Добавил:
ivanov666
Опубликованный материал нарушает ваши авторские права? Сообщите нам.
Вуз:
Предмет:
Файл:Общая, неорганическая и аналитическая химия. Учебное пособие
.pdf
41
47. Охарактеризуйте типы кристаллических структур по
природе частиц узлов решеток. Какие кристаллические структуры имеют: CO2, CH3COOH, алмаз, графит, NaCl, Zn?
48. Почему существует молекула PCl5, но не существует
молекула NCl5, хотя азот и фосфор находятся в одной и той
же подгруппе VA периодической системы? Какой тип связи
между атомами фосфора и хлора? Укажите тип гибридизации
атома фосфора в молекуле PCl5.
49. Что называется кратностью связи? Приведите примеры соединений, содержащих ординарные, двойные и тройные связи. Отметьте - и -связи в структурных формулах
приведенных молекул.
50. Какая химическая связь называется ионной? Каков
механизм ее образования? Какие свойства ионной связи отличают ее от ковалентной? Приведите примеры молекул с типично ионными связями и укажите тип кристаллической решетки. Составьте изоэлектронный ряд ксенона.
V.IV ЭНЕРГЕТИКА ХИМИЧЕСКИХ
ПРОЦЕССОВ
Науку о взаимных превращениях различных видов энер-
гии называют термодинамикой.
При химических реакциях происходят глубокие качественные и количественные изменения в системах: рвутся
связи в исходных веществах, возникают новые связи в конечных продуктах. Эти изменения сопровождаются поглощением
или выделением энергии. В большинстве случаев этой энергией является теплота.
Раздел термодинамики, изучающий тепловые эффекты
химических реакций, называют термохимией. Реакции, кото-
42
рые сопровождаются выделением теплоты, называют экзотермическими, а поглощением теплоты - эндотермическими.
При любом процессе соблюдается закон сохранения
энергии, как проявление более общего закона природы – закона сохранения материи. Согласно первому закону химической термодинамики теплота Q, поглощённая системой, идет
на изменения ее внутренней энергии ΔU и на совершение работы A:
Q = ΔU + A
Энтальпия системы H – это величина, равная сумме
внутренней энергии U произведения объёма на давление:
H = U + pV
Q
P,T
– тепловой эффект реакции в изобарно-
изотермическом процессеравен изменению энтальпии системы ΔН (если единственным видом работы является работа
расширения):
Q
p,Т
= ΔН
Энтальпия, как и внутренняя энергия, является функцией состояния: ее изменение ΔН определяется только начальным и конечным состояниями системы и не зависит от пути
перехода.
Теплота химического процесса в изобарноизотермических условиях называется тепловым эффектам
химической реакции.
Термохимические расчеты основаны на законе
Г.И. Гесса (1840 г.):
тепловой эффект реакции зависит только от приро-
ды и физического состояния исходных веществ и конечных
продуктов, но не зависит от пути перехода.
43
Часто в термохимических расчетах применяют след-
ствие закона Г.И. Гесса: тепловой эффект реакции (ΔН
х.р.
)
равен сумме теплот образования ΔН
обр.
продуктов реакции за
вычетом суммы теплот образования исходных веществ с
учетом коэффициентов перед формулами этих веществ в
уравнении реакции:
ΔН
х.р.
= Σ ΔН
прод
.
- Σ ΔН
исхв-в.
Энтальпия образования вещества – это тепловой эффект
образования 1 моля вещества из простых веществ при стандартных условиях.
Примеры решения задач
Пример 1. Реакция горения жидкого этилового спирта
выражается термохимическим уравнением:
C2H5OH(ж) + O2(г) = 2CO2(г) + 3H2O(ж); ΔH = ?
Вычислите тепловой эффект реакции, если известно, что
мольная теплота парообразования C2H5OH(ж) равна +42,36
кДж, а теплоты образования C2H5OH(г), CO2(г) и H2O(ж) соответственно равны, кДж/моль: -235,31; -393,51 и -285,84.
Решение. Для определения ΔH реакции необходимо
знать теплоту образования C2H5OH(ж), находим ее из данных:
C2H5OH(ж) C2H5OH(г); ΔH = +42,36 кДж
Из фазового перехода определим теплоту образования
жидкого C2H5OH (ж):
+42,36 = -235,31 – ΔH
C2H5OH(ж)
;
ΔH
C2H5OH(ж)
= -235,31 – 42,36 = -277,67 кДж
Вычислим ΔH реакции, применяя следствие из закона
Г.И. Гесса:
ΔH
o
х.р
= 2 ΔH
o
CO2(г)
+ 3 ΔH
o
H2O(ж)
– ΔH
o
C2H5OH(ж)
ΔH
o
х.р.
= 2(-393,51) + 3(-285,84) - ( - 277,67) = -1366,87
кДж.
44
Вывод: реакция горения жидкого этилового спирта про-
текает с выделением большого количества тепла -1366,87
кДж.
Контрольные задания
Для решения задач нужно использовать справочный
материал.
51. Определите тепловой эффект химической реакции
Al2O
3 (к)
+ SO
3 (г)
= Al2 (SO4)
3 (к)
,
зная при стандартных условиях теплоты образования
Al2O
3 (к)
, SO
3 (г)
и Al2(SO4)
3 (к)
соответственно,
кДж·моль-1: -1676,0; -395,8 и -3441,2. Сколько тепла выделится, если в реакции участвует 0,25 моль Al2O
3 (к)
?
Ответы: -1370 кДж; -342,5 кДж
52. Рассчитайте энтальпию образования жидкого серо-
углерода CS2 по следующим данным:
S
монокл.
+ О
2(г)
= SО
2(г)
; Н = -296,9 кДж;
СS
2(ж)
+ 3О
2(г)
= СО
2(г)
+ 2SО
2(г)
; Н=-1076,4 кДж;
С
(граф.)
+ О
2(г)
= СО
2(г)
; Н = -393,5 кДж.
Ответ: +89,12 кДж · моль-1.
53. Вычислите тепловой эффект реакции восстановления оксида железа (II) водородом, исходя из следующих термохимических уравнений:
FeO (к) + CO (г) = Fe (к) + CО2 (г); H=-18,20кДж;
СO (г) + 1/2O2 (г) = СO2 (г) Н = -283,0 кДж;
H2 (г) + ½ O2 (г) = H2O (г) Н = -241,83 кДж.
Ответ: + 23 кДж
54. Вычислите тепловой эффект реакции спиртового
брожения глюкозы (под действием ферментов), если известны
теплоты образования C6H12O6 (к), C2H5OH (ж) соответственно, кДж /моль: - 1273,0; -277,6:
45
С6Н12О
6(к)
= 2 С2Н5ОН
(ж)
+ 2СО
2(г)
Напишите термохимическое уравнение. Сколько выде-
лится тепла при брожении 1кг глюкозы?
Ответы: -69,22 кДж; -384,55 кДж.
55. Определите тепловой эффект реакции разложения 1
моля бертолетовой соли КСlО
3(к)
, протекающей по уравне-
нию:
2КСlО
3(к)
= 2КСl
(к)
+ 3О
2(г)
.
Напишите термохимическое уравнение. Определите,
сколько тепла выделится при разложении 100 г бертолетовой
соли. Какая из солей KCl или KClO3 более термически стойкая? Ответы: - 44,7 кДж, - 36,5 кДж
56. Реакция горения аммиака выражается уравнением:
4 NН
3 (г)
+ 5О
2(г)
= 4 NО
(г)
+ 6Н2О
(г)
.
Вычислите тепловой эффект реакции в пересчете на 1
моль NН
3 (г)
. Напишите термохимическое уравнение горения
аммиака. Ответ: -226,2 кДж
57. Реакция окисления этилового спирта выражается
уравнением:
С2Н5ОН
(ж)
+ 3,0 О
2(г)
= 2СО
2(г)
+ 3Н2О
(ж)
.
Определить теплоту образования С2Н5ОН
(ж)
, знаяН
х.р. = - 1366,87 кДж. Напишите термохимическое уравнение.
Определите мольную теплоту парообразования
С2Н5ОН
(ж)
→ С2Н5ОН
(г)
, если известна теплота образования
С2Н5ОН
(г)
, равная –235,31 кДж · моль-1.
Ответы: - 277,67 кДж · моль-1 ; +42,36 кДж · моль-1
58. Используя энтальпии образования веществ, опреде-
лите Н0 химической реакции:
2Mg
(к)
+ СО
2(г)
= 2MgО
(к)
+ С
графит
.
46
Сколько образуется графита, если в реакцию вступит
100 г Mg и сколько выделится тепла при этом?
Ответы: – 810,1 кДж; 25 г; - 1687,5 кДж.
59. Вычислите теплоту образования карбида кальция
СаС2, исходя из теплового эффекта реакции:
СаО
(т)
+ 3С
(т)
= СаС
2(т)
+ СО
(г)
+462,2кДж
и стандартных энтальпий образования СаО и СО. Сколько
нужно затратить тепла для получения 100 кг СаС
2(т)
?
Ответы: – 62,8 кДж · моль-1; +7,22 · 105кДж.
60. Реакция горения аммиака выражается термохимиче-
ским уравнением:
4NH
3(г)
+ 3О
2(г)
= 2N
2(г)
+ 6H2О
(ж)
; Н=-1530,0кДж.
Вычислите теплоту образования аммиака NH
3(г)
.Сколько
тепла выделяется при сгорании 10 молей NH
3(г)
?
Ответы:-46,2 кДж · моль-1; – 3825 кДж.
V.V КИНЕТИКА ХИМИЧЕСКИХ РЕАКЦИЙ
Химическая реакция состоит в превращении одного или
нескольких веществ, называемых исходными веществами, в
одно или несколько других, называемых продуктами реакции.
Химическая кинетика изучает механизм превращений и
закономерности протекания реакций во времени. Количественной характеристикой химической реакции является скорость реакции.
Скорость химической реакции – это число элементар-
ных актов взаимодействия в единице объёма за единицу времени. Скорость реакции, V, характеризуют изменением концентрации, С (моль/л), какого-либо из исходных веществ или
продуктов реакции за единицу времени и чаще всего в
моль/л∙с.
V = + (∆c / ∆ t )
47
Смысл химической реакции состоит в превращении ис-
ходных веществ (А, В) или реагентов в продукты реакции (D,
E):
aA +bB dD + eЕ (1)
В ходе реакции концентрации исходных веществ
уменьшаются, а продуктов реакции – увеличиваются. График
зависимости концентрации от времени называется
кинетической кривой (рис.5):
рис.5
Основной закон кинетики или закон действующих масс
устанавливает, что
скорость химической реакции пропорциональна про-
изведению концентраций реагирующих веществ, взятых в
степени соответствующих стехиометрических коэффи-
циентов.
Например, для гомогенной реакции
2СО
(г)
+ О
2(Г)
= 2СО
2(г)
кинетическое уравнение имеет вид:
V = k [CO]2∙ [O2].
Для гетерогенной реакции
2Сr
(к)
+ 3Сl
2(г)
= 2СrCl
3(к)
кинетическое уравнение
имеет вид: V = k [Cl2]3.
48
В общем виде для реакции (1) кинетическое уравне-
ние записывается следующим образом:
V = k∙[A]a∙[B]b , где
V – скорость реакции;
k – константа скорости реакции;
[A], [B] – концентрации реагирующих веществ А и В,
соответственно.
a, в – порядок реакции по веществу А и В соответствен-
но
Скорость химических превращений зависит от следую-
щих факторов:
• природы реагирующих веществ
• их концентрации
• внешних условий: температуры, давления, ката-
лизатора, поверхности раздела фаз.
Для осуществления реакции, в ходе которой перераспределяется электронная плотность, молекулы должны обладать определенным запасом энергии. Минимальная энергия,
достаточная для протекания реакции, называется энергией
активации Е
акт
. Энергетические изменения в реагирующей
системе можно представить схемой (рис.6):
49
Рис. 6. Энергетическая схема хода реакции.
Здесь горизонтальная ось характеризует ход реакции:
исходное переходное конечное
состояние состояние состояние
Высшая точка отвечает состоянию активированного
комплекса, когда реагирующие молекулы настолько сближены, что становится возможным образование продуктов реакции. Высота барьера, т.е. Еа, и температура определяют константу скорости по уравнению Аррениуса:
k = А∙е
–Eа/RT
где: А – предэкспоненциальный множитель; R – универсальная газовая постоянная; Т – температура, К; е – основание натурального логарифма, E
а
- энергия активации.
Зависимость скорости реакции от температуры впервые
количественно установил Вант-Гофф:
При повышении температуры на 10 градусов ско-
рость гомогенной химической реакции увеличивается в 2 -
4 раза.
Математически оно может быть выражено уравнением:
Vt2 = Vt1∙γ
Δt /10
H
50
где Vt1,Vt2 –скорости реакции при температурах t1
(начальная) и t2 (конечная),
Δt = t2 - t1.;
γ – температурный коэффициент Вант-Гоффа.
С повышением температуры скорость реакции увеличи-
вается не столько за счёт увеличения числа соударений,
сколько из-за роста числа частиц с достаточно высокой энергией, так называемых активных частиц.
Переходное состояние называется активированным
комплексом и число молекул, составляющих его, определяет
молекулярность реакции.
Молекулярностью реакции называют число молекул,
одновременным взаимодействием которых осуществляется
элементарный акт химического превращения; она может характеризоваться только целыми числами.
Если в элементарном акте реакции принимает участие
одна молекула, превращающаяся в одну или несколько молекул других веществ, то такая реакция называется мономоле-
кулярной. Примером таких реакций может служить термический распад гидрокарбоната кальция
Са(НСО3)2 → СаСО3 + Н2О + СО2.
Единовременным участием в элементарном акте химической реакции двух молекул характеризуются бимолекулярные реакции, примерами которых могут быть взаимодействие
монооксида углерода и хлора с образованием фосгена и взаимодействие йода и водорода с образованием йодоводорода:
СО + Cl2 = COCl2
I2 +H2 =2HI
Реакции, элементарный акт которых сводится к одновременному столкновению трех молекул, называют тримолекулярными. Статистически этот акт мало вероятен. Реакции с
молекулярностью выше трех в химической практике неизвестны.
Таким образом, уравнения химических реакций типа
Соседние файлы в предмете [НЕСОРТИРОВАННОЕ]