Урок 21. Теплота образования – HIMI4KA

Пример. Возможна ли следующая реакция в стандартных условиях:

t

SiО_2(к) 2NaОH _(p) = Na₂SiО_3(к) Н₂О _(ж)

если ΔG^о(SiО_{2 (к)}) = –803,75 кДж/моль; ΔG^о (Na₂SiО_3(к))= –1427,8 кДж/моль;

ΔG^о (NaОH_(p)) = –419,5 кДж/моль; ΔG^о (Н₂О _(ж)) = –237,5 кДж/моль?

Можно ли выпаривать щелочь в стеклянном сосуде?

Решение. Изменение энергии Гиббса ΔG^о₂₉₈ реакции равно:

ΔG^о = ΣG^о_прод. – ΣG^о_исх.;

ΔG^о₂₉₈ = (–1427,8 – 237,5) – (–803,75 –419,5·2)= –22,55 кДж;

ΔG^о₂₉₈ = –22,55 кДж (т. е. ΔG<0), а следовательно, данная реакция возможна. Щелочь нельзя выпаривать в стеклянном сосуде, так как в состав стекла входит SiО₂.

Пример. Вычислить ΔG^о для реакции 2Н_{2 (г)} О_{2 (г)} 2Н₂О_(г).

при 298, 500, 1000, 1500 К. Зависимостью ΔН^о и ΔS^o от температуры пренебречь. Построить график зависимости ΔG^о от температуры и найти по графику температуру, ниже которой указанная реакция в стандартных условиях может протекать самопроизвольно.

Решение. Согласно уравнению ΔG = ΔН – TΔS влияние температуры на ΔG определяется знаком и величиной ΔS. Если пренебречь влиянием Т на значения ΔН и ΔS, то приведённая зависимость ΔG =ƒ(T) является уравнением прямой, наклон которой определяется знаком ΔS. при ΔS>0 прямая идет вниз, при ΔS<0 – вверх.

Определим величину ΔН°₂₉₈ (исходные данные берем из табл.1)

∆Hº_p = Σ∆Hº_{обр.(прод.)} – Σ∆Hº_{обр.(исх..)}

ΔН°₂₉₈ = 2ΔН°_обр.(H₂O) – (2ΔН°_обр.(H₂) 2ΔН°_обр.(O₂) = 2ΔН°_обр.(H₂O) =

=2(-241,84) = –483,68 (кДж) (на 2 моля H₂O)

ΔН°_обр.(Н₂О) = 0,5(–483,8) = –241,89 кДж/моль.<0

Следовательно, реакция экзотермическая.

Определим изменение энтропии данной реакции в стандартных условиях ΔS°₂₉₈ (исходные данные берем из табл.1)

ΔS^о = ΣS^о_прод. – ΣS^о_исх.:

ΔS°₂₉₈= 2S°_298.(H₂O) – [2S°_298.(H₂) S° _298.(O₂)]= 2·188,74 – (2·130.6 205) =

–98,6(Дж/ К) = –0,0986(кДж/ К) < 0, ΔG =ƒ(T) прямая идет вверх.

Определим изменение энергии Гиббса ΔG°₂₉₈ в стандартных условиях (исходные данные берем из табл.1):

ΔG^о = ΣG^о_прод. – ΣG^о_исх.;

ΔG°₂₉₈ = 2ΔG°_298.(H₂O) – [2ΔG°₂₉₈(H₂) – ΔG°₂₉₈(O₂)] = 2(–228,8) = –457,6 кДж.

Отрицательная величина ΔG°₂₉₈ свидетельствует о том, что в стандартных условиях реакция самопроизвольно протекает в прямом направлении.

ΔG°₂₉₈ = ΔН°₂₉₈ – 298·ΔS⁰₂₉₈ = –483,68 – 298·(–0,0986) = –457,6кДж

ΔG°₅₀₀ = ΔН°₂₉₈ – 500·ΔS⁰₂₉₈ = –483,68 – 500·(–0,0986) = –434,38кДж

ΔG°₁₀₀₀ = ΔН°₂₉₈ – 1000·ΔS⁰₂₉₈ = –483,68 – 1000·(–0,0986) = –385,08кДж

ΔG°₁₅₀₀ = ΔН°₂₉₈ – 1500·ΔS⁰₂₉₈ = –483,68 – I500·(–0,0986) = –335,78 кДж

Построим график ΔG°_Т =f(Т):

Температура перехода ~4500 К

13. РЕКОМЕНДАЦИИ ДЛЯ САМОСТОЯТЕЛЬНОЙ РАБОТЫ СТУДЕНТОВ

И ВАРИАНТЫ ЗАДАНИЙ

РЕКОМЕНДАЦИИ:

1. Внимательно изучить теоретический материал, используя конспекты лекций, данное учебное пособие и рекомендуемую литературу.

2. Проверить усвоение теории, ответив на контрольные вопросы, выполнив тестовые задания.

3. Разобрать примеры решения типовых задач.

ЗАДАЧИ ДЛЯ САМОСТОЯТЕЛЬНОГОГ РЕШЕНИЯ

Задачи

1. Вычислите стандартную теплоту образования бензола С₆Н_{6 (ж)}, если известны теплоты сгорания водорода, углерода и бензола.

2. Определите стандартную теплоту образования сероуглерода CS₂, если известно, что

CS_{2 (ж)} 3О₂ = СО_{2 (г)} 2SО_{2 (г)} ΔН^о₂₉₈ = –1075 кДж/моль.

3. Вычислите ΔН^о₂₉₈ хлорида аммония, если для реакции

NH_{3 (г)} НС1_(г) = NH₄CI _(к)

ΔН^о₂₉₈ = –176,93 кДж/моль.

4. Определите ΔН^о₂₉₈ BiCl_3(к), если ΔН^о₂₉₈BiCl_3(г) = –270,70 кДж/моль, а ΔН^о возгонки BiCl_3(к) 113,39 кДж/моль.

5. При взаимодействии 5 г металлического натрия с водой выделяется 40,25 кДж теплоты, а при взаимодействии 10 г оксида натрия с водой выделяется

36,46 кДж теплоты. Рассчитайте ΔН^о₂₉₈ Na₂0.

6. При растворении 16 г СаС₂ в воде выделяется 31,3 кДж теплоты. Определите стандартную теплоту образования Са(ОН)₂.

7. Определите ΔН^о₂₉₈ Fe₂О₃, если при реакции

2Fe А1₂О₃ = Fe₂О₃ 2A1

на каждые 80 г Fe₂О₃ поглощается 426,5 кДж теплоты.

8. Тепловой эффект реакции

SО_2(г) 2H₂S_(г) = 3S_(ромб) 2Н₂О_(ж)

равен –234,50 кДж. Определите стандартную теплоту образования H₂S.

9. Окисление аммиака протекает по уравнению

4NH_3(г) 3О_2(г) = 2N₂ 6Н₂0_(ж) ΔН^о₂₉₈ = –1528 кДж.

Определите стандартную теплоту образования NH_3(г) и NH₄ОH, если теплота растворения NH_3(г) в воде равна –34,65 кДж.

10. Вычислите стандартную теплоту образования сахарозы С₁₂Н₂₂О₁₁, если тепловой эффект реакции

С₁₂Н₂₂О₁₁ 12О₂ = 12СО₂ 11Н₂О_(ж)

равен –5694 кДж.

11. Рассчитайте ΔН^о₂₉₈ ZnSО₄, если известно, что

2ZnS 3О₂ = 2ZnО 2SО₂ ΔН^о = –890,0 кДж;

2SО₂ О₂ = 2SО₃ ΔН^о = –196,6 кДж;

ZnSО₄ = ZnO SО₄ ΔН^о = 234,0 кДж.

12. Восстановление диоксида свинца водородом протекает по уравнению

РbО₂ Н₂ = РbО Н₂О_(г) ΔН^о = –182,8 кДж.

Определите стандартную теплоту образования РbО₂.

13. Вычислите стандартную теплоту образования бензойной кислоты С₆Н₅СООН_(к), если стандартная теплота сгорания бензойной кислоты равна

–3227,54 кДж/моль, а стандартные теплоты образования Н₂О и СО₂ см. в табл. 1 приложения.

14. Вычислите теплоту образования карбида кальция CaC₂, исходя из теплового эффекта реакции

CaО 3С = CaC₂ CО; ΔН^о = 460,0 кДж.

15.Определите ΔН^о₂₉₈ образования этилена, используя следующие данные:

C₂H_{4 (г)} 3O_{2 (г)} = 2CO_{2 (г)} 2H₂O_(г), ΔН^о = –1323 кДж;

C_{(графит)} O_{2 (г)} = CO_{2 (г)} ΔН^о = –393,5 кДж;

H_2(г) ½ O_2(г)=H₂O_(г); ΔН^о = –241,8 кДж

16. Вычислите ΔН^о реакций. Укажите, какая из них является эндотермической, а какая экзотермической. Тепловой эффект каких реакций представляет собой теплоту сгорания вещества?

а) 4NH_{3 (г)} 5O_{2 (г)}→4NO_(г) 6H₂O_(г);

б) 4NH_{3 (г)} 3O_{2 (г)}→2N_{2 (г)} 6H₂O_(г);

в) Fe₂O_{3 (к)} 3CO_(г)→2Fe_(к) 3CO_{2 (г)};

г) CH_{4 (г)} 2O_{2 (г)}→CO_{2 (г)} H₂O_(ж);

д) 2Mg_(к) CO_{2 (г)}→2MgO_(к) C_{(графит)};

е) 2Сl_{2 (г)} H₂O_(г)→4HCl_(г) O_{2 (г)};

ж) 3CH_{4 (г)} CO_{2 (г)} H₂O_(ж)→4CO_(г) 8H_{2 (г)};

и) CaO_(к) SiO_2(к)→CaSiO_{3 (к)};

к) 2H₂S_(г) SO_2(г)→3S_(ромб) 2H₂O_(ж);

л) 2H_2(г) P_4(т)→4PH_3(г);

м) 3Fe_(т) 2O_2(г)→Fe₂O_3(к);

н) 2C₂H_{2 (г)} 5О_{2 (г)}→4CO_{2 (г)} 2H₂O_(г);

п) 4HF_(г) Br_{2 (ж)}→2HBr_(ж) F_{2 (г)};

р) CaO_(к) CO_{2 (г)}→CaCO_{3 (к)};

с) 4СО_(г) 2SO_{2 (г)}→4СО_{2 (г)} S_{2 (г)}.

Как необходимо было бы записать уравнения некоторых реакций (каких?), чтобы теплота этих реакций могла бы быть названа теплотой сгорания?

17. Вычислите тепловой эффект реакции

АI₂O_3(к) 3SO_3(г) = Al₂(S0₄)_3(к),

если известны стандартные теплоты образования реагирующих веществ.

18. Зная стандартные теплоты сгорания этана, метана и водорода (см. табл. 2 приложения), определите ΔН^о реакции:

С₂Н_{6 (г)} Н_2(г) = 2СН_4(г)

19. Используя значение ΔН^о₂₉₈ реагирующих веществ, определите тепловой эффект реакции восстановления оксидом углерода оксида свинца (IV) до оксида свинца (II) с образованием диоксида углерода.

20. По стандартным теплотам сгорания веществ рассчитайте ΔН^о₂₉₈ системы

С₂Н₅ОН _(ж) СH₃СООН _(ж) = СН₃СООС₂Н_{5 (ж)} Н₂O

ΔН^о_сгор..сн₃соос₂н₅ = –2254,21 кДж/моль.

Конечные продукты сгорания – газообразный СО₂ и жидкая Н₂О.

21. Определите тепловой эффект реакции

NaH _(к) Н₂О _(ж) = NaOH _(p) Н_2(г)

по стандартным теплотам образования веществ, участвующих в реакции, если ΔН^о_{NaH (к)} = –56,94 кДж/моль, ΔН^о_{NaОН (р)} = –469,47 кДж/моль.

22. Определите тепловой эффект реакции

2PbS 3О₂ = 2РbO 2SО₂ ,

используя значение стандартных теплот образования реагирующих, веществ.

23 Вычислите теплоту перехода графита в алмаз, если при образовании

одного моля СО₂ из графита выделяется 393,5 кДж/моль, а из алмаза – 395,4 кДж/моль.

24. Исходя из реакций

КСIО₃ = КС1 ½О₂; ΔН^о = –49,4 кДж/моль,

KCIО₄ = КС1 2О₂; ΔН^о = 33 кДж/моль,

вычислите ΔН^о реакции

4KСIО₃ = 3KCIО₄ КС1

25. Теплоты сгорания этана С₂Н₆ и этилена С₂Н₄ соответственно составляют –1560 и

–1411 кДж/моль. Вычислите ΔН^о₂₉₈ реакции гидрирования этилена

С₂Н₄ Н₂ = С₂Н₆

26. Теплоты сгорания бензола (г) и ацетилена соответственно составляют –3268 и

–1301 кДж/моль. Вычислите ΔН^о₂₉₈ реакции 3С₂Н_{2 (г)} = С₆Н_{6 (г)}

27. Теплота сгорания этилового спирта составляет –1409 кДж/моль. Вычислите ΔН^о₂₉₈ реакции

2СО 4Н₂ = С₂Н₅ОН Н₂О_(ж)

28. Вычислите ΔН^о₂₉₈ реакции:

а) 2Li _(к) 2H₂O _(ж) = 2Li _(водн.) 2ОН^–_(водн.) Н_{2 (г)};

б) 2Nа _(к) 2H₂O _(ж) = 2Nа _(водн.) 2ОН^–_(водн.) Н_{2 (г)};

Стандартные энтальпии образования Li _(водн.), Nа _(водн.), ОН^–_(водн.) принять соответственно равными –278,5, – 239,7 и –228,9 кДж/моль.

29. Исходя из ΔН^о₂₉₈ образования H₂O _(г) и следующих данных:

FeO _(к) CO _(г) = Fe_(к) СО_{2 (г)} ΔН^о₂₉₈ = –18,2 кДж;

2CO _(г) О₂ = 2СО_{2 (г)} ΔН^о₂₉₈ = –566,0 кДж;

вычислить ΔН^о₂₉₈ реакции

FeO _(к) H_{2 (г)} = Fe _(к) H₂O _(г) .

30. Определить ΔН^о₂₉₈ реакции 3С₂Н_{2 (г)} = С₆Н_{6 (ж)}, если ΔН^о₂₉₈ реакции горения ацетилена с образованием СО_{2 (г)} и Н₂O _(ж) равна –1301 кДж/моль, а ΔН^о₂₉₈ образования С₆Н_{6 (ж)} составляет 82,9 кДж/моль.

31. При стандартных условиях теплота полного сгорания белого фосфора равна

760,1 к Дж/моль, а теплота сгорания черного фосфора равна 722,1 к Дж/моль. Чему равна теплота превращения черного фосфора в белый при стандартных условиях?

32. При получении азотной кислоты из KNО₃ протекают следующие реакции:

KNО_3(к) H₂SО_4(р) = KHSО_4(к) HNО_3(г) (а)

2KNО₃ (к) H₂SО_4(р) = K₂SО_4(к) 2HNО_3(г) (б)

Сколько теплоты выделяется (или поглощается) при получении 1 кг азотной кислоты, если 80% ее образуется по реакции (а), ΔН^о (HNО_3(г))=

–133,90 кДж/моль.

33. Разложение гремучей ртути при взрыве идет по уравнению

Hg(ONC)₂ = Hg 2CO N₂ 364,2 кДж.

Определите объем выделившихся газов (н.у.) и количество теплоты, поглотившейся при взрыве 1,5 кг Hg(ONC)₂.

34. Определите количество теплоты, выделяющейся при взаимодействии 50 г фосфорного ангидрида с водой по реакции

Р₂O₅ Н₂О = 2НРO₃,

если тепловые эффекты реакции равны:

2Р 5/2O₂ = Р₂O₅ –1549,0 кДж;

2Р Н₂ 3O₂ = 2НРO₃ –1964,8 кДж.

35. Вычислите количество теплоты, которое выделяется при сгорании 20 л диборана (н.у.), если ΔН^о₂₉₈В₂0_{3 (к)} и В₂Н_{6 (г)} соответственно равны –1264 и

31,4 кДж/моль. Целесообразно ли использовать в качестве топлива диборан вместо этана, если стандартная теплота сгорания этана –1559,88 кДж/моль?

36. Найдите теплоту сгорания алмаза, если стандартная теплота сгорания графита равна –393,51 кДж/моль, а теплота фазового перехода

С _{(графит)} → С _(алмаз) равна 1,88 кДж/моль.

37. Какое количество теплоты выделяется при превращении 1 кг красного фосфора в черный, если ΔН^о_{Р (красный)} = –18,41; ΔН^о_{Р (чёрный)}= –43,20 кДж/моль?

38. Сколько нужно затратить теплоты, чтобы разложить 200 г Na₂CО₃ до оксида натрия и диоксида углерода, если тепловые эффекты реакций равны:

Na₂CО₃ SiО₂ = Na₂SiО₃ СО₂ 819,29 кДж;

Na₂О SiО₂ = Na₂SiО₃ –243,5 кДж?

39. Сколько теплоты выделится при сжигании 38 г сероуглерода CS₂?

40. При полном сгорании этилена (с образованием жидкой воды) выделилось 6226 кДж. Найти объем вступившего в реакцию кислорода (условия нормальные).

41. Водяной газ представляет собой смесь равных объемов водорода и оксида углерода (II). Найти количество теплоты, выделяющейся при сжигании 112 л водяного газа, взятого при нормальных условиях.

42. Сожжены с образованием H₂O (г) равные объемы водорода и ацетилена, взятых при одинаковых условиях. В каком случае выделится больше теплоты? Во сколько раз?

43. Найти массу метана, при полном сгорании которой (с образованием жидкой воды) выделяется теплота Q, достаточная для нагревания 100г воды от 20 до 30ºС. Мольную теплоемкость воды принять равной С = 75,3 Дж/(моль·К).

Q = C·ν·Δt, где ν – число молей воды.

44. Найти количество теплоты, выделяющееся при взрыве 8,4 л гремучего газа (2Н₂ О₂), взятого при нормальных условиях.

Date: 2022-09-18; view: 2267; Нарушение авторских прав

47. Вычислите ΔG^о следующих реакций и определите, в каком направлении они будут протекать, если все вещества взяты при стандартных условиях:

а) 2N₂O_(г) O_2(г) ↔ 4NO_(г);

б) N₂O_(г) NO_(г) ↔ NO_{2 (г)} N_2(г);

в) N₂O_(г) NO_{2 (г)} ↔ 3NO_(г);

г) 4НС1_(г) O_{2 (г)} ↔ 2C1_{2 (г)} 2H₂O_(г);

д) H_{2 (г)} Se_(г) ↔ H₂Se_(г);

е) 2HF_(г) O_{3 (г)} ↔ Н₂О_(г) F_2(г) O_{2 (г)};

ж) O_{3 (г)} Н₂О_{2 (ж)} ↔ 2O_2(г) Н₂О_(ж);

и) СаСО_{3 (к)} ↔ СаО_(к) СО_2(г);

к) MgCO_3(к) ↔ MgO_(к) СО_{2 (г)};

л) N_2(г) О_2(г) ↔ 2NО_(г);

м) 3MnO_{2 (к)} ↔ Mn₃O_4(к) О_{2 (г)};

н) ВаСО_{3 (к)} ↔ ВаО_(к) СО_{2 (г)};

п) 2Au_(к) 3/2О_{2 (г)} ↔ Au₂О_{3 (к)};

р) Fe₂O_3(к) 3СО_(г) ↔ 2Fe_(к) 3СО_{2 (г)};

с) NiO_(к) Pb_(к) ↔ Ni_(к) PbO_(к).

48. Возможна ли следующая реакция:

2Hg₂Cl₂ = 2HgCl₂ 2Hg?

Ответ подтвердите, рассчитав AG°₂₉₈ этой системы.

49. Определите ΔG^о₂₉₈ реакции

МеО_(к) СО_{2 (г)} = МеСО_2(к)

для металлов от Вe до Ва; на основании этого сделайте вывод об изменении основных свойств оксидов этих металлов.

50. Исходя из величин ΔG^о₂₉₈ соединений, участвующих в реакции, определите, возможна ли реакция

А1₂О_3(к) 2SО_3(к) = A1₂(SО₄)_{3 (к)}

51. Какая из приведенных реакций разложения KNО₃ наиболее вероятна?

а) КNО₃ = K NО₂ 1/2О₂

б) 2КNО₃ = К₂О 2NО₂ О₂

в) KNО₃ = КNО₂ 1/2О₂

52. Вычислите значение ΔG^о₂₉₈ следующих реакций восстановления оксида железа (II):

а) FeO_(к) ½С_{(графит)} = Fe_(к) ½СО_{2 (г)}

б) FeO_(к) С_{(графит)} = Fe_(к) СО_(г)

в) FeO_(к) СО_(г) = Fe_(к) СО_2(г)

Протекание какой из этих реакций наиболее вероятно?

53. Будут ли при 25° С протекать реакции:

а) КН Н₂О = КОН Н₂;

б) КН = К 1/2Н₂?

Как будет влиять повышение температуры на направление указанных процессов?

54. Как изменяются основные свойства гидроксидов в ряду

LiOH → NaOH → КОН →RbOH → CsOH?

Ответ дайте, рассчитав ΔG^о₂₉₈ системы

Ме₂О Н₂О = 2МеОН

55. Какие из приведенных ниже водородных соединений получают непосредственно из элементов, а какие косвенным путем: Н₂О_(г), H₂S_(г), H₂Se_(г), H₂Te_(г)?

56. Можно ли использовать при стандартных условиях нижеприведенную реакцию для получения аммиака?

NH₄C1_(к) NaOH_(к) = NaCl_(к) Н₂O_(г) NH_3(г)

57. Вычислите ΔG^ообразования СН₄, С₂Н₄ и NH₃,исходя из значений ΔН^о _обр. и изменения энтропии ΔS^o.

Полученные величины сравните с данными, приведенными в табл.1

58. Какие из перечисленных оксидов можно восстановить водородом:

а) Li₂О; б) СuО; в) МnО; г) РЬО?

59. Какие из перечисленных оксидов могут быть восстановлены водородом до свободного металла при 298 К: СаО, ZnO, NiO, SnO₂, А1₂О₃?

60. Какие из перечисленных оксидов могут быть восстановлены алюминием до свободного металла при 298 К: СаО, FeO, СuО, РЬО, Fe₂O₃, Cr₂O₃?

61. Вычислить ΔG^о для реакции СаСО_3(к) ↔ СаО_(к) СО_2(г)

при 25, 500 и 1500^оС. Зависимостью ΔН^о и ΔS^o от температуры пренебречь.

Построить график зависимости ΔG^о от температуры и найти по графику температуру, выше которой указанная реакция в стандартных условиях может протекать самопроизвольно.

62. В приведенных ниже реакциях под символами ионов в растворе кристаллических солей указаны их ΔG° образования в кДж/моль. Вычислите ΔG° образования соли из ионов и определите, в каком случае произойдет образование кристаллической соли, а в каком будет преобладать переход соли в раствор в виде ионов:

a) Ag _(Р) F^–_(р) = AgF_(к)

77,11 –276,5 –186,6

б) Ag _(р) С1^–_(р) = AgCl _(к)

77,11 –131,17 –109,6

в) Mg² _(p) SO₄^–2_(p) = MgSO_4(к)

–456,0 –743 –1171,5

г) Ва² _(р) SO_4(p) = BaSO_4(к)

–560,7 –743 –1351,4

д) Са² _(р) 2F^–_(р) = CaF_2(к)

–553,0 –276,5 –1164,0

е) Са² _(р) 2С1^–_(р) = СаС1_2(к)

–553,0 –131,17 –750,2

ВАРИАНТЫ ЗАДАНИЙ

14.ТРЕБОВАНИЯ К ЗНАНИЯМ И УМЕНИЮ

Изучив данный раздел химии, студент должен:

1) знать:

· что такое эндо– и экзотермический процесс и какова причина возникновения теплового эффекта при протекании химического процесса;

· формулировку закона Гесса и уметь термодинамически обосновать выполнение его. Знать следствия из закона Гесса;

· что такое термодинамические функции состояния и каков физический смысл таких функций состояния, как энтальпия, внутренняя энергия, энтропия и энергия Гиббса;

· что такое стандартное состояние;

· что такое энтальпия образования, сгорания, нейтрализации, растворения, гидратации, гидролиза, связи;

2) уметь:

· составлять термохимические уравнения и осуществлять алгебраические действия над ними при проведении термохимических вычислений;

· производить различные термохимические вычисления;

· производить качественную оценку изменения энтальпии и энтропии для заданных процессов;

· вычислять изменение энтропии и энергии Гиббса для различных процессов;

· определять направление процесса в стандартных условиях и при изменении этих условий (при изменении температуры).

ПРИЛОЖЕНИЕ

Таблица 1

Стандартные энтальпии образования, ∆Нº₂₉₈ энтропии, Sº₂₉₈ и энергии Гиббса образования ∆Gº₂₉₈ некоторых веществ при 298К (25 °С)

Продолжение табл. 1

Продолжение табл. 1

Продолжение табл. 1

Продолжение табл. 1

Продолжение табл. 1

Продолжение табл. 1

Влияние температуры на направление химических реакций

Таблица 2

Теплоты сгорания некоторых веществ в стандартных условиях

(конечные продукты сгорания СО_{2 (г)}, и Н₂О_(ж))

Таблица 3

Значения энергии связей при 298 К и приближенные значения молярных теплот атомизации

СПИСОК РЕКОМЕНДУЕМОЙ ЛИТЕРАТУРЫ

1. Ахметов Н.С Общая и неорганическая химия. – М.: Высшая школа, 1981. – 670 с.

2. Курс общей химии /под ред. Н.В. Коровина. – М.: Высшая школа, 1999.

3. Слейбо У, Персонс Т. Общая химия. – М.: Мир, 1979. – 550 с.

4. Браун Т., Лемей Г.Ю. Химия в центре наук: 2 т. – М.: Мир, 1983.

5. Дикерсон Р., Грей Г., Хейт Дж. Основные законы химии: 2 т. –М.:Мир, 1983.

6. Лидин Р.А., Андреева Л.Л., Молочко В.А. Справочник по неорганической химии. – М.: Химия, 1987. – 319 с.

7. Хаукрофт К., Констебл Э. Современный курс общей химии: 2 т. – М.: Мир, 2002.

8. Глинка Н.И., Рабинович В.А., Рубина Х.М. Задачи и упражнения по общей химии: учеб. пособие для студентов нехим. спец. вузов/под ред. В.А. Рабиновича, Х.М. Рубиной.–М.: Интеграл–Пресс, 2004.–240 с.

9. Романцева Л.М., Лещинская З.Л., Суханова В.А. Сборник задач и упражнений по общей химии. – М.: Высшая школа, 1980. – 228 с.

10. Гольбрайх З.Е., Маслов Е.И. Сборник задач и упражнений по общей химии. – М.: Высшая школа, 1997. – 384 с.

11. Кузьменко Н.Е., Еремин В.В. 1000 вопросов и ответов. ХИМИЯ: учеб. пособие для поступающих в вузы. – М.: Книжный дом «Университет» 1999.-288 с.

СОДЕРЖАНИЕ

Введение 3

1. Первый закон термодинамики 4

2. Тепловые эффекты химических процессов 5

3. Закон Гесса и следствия из него 7

4. Энтропия. Второй и третий законы термодинамики 9

5. Энергия Гиббса 12

6. Константа равновесия

и изобарно–изотермический потенциал реакции 15

7. Термохимические измерения и вычисления 16

8. Лабораторные работы 18

8.1. Определение энтальпии реакции нейтрализации 18

8.2. Определение энтальпии реакции присоединения

кристаллизационной воды к безводной соли

(энтальпия гидратации) 20

8.3. Определение энтальпии гидролиза карбонатов

щелочных металлов 23

8.4.Определение энтальпии образования соли 24

9. Вычисления энергии связи по тепловому эффекту и наоборот 26

10. Контрольные вопросы 28

11. Тестовые задания для самопроверки по теме

«Энергетические эффекты химических реакций» 32

12. Примеры решения задач 42

13. Рекомендации для самостоятельной работы

студентов и варианты заданий 46

14. Требования к знаниям и умению 55

Приложение 56

Список рекомендуемой литературы 65

Учебное издание

Булатова Ольга Фёдоровна

Date: 2022-09-18; view: 1585; Нарушение авторских прав

Естественнонаучный факультет

Кафедра «Химии»

ДИСЦИПЛИНА ХИМИЯ

Отчет по лабораторной работе

ОПРЕДЕЛЕНИЕ ТЕПЛОВОГО ЭФФЕКТА РЕАКЦИИ НЕЙТРАЛИЗАЦИИ

Братск 2022 г.

Цель работы – определение теплового эффекта реакции нейтрализации при взаимодействии сильной кислоты с сильным основанием.

ТЕОРЕТИЧЕСКОЕ ВВЕДЕНИЕ

Химические реакции сопровождаются выделением или поглощением энергии (теплоты). Первые называются экзотермическими, вторые – эндотермическими.

Количество выделенной или поглощенной теплоты называют тепловым эффектом процесса (Q). Последний зависит от природы веществ, их количества, агрегатного состояния и температуры процесса. Изучением тепловых эффектов химических процессов занимается термохимия.

Большинство химических процессов протекают при постоянном давлении (р=const), т.е. является изобарными. Для изобарных процессов тепловой эффект равен разности энтальпий ( ) конечного и исходного состояния системы, характеризующей «теплоспособность» системы:

Величина ( ) – энтальпия химической реакции — измеряется в кДж. Для экзотермических реакций ( ) < 0, для эндотермических — ( ) > 0. Изменение энтальпии (тепловой эффект химической реакции), а также агрегатное состояние каждого из исходных веществ и продуктов реакции указывают в термохимических уравнениях. Кроме этого, в них допускается применение дробных коэффициентов, так как тепловой эффект рассчитывается на один моль вещества.

Пример термохимического уравнения:

(NH₄)₂Cr₂O_7(к) = N_2(г) Cr₂O_3(к) 4H₂O_(ж); = -477 кДж.

В данной записи (к), (г), (ж) означают соответственно кристаллическое, газообразное и жидкое состояния.

Для термохимических расчетов важна стандартная энтальпия образования соединений ΔН^о_обр – это тепловой эффект реакции образования 1 моля этого соединения из простых веществ, устойчивых при стандартных условиях (температура 298 К и давление 101,3 кПа).

Основным законом термохимии является закон Г.И.Гесса, согласно которому изменение энтальпии (внутренней энергии) в химической реакции определяется только видом и состоянием исходных веществ и продуктов реакции и не зависит от пути перехода от начальных веществ к конечным.

Следствием из закона Гесса является соотношение:

Где – энтальпия химической реакции.

Первый член в правой части уравнения – сумма энтальпий образования продуктов реакции, взятых с учетом стехиометрических коэффициентов в уравнении реакции;

Второй член – аналогичная сумма для исходных веществ.

Известно, что нейтрализация 1 эквивалента любой сильной кислоты любым сильным основанием в разбавленных водных растворах сопровождается экзотермическим эффектом, при 298 К равным – 57,22 кДж/моль.

Это объясняется тем, что изменение энтальпии таких реакций не зависят от исходных веществ, и определяется при взаимодействии любых сильных кислот и щелочей реакцией:

Н _(р) ОН ^— _(р) = Н₂О _(ж); = -57,22 кДж/моль

Этот факт подтверждает полную диссоциацию сильных электролитов в водных растворах. Например, нейтрализация азотной кислоты гидроксидом калия в разбавленных водных растворах сводится к образованию 1 моля жидкой воды, что следует из ионно-молекулярного уравнения реакции:

НNO₃ KOH = KNO₃ H₂O _(ж)

Н з _(р) NO^—_{3 (р)} K _(р) OH^— = K _(p) NO^—_{3 (p)} H₂O _(ж)

Н ОН^— = Н₂О _(ж)

Date: 2022-09-18; view: 458; Нарушение авторских прав

ТЕРМОХИМИЯ И КИНЕТИКА

Москва 2003

Министерство образования Российской Федерации

_______________

МОСКОВСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ УНИВЕРСИТЕТ

ИНЖЕНЕРНОЙ ЭКОЛОГИИ

________________________________________________

Кафедра «Общая и физическая химия»

ТЕРМОХИМИЯ И КИНЕТИКА

Методические указания

Под редакцией д-ра хим. наук В.С.Первова

Москва 2003

Допущено редакционно-издательским советом.

Составители: В.В.Горбунов, Е.А.Зеляева, Г.С.Исаева

УДК 554,4; 544,33

Термохимия и кинетика: Методические указания

/Cост.: В.В.Горбунов, Е.А.Зеляева, Г.С.Исаева;

М.: МГУИЭ, 2003. — 24.

Методические указания предназначены студентам всех специальностей дневных и вечернего факультетов, изучающим общую химию. Работа содержит теоретические сведения по разделу «Термохимия и кинетика», а также контрольные вопросы, упражнения и задачи, необходимые для самостоятельной подготовки к лабораторным и контрольным работам.

Рецензенты: кафедра физической химии МГПУ ;

доц. Т.С.Тамурова, РУДН.

© В.В.Горбунов, Е.А. Зеляева, Г.С.Исаева, 2003

© МГУИЭ, 2003

ТЕРМОХИМИЯ

Тепловой эффект реакции. Экзотермические и эндотермические реакции. Термохимические уравнения реакций. Стандартная энтальпия образования вещества. Закон Гесса и применение его для термохимических расчетов.

Химические реакции протекают с выделением или поглощением энергии, чаще всего в виде теплоты. Реакции, при которых теплота выделяется, называются экзотермическими, поглощается – эндотермическими. Количество теплоты, выделяющееся или поглощающееся при химической реакции, протекающей при постоянной температуре, называется тепловым эффектом реакции. При постоянном давлении тепловой эффект реакции равен изменению энтальпии (ΔН). Тепловой эффект экзотермической реакции считают отрицательным (ΔН<0), а эндотермической – положительным (ΔН>0).

Тепловой эффект реакции выражается в единицах энергии – килоджоулях (кДж) или килокалориях (ккал) (1ккал = 4,1868кДж).

Наука, которая изучает тепловые эффекты химических реакций, называется термохимией, а уравнения химических реакций, в которых указывается тепловой эффект, — термохимическими уравнениями.

Тепловой эффект реакции (ΔН) зависит от природы реагирующих веществ, от количества этих веществ и их агрегатного состояния, от температуры.

Для сопоставления энергетических эффектов различных реакций и для проведения термохимических расчетов используют стандартные тепловые эффекты (обозначаются ).

Под стандартным понимается тепловой эффект реакции, осуществляемой в условиях, когда все участвующие в реакции вещества находятся в заданных стандартных состояниях (давление 101 кПа).

В термохимических уравнениях необходимо указывать агрегатные состояния веществ с помощью буквенных индексов, а тепловой эффект реакции (ΔН°) записывать отдельно, через запятую.

Например, термохимическое уравнение

кДж,

показывает, что данная химическая реакция сопровождается выделением 1531кДж теплоты, если давление 101кПа, и относится к тому числу молей каждого из веществ, которое соответствует стехиометрическому коэффициенту в уравнении реакции.

Важнейшей величиной в термохимии является стандартная теплота образования (стандартная энтальпия образования). Стандартной теплотой (энтальпией) образования сложного вещества называется тепловой эффект (изменение стандартной энтальпии) реакции образования одного моля этого вещества из простых веществ в стандартном состоянии. Стандартная энтальпия образования простых веществ в этом случае принята равной нулю.

В термохимии часто используют уравнения, в которых тепловой эффект относят к одному молю образовавшегося вещества, применяя в случае необходимости дробные коэффициенты.

Например, кДж.

Тепловой эффект данной химической реакции равняется энтальпии образования HCl_(г), т.е.

В основе термохимических расчетов лежит законГесса. Тепловой эффект (∆Н) химической реакции (при постоянных Р и Т) не зависит от пути ее протекания, а зависит от природы и физического состояния исходных веществ и продуктов реакции.

Следствия из закона Гесса

1. Тепловые эффекты прямой и обратной реакций равны по величине и противоположны по знаку.

2. Тепловой эффект химической реакции (∆Н) равен разности между суммой энтальпий образования продуктов реакции и суммой энтальпий образования исходных веществ, взятых с учетом коэффициентов в уравнении реакции.

Date: 2022-09-18; view: 486; Нарушение авторских прав

Пример 1.

При образовании 1,8 г воды (H₂O_(ж)) из газообразных водорода и кислорода выделилось 28,6 кДж тепла. Вычислить энтальпию образования H₂O_(ж) и написать уравнение реакции, тепловой эффект которой равен .

Решение. 1-й способ.

Так как 1 моль воды равен 18 г, то энтальпию образования

1 моль H₂O_(ж) можно вычислить

кДж/моль,

что соответствует уравнению

кДж/моль.

2-й способ: Из условия: DH=-28,6 кДж.

По определению: ;

Следовательно,

кДж/моль.

Пример 2.

Вычислить энтальпию образования N₂O_5(кр), если известен тепловой эффект реакции

N₂O_5(к) 2KOH_(к)=2KNO_3(к) H₂O_(ж); кДж,

а также энтальпии образования KOH_(к), KNO_3(к) и H₂O_(ж),

которые соответственно равны

-425,0;-493,2 и –286,0 (кДж/моль).

Решение

Используя следствие из закона Гесса, запишем

Подставим данные из условия и получим

-380,6=(2×-493,2-286)-( 2×-425)

Проводим арифметические вычисления:

-380,6=-422,4- .

Отсюда

кДж/моль

Пример 3.

Сколько выделится теплоты при получении 1 кг железа по реакции

Fe₂O_3(к) 3СО_(г)=2Fe_(к) 3СО_2(г),

если энтальпии образования Fe₂O_3(к), СО_(г) и СО_2(г)

соответственно равны (кДж/моль):

-822,7; -110,6 и -394,0.

Решение

1.Вычисляем тепловой эффект реакции (DH), используя следствие из закона Гесса.

Так как энтальпия образования простого вещества принимается равной нулю то, .

Тогда

кДж

1. Проведем расчет по термохимическому уравнению:

если образуется 2×56г Fe, то выделяется 27,2 кДж;

если образуется 1000г Fe, то выделяется х кДж.

Решаем пропорцию и получаем

кДж, т.е.

выделится 242,9 кДж теплоты.

Контрольные вопросы и задачи

1. Что называется тепловым эффектом химической реакции (DH)?

2. Перечислите факторы, влияющие на тепловой эффект химической реакции (DH).

3. Какие реакции называются экзотермическими и эндотермическими? Приведите примеры.

4. Какой знак имеет тепловой эффект (DH) для экзотермических и эндотермических реакций?

5. Дайте определение стандартной энтальпии образования сложного вещества .

6. Дайте формулировку закона Гесса.

7. Сформулируйте следствия из закона Гесса.

8. При взаимодействии 1 моль водорода и 1 моль хлора выделяется 184 кДж. Чему равна энтальпия образования хлористого водорода ?

9. На разложение 1 моль бромистого водорода на простые вещества требуется затратить 72 кДж теплоты. Чему равна энтальпия образования HBr?

10. При образовании 2 моль газообразного HCl выделяется 184 кДж. Чему равна энтальпия образования ?

11. Чему равен тепловой эффект разложения 1 моль хлористого водорода на простые вещества, если

= -92 кДж/моль?

12. При образовании 2 моль паров воды выделилось

490,2 кДж. Чему равна энтальпия образования ?

13. При полном сгорании 1 моль водорода в кислороде выделилось 245,1 кДж. Чему равна энтальпия образования ?

14. Определите тепловой эффект (DH^о) реакции разложения 2 молей йодистого водорода на простые вещества, если =26 кДж/моль.

15. Сколько выделится теплоты при сжигании 1 кг алюминия, если кДж/моль.

16. При сжигании какого количества магния выделяется 1000 кДж, если кДж/моль?

17. Сколько тепла выделяется при разложении 260 г ацетилена на простые вещества, если

= 226,9 кДж/моль?

18. Сколько тепла выделится при разложении 4,4 г оксида азота (I) на азот и кислород, если кДж/моль.

19. При взаимодействии 10 г водорода с хлором выделяется 920 кДж. Чему равна энтальпия образования ?

20. Вычислите энтальпию образования оксида фосфора (V), если при сгорании 4 г фосфора выделяется 97,2 кДж.

21. При разложении 3 г оксида азота (II) на простые вещества выделяется 9,13 кДж. Определите .

22. Определите тепловой эффект реакции 2Mg_(к) CO_2(г)=2MgO_(k) C_(k), если кДж/моль и

= -393,5кДж/моль. Вычислите, сколько потребуется теплоты для сгорания 2,4 г магния в диоксиде углерода.

23. Сероуглерод сгорает согласно уравнению

CS_2(ж) 3O_2(г) = CO_2(г) 2SO_2(г), = -1103 кДж.

Рассчитайте стандартную энтальпию образования сероуглерода, если кДж/моль и кДж/моль.

Вычислите, сколько теплоты выделится при сгорании 150 г сероуглерода.

24. Определите стандартную энтальпию химической реакции

4NH_3(г) 5О_2(г) = 4NO_(г) 6H₂O_(ж), если

= 91,3 кДж/моль, кДж/моль и кДж/моль.

Рассчитайте, сколько выделится теплоты при окислении

44,8 л (н.у.) аммиака.

25. Рассчитайте стандартную энтальпию образования пероксида водорода , если его разложение происходит по реакции

= -196,4 кДж, а кДж/моль.

Сколько выделится теплоты при разложении 100 г пероксида водорода?

26. Рассчитайте, сколько потребуется теплоты для получения 650 г цинка по реакции ZnO C = Zn CO, если кДж/моль, а

кДж/моль.

1. Рассчитайте стандартную энтальпию образования H₂S_(г), если при его сгорании по уравнению 2H₂S_(г) 3O_2(г)=2H₂O_(г) 2SO_2(г) выделяется 1037 кДж, а кДж/моль,

кДж/моль.

Вычислите, сколько тепла выделится при сгорании 11,2 л (н.у.) H₂S.

2. Сера сгорает в закиси азота (N₂O) согласно уравнению 2N₂O_(г) S_(ромб.)=2N_2(г) SO_2(г).

Сколько тепла выделится при сгорании 5 г ромбической серы в закиси азота, если кДж/моль,

а кДж/моль?

Date: 2022-09-18; view: 3940; Нарушение авторских прав

Скорость химических реакций, влияние на нее концентрации реагирующих веществ и температуры. Катализ. Необратимые и обратимые реакции. Константа химического равновесия. Правило Ле Шателье. Смещение химического равновесия.

Химическая кинетика – это учение о скоростях химических реакций и механизмах их протекания.

Системой в химии называется часть пространства, заполненная веществом и отграниченная от окружающей среды воображаемой или реальной поверхностью раздела. Система состоит из одной или нескольких фаз. Фазой называется совокупность всех однородных частей системы, обладающих одинаковым химическим составом и свойствами и отделенных от остальных частей системы поверхностью раздела, при переходе через которую свойства системы изменяются скачком. Системы, состоящие из одной фазы, являются гомогенными (смесь газов, растворы), двух или более фаз – гетерогенными (вода жидкая лед, кристаллы раствор).

Скорость химических реакций в гомогенных системах равна изменению молярной концентрации одного из веществ, участвующих в процессе, за единицу времени.

(моль/л×с).

Скорость химической реакции зависит от природы реагирующих веществ, их концентраций, от температуры и присутствия катализатора.

Влияние концентрации реагирующих веществ на скорость химической реакции.

Химическое взаимодействие веществ в газообразной среде или в растворе происходит при столкновении молекул этих веществ. Число успешных столкновений при постоянной температуре зависит от действующей массы вещества, которая пропорциональна общему количеству молекул в единице объема или числу молей вещества в единице объема, т.е. молярной концентрации. Зависимость скорости химической реакции от концентрации определяется законом действующих масс: скорость химической реакции пропорциональна произведению молярных концентраций реагирующих веществ, взятых в степенях, соответствующих коэффициентам для этих веществ в уравнении химической реакции. Если уравнение реакции имеет вид

то для этой реакции выражение скорости определяется уравнением

,

где v — скорость реакции; a и b – стехиометрические коэффициенты в уравнении реакции; k – константа скорости; [A] и [B] – молярные концентрации веществ A и B соответственно.

Константа скорости есть скорость химической реакции при концентрациях исходных веществ, равных 1 моль/л; она зависит от природы реагирующих веществ, от температуры и от присутствия катализатора и не зависит от концентрации (давления).

Влияние температуры на скорость химической реакции. Зависимость скорости реакции от температуры приближенно может быть выражена правилом Вант-Гоффа, согласно которому при увеличении температуры на каждые 10 градусов скорость химической реакции возрастает в 2-4 раза. Если известна скорость химической реакции v₁ при температуре T₁, то скорость этой реакции при температуре T₂ может быть вычислена по формуле

,

где g — температурный коэффициент скорости химической реакции, равный 2-4.

Скорость реакции в гетерогенных системах.

Закономерности, определяющие течение реакций в гомогенных системах, распространяются на гетерогенные системы не в полной мере. Например, в гетерогенной системе газ — твердое тело столкновение между молекулами газа и твердого вещества может происходить лишь на поверхности раздела фаз, таким образом концентрация твердого вещества в целом (масса твердой фазы) не влияет на скорость реакции. При восстановлении оксида железа (II) водородом

скорость реакции не зависит от концентрации FeO и пропорциональна только концентрации водорода, т.е. .

Гетерогенная реакция протекает на поверхности раздела фаз, поэтому, чем больше поверхность соприкосновения, тем выше скорость реакции. Вот почему твердые вещества значительно быстрее реагируют в измельченном состоянии.

Катализ. Катализом называется изменение скорости химической реакции под влиянием присутствующего в реагирующей системе постороннего вещества, состав и количество которого к концу реакции остаются без изменения. При гомогенном катализе взаимодействующие вещества и катализатор составляют однофазную систему (например, взаимодействие газов NH₃ и HCl в присутствии паров H₂O). При гетерогенном катализе реагирующие вещества и катализатор находятся в разных фазах (например, воспламенение смеси водорода и кислорода на поверхности твердого вещества – платиновой черни). Явление катализа широко используется в химической промышленности.

Химическое равновесие. Все химические реакции можно разделить на два типа: необратимые и обратимые. Обратимыми называются реакции, протекающие одновременно в двух противоположных направлениях; необратимыми – реакции, протекающие практически до конца в одном направлении. Число необратимых реакций ограничено; большинство реакций обратимы.

Для обратимой химической реакции

aA bB D mM nN,

протекающей в гомогенной системе, скорости прямого ( ) и обратного ( ) процессов определяются уравнениями:

.

При этом скорость прямой реакции ( ) уменьшается, а скорость обратной реакции ( ) увеличивается.

В момент установления равновесия прямая и обратная реакции не прекращаются, а продолжают протекать в противоположных направлениях с равными скоростями, т.е. . Тогда

и соотношение между концентрациями реагирующих веществ имеет вид

,

где K — константа равновесия (величина постоянная для данной температуры); [A]_p, [B]_p, [M]_p и [N]_p – равновесные молярные концентрации веществ A, B, M, и N; a, b, m, n – стехиометрические коэффициенты.

Константой равновесия называется отношение констант скоростей прямой и обратной реакций при постоянной температуре. Её величина может быть рассчитана как отношение произведения равновесных концентраций продуктов реакции, взятых в степенях, равных стехиометрическим коэффициентам, к произведению равновесных концентраций исходных веществ, также взятых в степенях, равных стехиометрическим коэффициентам.

Константа равновесия зависит от природы реагирующих веществ и температуры и не зависит от концентрации реагирующих веществ.

Для равновесной системы, если реакция протекает в гетерогенных условиях, например

СaCO_3(к) D СaO_(к) CO_2(г),

выражение константы равновесия будет иметь вид K=[CO₂]_p, так как концентрации твердых веществ (CaCO₃ и CaO),определяемые числом молей вещества в единице его объема, есть величины постоянные и в выражении K не пишутся.

Смещение химического равновесия. Положению равновесия системы реагирующих веществ соответствует такое её состояние, при котором скорости прямой и обратной реакций равны. При изменении внешних условий происходит изменение положения равновесия, так называемое смещение равновесия. Если равновесие смещается вправо, это означает, что в равновесной системе увеличиваются концентрации продуктов, если влево – концентрации исходных веществ. Направление смещения равновесия системы при изменении концентрации, температуры или давления определяется принципомЛе Шателье. Если на систему, находящуюся в равновесии, воздействовать извне, изменяя условия, определяющие положение равновесия, то оно сместится в таком направлении, что оказанное воздействие уменьшится.

Влияние различных факторов на положение химического равновесия рассмотрим на примере равновесной системы

N_2(г) 3H_2(г) D 2NH_3(г); DH_х.р.<0,

в которой прямая реакция протекает с выделением тепла.

В каком направлении будет смещаться равновесие в этой системе при увеличении давления и понижении температуры? Согласно принципу Ле Шателье, повышение давления смещает равновесие в направлении понижения давления т.е. в сторону химической реакции, идущей с уменьшением числа молей газообразных веществ. Объем исходных газов (N₂ 3H₂) в два раза больше объема продукта 2NH₃. Поэтому при увеличении давления в системе произойдет смещение равновесия в сторону прямой реакции, т.е. слева направо. Повышение температуры вызывает смещение равновесия в сторону химической реакции, протекающей с поглощением тепла, а понижение температуры — в сторону химической реакции, идущей с выделением тепла, т.е. слева направо.

Смещение равновесия происходит также при изменении концентрации реагирующих веществ. Повышение концентрации какого-либо реагента смещает равновесие в сторону химической реакции, ведущей к уменьшению концентрации этого реагента.

Поэтому для получения максимального выхода аммиака в данной реакции надо увеличить концентрации азота или водорода или уменьшить концентрацию конечного продукта – аммиака.

Date: 2022-09-18; view: 551; Нарушение авторских прав

Пример 1. Как изменится скорость реакции

2H₂ O₂ ®,

если давление увеличить в три раза?

Решение. По закону действующих масс скорость реакции

v=k[H₂]²[O₂].

Если давление увеличить в три раза, то и концентрации H₂ и O₂ увеличатся во столько же раз. Скорость реакции в новых условиях будет

v^’=k×(3[H₂])²×(3[O₂])=27k[H₂]²[O₂],

т.е. увеличится в 27 раз.

Пример 2. Во сколько раз увеличится скорость реакции при повышении температуры от 10 до 100°С, если коэффициент g равен двум?

Решение. По правилу Вант-Гоффа

, отсюда

раз.

Пример 3. Реакция протекает по уравнению

N₂ 3H₂ D 2NH₃.

Определить исходные концентрации веществ N₂ и H₂, если равновесные концентрации составляли (моль/л):

[N₂]=0,2; [H₂]=0,3 и [NH₃]=0,25.

Решение 1-й способ

Из условия задачи следует, что в исходной смеси аммиака не было, т.е. его концентрация была равна нулю.

Согласно уравнению реакции для образования 2 моль аммиака расходуются 1 моль азота и 3 моль водорода. Тогда для получения 0,25 моль NH₃ потребуется ×0,25=0,125 моль и ×0,25=0,375 моль H₂.

Отсюда исходные концентрации N₂ и H₂ будут равны (моль/л):

[N₂]_исх=0,125 0,2=0,325

[H₂]_исх=0,375=0,3=0,675

Date: 2022-09-18; view: 432; Нарушение авторских прав

Обозначим исходные концентрации N₂ и H₂ через а, в соответственно. Начальная концентрация аммиака равна нулю. Исходные концентрации веществ являются произвольными величинами и никак не связаны между собой.

Пусть из имеющихся а моль/л азота в реакцию вступит х моль/л. По уравнению реакций с х моль/л азота прореагирует 3х моль/л водорода и образуется 2х моль/л аммиака. Поскольку реакция обратима и процесс стремится к равновесию, то при установлении равновесия концентрации азота и водорода уменьшатся и станут (моль/л) [N₂]_рав=а-х, [H₂]_рав=в-3х, а концентрация аммиака увеличится и станет: [NH₃]_рав. = 0 2х моль/л.

На основании приведенных рассуждений составим таблицу:

Обратимся к условию задачи.

Обратимся к условию задачи.

[N₂]_рав = а-х = 0,2 моль/л

[H₂]_рав = в-3х = 0,3 моль/л

[NH₃]_рав = (0 2х) = 0,25 моль/л.

Из последнего соотношения определяем величину х:

х = 0,25:2 = 0,125 моль/л.

Тогда [N₂]_нач = а = 0,2 0,125 = 0,325 моль/л

[H₂]_нач = в = 0,3 3×0,125 = 0,675 моль/л

Ответ на вопрос получен.

Пример 4.

Для равновесной системы

CO H₂O_(пар) D H₂ CO₂

K=1,0 при 830°С. Определить равновесные концентрации всех веществ, если начальные концентрации (моль/л): [CO₂]=2; [H₂O]=3.

Решение. Уравнение константы равновесия имеет вид

Составим следующую таблицу:

Тогда откуда x=1,2.

Следовательно, равновесные концентрации (моль/л):

[CO₂]=2-1,2=0,8

[H₂O]=3-1,2=1,8

[H₂]=[CO₂]=1,2.

Контрольные вопросы и задачи

1. Дайте определение понятий «система», «фаза». Приведите примеры одно-, двух- и трехфазных систем.

2. Какую систему называют гомогенной, какую – гетерогенной? Приведите примеры гомогенной и гетерогенной систем.

3. Какие реакции называются гомогенными, какие – гетерогенными? Приведите примеры гомогенной и гетерогенной реакций.

4. Скорость химической реакции. Перечислите факторы, влияющие на скорость гомогенной химической реакции.

5. Сформулируйте закон действующих масс. Почему скорость химической реакции зависит от концентрации реагирующих веществ?

6. Константа скорости химической реакции, её физический смысл. От каких факторов она зависит?

7. Влияние температуры на скорость химической реакции. Правило Вант-Гоффа. Температурный коэффициент скорости реакции.

8. От каких факторов зависит скорость гетерогенной химической реакции? Объясните влияние величины поверхности раздела реагирующих веществ на скорость реакции.

9. Обратимые и необратимые реакции. Приведите примеры.

10. Как изменяются скорости прямой и обратной реакций с течением времени?

11. Какое состояние системы реагирующих веществ называется химическим равновесием?

12. Принцип Ле Шателье. Рассмотрите его применение на примере реакции N₂O_4(г) D 2NО_2(г); DH_х.р.>0.

13. Что означает «смещение равновесия вправо или влево»?

14. Константа химического равновесия. Зависит ли константа химического равновесия от концентраций веществ, от температуры? Почему?

II.Составьте математическое выражение закона действующих масс для следующих реакций?

III. Составьте уравнение константы равновесия и укажите, в каком направлении сместится равновесие: а) при повышении температуры; б) при повышении давления.

22. 2NO_(г) O_2(г) D 2NO_2(г); DH<0

23. CaCO_3(к) D CaO_(к) CO_2(г); DH>0

24. Cl_2(г) H_2(г) D 2HCl_(г); DH<0

25. SO_2(г) NO_2(г) D SO_3(г) NO_(г); DH<0

26. CH_4(г) CO_2(г) D 2CO_(г) 2H_2(г); DH>0

27. NH_3(г) HCl_(г) D NH₄Cl_(к); DH<0

28. Fe₃O_4(к) 4H_2(г) D 4H₂O_(г) 3Fe_(к); DH>0

IV. Задачи.

1. Как изменится скорость прямой реакции

N_2(г) O_2(г) D 2NO_(г),

если концентрация азота увеличится в 5 раз, а концентрация кислорода одновременно уменьшится в 4 раза?

30. Как изменится скорость прямой и обратной реакций в системе 2NO_(г) O_2(г) D 2NO_2(г), находящейся в закрытом сосуде, если увеличить давление в 4 раза?

31. Как изменится скорость прямой реакции

2H_2(г) O_2(г) D 2H₂O_(г), если объем газовой смеси

уменьшится в 3 раза?

32. Скорость реакции при повышении температуры на 20°С возросла в 9 раз. Определите температурный коэффициент скорости этой реакции.

33. Температурный коэффициент скорости реакции равен 2,5. При какой температуре следует проводить реакцию, если скорость реакции, проводимой при 50°С, нужно уменьшить в 6,25 раза?

34. Взаимодействие между оксидом углерода (II) и хлором идет по уравнению CO_(г) Cl_2(г) D COCl_2(г). Начальные концентрации [CO]=0,3 моль/л, а [Cl₂]=0,2 моль/л. Как изменится скорость прямой реакции, если концентрацию оксида углерода увеличить до 1,2 моль/л, а хлора – до 0,6 моль/л.

35. Взаимодействие NO с Cl₂ идет по уравнению 2NO_(г) Cl_2(г) D 2NOCl_(г).

В начальный момент времени концентрации исходных веществ были: [NO]=0,5 моль/л, [Cl₂]=0,3 моль/л. Как и во сколько раз изменится скорость реакции к моменту, когда концентрация хлора уменьшится на 0,1 моль/л

36. Равновесие реакции N_2(г) 3H_2(г) D 2NH_3(г) при некоторой температуре установилось при следующих концентрациях (моль/л): [N₂]=3; [H₂]=9; и [NH₃]=4. Найти начальные концентрации водорода и азота.

37. Равновесие реакции 2SO_2(г) O_2(г) D 2SO_3(г) наступило при концентрации [SO₂]=0,01 моль/л.

Исходные концентрации были равны:

[SO₂]=0,03 моль/л и [O₂]=0,025моль/л.

Вычислить равновесные концентрации SO₃ и O₂.

38. Реакции протекают по уравнению A₂B_2(г) D 2AB_(г). Константа равновесия при некоторой температуре равна 3,6. Определить равновесную концентрацию [AB], если равновесная концентрация [A₂B₂]=0,004 моль/л.

39. При некоторой температуре константа равновесия COCl_2(г) D CO_(г) Cl_2(г) равна 0,072. Определите равновесные концентрации оксида углерода (II) и хлора, если исходная концентрация фосгена (СOCl₂) была равна 0,32 моль/л.

40. Исходные концентрации метана и оксида углерода (IV) в системе CH_4(г) CO_2(г) D 2CO_(г) 2H_2(г) составляли соответственно 0,4 моль/л и 0,6 моль/л. Вычислите константу равновесия, если к моменту наступления равновесия прореагировало 25% метана.

41. При некоторой температуре равновесная концентрация SO₃ в системе 2SO_2(г) O_2(г) D 2SO_3(г) оказалось равной 0,04 моль/л, при этом 40% SO₂ превратилось в SO₃. Вычислите исходную концентрацию SO₂, если исходная концентрация O₂ составляла 0,2 моль/л.

42. В сосуде объемом 15 л содержалось 3,15 моль COCl₂.При некоторой температуре в системе установилось равновесие COCl_2(г) D CO_(г) Cl_2(г); при этом количество COCl₂ уменьшилось в 3 раза. Вычислите равновесные концентрации всех веществ.

Домашние задания. Кинетика

Date: 2022-09-18; view: 400; Нарушение авторских прав

по теме «Кинетика и термохимия»

1. Как зависит скорость химической реакции от температуры и почему?
2. Взаимодействие CO с Cl₂ идет по уравнению

CO_(г) Cl_2(г) D COCl_2(г). Концентрации [CO]_н=0,3 моль/л и [Cl₂]_н = 0,2 моль/л. Как и во сколько раз изменится скорость реакции через некоторый интервал времени, когда концентрация хлора уменьшится до 0,1 моль/л?

1. В закрытом сосуде протекает реакция

2NO_(г) O_2(г) D 2NO_2(г).

Определите константу равновесия этой реакции при некоторой постоянной температуре, если начальные концентрации веществ равны (моль/л): [NO]=0,08; [O₂]=0,06, а к моменту установления равновесия в смеси осталось 20% от первоначального количества NO_(г).

4. Сформулируйте закон Гесса. Определите стандартную энтальпию образования фосфата кальция по уравнению

3CaO_(к) P₂O₅ = Ca₃(PO₄)₂, если

кДж/моль,

кДж/моль,

кДж/моль.

Date: 2022-09-18; view: 329; Нарушение авторских прав

закона Гесса: «Тепловой эффект химической реакции не зависит от пути протекания реакции, а зависит только от термодинамического состояния и природы исходных веществ и продуктов реакции».

Из закона Гесса вытекает ряд следствий.

1. Теплота образования (энтальпия) химического соединения представляет собой тепловой эффект образования одного моль вещества из соответствующих простых веществ.

Тепловой эффект зависит не только от природы вещества, но и его термодинамического состояния, поэтому теплоты образования определяют при стандартных условиях (Т = 298 К, р = 101,3 кПа). При этих условиях теплоту образования называют стандартной. Теплоты образования неорганических и органических веществ сведены в таблицу «Термодинамические величины простых и сложных веществ».

ΔН⁰₂₉₈ (Al₂(SO₄)₃) = -3434 кДж/моль;

2Al 3S 6O₂ = Al₂(SO₄)₃ 3434 кДж/моль.

2. Закон Лавуазье-Лапласа: «Теплота разложения химического соединения равна по абсолютной величине, но противоположна по знаку теплоте образования данного соединения».

Теплотой (энтальпией) разложения химического соединения называется тепловой эффект разложения одного моль вещества до соответствующих простых веществ.

ΔН⁰₂₉₈ (BaCO₃) = -1264 кДж/моль; ΔН^разл₂₉₈ (BaCO₃) = 1264 кДж/моль;

BaCO₃ = Ba C 3/2O₂ – 1264 кДж/моль.

3. Тепловой эффект химической реакции равен разности между суммой теплот образования продуктов реакции и сумой теплот образования исходных веществ с учетом стехиометрических коэффициентов в уравнении реакции.

ΔН⁰₂₉₈ (х.р.) = Σ n_i ΔН⁰₂₉₈ (прод) — Σ n_i ΔН⁰₂₉₈ (исх).

4. Теплотой (энтальпией) сгорания химического соединения называется количество теплоты, которое выделяется при сгорании одного моль вещества до соответствующих оксидов.

Продукты сгорания веществ указаны в таблице «Теплоты сгорания органических веществ ».

а) ΔН^сг₂₉₈ (С₂Н₂) = — 1299,63 кДж/моль;

С₂Н₂ 5/2О₂ → 2СО₂ Н₂О 1299,63 кДж/моль.

б) ΔН^сг₂₉₈ (С₆Н₅Cl) = — 726,64 кДж/моль;

С₆Н₅Cl 7О₂ → 6СО₂ 2Н₂О HCl 726,64 кДж/моль.

5. Теплота образования органического соединения равна разности между суммой теплот сгорания простых веществ и теплотой сгорания органического вещества с учетом стехиометрических коэффициентов в уравнении реакции.

C 2H₂ O₂ = CH₃OH; ΔН⁰₂₉₈ (CH₃OH) = ?

ΔН^сг₂₉₈ (С) = ΔН⁰₂₉₈ (CO₂) = -393,51 кДж/моль;

ΔН^сг₂₉₈ (H₂) = ΔН⁰₂₉₈ (H₂O_ж) = -285,84 кДж/моль;

ΔН⁰₂₉₈ (CH₃OH) = ΔН^сг₂₉₈ (С) 2 ΔН^сг₂₉₈ (H₂) – ΔН^сг₂₉₈ (CH₃OH) =

-393,51 2(-285,84) 726,64 = -238,55 кДж/моль.

6. Тепловой эффект химической реакции равен разности между суммой теплот сгорания исходных веществ и суммой теплот сгорания продуктов реакции с учетом стехиометрических коэффициентов в уравнении реакции.

ΔН⁰₂₉₈ (х.р.) = Σ n_i ΔН^сг₂₉₈ (исх) — Σ n_i ΔН^сг₂₉₈ (прод).

Если в таблицах стандартных термодинамических величин отсутствуют данные по теплотам образования или теплотам сгорания, то тепловой эффект реакции может быть рассчитан по энергиям связей.

7. Тепловой эффект реакции, протекающей в газовой фазе, равен разности между суммой энергий связей в молекулах исходных веществ и суммой энергий связей в молекулах продуктов реакции.

8. Тепловой эффект сгорания жидкого вещества равен разности между суммой теплоты испарения и энергий связей исходного вещества и суммой теплоты испарения и энергий связей продуктов реакции.

9. Если совершаются две или несколько реакций из разных исходных состояний к одинаковым конечным, то разница между тепловыми эффектами этих реакций представляет собой тепловой эффект перехода из одного исходного состояния в другое.

С_гр О₂ → СО₂; δН^о₂₉₈ = -393.5кДж/моль

С_алм О₂ → СО₂; δН^о₂₉₈ = -395.4 кДж/моль

С_гр →С_алм; δН^о₂₉₈ = 1.9 кДж/моль

10. Если совершаются две или несколько реакций из одинаковых исходных состояний в различные конечные, то разница между тепловыми эффектами этих реакций представляет собой тепловой эффект перехода из одного конечного состояний в другое.

СН₃ОН → СН₂О; δН^о₂₉₈ = 122,8 кДж/моль

СН₃ОН → НСО₂Н; δН^о₂₉₈ = -184,1 кДж/моль

СН₂О → НСО₂Н; δН^о₂₉₈ = -306,9 кДж/моль

11. Теплота (энтальпия) нейтрализации – это количество теплоты, которое выделяется при нейтрализации одного моль эквивалента кислоты одним моль эквивалента основания.

Сущность реакции нейтрализации сильной кислоты сильным основанием:

Н ОН^— = Н₂О; Δ H⁰_нейтр = -57,3 кДж/моль.

При нейтрализации слабой кислоты сильным основанием или наоборот слабого основания сильной кислотой теплота нейтрализации будет меньше, потому что часть теплоты будет расходоваться на диссоциацию слабого электролита.

12. Теплота (энтальпия) растворения – это количество теплоты, которое выделяется при растворении одного моль веществ в таком объеме воды, дальнейшее прибавление которой не вызывает изменения теплового эффекта.

Теплота растворения равна сумме теплоты диссоциации и теплоты гидратации:

Δ H_раств = Δ H_дис Δ H_гидр

Теплотой диссоциации называется количество теплоты, которое поглощается при полной диссоциации одного моль вещества. Теплотой гидратации называется количество теплоты, которое выделяется при полной гидратации одного моль вещества. Растворение идет с выделением теплоты, если Δ H_гидр > Δ H_дис, и с поглощением теплоты, если Δ H_гидр < Δ H_дис.

mydocx.ru — 2022-2022 year. (0.008 sec.) Все материалы представленные на сайте исключительно с целью ознакомления читателями и не преследуют коммерческих целей или нарушение авторских прав — Пожаловаться на публикацию

Теплоту, полученную телом, считают положительной и в уравнении ставят знак « »; теплоту, отданную телом, считают отрицательной и ставят знак «-».

Тепловым эффектом химической реакции называют алгебраическую сумму поглощенной при реакции теплоты и совершённой работы за вычетом работы против сил внешнего давления (pΔV).

В соответствии с первым законом термодинамики:

Q = ΔU A, (3)

где ΔU – изменение внутренней энергии системы; A – совершенная системой работа,

тепловой эффект реакции зависит от пути и способа проведения процесса. Однако, по крайней мере, при соблюдении одного из двух условий теплота химической реакции не зависит от пути и способа осуществления взаимодействия:

1) если реакция протекает в изохорно-изотермических условиях и при этом не совершается работа (А=0; V=const; T=const), то тепловой эффект реакции равен изменению внутренней энергии системы и, следовательно, не зависит от пути процесса:

Q_V,T = ΔU = U₂ – U₁, (4)

где U₂ – внутренняя энергия продуктов реакции; U₁ — внутренняя энергия исходных веществ;

2) если реакция протекает в изобарно-изотермических условиях (P=const; T=const) и при этом не совершается никакой работы, кроме работы расширения, то тепловой эффект реакции равен изменению энтальпии системы и следовательно не зависит от пути процесса:

Q_P,T = ΔH = H₂ – H₁, (5)

где Н₂ – энтальпия продуктов реакции; Н₁ – энтальпия исходных веществ.

Измерение тепловых эффектов реакций составляет обширную область термохимии, данные которой позволяют составить правильное представление об энергетической ценности той или иной реакции, ее внутреннем механизме, возможном направлении кинетики и т. д.

Для практических измерений тепловых эффектов употребляются калориметры.

Результаты опытов по измерению тепловых эффектов очень интересны. Так, оказалось, что 1 г веществ, из которых состоит бактерия (кишечная палочка), выделяет в час около 400 кал (1 кал = 4,1868 Дж), 1 г вещества таракана выделяет 50 кал/ч, 1 г вещества улитки – около 0,5 кал/ч. Особенно поучительно сравнение этих величин с теми, которые характеризуют неживые объекты, 1 г веществ, образующих тело человека, выделяет в 10 000 раз больше теплоты, чем 1 г материи Солнца; летящая муха дрозофила выделяет за единицу времени столько же энергии, сколько автомобиль на полной скорости, а бактерия – столько же, сколько реактивный самолет (конечно, в расчете на равные веса). Эти парадоксальные результаты указывают на исключительную мощность синтетических процессов в живых организмах и необычайные энергетические возможности жизни.

Результаты термохимических измерений – тепловые эффекты реакций – принято относить к одному молю образующегося вещества. Количество теплоты, которое выделяется при образовании 1 моля соединения из простых веществ, называется теплотой образованияданного соединения. Например, выражение «теплота образования воды равна 285,8 кДж/моль» означает, что при образовании 18 г жидкой воды из 2 г водорода и 16 г кислорода выделяется 285,8 кДж.

Если элемент может существовать в виде нескольких простых веществ, то при расчете теплоты образования этот элемент берется в виде того простого вещества, которое при данных условиях наиболее устойчиво. Теплоты образования наиболее устойчивых простых веществ принимаются равными нулю. Например, при обычных условиях наиболее устойчивой формой кислорода является молекулярный кислород О₂, теплота образования которого считается равной нулю. Теплота же образования озона О₃ равна -142 кДж/моль, поскольку при образовании из молекулярного кислорода одного моля озона поглощается 142 кДж.

Тепловые эффекты можно включать в уравнения реакций. Химические уравнения, в которых указано количество выделяющейся или поглощаемой теплоты, называются термохимическими уравнениями. Величина теплового эффекта указывается обычно в правой части уравнения со знаком плюс в случае экзотермической реакции и со знаком минус в случае эндотермической реакции.

Например, термохимическое уравнение реакции образования жидкой воды имеет вид

2H₂ O₂ = 2H₂O 571,6 кДж, или

H₂ ½ O₂ = H₂O 285,8 кДж

Возможна и другая запись термохимических уравнений, в которой величина теплового эффекта указана в виде изменения энтальпии ∆H. Часто изменение энтальпии записывается как ∆H⁰₂₉₈. Верхний индекс 0 означает стандартную величину теплового эффекта реакции, а нижний температуру, при которой идет взаимодействие. В реакциях, идущих с выделением теплоты (экзотермических), энтальпия системы уменьшается (∆H ‹ 0); в реакциях, идущих с поглощением теплоты (эндотермических), энтальпия системы увеличивается (∆H › 0 ).

Ниже приведен пример записи термохимического уравнения с учетом вышесказанного:

N₂ O₂ = 2NO, ∆H⁰₂₉₈= 90,25 кДж

Данная запись означает, что реакция образования оксида азота (II) идет с поглощением теплоты (эндотермическая).

Обе формы записи правильны и возможно использование любой из них.

Важнейшей характеристикой веществ, применяемых в качестве топлива, является их теплота сгорания. Эту величину также принято относить к одному молю вещества. Таким образом, выражение «теплота сгорания ацетилена равна 1300 кДж/моль» эквивалентно термохимическому уравнению

С₂H₂ 2 O₂ = H₂O 2CO₂ 1300 кДж

Величина теплового эффекта зависит от природы исходных веществ и продуктов реакции. Их агрегатного состояния и температуры. Для удобства сравнения различных реакций по величинам их тепловых эффектов последние обычно указывают для случая, когда температура исходных веществ и продуктов реакции равна 25⁰С[1].

[1] Все тепловые эффекты, приводимые в таблицах термодинамических величин, относятся к 25⁰С.

При этом также подразумевается, что участвующие в реакции вещества находятся в том агрегатном состоянии, которое устойчиво при 25⁰С (стандартной температуре). Агрегатное состояние вещества указывается в уравнении реакции: для обозначения кристаллического состояния используется знак (к) около формулы вещества, жидкого – (ж), газообразного – (г).

Изменение давления, концентрации веществ и температуры приводит к смещению равновесия в ту или иную сторону. Направление смещения определяется известным принципом Ле-Шателье: при воздействии на систему, находящуюся в равновесии, равновесие смещается в сторону той из двух противоположных реакций (прямой или обратной), которая ослабляет эффект внешнего воздействия. Остановимся подробнее на влиянии температуры.

Реакция между кислородом и водородом сопровождается выделением тепла (уменьшением энтальпии)

2Н₂ О₂ = 2Н₂О Q (DH<0)

Пусть все три вещества при температуре Т₁ находятся в равновесии, описываемом константой К₁:

.

Затем температура повышается до Т₂ и достигнуто новое состояние равновесия с константой К₂:

.

Спрашивается, как отличаются константы К₁ и К₂? Из принципа Ле-Шателье следует, что при повышении температуры равновесие смещается в сторону той реакции, которая ослабляет повышение температуры, а такой реакцией является процесс, идущий с поглощением тепла. Для данной системы это будет реакция диссоциации воды:

2Н₂О = 2Н₂ О₂ – Q.

При повышении температуры равновесие смещается в сторону образования H₂ и O₂, т.е. с ростом температуры скорость взаимодействия кислорода и водорода замедляется, а скорость диссоциации воды возрастает, и это приводит к росту концентраций О₂ и Н₂ в равновесной газовой смеси.

В реакции

2Н₂ О₂ = 2Н₂О Q

повышение температуры будет уменьшать константу равновесия, следовательно, [Н₂О]₁ > [ Н₂О]₂, [H₂]₁ < [H₂]₂, [O₂]₁ < [O₂]₂.

Отсюда вытекает общее правило: повышение температуры вызывает уменьшение константы равновесия реакции, идущей с выделением тепла (с уменьшением энтальпии) и увеличение константы равновесия реакции, сопровождающейся поглощением тепла (увеличением энтальпии).

Направление смещения химического равновесия и изменение константы (увеличение или уменьшение её) определяется знаком теплового эффекта или знаком изменения энтальпии (табл.1).

Таблица 1.

Степень смещения равновесия определяется величиной теплового эффекта , или величиной изменения энтальпии. Чем больше эти величины, тем значительнее влияние температуры на константу равновесия.

По степени изменения состояния равновесия при изменении температуры можно судить о тепловом эффекте реакции. Если известны две константы равновесия (К₁ и К₂) при двух температурах Т₁ и Т₂, то изменение энтальпии при протекании реакции вычисляют по следующей формуле:

Данное уравнение широко используется в физико-химических расчетах для нахождения тепловых эффектов.

Термохимические законы

Date: 2022-09-18; view: 1162; Нарушение авторских прав

Независимость теплоты химической реакции от пути процесса при р=const и Т=const была установлена в первой половине XIX века русским учёным Г. И. Гессом. Гесс сформулировал закон, который носит сейчас его имя: тепловой эффект химической реакции не зависит от пути ее протекания, а зависит лишь от природы и физического состояния исходных веществ и продуктов реакции.

Этот закон справедлив для тех взаимодействий, которые протекают в изобарно-изотермических (или изохорно-изотермических) условиях при том, что единственным видом совершаемой работы является работа против сил внешнего давления.

Рассмотрим пример, поясняющий закон Гесса. Раствор сульфата натрия можно приготовить из растворов серной кислоты и гидроксида натрия двумя способами:

1. Смешать раствор, содержащий два моля NaOH, с раствором, содержащим один моль H₂SO₄.

2. Смешать раствор, содержащий один моль NaOH, с раствором, содержащим один моль H₂SO₄, и к полученному раствору кислой соли (NaHSO₄) добавить раствор, содержащий ещё одни моль NaOH.

Запишем термохимические уравнения этих реакций.

Первый способ:

2NaOH_(водн) H₂SO_4(водн) = Na₂SO_4(водн) 2H₂O 131,4 кДж

Второй способ:

NaOH_(водн.) H₂SO_4(водн.) = NaHSO_4(водн.) 2H₂O 61,7 кДж

NaHSO_4(водн.) NaOH_(водн.) = Na₂SO_4(водн.) 2H₂O 69,7 кДж

Символ (водн.) означает, что вещество взято в виде водного раствора.

Согласно закону Гесса, тепловой эффект в обоих случаях должен быть одним и тем же. Действительно, складывая тепловые эффекты, отвечающие двум стадиям второго способа, получаем тот же суммарный тепловой эффект, который наблюдается при первом способе проведения процесса: 61,7 69,7 = 131,4 кДж.

Таким образом, подобно обычным уравнениям химических реакций, термохимические уравнения можно складывать.

В основе большинства термохимических расчетов лежит следствие из закона Гесса:тепловой эффект химической реакции равен сумме теплот (энтальпий) образования продуктов реакции за вычетом суммы теплот (энтальпий) образования исходных веществ.

∆H_х.р. = (6)

Величины стандартных энтальпий образования веществ приведены в таблице 1.

Уравнение (6) позволяет определять как тепловой эффект реакции по известным величинам стандартных энтальпий образования веществ, участвующих в реакции, так и одну из энтальпий образования, если известны тепловой эффект реакции и все остальные энтальпии образования.

Пример 1.Рассчитать стандартный тепловой эффект реакции

½ Na₂O _(к) ½ Н₂O _(ж) = NaOH _(к)

по известным величинам стандартных энтальпий образования веществ (табл.1). Записать термохимическое уравнение реакции.

Решение.

На основании следствия из закона Гесса (6) можно записать:

∆H⁰₂₉₈ = ∆H⁰_298обр NaOH – ( ½ ∆H⁰_{298 обр.} Na₂O ½ ∆H⁰_{298 обр.} H₂O).

Подставив в это выражение значения стандартных энтальпий образования веществ с учётом их агрегатных состояний, получим для NaOH

∆H⁰₂₉₈ = -426,60 215,30 142,92 = -68,38 кДж/моль

Термохимическое уравнение реакции следует записать так:

½ Na₂O _(к) ½ Н₂O _(ж) = NaOH _(к), ∆H⁰₂₉₈ =-68,38 кДж/моль

или так:

½ Na₂O _(к) ½ Н₂O _(ж) = NaOH _(к) 68,38 кДж/моль

Пример 2.Стандартный тепловой эффект реакции 2А В = 2С равен 150 кДж/моль В. Рассчитать стандартную теплоту (энтальпию) образования вещества А, если ∆H⁰_{298 обр.}В =-45,0 кДж/моль и ∆H⁰_{298 обр.}С = -60 кДж/моль.

Решение.

На основании следствия из закона Гесса (6) для рассматриваемой реакции имеем:

∆H⁰₂₉₈ = 2∆H⁰_{298обр C} – ( 2∆H⁰_{298 обр. A} ∆H⁰_{298 обр. B}).

Подставив в это выражение приведенные в условии задачи значения ∆H, определим величину ∆H⁰_{298 обр. A}:

∆H⁰_{298 обр. A} = ½ (-150-120 45) = — 112,5 кДж/моль

Date: 2022-09-18; view: 514; Нарушение авторских прав

В термодинамических таблицах содержатся стандартные энтальпии (изобарные тепловые эффекты, изобарные теплоты) образования химических соединений из простых веществ при 25⁰С.

При температурах, отличных от 25⁰С, тепловые эффекты в общем случае будут иными. Причем для различных реакций влияние температуры на тепловой эффект неодинаково. Только в одном случае, когда суммы теплоёмкостей исходных веществ и продуктов реакции равны, температура не влияет на тепловой эффект реакции. Чем сильнее отличаются теплоёмкости исходных веществ от теплоёмкостей продуктов, тем сильнее сказывается влияние температуры на тепловой эффект реакции.

Зависимость теплот химических реакций от температуры была изучена Кирхгофом. Если известен стандартный тепловой эффект реакции, то величину ∆H⁰_Т можно рассчитать по уравнению Кирхгофа

∆H⁰_Т = ∆H⁰₂₉₈ , (7)

где ∆H⁰₂₉₈ – стандартный тепловой эффект реакции при Т=289,16 К; ∆H⁰_Т – стандартный тепловой эффект реакции при температуре Т; ΔС_р – разность мольных изобарных теплоёмкостей всех продуктов реакции и мольных изобарных теплоёмкостей всех исходных веществ.

Расчеты по уравнению Кирхгофа показывают, что в том интервале температур, который может иметь практическое значение, изменение величины теплового эффекта реакции невелико. Так, например, тепловой эффект реакции Cu _(к) ½ О_2(г) = СuO _(к), протекающий при р = 101 кПа, меняется с температурой следующим образом:

Т₁=298 К; ∆H⁰₂₉₈ = — 156,9 кДж/моль

Т₂=500 К; ∆H⁰₂₉₈ = — 155, 5 кДж/моль

Т₃=1000 К; ∆H⁰₂₉₈ = — 149, 5 кДж/моль

Тепловой эффект процесса ½ N₂ ½ O₂ = NO _(г) при повышении температуры от 298 до 4000 К изменяется на 2,0 кДж/моль. Еще меньше влияние давления на тепловой эффект реакции. Так, для реакции синтеза аммиака из азота и водорода (все реагенты — газы) различие между величинами ∆H_Т при р=101 кПа и р=50 МПа не превышает 5%. Поэтому при выполнении термохимических расчетов, допуская обычно незначительную ошибку, можно пользоваться стандартными значениями теплот образования даже тогда, когда условия протекания процесса отличаются от стандартных.

Закон Лавуазье-Ломоносова-Лапласа.

Тепловой эффект образования сложного вещества равен по величине и противоположен по знаку тепловому эффекту процесса разложения этого вещества.

Например: Н₂ 1/2О₂ = Н₂О (газ) 241,83 кДж/моль.

Н₂О (газ) = Н₂ ½ О₂ – 241,83 кДж/моль.

Знак изменения энтальпии или внутренней энергии в тех же самых процессах противоположен, и если провести термодинамическую запись рассмотренных выше уравнений, то она будет выглядеть так:

Н₂ 1/2О₂ = Н₂О (газ) (ΔН^о = –241, 83 кДж/моль)

Н₂О (газ) = Н₂ ½ О₂ (ΔН^о = 241, 83 кДж/моль)

Date: 2022-09-18; view: 318; Нарушение авторских прав

Закон Гесса. Тепловой эффект химических реакций, протекающих при постоянном давлении или объеме, не зависит от пути протекания реакции и определяется состоянием исходных веществ и продуктов реакции.

Следствия из закона Гесса.

Тепловой эффект обратного процесса равен по величине тепловому эффекту прямого процесса, но с противоположным знаком.

∆H_{пр .}= –∆H_{обратн.}

∆H_пр. = H₂–H₁

∆H_обрат. = H₁–H₂= –∆H_пр.

Тепловой эффект кругового процесса равен нулю.

∆H _круг. = ∆H _пр. ∆H _обрат. = ∆H _пр. – ∆H _пр. = 0

Тепловой эффект химической реакции равен разности сумм теплот образования продуктов реакции и теплот образования исходных веществ. При суммировании необходимо учитывать количество молей соответствующих веществ.

Например, для реакции

C₆H₁₂O_{6 (тв)} 6 O_{2 (г)} → 6 H₂O_(ж) 6 СO_{2 (г)}

∆H_р = 6 ∆H_обр(H₂O_(ж) 6 ∆H_обр(СO_{2 (г)}) – ∆H_обр(С₆Н₁₂O_{6 (тв)})

ΔH_обр.(О₂)=0, т.к. энтальпии образования простых веществ приняты равными нулю.

Пользуясь следствием закона Гесса, можно вычислить изменение энтальпии любых реакций, исходя из значений энтальпий образования исходных веществ и продуктов. В табл. 1 приложения приведены значения изменений энтальпий образования некоторых веществ в стандартных условиях (стандартных теплот образования), ΔHº₂₉₈. Используя данные табл.1, можем рассчитать ΔH_р.для рассматриваемого процесса:

ΔH_р. = 6 (–285,8) 6 (–393,5) – (–1273,0) = –2802,8 кДж

Величина и знак стандартных энтальпий образования веществ являются важными количественными характеристиками веществ, особенно при сравнительной оценке однотипных соединений. В целом можно утверждать: чем более отрицательное значение имеет стандартная энтальпия образования вещества, тем устойчивее вещество.

Тепловой эффект химической реакции равен разности сумм теплот сгорания исходных веществ и теплот сгорания продуктов реакции. При суммировании необходимо учитывать количество молей соответствующих веществ.

В табл. 2 приложения приведены значения энтальпий сгорания некоторых веществ в стандартных условиях (стандартных теплот сгорания).

Например, тепловой эффект реакции

C₂H_{4 (г)} H_{2 (г)} → C₂H_{6 (г)}

может быть определен через теплоты сгорания исходных веществ и продуктов реакции следующим образом:

ΔHº_р. = ΔHº_сгор.(C₂H_{4 (г)}) ΔHº_сгор.(H_{2 (г)}) – ΔHº_сгор.(C₂H_{6 (г)}) = –1410,97

(–285,84) – (–1559,88)= –136,93 кДж.

С термохимическими уравнениями можно совершать алгебраические действия, их можно умножать и делить на постоянное число, складывать одно уравнение с другим и вычитать одно из другого, переносить члены уравнения из одной части уравнения в другую, изменяя при этом знак.

Подобные алгебраические действия с термохимическими уравнениями позволяют определять тепловые эффекты таких реакций, которые трудно осуществить на практике. Например:

С O₂ = CO₂; ΔHº₁= –393,5 кДж/моль

СO ½ O₂ = CO₂; ΔHº₂= –283,0 кДж/моль

С ½O₂ = CO; ΔHº_x-?

Для нахождения ΔHº_x вычтем из первого термохимического уравнения второе:

С O₂ – СO – ½ O₂ = CO₂ – CO₂;

С ½ O₂ = CO; ΔHº₁ – ΔHº₂

При сопоставлении полученного уравнения с искомым убеждаемся, что они идентичны, следовательно,

ΔHº_x = ΔHº₁ – ΔHº₂ = –393,5 283,0 = – 110,5 кДж/моль.

2. ЭНТРОПИЯ. ВТОРОЙ И ТРЕТИЙ ЗАКОНЫ ТЕРМОДИНАМИКИ

Энтропия S является мерой свободы. С увеличением свободы неизбежно растет беспорядок, поэтому энтропию также называют мерой беспорядка.

Критерий самопроизвольности процесса устанавливается вторым законом термодинамики. Энтропия изолированной системы в самопроизвольном процессе возрастает: ΔS>0.

Чтобы разработать математический способ вычисления энтропии, Людвиг Больцман ввел понятие термодинамической вероятности состояния системы W – число микросостояний, которыми реализуется данное макросостояние. Так как 1 моль имеет N_А=6,02 10²³ частиц, то термодинамическая вероятность система выражается огромным числом.

Связь энтропии с термодинамической вероятностью Больцман описал формулой

S = k lnW, (5)

гдеk – постоянная величина, называемая постоянной Больцмана, которая связана с газовой постоянной R = 8,31 Дж/(моль К) соотношением

k = R/N_А = 1,38 10 ^–23Дж/К. (6)

Энтропия растёт не только при нагревании, но и при эндотермических фазовых переходах: плавление, испарение и др. Энтропия резко возрастает при переходе вещества из жидкого состояния в газообразное.

Например, S^о₂₉₈ н₂о_(ж) = 70,08, S^о₂₉₈ н₂о_(г) = 188, 72 Дж/(моль К). Энтропия увеличивается при превращении вещества из кристаллического в аморфное. Чем прочнее вещество, тем упорядоченее его структура и тем меньше значение его абсолютной энтропии. Например, графит и алмаз являются модификациями углерода: графит – хрупкий, а алмаз – один из самых твердых кристаллов:

S^о_{298 графит} = 5,740, S^о_{298 алмаз} = 2,368 Дж/(моль К). Увеличение числа атомов в молекуле и усложнение молекул приводит к увеличению энтропии. Например, S^о₂₉₈ (О)=160,9, S^о₂₉₈ (О_{2 (г)}) = 205,04, S^о₂₉₈ (О_{3 (г)}) = 238,8 Дж/(моль К).

Изменение энтропии в химической реакции определяется разностью сумм энтропий продуктов и энтропий исходных веществ.

Об изменении энтропии в химической реакции можно судить по изменению объёма системы в ходе реакции. Например, в реакции

½ С_{(графит)} ½ СО_{2 (г)} = СО_(г), ΔS^о₂₉₈ = 87,8 Дж/К

наблюдается увеличение объёма (ΔV>0); следовательно, энтропия возрастает (ΔS>0). В случае же реакции образования аммиака из водорода и азота

3/2 Н_{2 (г)} ½ N_{2 (г)} = NН_{3 (г)}, ΔS^о₂₉₈ = – 103,1 Дж/К

наоборот, объём системы уменьшается (ΔV<0); следовательно, энтропия уменьшается (ΔS<0).

Если же реакция протекает между твердыми веществами, например,

Al_(к) Sb_(к) = AlSb_(к), ΔS^о₂₉₈ = –5,1 Дж/К,

то изменения объёма системы и её энтропии практически не происходит. То же относится и к процессам, в которых количество (моль) газообразных веществ не изменяется, например:

С_{(графит)} О_{2 (г)} = СО_{2 (г)}, ΔS^о₂₉₈ = 2,9 Дж/К

3. ЭНЕРГИЯ ГИББСА

Согласно ΔН = ΔG TΔS теплота TΔS идет на создание беспорядка (бесполезно рассеивается в окружающую среду) и потому не может быть использована для совершения работы; её часто называют связанной энергией. Теплота ΔG может быть использована для совершения работы, и поэтому энергию Гиббса часто называют также свободной энергией:

ΔG = ΔН – TΔS

Характер изменения энергии Гиббса позволяет судить о принципиальной возможности или невозможности осуществления процесса.

Date: 2022-09-18; view: 302; Нарушение авторских прав