411-obschaya-himiya-6mb

2.При взаимодействии 2,1 г кристаллического лития с кислородом образовался кристаллический оксид лития и выделилось 90 кДж тепло- ты. Рассчитайте энтальпию образования оксида лития (кДж/моль).

3.Определите энтальпию реакции (кДж) получения 280 г железа при восстановлении водородом оксида железа (III). Уравнение реак- ции приведено ниже; под формулами веществ приведены значения

энтальпии образования fH° (кДж/моль):

4.При кристаллизации 177 г расплавленного никеля выделилось 43,5 кДж теплоты. Определите энтальпию плавления никеля (кДж/моль).

5.После растворения 8,4 г гидрокарбоната натрия в 140 г воды тем-

пература понизилась на 2,9 °C. Приняв теплоемкость раствора равной теплоемкости воды, рассчитайте энтальпию растворения (кДж/моль).

Ответы

Решения

1. Под стандартным термодинамическим состоянием понимается наиболее устойчивое состояние вещества при стандартных условиях. Золото представляет собой твердое вещество кристаллического строе- ния, аргон – одноатомный газ, иод – твердое вещество с молекулярной кристаллической решеткой, в узлах которой – двухатомные молекулы.

Сера и углерод представляют собой твердые вещества, каждое из которых может существовать в виде нескольких аллотропных моди- фикаций. В качестве стандартного состояния выбирается наиболее устойчивая модификация. Для серы наиболее устойчивая – сера ром- бическая.

Наиболее известными аллотропными разновидностями углерода являются графит и алмаз, сравнительно недавно были открыты фул- лерены и совсем недавно – графен. Стандартным состоянием углеро- да является графит, поэтому углерод в виде алмаза и есть единствен- ное из представленного списка простое вещество, не находящееся в своем стандартном термодинамическом состоянии.

Умение определять стандартное термодинамическое состояние про- стого вещества важно, поскольку именно в этом состоянии стандартная энтальпия образования равна нулю. Сведения о физических свойствах простых веществ можно найти в любом учебнике химии [1–11].

41

2. Составим уравнение реакции:

4Li(к) + O2(г) = 2Li2O(к).

Энтальпия образования Li2O(к) – это энтальпия реакции получения одного моля Li2O(к) из простых веществ. Чтобы перейти к такой ре- акции, достаточно поделить все коэффициенты в приведенном выше уравнении на два. Получаем:

Теперь решение задачи сводится к вычислению энтальпии по- следней реакции. Используем приведенные в задаче данные о тепло- вом эффекте реакции, если в реакцию вступает 2,1 г лития. Тогда число молей лития:

nLi = m = 2,1 = 0,3 моль.

M 7

Поскольку при получении 1 моль оксида лития в реакцию вступа- ет 2 моль лития, рассчитаем количество теплоты, выделяющейся при взаимодействии с кислородом 2 моль лития. Составим пропорцию:

Находим, что выделяется 600 кДж. Так как теплота выделяется,

H < 0.

Термохимическое уравнение имеет вид:

2Li(к) + 1 O2(г) = Li2O(к), H° = −600 кДж.

2

Следовательно, энтальпия образования оксида лития равна −600 кДж/моль.

3. Рассчитаем энтальпию приведенной реакции, используя следст- вие из закона Гесса о связи энтальпии реакции со значениями эн- тальпии образования реагентов. Известно, что энтальпия образова- ния H2(г) и Fe(к) равна нулю (простые вещества в их стандартных со- стояниях). Энтальпия реакции

H° = 3(−242) − (−824) = −726 + 824 = 98 кДж.

Отметим, что, поскольку H > 0, реакция эндотермическая. Запи- шем термохимическое уравнение и под формулами веществ подпи-

42

шем количество вещества каждого реагента для данного термохими- ческого уравнения:

Подчеркнем, что 98 кДж поглощается, когда по данной реакции получается 2 моль железа. В задаче же требуется вычислить измене- ние энтальпии при получении 280 г железа. Определим число молей железа:

nFe = m = 280 = 5 моль. M 56

Находим, что x = 245 кДж. Изменение энтальпии при получении вос- становлением оксида 5 моль железа составляет 245 кДж.

4. Запишем схему процесса кристаллизации:

Ni(ж) → Ni(к).

Для составления термохимического уравнения процесса нужно дописать изменение энтальпии при кристаллизации 1 моль никеля. Определим, какое количество вещества содержится в 177 г никеля:

nNi = m = 177 = 3 моль. M 59

Зная количество теплоты, выделяющееся при кристаллизации 3 моль никеля, рассчитаем количество теплоты, выделяющееся при кри- сталлизации 1 моль:

Находим, что x = 14,5 кДж.

Запишем термохимическое уравнение процесса кристаллизации, учитывая, что для процесса, идущего с выделением теплоты, энталь- пия отрицательна:

Ni(ж) → Ni(к), H° = −14,5 кДж.

43

Плавление никеля – процесс, обратный процессу кристаллизации, и, следовательно, его энтальпия равна по величине и противополож- на по знаку энтальпии кристаллизации:

Ni(к) → Ni(ж), H° = 14,5 кДж.

Энтальпия плавления никеля равна 14,5 кДж/моль.

5. В первую очередь, зная изменение температуры и массу рас- твора, вычислим изменение энтальпии при растворении 8,4 г соли. Отметим, что изменение термодинамической температуры в кельви- нах равно изменению температуры в градусах Цельсия и что T < 0, поскольку температура понижается. Масса раствора равна сумме масс воды и растворенной соли и выражена в килограммах.

H = −Cm T = −4,18 кДж 0,148 кг (−2,9 К) = 1,79 кДж .

кг К

Напомним, что рассчитать энтальпию растворения гидрокарбоната натрия – это значит найти изменение энтальпии при растворении 1 моль NaHCO3. В связи с этим рассчитаем число молей в 8,4 г NaHCO3:

Находим, что x = 17,9 кДж. Энтальпия растворения NaHCO3 состав- ляет 17,9 кДж/моль.

2.4. Примеры вопросов к защите лабораторной работы

1.Для каких процессов тепловой эффект равен изменению эн- тальпии?

2.Сформулируйте закон Гесса.

3.Можно ли определить абсолютное значение энтальпии? Дайте определение стандартной энтальпии образования вещества.

4.Зная, что энтальпия реакции нейтрализации равна –56 кДж/моль H2O, рассчитайте тепловой эффект и повышение температуры при сливании растворов:

44

а) 100 мл HCl концентрацией 1 моль/л и 100 мл NaOH концентра- цией 1 моль/л;

б) 100 мл HCl концентрацией 1 моль/л и 100 мл NaOH концентра- цией 0,5 моль/л;

в) 50 мл HCl концентрацией 1 моль/л и 50 мл NaOH концентраци- ей 1 моль/л.

5.Дайте обоснованный ответ, одинаковы ли нет значения энталь- пии реакции нейтрализации гидроксидом натрия:

а) соляной и азотной кислот; б) соляной и уксусной кислот.

6.Напишите термохимическое уравнение реакции азотной кисло- ты с гидроксидом натрия, в которой образуется 1 моль H2O(ж). Явля- ется ли энтальпия этой реакции стандартной энтальпией образования

H2O(ж)?

7.Составьте уравнения реакций, энтальпия которых равна стан- дартной энтальпии образования: а) сульфата магния; б) хлороводо- рода; в) карбоната кальция.

8.Опишите, как при вычислении энтальпии образования сульфата магния в лабораторной работе использовался закон Гесса. Значения энтальпии каких процессов вы определяли экспериментально?

9.При разложении одного моля молекул кислорода на атомы по- требовалось 498 кДж теплоты. Определите стандартную энтальпию образования атомарного кислорода.

10.Используя табличные значения стандартной энтальпии обра- зования (см. приложение 4), определите, как меняется термическая устойчивость галогеноводородов при движении сверху вниз по под- группе Периодической системы.

45

ГЛАВА 3. ХИМИЧЕСКАЯ КИНЕТИКА И РАВНОВЕСИЕ

Важнейшие понятия. Скорость химической реакции. Факторы, влияющие на скорость химической реакции. Зависимость скорости реакции от концентрации исходных веществ (закон действующих масс). Зависимость скорости реакции от температуры (правило Вант-Гоффа). Энергия активации реакции. Химическое равновесие, константа равновесия. Смещение равновесия, принцип Ле Шателье.

Следует уметь. Рассчитывать скорость реакции по изменению мо- лярной концентрации за данное время. Составлять выражение закона действующих масс по уравнению химической реакции и вычислять изме- нение скорости реакции при изменении концентраций исходных веществ. Использовать правило Вант-Гоффа для оценки изменения скорости ре- акции с температурой. Вычислять значение константы равновесия по значениям равновесных концентраций реагентов. Определять направле- ние смещения химического равновесия при оказании на систему внешних воздействий (изменение температуры, давления или концентрации одно- го из участников реакции) на основе принципа Ле Шателье.

Содержание химической кинетики составляет исследование ско- рости и механизма протекания химических реакций.

Реакция может протекать в объеме фазы (гомогенно) или на гра- нице раздела фаз (гетерогенно). Гомогенными процессами являются, например, процессы в растворах, гетерогенными – реакции на гра- нице газ – твердое вещество.

Скорость гомогенной реакции количественно характеризуется из- менением молярной концентрации любого участника реакции в еди- ницу времени.

Основными параметрами, которые учитывают при изучении ки- нетики процессов, являются природа реагентов, их концентрация (или парциальное давление для газообразных веществ), температура и действие катализатора. Катализатор, влияя на энергию активации реакции, способен ускорить или замедлить (ингибитор) процесс.

3.1. Как решать задачи по теме «Химическая кинетика и равновесие»

Вычисление скорости реакции

Средняя скорость реакции vср в интервале времени от τ1 до τ2 оп- ределяется следующим соотношением:

46

где c1 и c2 –молярная концентрация любого участника реакции в мо- менты времени τ1 и τ2. Знак «+» перед дробью относится к концен- трации продуктов реакции, c > 0, знак «−» − к концентрации исход- ных веществ, c < 0. Скорость реакции всегда положительна.

Мгновенная, или истинная, скорость реакции определяется как предел отношения c/ τ при τ → 0 и равна производной концен- трации по времени:

Пример 3.1

Рассчитайте скорость реакции разложения раствора пероксида во- дорода [моль/(л сут)], если его начальная концентрация составляла 0,5 моль/л, а в течение 30 сут уменьшилась в два раза.

Решение. Определим, какой стала концентрация раствора перок- сида водорода через 30 суток (0,5 : 2 = 0,25 моль/л). Следовательно, изменение концентрации составило 0,25 моль/л.

Рассчитаем скорость реакции разложения пероксида водорода:

См. также задачу 1 программированного контроля в п. 3.3.

Влияние концентрации на скорость реакции

Основным законом химической кинетики является закон дейст- вующих масс, согласно которому скорость химической реакции в гомогенных системах прямо пропорциональна произведению моляр- ных концентраций реагирующих веществ, взятых в степенях их сте- хиометрических коэффициентов. Закон действующих масс справед- лив для элементарных реакций, т.е. реакций, протекающих в одну стадию. Выражение зависимости скорости реакции от концентрации называют кинетическим уравнением.

Пример 3.2

Реакция между веществами А и В описывается уравнением А(г) + 2В(г) = С(г). Рассчитайте численное значение начальной скоро-

47

сти реакции, если в сосуд объемом 5 л введено 4 моль вещества А и 6 моль вещества В, а константа скорости реакции равна 0,07.

Решение. В соответствии с законом действующих масс выражение для скорости данной реакции можно записать:

v = kcAcB2 .

Вычислим начальные концентрации веществ А и В:

cА = nA/V = 4 : 5 = 0,8 моль/л; cB = nB/V = 6 : 5 = 1,2 моль/л.

Окончательно получаем

v= 0,07 0,8 1,22 = 0,08 моль .

лс

Пример 3.3

Напишите кинетическое уравнение для реакции 2СО(г) + О2(г) = 2СО2(г). Определите, во сколько раз возрастет скорость этой реакции при увеличении давления в два раза.

Решение. Согласно закону действующих масс кинетическое урав- нение указанной реакции можно записать следующим образом:

v = kcCO2 cO2 .

Увеличение давления в системе, в которой протекает химическая реакция в газовой фазе, происходит за счет уменьшения объема, что приводит к увеличению концентраций всех реагентов в такое же число раз. Тогда выражение для скорости этой реакции v′ после уве- личения давления в два раза можно записать:

v = k (2cCO )2 2cO2 .

Разделив одно выражение на другое, получим, что скорость хими- ческой реакции возросла в восемь раз.

Влияние температуры на скорость реакций

Зависимость скорости химической реакции от температуры при- ближенно описывает правило Вант-Гоффа, согласно которому при повышении температуры на каждые 10 град скорость химической реакции возрастает в 2–4 раза:

48

менности во времени молярных концентраций реагентов и продуктов реакции. Такие концентрации называются равновесными. Обознача- ют равновесную концентрацию заключенной в квадратные скобки формулой вещества.

Состояние равновесия характеризуется константой химического равновесия, которая зависит от природы реагентов и температуры процесса.

Пример 3.6

В момент равновесия системы N2(г) + 3H2(г) 2NH3(г) концентра-

ции веществ (моль/л) равны: [N2] = 2,5, [H2] = 2, [NH3] = 3. Опреде- лите исходные концентрации азота и водорода.

Решение. Решения задач, связанных с расчетами по уравнениям обратимых химических реакций, удобно представлять в виде табли- цы, которую будем заполнять постепенно. В таблице будет столько столбцов, сколько участников реакции, и три строки. Последняя строка – равновесные концентрации всех реагентов, первая – их ис- ходные, или начальные, концентрации c0. Равновесные концентрации реагентов даны, запишем их в третьей строке.

Отсутствие в задании данных об исходной концентрации продук- та реакции – аммиака позволяет предположить, что в начальный мо- мент его концентрация была равна нулю. Тогда весь обнаруженный в момент равновесия аммиак – 3 моль на 1 л системы – был получен в ходе реакции. Это значение запишем во второй строке.

Из приведенного уравнения реакции видно, что число молей про- реагировавшего азота в два раза меньше числа молей образовавшего- ся аммиака, следовательно, к моменту равновесия в объеме системы 1 л было израсходовано 1,5 моль азота. Это значение также запишем во второй строке. Исходная концентрация азота (азот расходуется в ходе реакции) составит: c0(N2) = 2,5 + 1,5 = 4 моль/л.

Аналогично определим исходную концентрацию водорода.

откуда х = 4,5 моль Н2 (это значение тоже запишем во второй строке).

50