Добавил:
ivanov666
Опубликованный материал нарушает ваши авторские права? Сообщите нам.
Вуз:
Предмет:
Файл:Химия. Практикум
.pdf
(const при данной температуре), или
где, — равновесные концентрации веществ
D,E…, A,B…;
равновесные относительные парциаль-
ные давления соответствующих веществ;
d, e …, a, b … — показатели степени, равные стехиометрическим коэф-
фициентам.
Константа химического равновесия зависит от природы реагентов и от
температуры. Она связана с изменением стандартной энергии Гиббса химиче-
ской реакции уравнением:
.
При
Влияние, оказываемое на равновесную систему каким-либо внешним воз-
действием, можно предсказать, пользуясь принципом Ле Шателье (принципом
подвижного равновесия): если находящаяся в равновесии система подвергается
внешнему воздействию, равновесие смещается в таком направлении, которое
способствует ослаблению этого воздействия.
Так, согласно принципу Ле Шателье, введение в равновесную систему
дополнительных количеств какого–либо реагента вызывает сдвиг равновесия в
том направлении, при котором концентрация этого вещества уменьшается.
Повышение давления сдвигает химическое равновесие в сторону реакции,
идущей с уменьшением объема. Повышение температуры вызывает смещение
равновесия в направлении того из процессов, течение которого сопровождается
поглощением теплоты, а понижение температуры действует в противополож-
ном направлении.
3. Литературные источники
1. Коровин Н.В. Общая химия. Учебник для технических направлений и
спец. вузов. – М.: Высшая.шк., 2008. – С.116-148.
91
2. Тихонов Г.П. Общая химия. Часть II. Учебное пособие для самостоя-
тельной подготовки студентов. – М.: Альтаир-МГАВТ, 2008. – С.207-264.
3. Тихонов Г.П., Минаева И.А., Пономарев А.Я. Химия на водном транс-
порте. Учебное пособие. – М.: Альтаир-МГАВТ, 2012. – С.90-100.
4. Задания на самостоятельную работу.
1. Изучить по предложенным литературным источникам тему “Основы
химической термодинамики”.
2. Решить 2-е задачи, предложенные преподавателем, из раздела №5
настоящей работы.
5. Задачи для самостоятельного решения.
1. Энтальпия образования равна энтальпии реакции:
а
б
в
г
д .
2. Термохимическое уравнение реакции обжига пирита
Сколько выделится теплоты (кДж) при обжиге 720 г
а) 13240; б) 19860; в) 4965; г) 133324; д) 9930; е) 3310?
3. Термохимическое уравнение реакции разложения нитрата серебра:
Какое количество теплоты необходимо затратить для разложения 1,02кг
нитрата серебра? а) 317; б) 634; в) 951; г)1268; д) 1902; е) 3804 кДж?
.
4. Изменение энтропии реакции
:
а) ; б) ; в) по уравнению этой реакции не возможно оценить
знак изменения энтропии.
92
5. Изменение энтропии реакции
а) ; б) ; в) по уравнению этой реакции не возможно оценить
знак изменения энтропии.
6. Максимальной энтропией обладает а) ; б) ; в) ?
7. При соединении 2,1 г железа с серой выделяется 3,77 кДж. Рассчитать
теплоту образования сульфида железа.
8. Найти количество теплоты, выделяющейся при взрыве 8,4 л гремучего
газа взятого при нормальных условиях.
9. Исходя из теплового эффекта реакции
,
определить образования ортофосфата кальция.
10. Исходя из уравнения реакции
вычислить образования метилового спирта.
11. Указать, какие из реакций образования оксидов азота и при каких
температурах (высоких или низких) могут в стандартных условиях протекать
самопроизвольно:
а)
б)
в)
г)
д)
12. Вычислить для реакции при 25, 500 и
1500°С. Зависимостью от температуры пренебречь.
93
Построить график зависимости от температуры и найти по графику
температуру, выше которой указанная реакция в стандартных условиях может
протекать самопроизвольно.
13. Пользуясь справочными данными, показать, что в стандартных усло-
виях при 25°С реакция не возможна.
14. Установить, протекание каких из нижеследующих реакций возможно
в стандартных условиях при 25°С:
а) ;
б) ;
в)
15. Вычислить реакции:
а)
б)
Стандартные энтальпии образования принять
соответственно равными -278,5, -239,7 и -228,9 кДж/моль.
16. Вычислить значение для протекающих в организме реакций
превращения глюкозы:
а)
б)
Какая из этих реакций поставляет организму больше энергии?
Примечание.
При решении задач № 12–17 необходимо воспользоваться таблицей 5
приложения учебного пособия Тихонов Г.П., Минаева И.А., Слуцкая С.А. Об-
щая химия. Часть III. Учебное пособие для самостоятельной подготовки сту-
дентов — М.: Альтаир–МГАВТ, 2010. — с. 201.
94
Вещество, состояние
, кДж/моль
Дж/моль*К
-601,2
26,94
-393,5
213,7
-1112,9
65,69
6. Примеры решения задач
Используя термодинамические характеристики веществ, участвующих в
реакции , решите задачи 1-5.
1. При повышении температуры равновесие реакции смещается влево.
Используя принцип Ле Шателье, предскажите знак изменения энтальпии в ре-
акции и вычислите реакции (кДж/моль).
Решение:
Поскольку повышение температуры смещает равновесие влево, т.е. в сто-
рону обратной реакции, то это реакция экзотермическая. Следовательно,
.
Тепловой эффект химической реакции или энтальпия будет вычисляться,
согласно следствия из закона Гесса: тепловой эффект химической реакции ра-
вен сумме энтальпий образования продуктов реакции за вычетом суммы эн-
тальпий образования исходных веществ (под стандартной энтальпией образования химического соединения ( понимают тепловой эффект реакции об-
разования одного моля химического соединения из простых веществ, взятых в
стандартном состоянии), т.е.:
2. Предскажите знак изменения энтропии в реакции и вычислите ре-
акции (Дж/моль·К).
Решение:
Поскольку в составе исходных веществ есть газообразное вещество
, а в составе продуктов реакции газообразное вещество отсутствует, сле-
довательно наша система перешла из состояния с большим беспорядком в со-
стояние с меньшим беспорядком, т.е. беспорядок в системе уменьшился, а уве-
95
личился порядок. Потому, если энтропию рассматривать как меру беспорядка
системы, то знак изменения энтропии будет (меньше нуля ( ).
Изменение энтропии реакции в стандартных условиях вычисляется ана-
логично вычислению энтальпии реакции, т.е. из суммы абсолютных стандарт-
ных энтропий продуктов реакции вычитается сумма абсолютных стандартных
энтропий исходных веществ:
ΔS
0
= -174,95 Дж/моль·К
Х.Р.
3. Вычислите (КДж/моль).
Решение:
Изменение энергии Гиббса химической реакции в стандартных усло-
виях вычисляется из значений теплового эффекта или энтальпии химической
реакции и изменения энтропии химической реакции по формуле:
= КДж/моль.
(Т=298 К; в стандартных условиях значение энтропии переводим из
Дж/моль·К в КДж/моль·К).
4. Возможна ли реакция при Р = 1 атм (101,325 кПа) и Т= 298К?
Решение:
Поскольку получено, что <0, то реакция возможна в стандартных
условиях (Т= 298 К, = 1 атм (101,325 кПа)). Если бы 0, то реакция
была бы невозможна, а если бы 0, то система находилась бы в состоянии химического равновесия.
5. Определите температуру, при котором и находятся в
равновесии с СО
при Р=1 атм (101,325 кПа).
2 (г.)
Решение:
Если система находится в состоянии равновесия, то Посколь-
ку то в состоянии равновесия Подстав-
96
ляем в эту формулу численные значения энтальпии и энтропии и полу-
чим: -118,2=Т (-0,175). Отсюда Т=675,4 К.
6. Вычислите теплоту гидратации CaCl
нии1моль безводного CaCl
кристаллогидрата CaCl
·6H2O поглощается 18,0 кДж теплоты.
2
выделяется 72,7 кДж, а при растворении 1 моль
2
, если известно, что при растворе-
2
Решение:
Процесс растворения в воде хлорида кальция можно разбить на две ста-
дии:
CaCl2 (к)+6H2O (ж)=CaCl2·6H2O (к); ,
CaCl2·6H2O (к)+aq=CaCl2 (aq) (ж)+6H2O (ж); .
Первая стадия — процесс гидратации, т.е. получение кристаллогидрата,
тепловой эффект который надо рассчитать; вторая стадия — растворение кристаллогидрата в воде. Суммарный тепловой эффект + равен теплоте
растворения безводной соли :
CaCl2 (к)+aq=CaCl2aq (ж);
Разность теплот растворения безводной соли ( ) и растворения кри-
сталлогидрата ( ) представляет собой теплоту гидратации ( ) подставив
соответствующие значения тепловых эффектов, получаем
= -72,7- (+18,0)= -90,7кДж,
т.е. при гидратации 1 моль CaCl
выделяется 90,7кДж теплоты.
2
7. Рассчитайте энтропийный и энтальпийный факторы протекания про-
цесса при стандартных условиях: 4HCl (г) +O2 = 2H2O (г) + 2Cl (г). Какой из
рассчитанных факторов способствует самопроизвольному протеканию реакции
в прямом направлении?
Решение:
Используя справочные данные, рассчитаем:
Дж/К
Энтальпийным фактором процесса является энтальпия реакции. Само-
произвольному протеканию процесса способствует уменьшение энтальпии си-
97
стемы ( <0) (кДж). Энтропийный фактор равен произведению абсолютной
температуры на энтропию реакции, т.е. T (кДж). Самопроизвольному течению процесса способствует рост энтропии системы ( >0).
В нашем случае энтропийный фактор T = -256,4 ·298 = -76407,2 Дж
или -76,407кДж не способствует самопроизвольному протеканию процесса.
Энтальпийный фактор = -114,48кДж, <0 способствует само-
произвольному протеканию процесса в прямом направлении.
8. Определите при Т=298 К стандартную энергию Гиббса реакции
. Возможно ли самопроизвольное течение реакции
в прямом направлении? Определите температуру начала самопроизвольного
процесса при стандартных условиях. Зависимостью и от температуры можно пренебречь.
Решение:
Используя справочные данные, определим энтальпию и энтропию реак-
ции, воспользовавшись следствием из закона Гесса:
= ;
= -396,3 + 4 • 0- (-74,85)-2 (-241,84) = 162,23 кДж;
Процесс эндотермический, т.е. энтальпийный фактор не способствует са-
мопроизвольному течению реакции.
Дж/К
кДж
Как видно, при 298 К и стандартном состоянии реагентов реакция само-
произвольно в прямом направлении не идет. Но так как , то при уве-
личении температуры возрастает энтропийный фактор процесса T· . Для
определения температуры, выше которой произойдет смена знака энергии Гиб-
бса, воспользуемся уравнением: ,
откуда Т=162,23•10
3
Дж/172,21 Дж/К = 942 К.
98
Следовательно, при Т> 942 К и стандартном состоянии реагентов реакция
может протекать самопроизвольно в прямом направлении.
9. Учитывая, что NO (г) окрашен, а N
изменения энтропии в реакции 2NO
окраска в системе 2NO
(г)= N
2
(г) с ростом температуры.
2О4
(г) = N
2
(г) бесцветен, и исходя из знака
2О4
(г) объясните, как изменится
2О4
Решение:
Изменение энтропии в реакции 2NО
(г) = N
2
(г) будет меньше нуля
2О4
( S < 0), поскольку из двух молей газообразного вещества будет образовы-
ваться только один моль газа. Прямая реакция, т.е. реакция синтеза N2О
(г) эк-
4
зотермическая ( В противном случае и реакция вообще не
возможна. Повышение температуры приведет к разложению N2О
шему образованию NO
(г), вследствие смещения равновесия в сторону обрат-
2
(r.) и боль-
4
ной эндотермической реакции в соответствии с принципом Ле Шателье. До-
полнительное образование NO
(г) приведет к усилению окраски.
2
7. Порядок проведения занятия
В начале занятия преподаватель кратко напоминает студентам основные
положения химической термодинамики. Затем по теме заслушиваются следу-
ющие самостоятельно подготовленные сообщения студентов (рефераты):
1. Внутренняя энергия и энтальпия;
2. Энтропия;
3. Энергия Гиббса.
Далее заслушивается ход решения задач из раздела № 5.
В ходе обсуждения дополнительных положений в форме взаимного диа-
лога между преподавателем и студентами в интерактивной форме рассматри-
ваются и обсуждаются следующие вопросы:
1. Термохимические уравнения;
2. Законы химической термодинамики;
3. Направления химических реакций.
По результатам доложенных рефератов, разбора решения задач из раздела
№5 и хода обсуждения вопросов, вынесенных на занятие, преподаватель при-
нимает решение о зачете данной работы отдельно каждым студентом.
99
c
V
V
.
d
dc
V
1
2А2
n
12
12
...
n
n
V k A A A
ПРАКТИЧЕСКОЕ ЗАНЯТИЕ № 11
Факторы, влияющие на скорость реакции
1. Перечень вопросов, рассматриваемых на практическом занятии
1. Скорость химической реакции.
2. Теория переходного состояния (активированный комплекс).
3. Катализ.
2. Теоретическая часть
2.1 Скорость химической реакции
Скоростью химической реакции называется число электронных актов ре-
акции, происходящих в единицу времени в единице объема (для гомогенных
реакций), или в единицу времени на единицу поверхности раздела фаз (для гетерогенных реакций).
На практике среднюю скорость химической реакции определяют измене-
нием молярной концентрации любого вещества (исходного или продукта реакции) в единицу времени:
,
где
— скорость процесса (моль·л
–1·с–1
);
τ — промежуток времени, за который концентрация данного вещества
изменялась на
с (моль·л–1).
Мгновенная скорость химической реакции в данный момент времени вы-
ражается первой производной концентрации по времени:
Согласно закону действия масс Гульдберга и Вааге, скорость химической
реакции при постоянной температуре прямо пропорциональна произведению
мгновенных концентраций реагирующих веществ в степени их стехиометриче-
ских коэффициентов.
Для процесса а1А
где [А
а1, а2, а
], [А
1
— стехиометрические коэффициенты перед веществами в урав-
n
нении реакции;
], … , [А
2
+ а
+...+ аnА
= b1B1 + b2B2 +…+ bnBn:
,
] — концентрация веществ в моль/л;
n
100
Соседние файлы в предмете [НЕСОРТИРОВАННОЕ]