главнаяреклама на сайтезаработоксотрудничество Библиотека Revolution
 
 
Сколько стоит заказать работу?   Искать с помощью Google и Яндекса
 



Решение типовых задач и контрольные задания

Краткое изложение теоретического материала по дисциплине "Прикладная химия", составленное согласно программе по химии для инженерно-технических (нехимических) специальностей высших учебных заведений и в соответствии с современным уровнем химической науки.

Рубрика: Химия
Вид: учебное пособие
Язык: русский
Дата добавления: 30.01.2011
Размер файла: 1,5 M

Полная информация о работе Полная информация о работе
Скачать работу можно здесь Скачать работу можно здесь

рекомендуем


Отправить свою хорошую работу в базу знаний просто. Используйте форму, расположенную ниже.

Название работы:
E-mail (не обязательно):
Ваше имя или ник:
Файл:


Cтуденты, аспиранты, молодые ученые, использующие базу знаний в своей учебе и работе, будут вам очень благодарны

Подобные работы


1. Роль химии в естествознании
Происхождение термина "химия". Основные периоды развития химической науки. Типы наивысшего развития алхимии. Период зарождения научной химии. Открытие основных законов химии. Системный подход в химии. Современный период развития химической науки.
реферат [30,3 K], добавлена 11.03.2009

2. Методика решения задач по теоретическим основам химической технологии
Определение тематики задач дисциплины "Теоретические основы химической технологии", подбор и составление задач по выбранным темам. Основные трудности при решении задач по прикладной химии. Разработка и использование методики решения типовых задач.
дипломная работа [224,3 K], добавлена 13.04.2009

3. Понятие концептуальной системы химии
История химии как науки. Родоночальники российской химии. М.В.Ломоносов. Математическая химия. Атомная теория - основа химической науки. Атомная теория просто и естественно объясняла любое химическое превращение.
реферат [28,2 K], добавлена 02.12.2002

4. Химия жизни
Химический взгляд на природу, истоки и современное состояние. Предмет познания химической науки и ее структура. Взаимосвязь химии и физики. Взаимосвязь химии и биологии. Химия изучает качественное многообразие материальных носителей химических явлений.
реферат [99,4 K], добавлена 15.03.2004

5. Предмет и задачи химии
Основные понятия химической термодинамики. Стандартная энтальпия сгорания вещества. Следствия из закона Гесса. Роль химии в развитии медицинской науки и практического здравоохранения. Элементы химической термодинамики и биоэнергетики. Термохимия.
презентация [96,9 K], добавлена 07.01.2014

6. Концепция единства структурных превращений вещества и химическая картина мира
От алхимии - к научной химии: путь действительной науки о превращениях вещества. Революция в химии и атомно-молекулярное учение как концептуальное основание современной химии.Экологические проблемы химической компоненты современной цивилизации.
реферат [56,6 K], добавлена 05.06.2008

7. Роль Менеделеева в развитии мировой науки
Основные направления научных достижений Д.И. Менделеева. Его значение в истории мировой науки, в области физической химии. Изучение упругости газов, химической теории растворов, создание периодического закона. Создание учебника-монографии "Основы химии".
реферат [24,0 K], добавлена 19.03.2011

8. Основные понятия химии
Пути познания и классификация современных наук, взаимосвязь химии и физики. Строение и свойства вещества как общие вопросы химической науки. Особенности многообразия химических структур и теория квантовой химии. Смеси, эквивалент и количество вещества.
лекция [759,9 K], добавлена 18.10.2013

9. Этапы становления аналитической химии в России
"Пробирное искусство" и история возникновение лабораторий. Творческое освоение западноевропейской химической науки. Ломоносов М.В. как химик-аналитик. Российские достижения в области химического анализа в XVIII-XIX вв. Развитие отечественной химии в XX в.
курсовая работа [74,8 K], добавлена 26.10.2013

10. Возникновение и развитие химии
Краткая история возникновения химии как важнейшей отрасли естествознания и науки, изучающей вещества и их превращения. Алхимия и первые сведения о химических превращениях. Описание вещества, атомная, математическая химия и родоначальники российской химии.
курсовая работа [25,5 K], добавлена 25.04.2011


Другие документы, подобные Решение типовых задач и контрольные задания


ДU = U2 -- U1,

где ДU -- изменение внутренней энергии системы при переходе от начального состояния U1 в конечное U2. Если U2 > U1, то ДU > 0. Если U2 < U1, то ДU < 0.

Теплота и работа функциями состояния не являются, ибо они служат формами передачи энергии и связаны с процессом, а не с состоянием системы. При химически реакциях А -- это работа против внешнего давления, т.е. в первом приближении А = сДV, где ДV - изменение объема системы (V2 - V1). Так как большинство химических реакций проходит при постоянном давлении, то для иэобарно-изотермического процесса (p-const, Т-const) теплота

Qр = ДU + сДV,

Qр = (U2 -- U1) + с(V2 - V1)

Сумму U + сV обозначим через Н, тогда

Qр= Н2 - Н1= ДН

Величину Н называют энтальпией. Таким образом, теплота при р=соnst и T=сопst приобретает свойство функции состояния и не зависит от пути, по которому протекает процесс. Отсюда теплота реакции в изобарно-изотермическом процессе Qp равна изменению энтальпии системы ДН (если единственным видом работы является работа расширения):

Энтальпия, как и внутренняя энергия, является функцией состояния; ее изменение {ДН} определяется только начальными и конечными состояниями системы и не зависит от пути перехода. Нетрудно видеть, что теплота реакции в изохорно-изотермическом процессе (Vсonst; T=соnst), при котором ДV = 0, равна изменению внутренней энергии системы :Qv=ДU

Теплоты химических процессов, протекающих при р, Т=соnst V,T=const, называют тепловыми аффектами.

При экзотермических реакциях энтальпия системы уменьшается и ДН < О (H2 < H1), а при эндотермических энтальпия системы увеличивается и ДH > О (H2>H1). В дальнейшем тепловые эффекты всюду выражаются через ДН.

Термохимические расчеты основаны на законе Гесса: тепловой эффект реакции зависит только от природы и физического состояния исходных веществ и конечных продуктов, но не зависит от пути перехода.

Часто в термохимических расчетах применяют следствие из закона Гесса: тепловой эффект реакции ДHх.р. равен сумме теплот образования ДНобр продуктов реакции за вычетом суммы теплот образования исходных веществ с учетом коэффициентов перед формулами этих веществ в уравнении реакции.

Пример 1

При взаимодействии кристаллов хлорида фосфора (V) с парами воды образуется жидкий РОС1з и хлористый водород. Реакция сопровождается выделением 111,4 кДж теплоты. Напишите термохимическое уравнение этой реакции.

Решение. Уравнения реакций, в которых около символов химических соединений указываются их агрегатные состояния или кристаллическая модификация, а также численное значение тепловых эффектов, называют термохимическими. В термохимических уравнениях, если это специально не оговорено, указываются значения тепловых эффектов при постоянном давлении Qр равные изменению энтальпии системы ДН.

Значение ДН приводят обычно в правой части уравнения, отделяя его запятой или точкой с запятой. Приняты следующие сокращенные обозначения агрегатного состояния веществ: г -- газообразное, ж -- жидкое, к -- кристаллическое. Эти символы опускаются, если агрегатное состояние веществ очевидно.

Если в результате реакции выделяется теплота, то ДН < О. Учитывая сказанное, составляем термохимическое уравнение данной в примере реакции:

РCl5(к) + H2O(г) = POCl3(ж) + 2HCl(г)? ДНх.р.=-111,4кДж

Таблица 4

Стандартные теплоты (энтальпии) образования ДНо298 некоторых веществ

Вещество

Состояние

ДНо298,

кДж/моль

Вещество

Состояние

ДНо298,

кДж/моль

С2Н2

г

+226,75

СО

г

-110,52

СS2

г

+115,28

СН3ОН

г

-201,17

NO

г

+90,37

С2Н5ОН

г

-235,31

С6Н6

г

+82,93

Н2О

г

-241,83

С2Н4

г

+52,28

Н2О

ж

-285,84

Н2S

г

-20,15

NH4Cl

к

-315,39

NH3

г

-46,19

СО2

г

-393,51

СН4

г

-74,85

Fe2O3

к

-822,10

С2Н6

г

-84,67

Са(ОН)2

к

-986,50

НС1

г

-92,31

А12О3

к

-1669,80

TiO2

к

-943,9

Пример 2

Реакция горения этана выражается термохимическим уравнением

С2Н6(г) +3 1/2О2=2СО2(г)+3Н2О(ж)? ДНхр= -1559,87 кДж

Вычислите теплоту образования этана, если известны теплоты образования СО2 (г) и Н2О (ж) (табл. 4).

Решение. Теплотой образования (энтальпией) данного соединения называют тепловой эффект реакции образования 1 моль этого соединения из простых веществ, взятых в их устойчивом состоянии при данных условиях.

Обычно теплоты образования относят к стандартному состоянию, т.е. 25° С (298 К) и 1,013·105 Па, и обозначают через ДНо298.Так как тепловой эффект с температурой изменяется незначительно, то здесь и в дальнейшем индексы опускаются и тепловой эффект обозначается через ДН. Следовательно, нужно вычислить тепловой эффект реакции, термохимическое уравнение которой имеет вид

2С (графит) + 3Н2(г) = С2Н6(г); ДН = ?

исходя из следующих данных:

а) С2Н6 (г) + 31/2 О2 (г) = 2 СО2 (г) + 3Н2О (ж); ДН = -1559,87 кДж

б) С (графит) + О2 (г) = СО2 (г); ДН = -393,51 кДж

в) H2 (г) + 1/2 О2 = Н2О (ж)ДН = -285,84 кДж

На основании закона Гесса с термохимическими уравнениями можно оперировать так же, как и с алгебраическими. Для получения искомого результата следует уравнение (б) умножить на 2, уравнение (в) - на 3, а затем сумму этих уравнений вычесть из уравнения (а):

С2Н6 (г) + 31/2 О2 (г) - 2 С - 2 О2 (г) - 3Н2 - 3/2 О2 = 2СО2 + 3Н2О - 2СО2

- 3Н2О

ДН = -1559,87 - 2 (-393,51) - 3 (-285,84) = +84,67 кДж;

ДН = -1559,87 + 787,02 + 857,52 ;

C2Н6 = 2 С + 3 Н2; ДН = +84,67 кДж.

Так как теплота образования равна теплоте разложения с обратным знаком, то ДНC2Н6(г) = - 84,67 кДж.

К тому же результату придем, если для решения задачи применить вывод из закона Гесса:

ДНхр=2ДНсо2+3ДНн2о-ДНс2н6-3ЅДНо2

Учитывая, что теплоты образования простых веществ условно приняты равными нулю

ДН(с2н6)=2ДНсо2+3ДНн2о-ДНх.р.

ДН(с2н6)=2(-393,51)+3(-285,84)+1559,87=-84,67?

ДНобр2н6(г))=-84,67кДж

Пример 3

Реакция горения этилового спирта выражается термохимическим уравнением

С2Н5ОН(ж)+3О2(г)=2СО2(г)+3Н2О(ж); ДН=?

Вычислите тепловой эффект реакции, если известно, что мольная (молярная) теплота парообразования С2Н5ОН(ж) равна +42,36 кДж и известны теплоты образования С2Н5ОН(г); С02(г); Н2О(ж) (см. табл. 5).

Решение. Для определения ДН реакции необходимо знать теплоту образования С2Н5ОН (ж). Последнюю находим из данных:

С2Н5ОН(ж) = С2Н5ОН(г) ДН=+42,36кДж

+42,36=-235,31-ДНс2н5он(ж)

ДН(с2н5он(ж))=-235,31-42,36= -277,67кДж

Вычисляем ДН реакции применяя следствия из закона Гесса:

ДНх.р.= 2 (-393,51)+3 (-285,84)+277,67=-1366,87кДж

Контрольные вопросы

81. Вычислите, сколько теплоты выделится при сгорании 165 л (н.у.) ацетилена С2Н2 , если продуктами сгорания являются диоксид углерода и пары воды? Ответ: 924,88 кДж.

82. При сгорании газообразного аммиака образуются пары воды и оксид азота. Сколько теплоты выделится при этой реакции, если было получено 44,8 л NO в пересчете на нормальные условия? Ответ: 452.37 кДж.

83. Реакция горения метилового спирта выражается термохимическим уравнением

СН3ОН(ж) + 3/2О2 (г) = СО2 (г) + 2Н2О (ж);ДH = ?

Вычислите тепловой эффект этой реакции, если известно, что мольная теплота парообразования CН3ОН (ж) равна +37,4 кДж. Ответ: --726,62 кДж.

84. При сгорании 11,5 г жидкого этилового спирта выделилось 308,71 кДж теплоты. Напишите термохимическое уравнение реакции, в результате которой образуются пары воды и диоксид углерода. Вычислите теплоту образования С2Н5ОН (ж).Ответ: -277,67 кДж/моль.

85. Реакция горения бензола выражается термохимическим уравнением

С6Н6(ж)+7ЅО2(г)=6СО2(г)+3Н2О(г)У ДН=?

Вычислите тепловой эффект этой реакции, если известно, что мольная теплота парообразования бензола равна +33,9 кДж. Ответ: -3135,58 кДж.

86. Вычислите тепловой эффект и напишите термохимическое уравнение реакции горения 1 моль этана С2Н6 (г), в результате которой образуются пары воды и диоксид углерода. Сколько теплоты выделится при сгорании 1 м3 этана в пересчете на нормальные условия? Ответ: 63742,86 кДж.

87.Реакция горения аммиака выражается термохимическим уравнением

4NH3 (г) + 3О2 (г) = 2N2 (г) + 6Н2О (ж);ДН = 1530,28 кДж

Вычислите теплоту образования NН3 (г). Ответ: - 46.19 кДж/моль.

88. При взаимодействии 6,3 г железа с серой выделилось 11,31 кДж теплоты. Вычислите теплоту образования сульфида железа FeS. Oтвет; -100,26 кДж/моль.

89. При сгорании 1 л ацетилена (н.у.) выделяется 56,053 кДж теплоты. Напишите термохимическое уравнение реакции, в результате которой образуются пары воды и диоксид углерода. Вычислите теплоту образования С2Н2 (г). Ответ: 226,75 кДж/моль.

90. При получении эквивалентной массы гидроксида кальция из СаО (к) и Н2О (ж) выделяется 32,53 кДж теплоты. Напишите термохимическое уравнение этой реакции и вычислите теплоту образования оксида кальция. Ответ: --635,6 кДж/моль.

91. Вычислите, какое количество теплоты выделится при восстановлении Fe2O3 металлическим алюминием, если было получено 335,1 г железа. Ответ: 2543.1 кДж.

92. Газообразный этиловый спирт С2Н5ОН можно получить при взаимодействии этилена С2Н4 (г) и водяных паров. Напишите термохимическое уравнение этой реакции, вычислив ее тепловой эффект. Ответ: --45,76 кДж.

93. Вычислите тепловой эффект реакции восстановления оксида железа (II) водородом, исходя из следующих термохимических уравнений

FeO + CO (г) = Fe (к) + СО2 (г);ДH = -13,18 кДж

СО (г) + 1/2 О2 (г) = СО2(г); ДH = -283,0 кДж
Н2 (г) + 1/2О2 (г) = Н2О (г);ДH = -241,83 кДж
Ответ: +27,99 кДж.

94. При взаимодействии газообразных сероводорода и диоксида углерода образуются пары воды и сероуглерод СS2 (г). Напишите термохимическое уравнение этой реакции, вычислив ее тепловой эффект. Ответ: +65,43 кДж.

95. Напишите термохимическое уравнение реакции между СО (г) и водородом, в результате которой образуются СН4 (г) и Н2О (г). Сколько теплоты выделится при этой реакции, если было получено 67,2 л метана в пересчете на нормальные условия? Ответ: 618,48кДж.

96. Тепловой эффект какой реакции равен теплоте образования NO? Вычислите теплоту образования NО, исходя из следующих термохимических уравнений:

4NH3 (г) + 5О2 (г) = 4NO (г) + 6Н2О (ж);ДН = -1168,80 кДж

4NH3 (г) + 3О2 (г) = 2N2 (г) + 6Н2О (ж);ДН = 1530,28 кДж

Ответ: 90,37 кДж.

97. Кристаллический хлорид аммония образуется при взаимодействии газообразных аммиака и хлористого водорода. Напишите термохимическое уравнение этой реакции, вычислив ее тепловой эффект. Сколько теплоты выделится, если в реакции было израсходовано 10 л аммиака в пересчете на нормальные условия? Ответ: 78,97 кДж.

98. Тепловой эффект какой реакции равен теплоте образования метана? Вычислите теплоту образования метана, исходя из следующих термохимических уравнений:

Н2 (г) + 1/2О2 (г) = Н2О (ж); ДН = -285,84 кДж

С (к) + О2 (г) = СО2 (г);ДН = -393,51 кДж

СН4 (г) + 2О2 (г) = 2Н2О (ж) + СО2 (г);ДН = -890,31 кДж

Ответ: -74,88 кДж

99. Тепловой эффект какой реакции равен теплоте образования гидроксида кальция? Вычислите теплоту образования гидроксида кальция, исходя из следующих термохимических уравнений:

Са (к) + 1/2О2 (г) = СаО (к); ДН = -635,60 кДж

Н2 (г) + 1/2О2 = Н2О (ж);ДН = -285,84 кДж

СаО (к) + Н2О (ж) = Са(ОН)2 (к);ДН = -65,06 кДж

Ответ: -986,50 кДж.

100. Тепловой эффект реакции сгорания жидкого бензола с образованием паров воды и диоксида углерода равен -3135,58 кДж. Составьте термохимическое уравнение этой реакции и вычислите теплоту образования C6Н6 (ж).

Ответ: +49.03 кДж.

ТЕМА: Химическое сродство

При решении задач этого раздела данные для расчетов необходимо взять в таблице этого раздела и в справочнике физико-химических величин.

Самопроизвольно могут протекать реакции, сопровождающиеся не только выделением, но и поглощением теплоты.

Реакция, идущая при данной температуре с выделением теплоты, при другой температуре проходит с поглощением теплоты. Здесь проявляется диалектический закон единства и борьбы противоположностей. С одной стороны, система стремится к упорядочению (агрегации), к уменьшению энтальпии Н; с другой стороны, система стремится к беспорядку (дезагрегации). Первая тенденция растет с понижением температуры, а вторая -- с повышением температуры. Тенденцию к беспорядку характеризует величина, которую называют энтропией.

Энтропия S, так же как внутренняя энергия U, энтальпия Н, объем V и др., является свойством вещества, пропорциональным его количеству. Энтропия отражает движение частиц вещества и является мерой неупорядоченности системы. Она возрастает с увеличением движения частиц: при нагревании, испарении, плавлении, расширении газа, при ослаблении или разрыве связей между атомами и т.п. Процессы, связанные с упорядоченностью системы (конденсация, кристаллизация, сжатие, упрочнение связей, полимеризация и т.п.), ведут к уменьшению энтропии. Энтропия является функцией состояния, т.е. ее изменение (ДS) зависит только от начального (S1) и конечного (S2) состояния и не зависит от пути процесса

ДSх.р.=УS0 прод -УS0 исх

ДS=S2 -S1 Если S2>S1 , то ДS>0. Если S2<S1 , то ДS<0.

Так как энтропия растет с повышением температуры, то можно считать, что мера беспорядка ?ТДS . Энтропия выражается в Дж? (моль * К). Таким образом, движущая сила процесса складывается из двух сил: стремления к упорядочению (ДН) и стремления к беспорядку (ТДS). При р = соnst и T = const общую движущую силу процесса, которую обозначают ДG, можно найти из соотношения

ДП = (Н2 - Н1) - (ТЫ2 - ЕЫ1)жДП = ДН - ТДЫ

Величина G называется изобарно-изотермическим потенциалом или энергией Гиббса. Итак, мерой химического сродства является убыль энергии Гиббса (ДG), которая зависит от природы вещества, его количества и от температуры. Энергия Гиббса является функцией состояния, поэтому

ДGх.р. = У ДG прод. - У ДG исх.

Самопроизвольно протекающие процессы идут в сторону уменьшения потенциала и, в частности, в сторону уменьшения ДG. Если ДG < О, процесс принципиально осуществим; если ДG > О, процесс самопроизвольно проходить не может. Чем меньше ДG, тем сильнее стремление к протеканию данного процесса и тем дальше он от состояния равновесия, при котором

ДG =О и ДН = TДS.

Из соотношения ДG = ДН -- TДS видно, что самопроизвольно могут протекать и процессы, для которых ДН > О (эндотермические). Это возможно, когда ДS > О, но |TДS| > |ДН|, и тогда ДG < О. С другой стороны, экзотермические реакции (ДG< О) самопроизвольно не протекают, если при ДS < О окажется, что ДG > О.

Таблица 5

Стандартная энергия Гиббса образования ДG°298 некоторых веществ

Вещество

Состояние

ДG° 298,

кДж/моль

Вещество

Состояние

ДG°298, кДж/моль

ВаСО3

к

-1138,8

FeO

к

-244,3

СаСО3

к

-1128,75

Н2О

ж

-237,19

Fe3O4

к

-1014,2

Н2О

г

-228,59

ВеСО3

к

-944,75

PbO2

к

-219,0

СаО

к

-604,2

СО

г

-137,27

ВеО

к

-581,61

СН4

г

-50,79

ВаО

к

-528,4

NO2

г

+51,84

СО2

г

-394,38

NO

г

+86,69

NaCl

к

-384,03

С2Н2

г

+209,20

ZnO

к

-318,2

Пример 1
В каком состоянии энтропия 1 моль вещества больше: в кристаллическом или в парообразном состоянии при той же температуре?

Решение. Энтропия есть мера неупорядоченности состояния вещества. В кристалле частицы (атомы, ионы) расположены упорядоченно и могут находиться лишь в определенных точках пространства, а для газа таких ограничений нет. Объем 1 моль газа гораздо больше, чем объем 1 моль кристаллического вещества; возможность хаотичного движения молекул газа больше. А так как энтропию можно рассматривать как количественную меру хаотичности атомно-молекулярной структуры вещества, то энтропия 1 моль паров вещества больше энтропии 1 моль его кристаллов при одинаковой температуре.

Пример 2

Прямая или обратная реакция будет протекать при стандартных условиях в системе

СН4 (г) + СО2 (г) - 2СО (г) + 2Н2 (г)

Решение. Для ответа на вопрос следует вычислить ДG0298 прямой реакции. Значения ДG0298 соответствующих веществ приведены в табл. 6. Зная, что ДG есть функция состояния и что ДG для простых веществ, находящихся в устойчивых при стандартных условиях агрегатных состояниях, равны нулю, находим ДG0298 процесса:

ДG0298 = 2 (-137,27) + 2 (0) - (-50,79 - 394,38) = +170,63 кДж

То, что ДG0298 > 0, указывает на невозможность самопроизвольного протекания прямой реакции при Т = 2980К и равенстве давлений взятых газов 1,013•105 Па (760 мм рт. ст. = 1 атм).

Таблица 6

Стандартные абсолютные энтропии S°298 некоторых веществ.

Вещество

Состояние

S°298, Дж/(моль•К)

Вещество

Состояние

S°298, Дж/(моль•К)

C

Алмаз

2,44

H2O

г

188,72

C

Графит

5,69

N2

г

191,49

Fe

к

27,2

NH3

г

192,50

Ti

к

30,7

CO

г

197,91

S

Ромб.

31,9

C2H2

г

200,82

TiO2

к

50,3

O2

г

205,03

FeO

к

54,0

H2S

г

205,64

H2O

ж

69,94

NO

г

210,20

Fe2O3

к

89,96

CO2

г

213,65

NH4Cl

к

94,5

C2H4

г

219,45

CH3OH

ж

126,8

Cl2

г

222,95

H2

г

130,59

NO2

г

240,46

Fe3O4

к

146,4

PCl3

г

311,66

CH4

г

186,19

PCl5

г

352,71

HCl

г

186,68

Пример 3

На основании стандартных теплот образования (табл. 5.) и абсолютных стандартных энтропий веществ (табл.7.) вычислите ?Go298 реакции, протекающей по уравнению:

CO (г.) + H2O (г.) = CO2 (г.) + H2 (г.)

Решение.

?Go298 = ?Ho - T ?So ; ?H и ?S - функции состояния, поэтому

?Hoх.р.= ? ?Hoпрод.- ? ?Hoисх.;? ?Soх.р.= ? Soпрод.- ? ?Soисх.;

?S х.р.= (213,65 + 130,59) - ( 197,91 + 69,94) = +76,39 = 0,07639 кДж / (моль·К);

?Go = +2,85 - 298 · 0,07639 = -19,91 кДж.

Пример 4

Реакция восстановления Fe2O3 водородом протекает по уравнению:

Fe2O3(кр.) + 3H2(г.) = 2Fe(кр.) + 3H2O(г.); ?H = +96,61 кДж.

Возможна ли эта реакция при стандартных условиях, если изменение энтропии ?S = 0,1387 кДж / (моль· К)? При какой температуре начнется восстановление Fe2O3?

Решение. Вычисляем ?Go реакции:

?G = ?H - T ?S = 96,61 - 298 · 0,1387 = + 55,28 кДж.

Так как ?G 0, то реакция при стандартных условиях невозможна; наоборот, при этих условиях идет обратная реакция окисления железа (коррозия). Найдем температуру, при которой ?G = 0:

?H = T ?S; T = ==696,5 К.

Следовательно, при температуре 696,5 К начнется реакция восстановления Fe2O3. Иногда эту температуру называют температурой начала реакции.

Пример.5. Вычислите ?Ho, ?So, и ?GoТ реакции протекающей по уравнению

Fe2O3(кр.) + 3С(кр.) = 2Fe(кр.) + 3СO(г.);

Возможна ли реация восстановления Fe2O3(кр.) углеродом при температурах 500 и 1000 К?

Решение. ?Hoх.р. и ?Soх.р находим из соотношений (1) и (2) так же, как в примере 3:

?Hoх.р. = [3(-110,52) + 2·0]-[-822,10 + 3·0] = -331,56 + 822,10 = +490,54

кДж;

?Soх.р = (2· 27,2 + 3·197,91) - (89,96 + 3· 5,69) = 541,1 Дж/К.

Энергию Гиббса при соответствующих температурах находим из соотношения

?GoТ = =?Ho - T ?So:

?Go500 = 490,54 - 500· = +219,99 кДж;

?Go1000 = 490,54 - 1000· = -50,56 кДж;

Так как ?Go500 0, а ?Go1000 0, то восстановление Fe2O3 углеродом возможно при 1000 К и невозможно при 500 К.

Контрольные вопросы

101. На основании стандартных теплот образования и абсолютных стандартных энтропий соответствующих веществ вычислите ДG0298 реакции, протекающей по уравнению

4NН3(г) + 5О2(г) = 4NО(г) + 6Н2О(г).

Возможна ли эта реакция при стандартных условиях?

Ответ: --957,77 кДж.

102. На основании стандартных теплот образования и абсолютных стандартных энтропии соответствующих веществ вычислите ДG0298 реакции, протекающей по уравнению

СО2 (г) + 4Н2 (г) = СН4(г) + 2Н2О(ж)

Возможна ли эта реакция при стандартных условиях?

Ответ: --130,89 кДж.

103. Вычислите ?Н, ДS и ДGТ реакции, протекающей по уравнению

Fe2O3 (к) + 3Н2 (г) = 2Fe (к) + 3Н2О(г)

Возможна ли реакция восстановления Fe2O3 водородом при температурах 500 и 2000 К? Ответ: +96,61 кДж; 138,83 Дж/К; 27,2 кДж; -181,05 кДж.

104. Какие из карбонатов: ВеСОз или ВаСОз -- можно получить по реакции взаимодействия соответствующих оксидов с СО2? Какая реакция идет наиболее энергично? Вывод сделайте, вычислив ДG°298 реакций. Ответ: +31,24 кДж; -130,17 кДж; -216,02 кДж. Почему 3 значения?

105. На основании стандартных теплот образования и абсолютных стандартных энтропии соответствующих веществ вычислите ДG0298 реакции, протекающей по уравнению

СО (г) + 3Н2 (г) = СН4(г) + Н2О(г)

Возможна ли эта реакция при стандартных условиях?

Ответ: --142,16 кДж.

106. Вычислите ?Но, ДSо и ДGо реакции, протекающей по уравнению

ТіО2 (к) + 2С (к) = Ті (к) + 2СО(г)

Возможна ли реакция восстановления ТіО2 углеродом при температурах 1000 и 3000 К?

Ответ: +722,86 кДж; 364,84 Дж/К; +358,02 кДж; -371,66 кДж.

107. На основании стандартных теплот образования и абсолютных стандартных энтропии соответствующих веществ вычислите ДG0298 реакции, протекающей по уравнению

С2Н4(г) + 3О2 (г) = 2СО2 + 2Н2О(ж)

Возможна ли эта реакция при стандартных условиях?

Ответ: --1331,21 кДж.

108. Определите, при какой температуре начнется реакция восстановления Fe3O4 , протекающая по уравнению

Fe3O4 (к) + СО (г) = 3FeО (к) + СО2 (г) ?Н = +34,55 Кдж

Ответ: 1102,4 К.

109. Вычислите, при какой температуре начнется диссоциация пентахлорида фосфора, протекающая по уравнению

РС15(г) = РС13(г) + С12(г) ?Н = + 92,59 Кдж

Ответ: 509 К.

110. Вычислите изменение энтропии для реакций, протекающих по уравнениям:

2СН4(г) = С2Н2(г) + 3Н2 (г)

N2(г) + 3Н2 (г) = 2NН3 (г)

С (графит) + О2(г) = СО2 (г)

Почему в этих реакциях ДSо > 0; < 0; ? 0?

Ответ: 220,21 Дж/К; -198,26 Дж/К; 2,93 Дж/К.

111. Вычислите ДG0298 для следующих реакций:

а) 2NaF (к) + Cl2 (г) = 2NaCl (к) + F2 (г)

б) PbO2 (к) + 2Zn (к) = Pb (к) + 2ZnO (к)

Можно ли получить фтор по реакции (а) и восстановить РЬО2 цинком по реакции (б)? Ответ: + 313,94 кДж; -417,4 кДж.

112. При какой температуре наступит равновесие системы

4НС1 (г) + О2 (г) - 2Н2О (г) + 2С12 (г);?Н = -114,42 кДж

Хлор или кислород в этой системе является более сильным окислителем и при каких температурах? Ответ: 891 К.

113. Восстановление Fe3O4 оксидом углерода идет по уравнению

Fe3O4 (к) + СО (г) = 3FeO (к) + СО2 (г)

Вычислите ДG0298 и сделайте вывод о возможности самопроизвольного протекания этой реакции при стандартных условиях. Чему равно ДS0298 в этом процессе? Ответ: +24,19 кДж; +31,34 Дж/ (моль · К).

114. Реакция горения ацетилена идет по уравнению

С2Н2 (г) + 5/2О2 (г) = 2СО2 (г) + Н2О (г)

Вычислите ДG0298 и ДS0298. Объясните уменьшение энтропии в результате этой реакции. Ответ: -1235,15 кДж; -216,15 Дж/(моль · К)

115. Уменьшается или увеличивается энтропия при переходах: а) воды в пар; б) графита в алмаз? Почему? Вычислите ДS0298 каждого превращения. Сделайте вывод о количественном изменении энтропии при фазовых и аллотропических превращениях. Ответ: а) 118,78 Дж/(моль·К); б) -3,25 Дж/(моль·К).

116. Чем можно объяснить, что при стандартных условиях невозможна экзотермическая реакция

Н2(г) + СО2 (г) = СО (г) + Н2О (ж); ?Н = -2,85 кДж

Зная тепловой эффект реакции и абсолютные стандартные энтропии соответствующих веществ, определите ДG0298 этой реакции. Ответ: +19,91 кДж.

117. Прямая или обратная реакция будет протекать при стандартных условиях в системе

2NО (г) + О2 = 2NО2 (г)

Ответ мотивируйте, вычислив ДG0298 прямой реакции. Ответ: -69,70 кДж.

118. Исходя из значений стандартных теплот образования и абсолютных стандартных энтропий соответствующих веществ, вычислите ДG0298 реакции, протекающей по уравнению NН3(г) + НС1(г) = NН4С1(к). Может ли эта реакция при стандартных условиях идти самопроизвольно? Ответ: -92,08 кДж.

119. При какой температуре наступит равновесие системы

СО (г) + 2Н2(г) = СН3ОН (ж) ?Н = -128,05 кДж

Ответ: 385,5 К.

120. При какой температуре наступит равновесие системы

СН4(г) + СО2 (г) = 2СО (г) + 2Н2 (г)?Н = +247,37 кДж

Ответ: 961,9 К.

ТЕМА: Химическая кинетика и равновесие

Кинетика -- учение о скорости различных процессов, в том числе химических реакций. Критерием принципиальной осуществимости реакций является неравенство ДGР,Т < 0. Но это неравенство не является еще полной гарантией фактического течения процесса в данных условиях, не является достаточным для оценки кинетических возможностей реакции.

Так, ДGо298,Н2О = -228,59 кДж/моль, а ДGо298,А1С13 = -313,8 кДж/моль и, следовательно, при Т = 298 К и Р = 1,013 * 105 Па возможны реакции, идущие по уравнениям:

Н2(г) + ЅО2(г) = Н2О(г)

2А1 (к) + 3I2 (к) = 2А1I3(к)

Однако эти реакции при стандартных условиях идут только в присутствии катализатора (платины для первой и воды для второй). Катализатор как бы снимает кинетический "тормоз", и тогда проявляется термодинамическая природа вещества.

Скорость химических реакций зависит от многих факторов, основные из которых -- концентрация (давление) реагентов, температура и действие катализатора. Эти же факторы определяют и достижение равновесия в реагирующей системе.

Пример 1.

Во сколько раз изменится скорость прямой и обратной реакции в системе

2SO2(г) + O2(г) = 2SO3(г),

если объем газовой смеси уменьшить в три раза? В какую сторону сместится равновесие системы?

Решение. Обозначим концентрации реагирующих веществ:

[SO2] = а; [O2] = b; [SO3] = с.

Согласно закону действия масс скорости V прямой и обратной реакции до изменения объема

Vпр = К а2b; Vобр = К1 с2;

После уменьшения объема гомогенной системы в три раза концентрация каждого из реагирующих веществ увеличится в три раза: [SO2] = 3а; [O2] = 3b; [SO3] = 3с. При новых концентрациях скорости V прямой и обратной реакции изменились

V`пр = К (3а)2 3b = 27•Ка2b; V`обр = К1 (3с)2 = 9•К1 с2 ;

Отсюда

V`пр /Vпр = 27•Ка2b/К а2b =27; V`обр /Vобр = 9•К1 с21 с2 = 9

Следовательно, скорость прямой реакции увеличилась в 27 раз, а обратной -- только в девять раз. Равновесие системы сместилось в сторону образования SO3.

Пример 2.

Вычислите, во сколько раз увеличится скорость реакции, протекающей в газовой фазе, при повышении температуры от 30 до 70° С, если температурный коэффициент реакции равен 2.

Решение. Зависимость скорости химической реакции от температуры определяется эмпирическим правилом Вант-Гоффа по формуле

Vt(2)/Vt(1) = гДt/10,

Где:

Дt = t2 - t1 = 70 - 30 = 40оС.,

Vt(1) - скорость реакции при температуре t1;

Vt(2) - скорость реакции при температуре t2;

г - температурный коэффициент, который показывает, как изменится скорость реакции при изменении температуры на 10 оС.

Vt(2)/Vt(1) = гДt/10 = 240/10 =24 = 16.

Следовательно, скорость реакции Vt(2) при температуре 70є С больше скорости реакции Vt(1) при температуре 30° С в 16 раз.

Пример 3.

Константа равновесия гомогенной системы

СО (г) + Н2О(г) = СО2 (г) + Н2(г)

при 850 С равна 1. Вычислите концентрации всех веществ при равновесии, если исходные концентрации: [СО]исх = 3 моль/л, [Н2О]исх = 2 моль/л.

Решение. При равновесии скорости прямой и обратной реакций равны, а отношение констант этих скоростей постоянно и называется константой равновесия данной системы:

Vпр = К1 [СО] [Н2О]; Vобр = К2 [СО2] [Н2];

КР = К12 = ([СО2] [Н2]) / ([СО] [Н2О]);

В условии задачи даны исходные концентрации, тогда как в выражение КР входят только равновесные концентрации всех веществ системы. Предположим, что к моменту равновесия концентрации [СО2]р = Х моль/л. Согласно уравнению системы число молей образовавшегося водорода при этом будет также Х моль/л. По столько же молей (Х моль/л), СО и Н2О расходуется для образования по Х молей СО2 и Н2. Следовательно, равновесные концентрации всех четырех веществ равны

[СО2]р = [Н2]р = Х моль/л; [СО]р = (3 - Х) моль/л; [Н2О]р = (2 - Х)

моль/л;

Зная константу равновесия, находим значение Х, а затем исходные концентрации всех веществ:

1 = Х2 /((3 - Х) (2 - Х) ); Х = 1,2 моль/л.

Таким образом, искомые равновесные концентрации равны:

[СО2]р = 1,2 моль/л;

2]р = 1,2 моль/л;

[СО]р = (3 - 1,2) = 1,8 моль/л;

2О]р = (2 - 1,2) = 0,8 моль/л;

Пример 4

Эндотермическая реакция разложения пентахлорида фосфора протекает по уравнению

РС15(г) = РС13(г) + С12(г) ?Н = + 92,59 Кдж

Как надо изменить: а) температуру; б) давление; в) концентрацию, чтобы сместить равновесие в сторону прямой реакции -- разложения PCI5?

Решение. Смещением или сдвигом химического равновесия называют изменение равновесных концентраций реагирующих веществ в результате изменения одного из условий реакции. Направление, в котором сместилось равновесие, определяется по принципу Ле Шателье:

а) так как реакция разложения РС15 эндотермическая (?Н >0), то для смещения равновесия в сторону прямой реакции нужно повысить температуру;

б) так как в данной системе разложение РС15 ведет к увеличению объема (из одной молекулы газа образуются две газообразные молекулы), то для смещения равновесия в сторону прямой реакции надо уменьшить давление;

в) смещения равновесия в указанном направлении можно достигнуть как увеличением концентрации PCl5, так и уменьшением концентрации-РС13 или C12.

Контрольные вопросы

121. Константа скорости реакции разложения N2O, протекающей по уравнению

2N2O = 2N2 + O2

равна 5·10-4. Начальная концентрация N2O = 6,0 моль/л. Вычислите начальную скорость реакции и скорость, когда разложится 50% N2O. Ответ: 1,8·10-2; 4,5·10-3.

132. Напишите выражение для константы равновесия гетерогенной системы

СО2 (г) + С (к) - 2СО (г)

Как изменится скорость прямой реакции -- образования СО, если концентрацию СО2 уменьшить в четыре раза? Как следует изменить давление, чтобы повысить выход СО?

123. Напишите выражение для константы равновесия гетерогенной системы

С (к) + Н2О (г) - СО (г) + Н2 (г).

Как следует изменить концентрацию и давление, чтобы сместить равновесие в сторону обратной реакции -- образования водяных паров?

124. Равновесие гомогенной системы

4НСl(г) + О2(г) - 2Н2О(г) + 2Cl2(г)

установилось при следующих концентрациях реагирующих веществ: [Н2О]р = 0,14 моль/л; [Cl2]р = 0,14 моль/л; [HCI]p = 0,20 моль/л; [О2]р = 0,32 моль/л. Вычислите исходные концентрации хлороводорода и кислорода. Ответ: [HCI]иcx = 0,48 моль/л; [О2]исх =0,39 моль/л.

125. Вычислите константу равновесия для гомогенной системы

CO(г) + H2O(г) - CO2(г) + H2(г)

если равновесные концентрации реагирующих веществ: [СО]р = 0,004 моль/л; [Н2О]р = 0,064 моль/л; [CО2]р = 0,016 моль/л; [Н2]р = 0,016 моль/л. Чему равны исходные концентрации воды и СО? Oтвет: К =1; [Н2О]исх = 0.08моль/л; [СО]исх = 0,02 моль/л.

126. Константа равновесия гомогенной системы

CO(г) + H2O(г) - CO2(г) + H2(г)

при некоторой температуре равна 1. Вычислите равновесные концентрации всех реагирующих веществ, если исходные концентрации: [СО]исх = 0,10 моль/л; [Н2О]исх = 0,40 моль/л. Ответ: [CО2]р = [Н2]р = 0,08 моль/л; [СО]р = 0,02 моль/л; [Н2О]р = 0,32 моль/л.

127. Константа равновесия гомогенной системы N2 + 3H2 - 2NH3 при некоторой температуре равна 0,1. Равновесные концентрации водорода и аммиака соответственно равны 0,2 и 0,08 моль/л. Вычислите равновесную и исходную концентрацию азота. Ответ: [N2 ]р = 8 моль/л; [N2 ]исх = 8,04 моль/л.

128. При некоторой температуре равновесие гомогенной системы

2NО+ О2 - 2NО2

установилось при следующих концентрациях реагирующих веществ: [NO]р = 0,2 моль/л; [О2]р = 0,1 моль/л; [NО2]р = 0,1 моль/л. Вычислите константу равновесия и исходную концентрацию NО и О2. Ответ: К = 2,5; [NO]исх = 0,3 моль/л; [О2]исх = 0,15 моль/л.

129. Почему при изменении давления смещается равновесие системы

N2 + 3H2 - 2NH3

и не смешается равновесие системы N2 + О2 - 2NO ? Ответ мотивируйте на основании расчета скорости прямой и обратной реакции в этих системах до и после изменения давления. Напишите выражения для констант равновесия каждой из данных систем.

130. Исходные концентрации [NO]исх и [С12]исх в гомогенной системе

2NO + Cl2 = 2NOCl

составляют соответственно 0,5 и 0,2 моль/л. Вычислите константу равновесия, если к моменту наступления равновесия прореагировало 20% N0. Ответ: 0,416.

131. Окисление серы и ее диоксида протекает по уравнениям:

а) S(к)+ О2 (г) = SО2(г);

б) 2SО2(г)+ О2 (г) = 2SО3(г).

Как изменятся скорости этих реакций, если объемы каждой из систем уменьшить в четыре раза?

132. Напишите выражение для константы равновесия гомогенной системы

N2 + 3H2 - 2NH3

Как изменится скорость прямой реакции -- образования аммиака, если увеличить концентрацию водорода в три раза?

133. Реакция идет по уравнению

N2 + О2 - 2NО.

Концентрации исходных веществ до начала реакции были: [N2] = 0,049 моль/л; [О2] = 0,01 моль/л. Вычислите концентрацию этих веществ в момент, когда [NО] = 0,005 моль/л.

Ответ: [N2] = 0,0465 моль/л; [О2] = 0,0075 моль/л.

134. Реакция идет по уравнению

N2 + 3H2 - 2NH3

Концентрации участвующих в ней веществ были: [N2 ] = 0,80 моль/л.; [Н2 ] = 1,5 моль/л.; [NН3 ] = 0,10 моль/л. Вычислите концентрацию водорода и аммиака, когда [N2] = 0,5 моль/л. Ответ: [NН3] = 0,70 моль/л; [Н2 ] = 0,60 моль/л.

135. Реакция идет по уравнению.

Н2 + I2 - 2НI

Константа скорости этой реакции при некоторой температуре равна 0,16. Исходные концентрации реагирующих веществ: [Н2] = 0,04 моль/л; [I2] = 0,05 моль/л. Вычислите начальную скорость реакции и ее скорость, когда [Н2] = 0,03 моль/л.

Ответ: 3,2·10-4; 1,92·10-4.

136. Вычислите, во сколько раз уменьшится скорость реакции, протекающей в газовой фазе, если понизить температуру от 120є до 80°С. Температурный коэффициент скорости реакции 3.

137. Как изменится скорость реакции, протекающей в газовой фазе, при повышении температуры на 60єС, если температурный коэффициент скорости данной реакции 2?

138. В гомогенной системе

СO + Cl2 = СOCl2

равновесные концентрации реагирующих веществ: [СО] = 0,2 моль/л; [С12] = 0,3 моль/л; [СОС12] = 1,2 моль/л. Вычислите константу равновесия системы и исходные концентрации хлора и СО. Ответ: К = 20; [С12]исх =1.5 моль/л; [СО]иcx = 1,4 моль/л.

139. В гомогенной системе А +2В - С равновесные концентрации реагирующих газов равны: [A] = 0,06 моль/л; [В] = 0,12 моль/л; [С] = 0,216 моль/л. Вычислите константу равновесия системы и исходные концентрации веществ А и В. Ответ: К = 2,6; [А]исх = 0,276 моль/л; [В]исх = 0,552 моль/л.

140. В гомогенной газовой системе

А +В - С + D

равновесие установилось при концентрациях: [В] = 0,05 моль/л и [С] = 0,02 моль/л. Константа равновесия системы равна 0,04. Вычислите исходные концентрации веществ А и В.

Ответ: [А]исх = 0,22 моль/л; [В]исх = 0,07 моль/л.

ТЕМА: Способы выражения концентрации раствора

Концентрацией раствора называется содержание растворенного вещества в определенной массе или известном объеме раствора или растворителя.

Пример 1

Вычислите: а) процентную (С%); б) молярную (СМ); в) эквивалентную (Сн); г) моляльную (Сm) концентрации раствора НзРО4, полученного при растворении 18 г кислоты в 282 см3 воды, если плотность его 1,031 г/см3. Чему равен титр Т этого раствора?

Решение. а) Массовая процентная концентрация показывает число граммов (единиц массы) вещества, содержащееся в 100 г (единиц массы) раствора. Так как массу 282 см3 воды можно принять равной 282 г, то масса полученного раствора 18 + 282 =300 г.

С% = m·100 /m1

где: m - масса растворенного вещества, г;

m1 - масса раствора, г.

С% = 18·100 /300 = 6%.

б) Мольно-объемная концентрация, или Молярность (СМ), показывает число молей растворенного вещества, содержащегося в 1 л раствора. Масса 1 л раствора 1031 г. Массу кислоты в литре раствора находим из соотношения

СМ= m·1000 /М·V(р-ра),

где: m и М - соответственно масса растворенного вещества и его мольная масса;

V(р-ра) = m(р-ра)/(р-ра) = 300/1,031 = 291 мл

(р-ра) - плотность раствора

СМ= 18·1000 /97,99·291 = 0,63 М.

в) Эквивалентная концентрация, или нормальность, показывает число эквивалентов растворенного вещества, содержащегося в 1 л раствора.

Сн= m·1000 / mэ·V(р-ра),

где: m и mэ - соответственно масса растворенного вещества и его эквивалентная масса.

Эквивалентная масса Н3РО4 = М/3 = 97,99/3 = 32,66 г/моль,

CH = 18·1000 / 32,66·291 = 1,89 н.

г) мольно-массовая концентрация, или моляльность (Сm) , показывает число молей растворенного вещества, содержащихся в 1000 г растворителя.

Сm = m·1000 /М·m1,

где: m и М - соответственно масса растворенного вещества и его мольная масса;

m1 - масса растворителя.

... читать дальше >>>

Поcмотреть текст работы Поcмотреть полный текст
Скачать работу можно здесь Скачать работу "Решение типовых задач и контрольные задания" можно здесь
Сколько стоит?

Рекомендуем!

база знанийглобальная сеть рефератов