SO
(г)
2(г)
3 S
+ 2 H2O
(т)
H0< 0
(г)
а) при повышении температуры,
б) при понижении давления,
в) при уменьшении концентрации H2S?
2 8
3. ЭЛЕКТРОЛИТЫ
3.1. Диссоциация электролитов. Обменные реакции
в растворах электролитов. Ионные уравнения
Электролиты — это вещества, распадающиеся на ионы под
действием полярных молекул растворителя, например воды.
Процесс распада электролита на ионы называют электролитической диссоциацией. Полнота протекания процесса может
быть различной. Ее количественной характеристикой является степень диссоциации a. Степень электролитической диссоциации a равна отношению числа частиц, распавшихся на ионы,
к общему числу частиц растворенного вещества. Электролиты,
для которых степень диссоциации в не очень разбавленном
растворе (см= 0,1 моль/л) больше 30 %, относят к сильным.
Для слабых электролитов < 3 %, для электролитов средней
силы 3 % < < 30 %.
К сильным электролитам в водных растворах относятся:
а) сильные кислоты (см. гл.1.1);
б) сильные основания — щелочи (см. гл.1.1);
в) практически все соли.
К слабым электролитам и электролитам средней силы отно-
сятся:
а) слабые и средней силы кислоты (см. гл.);
б) основания — не щелочи;
в) H2O.
Сильные электролиты в очень разбавленных растворах диссоциируют практически полностью, слабые электролиты диссоциируют на ионы ступенчато и обратимо (частично)
(табл. 3.1).
2 9
Правила составления уравнений диссоциации электролитов
1. В уравнениях диссоциации сильных электролитов ставится знак = (равенства). Этот знак обозначает полную диссоциацию.
2. В уравнениях диссоциации слабых (и средней силы) электролитов ставится знак . Это знак обратимости, т. е. частичной диссоциации.
Т а б л и ц а 3.1
Сильные электролиты Слабые электролиты
Основания Основания
Ba(OH)2= Ba2+ + 2 OH–Fe(OH)2 FeOH+ + OH– 1-я cтупень
Кислоты
HCl = H+ + Cl
–
растворен-
ная часть
Соли FeOH+ Fe2+ + OH– 2-я ступень
Na2CO3= 2 Na+ +CO
KH2PO4= K+ + H2PO
–
H2PO
H+ + HPO
4
2–
3
–
4
2–
4
H2CO3 H+ + HCO
HCO
3
Кислоты
–
H+ + CO
–
1-я ступень
3
2–
2-я ступень
3
анион слабой кислоты
2–
HPO
H+ + PO
4
AlOHCl2 = AlOH
растворенная
часть
2+
+ 2 Cl
3–
4
–
Вода
H2O H+ + OH
–
катион слабого основания
AlOH2+ Al3+ + OH
–
Условия необратимого протекания обменных реакций
в растворах электролитов
Обменная реакция протекает практически необратимо, если
образуется:
а) слабый электролит (вода, слабая кислота, слабое основа-
ние);
б) осадок;
г) газ.
3 0
Соседние файлы в предмете [НЕСОРТИРОВАННОЕ]