Добавил:
ivanov666
Опубликованный материал нарушает ваши авторские права? Сообщите нам.
Вуз:
Предмет:
Файл:Учебное пособие по общей, неорганической и аналитической химии (направление подготовки 36.03.02 – «Зоотехния», квалификация «бакалавр»)
.pdf
Вывод: реакция горения жидкого этилового спирта протекает 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
= Al2 (SO4)
3 (г)
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
СS
С
монокл.
2(ж)
(граф.)
+ О
+ 3О
+ О
2(г)
2(г)
2(г)
= SО
= СО
= СО
; Н = -296,9 кДж;
2(г)
+ 2SО
2(г)
; Н = -393,5 кДж.
2(г)
; Н=-1076,4 кДж;
2(г)
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:
41
С6Н12О
= 2 С2Н5ОН
6(к)
+ 2СО
(ж)
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
, протекающей по уравне-
3(к)
нию:
2КСlО
= 2КСl
3(к)
+ 3О
(к)
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
= 4 NО
2(г)
+ 6Н2О
(г)
(г)
.
Вычислите тепловой эффект реакции в пересчете на 1
моль NН
. Напишите термохимическое уравнение горения
3 (г)
аммиака. Ответ: -226,2 кДж
57. Реакция окисления этилового спирта выражается
уравнением:
С2Н5ОН
Определить теплоту образования С2Н5ОН
+ 3,0 О
(ж)
= 2СО
2(г)
+ 3Н2О
2(г)
(ж)
.
(ж)
, зная
Н х.р. = - 1366,87 кДж. Напишите термохимическое уравне-
ние. Определите мольную теплоту парообразования
С2Н5ОН
С2Н5ОН
, равная –235,31 кДж · моль-1.
(г)
С2Н5ОН
(ж)
, если известна теплота образования
(г)
Ответы: - 277,67 кДж · моль-1 ; +42,36 кДж · моль-1
58. Используя энтальпии образования веществ, опреде-
лите Н0 химической реакции:
2Mg
+ СО
(к)
= 2MgО
2(г)
(к)
+ С
графит
.
42
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
+ 3С
(т)
= СаС
(т)
2(т)
+ СО
+462,2кДж
(г)
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
Вычислите теплоту образования аммиака NH
тепла выделяется при сгорании 10 молей NH
Ответы: -46,2 кДж · моль
3(г)
+ 3О
2(г)
= 2N
+ 6H2О
2(г)
; Н=-1530,0кДж.
(ж)
.Сколько
3(г)
?
3(г)
-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 )
43
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
+ О
(г)
= 2СО
2(Г)
2(г)
кинетическое уравнение имеет вид:
V = k [CO]2∙ [O2].
Для гетерогенной реакции
2Сr
+ 3Сl
(к)
= 2СrCl
2(г)
3(к)
кинетическое уравнение
имеет вид: V = k [Cl2]3.
44
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
. Энергетические изменения в реагирующей
акт
системе можно представить схемой (рис.6):
45
Рис. 6. Энергетическая схема хода реакции.
H
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
- энергия активации.
а
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
46
где Vt1, Vt2 –скорости реакции при температурах t1 (на-
чальная) 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
47
4HCl + O2 = 2Cl2 + 2H2O
нельзя назвать пятимолекулярной реакцией. Это уравнение рассматривается лишь как запись суммарных процессов, каждый из которых в действительности может включать
довольно длинную цепочку последовательно протекающих
моно-, би- или тримолекулярных реакций.
В химической кинетике пользуются также понятием
порядок реакции – это число, равное сумме показателей степеней концентраций реагирующих веществ в кинетическом уравнении реакции: V = k∙[A]a∙[B]b , где
а – порядок реакции по веществу А;
b – порядок реакции по веществу В;
n = a + b − есть общий порядок реакции.
Например, для реакции
2Н
2(г)
+ О
= 2Н2О
2(г)
(пар)
V = k∙[Н2]2∙[О2],
порядок реакции по водороду равен 2, а по кислороду – 1.
Общий порядок реакции n = 2+1 = 3.
Катализ – явление ускорения скорости реакции под
воздействием специфических веществ, количество которых в
ходе реакции не изменяется. Эти вещества называются ката-
лизаторами. Действие катализатора сводится к снижению
энергии активации за счёт образования промежуточных нестойких соединений, которые в дальнейшем распадаются на
продукты реакции с выделением катализатора в химически
неизменном виде (рис.7). Согласно этой теории катализатор
(К) сначала образует с одним из веществ промежуточное соединение (АК). Затем последнее реагирует с другим исходным веществом с восстановлением катализатора. Схематически это можно представить так:
А + В = АВ (протекает медленно)
Катализатор разбивает процесс на две стадии:
1) А + К = АК (протекает быстро)
2) АК + В = АВ + К (протекает быстро)
48
Освободившийся катализатор образует промежуточные
NO
С
2
O
C
2
NO
C
Е
прод
Е
нач
энергия
соединения с новыми количествами одного из реагирующих
веществ и т.д.
координата пеакции
Рис. 7. Энергетическая диаграмма хода реакции в отсутствии (1) и в присутствии катализатора(2).
Различают гомогенный (однородный) и гетерогенный
(неоднородный) катализ. При гомогенном катализе реагирующие вещества и катализатор образуют однофазную систему – газовую или жидкую. В этом случае между катализатором и реагирующими веществами отсутствует поверхность
раздела фаз.
Примеры решения задач
Пример 1. Во сколько раз изменится скорость прямой и
обратной реакции в системе
2NО (г) +О2 (г) ↔ 2NО2 (г), если объем газовой смеси
уменьшить в три раза?
Решение. Обозначим концентрации реагирующих ве-
ществ:
=а,
=b,
=с.
Согласно закону действия масс скорости (v) прямой и
обратной реакции до изменения объема
v
пр.
= k
пр.
а2b; v
обр.
49
= k
обр.
c2;
После уменьшения объема гомогенной системы в три
NO
С
2
O
C
2
NO
С
.пр
v
.обр
v
..пр
пр
v
v
bak
bak
пр
пр
2
.
2
.
27
..обр
обр
v
v
2
.
2
.
9
сk
сk
обр
обр
2
t
v
10
12
1
tt
t
v
2
t
v
10
5070
3
1
tv
2
31tv
1
t
v
2
t
v
1
t
v
раза концентрация каждого из реагирующих веществ увеличится в три раза:
=За,
=3b,
=3с. При новых кон-
центрациях скорости (v’) прямой и обратной реакции:
= k
(За)2 (3b) = 27k
пр.
пр.
а2b;
= k
(3с)2 = 9k
обр.
обр.
c2.
Отсюда
=
=
= 27;
= 9.
Следовательно, скорость прямой реакции увеличилась,.
в 27 раз
Пример 2. Вычислите, во сколько раз увеличится ско-
рость реакции, протекающей в газовой фазе, при повышении
температуры от 50 до 70°С, если температурный коэффициент реакции равен 3.
Решение. Зависимость скорости химической реакции от
температуры определяется эмпирическим правилом ВантГоффа по формуле:
=
=
=
;
= 9
.
Следовательно, скорость реакции (
), протекающей
при температуре 70°С, увеличилась по сравнению со скоростью реакции (
), протекающей при температуре 50°С, в 9
раз.
50
Соседние файлы в предмете [НЕСОРТИРОВАННОЕ]