Решение задач по разделу
Тема «Химическая термодинамика и кинетика», предполагающая изучение условий, влияющих на скорость химической реакции, встречается в школьном курсе химии дважды – в 9-м и в 11-м классах. Однако именно эта тема является одной из наиболее трудных и достаточно сложной не только для понимания «средним» учеником, но даже для изложения некоторыми учителями, особенно неспециалистами, работающими в сельской местности, для которых химия является дополнительным предметом, с учетом часов которого у педагога набирается ставка, а значит, и надежда на более-менее приличную зарплату.
В условиях резкого уменьшения числа учащихся в сельских школах, в силу хорошо известных причин, учитель вынужден быть универсалом. Посетив 2–3 курса, он начинает преподавание предметов, зачастую очень далеких от его основной специальности.
Данная разработка ориентирована в первую очередь на начинающих учителей и предметников, вынужденных преподавать химию в условиях рыночной экономики. Материал содержит задачи на нахождение скоростей гетерогенных и гомогенных реакций и увеличения скорости реакции при повышении температуры. Несмотря на то, что данные задачи базируются на школьном, хотя и сложном для усвоения «средним» учеником материале, целесообразно прорешать несколько из них на уроке химии в
11-м классе, а остальные предложить на кружковом или факультативном занятии учащимся, которые планируют свою дальнейшую судьбу связать с химией.
Помимо подробно разобранных и снабженных ответами задач данная разработка содержит теоретический материал, который поможет учителю химии, в первую очередь неспециалисту, понять суть этой сложной темы курса общей химии.
С опорой на предлагаемый материал можно создать свой вариант урока-лекции, в зависимости от способностей учащихся в классе, причем использовать предложенную теоретическую часть можно при изучении этой темы как в 9-м, так и в 11-м классе.
Наконец, материал, содержащийся в данной разработке, будет нелишним разобрать самостоятельно выпускнику, готовящемуся к поступлению в вуз, в том числе и в тот, в котором химия является профилирующим предметом.
Теоретическая часть по теме
«Химическая термодинамика и кинетика»
Условия, влияющие на скорость химической реакции
1. Скорость химической реакции зависит от природы реагирующих веществ.
П р и м е р ы.
Металлический натрий, имеющий щелочную природу, бурно реагирует с водой с выделением большого количества теплоты, в отличие от цинка, имеющего амфотерную природу, который реагирует с водой медленно и при нагревании:
Порошкообразное железо более энергично взаимодействует с сильной минеральной соляной кислотой, чем со слабой органической уксусной кислотой:
2. Скорость химической реакции зависит от концентрации реагирующих веществ, находящихся в растворенном или газообразном состоянии.
П р и м е р ы.
В чистом кислороде сера горит более энергично, чем на воздухе:
С 30%-м раствором соляной кислоты порошкообразный магний реагирует более энергично, чем с 1%-м ее раствором:
3. Скорость химической реакции прямо пропорциональна площади поверхности реагирующих веществ, находящихся в твердом агрегатном состоянии.
П р и м е р ы.
Кусок древесного угля (углерод) очень трудно поджечь спичкой, но древесная угольная пыль сгорает со взрывом:
С + О 2 = СО 2 .
Алюминий в виде гранулы не реагирует с кристаллом йода количественно, но измельченный йод энергично соединяется с алюминием в виде пудры:
4. Скорость химической реакции зависит от температуры, при которой происходит процесс.
П р и м е р.
При повышении температуры на каждые 10 °С скорость большинства химических реакций увеличивается в 2–4 раза. Конкретное увеличение скорости химической реакции определяется особым температурным коэффициентом (гамма).
Рассчитаем, во сколько раз возрастет скорость реакции:
2NO + O 2 = 2NO 2 ,
если температурный коэффициент равен 3, а температура процесса возросла с 10 °С до 50 °С.
Изменение температуры составляет:
t = 50 °С – 10 °С = 40 °С.
Используем формулу:
где – скорость химической реакции при повышенной температуре, – скорость химической реакции при начальной температуре.
Следовательно, скорость химической реакции при повышении температуры с 10 °С до 50 °С возрастет в 81 раз.
5. Скорость химической реакции зависит от присутствия некоторых веществ.
Катализатор – это вещество, ускоряющее ход химической реакции, но само в процессе реакции не расходующееся. Катализатор понижает активационный барьер химической реакции.
Ингибитор – это вещество, замедляющее ход химической реакции, но само в процессе реакции не расходующееся.
П р и м е р ы.
Катализатором, ускоряющим ход данной химической реакции, является оксид марганца(IV).
Катализатором, ускоряющим ход данной химической реакции, является красный фосфор.
Ингибитором, замедляющим ход данной химической реакции, является вещество органической природы – уротропин (гексаметилентетрамин).
Скорость гомогенной химической реакции измеряется числом молей вещества, вступившего в реакцию или образовавшегося в результате реакции за единицу времени в единице объема:
где гомог
– скорость химической реакции в гомогенной
системе, – число
молей одного из вступивших в реакцию или одного
из образовавшихся в результате реакции веществ, V
– объем,
t
– время, – изменение числа молей
вещества за время реакции t
.
Поскольку отношение числа молей вещества к объему системы представляет собой концентрацию с , то
Следовательно:
Скорость гомогенной химической реакции измеряется в моль/(л с).
Учитывая это, можно дать следующее определение:
скорость гомогенной химической реакции равна изменению концентрации одного из вступивших в реакцию или одного из образующихся в результате реакции веществ в единицу времени.
Если реакция протекает между веществами в гетерогенной системе, то реагирующие вещества соприкасаются между собой не во всем объеме, а только на поверхности твердого тела. Так, например, при горении кусочка кристаллической серы молекулы кислорода реагируют только с теми атомами серы, которые находятся на поверхности кусочка. При измельчении кусочка серы площадь реагирующей поверхности возрастает, и скорость горения серы увеличивается.
В связи с этим определение скорости гетерогенной химической реакции следующее:
скорость гетерогенной химической реакции измеряется числом молей вещества, вступившего в реакцию или образовавшегося в результате реакции в единицу времени на единице поверхности:
где S – площадь поверхности.
Скорость гетерогенной химической реакции измеряется в моль/(см 2 с).
Задачи по теме
«Химическая термодинамика и кинетика»
1. В сосуд для проведения химических реакций ввели 4 моль оксида азота(II) и избыток кислорода. Через 10 с количество вещества оксида азота(II) оказалось равным 1,5 моль. Найдите скорость данной химической реакции, если известно, что объем сосуда равен 50 л.
2. Количество вещества метана в сосуде для проведения химических реакций равно 7 моль. В сосуд ввели избыток кислорода и смесь взорвали. Опытным путем было установлено, что через 5 с количество вещества метана уменьшилось в 2 раза. Найдите скорость данной химической реакции, если известно, что объем сосуда равен 20 л.
3. Начальная концентрация сероводорода в сосуде для сжигания газов была равна 3,5 моль/л. В сосуд ввели избыток кислорода и смесь взорвали. Через 15 с концентрация сероводорода составила 1,5 моль/л. Найдите скорость данной химической реакции.
4. Начальная концентрация этана в сосуде для сжигания газов была равна 5 моль/л. В сосуд ввели избыток кислорода и смесь взорвали. Через 12 с концентрация этана составила 1,4 моль/л. Найдите скорость данной химической реакции.
5. Начальная концентрация аммиака в сосуде для сжигания газов была равна 4 моль/л. В сосуд ввели избыток кислорода и смесь взорвали. Через 3 с концентрация аммиака составила 1 моль/л. Найдите скорость данной химической реакции.
6. Начальная концентрация оксида углерода(II) в сосуде для сжигания газов была равна 6 моль/л. В сосуд ввели избыток кислорода и смесь взорвали. Через 5 с концентрация оксида углерода(II) уменьшилась вдвое. Найдите скорость данной химической реакции.
7. Кусочек серы с площадью реагирующей поверхности 7 см 2 сожгли в кислороде с образованием оксида серы(IV). За 10 с количество вещества серы уменьшилось с 3 моль до 1 моль. Найдите скорость данной химической реакции.
8. Кусочек углерода с площадью реагирующей поверхности 10 см 2 сожгли в кислороде с образованием оксида углерода(IV). За 15 с количество вещества углерода уменьшилось с 5 моль до 1,5 моль. Найдите скорость данной химической реакции.
9.
Кубик магния с общей площадью реагирующей
поверхности 15 см 2 и количеством вещества
6 моль сожгли в избытке кислорода. При этом через 7
с после начала реакции количество вещества
магния оказалось равным 2 моль. Найдите скорость
данной химической реакции.
10. Брусок из кальция с общей площадью реагирующей поверхности 12 см 2 и количеством вещества 7 моль сожгли в избытке кислорода. При этом через 10 с после начала реакции количество вещества кальция оказалось в 2 раза меньше. Найдите скорость данной химической реакции.
Решения и ответы
1 (NO) = 4 моль,
О 2 – избыток,
t 2 = 10 c,
t 1 = 0 c,
2 (NO) = 1,5 моль,
Найти:
Решение
2NO + О 2 = 2NO 2 .
Используя формулу:
Р-ции = (4 – 1,5)/(50 (10 – 0)) = 0,005 моль/(л с).
Ответ . р-ции = 0,005 моль/(л с).
2.
1 (CH 4) = 7 моль,
О 2 – избыток,
t 2 = 5 c,
t 1 = 0 c,
2 (CH 4) = 3,5 моль,
Найти :
Решение
CH 4 + 2О 2 = СО 2 + 2Н 2 О.
Используя формулу:
найдем скорость данной химической реакции:
Р-ции = (7 – 3,5)/(20 (5 – 0)) = 0,035 моль/(л с).
Ответ . р-ции = 0,035 моль/(л с).
3.
с 1 (H 2 S) = 3,5 моль/л,
О 2 – избыток,
t 2 = 15 c,
t 1 = 0 c,
с 2 (H 2 S) = 1,5 моль/л.
Найти:
Решение
2H 2 S + 3О 2 = 2SО 2 + 2Н 2 О.
Используя формулу:
найдем скорость данной химической реакции:
Р-ции = (3,5 – 1,5)/(15 – 0) = 0,133 моль/(л с).
Ответ . р-ции = 0,133 моль/(л с).
4.
с 1 (С 2 H 6) = 5 моль/л,
О 2 – избыток,
t 2 = 12 c,
t 1 = 0 c,
c 2 (С 2 H 6) = 1,4 моль/л.
Найти:
Решение
2С 2 H 6 + 7О 2 = 4СО 2 + 6Н 2 О.
найдем скорость данной химической реакции:
Р-ции = (6 – 2)/(15 (7 – 0)) = 0,0381 моль/(см 2 с).
Ответ . р-ции = 0,0381 моль/(см 2 с).
10. Ответ. р-ции = 0,0292 моль/(см 2 с).
Литература
Глинка Н.Л. Общая химия, 27-е изд. Под ред. В.А.Рабиновича. Л.: Химия, 1988; Ахметов Н.С. Общая и неорганическая химия. М.: Высш. шк., 1981; Зайцев О.С. Общая химия. М.: Высш. шк, 1983; Карапетьянц М.Х., Дракин С.И. Общая и неорганическая химия. М.: Высш. шк., 1981; Корольков Д.В. Основы неорганической химии. М.: Просвещение, 1982; Некрасов Б.В. Основы общей химии. 3-е изд., М.: Химия, 1973; Новиков Г.И. Введение в неорганическую химию. Ч. 1, 2. Минск: Вышэйш. шк., 1973–1974; Щукарев С.А . Неорганическая химия. Т. 1, 2. М.: Высш. шк., 1970–1974; Шретер В., Лаутеншлегер К.-Х., Бибрак Х. и др. Химия. Справочное изд. Пер. с нем. М.: Химия, 1989; Фельдман Ф.Г., Рудзитис Г.Е. Химия-9. Учебник для 9 класса средней школы. М.: Просвещение, 1990; Фельдман Ф.Г., Рудзитис Г.Е. Химия-9. Учебник для 9 класса средней школы. М.: Просвещение, 1992.
Лекция 1 Химическая термодинамика. Химическая кинетика и катализ ПЛАН 1. Основные понятия термодинамики. 2. Термохимия. 3. Химическое равновесие. 4. Скорость химических реакций. 5. Влияние температуры на скорость реакций. 6. Явление катализа. Подготовили: к.х.н., доц. Іванець Л.М., ас. Козачок С.С. Лектор ассистент кафедры фармацевтической химии Козачок Соломея Степановна
Термодинамика – Термодинамика – это раздел физики, изучающей взаимные преобразования различных видов энергии, связанных с переходом энергии в форме теплоты и работы. Большое практическое значение термодинамики в том, что она позволяет рассчитать тепловые эффекты реакции, заранее указать возможность или невозможность осуществления реакции, а также условия ее прохождения.
Внутренная енергия Внутренная энергия - кинетическая энергия всех частиц системы (молекул, атомов, электронов) и потенциальная энергия их взаимодействий, кроме кинетической и потенциальной энергии системы в целом. Внутренная энергия является функцией состояния, т.е. ее изменение определяется заданным начальным и конечным состояниями системы и не зависит от пути процесса: U = U 2 – U 1
Первый закон термодинамики Энергия не исчезает бесследно и не возникает из ничего, а только переходит из одного вида в другой в эквивалентном количестве. Вечный двигатель первого рода, то есть периодически действующая машина, которая дает работу, не тратя при этом энергии, невозможен. Q = U + W В любой изолированной системе общий запас энергии сохраняется неизменным. Q = U + W
Тепловой эффект химической реакции при постоянном V или р не зависит от пути прохождения реакции, а определяется природой и состоянием исходных веществ и продуктов реакции Закон Гесса Н 1 Н 2 Н 3 Н 4 Исходние вещества продукты реакции Н 1 = Н 2 + Н 3 + Н 4 Н 1 = Н 2 + Н 3 + Н 4
Второй закон термодинамики, как и первый, является результатом многовекового человеческого опыта. Существуют различные формулировки второго закона, но все они определяют направление самопроизвольных процессов: 1. Теплота не может самопроизвольно переходить от холодного тела к горячему (постулат Клаузиуса). 2. Процесс, единственным результатом которого является превращение теплоты в работу, невозможен (постулат Томсона). 3. Нельзя построить машину периодического действия, которая только охлаждаюет тепловой резервуар и выполняет работу (первый постулат Планка). 4. Любая форма энергии может полностью превратиться в теплоту, но теплота преобразуется в другие виды энергии лишь частично (второй постулат Планка).
Энтропия – термодинамическая функция состояния, поэтому ее изменение не зависит от пути процесса, а определяется только начальным и конечным состояниями системы. тогда S 2 - S 1 = ΔS = S 2 - S 1 = ΔS = Физической смысл энтропии - это количество связанной энергии, которая отнесенная к одному градусу: в изолированных системах, направление течения самопроизвольных процессов определяется изменением энтропии.
Характеристические функции U – функция изохорно-изоэнтропийного процесса: dU = TdS – pdV. Для произволного процесса: U 0 Н – функция изобарно-изоэнтропийного процесса:dН = TdS + Vdp Для произволного процесса: Н 0 S – функция изолированой системы Для произволного процесса: S 0 Для произволного процесса: S 0 F – функция изохорно-изотермического процесса dF = dU – TdS. Для произволного процесса: F 0 G – функция изобарно-изотермического процесса: dG = dH- TdS Для произволного процесса: G 0
Классификация химических реакций по числу стадий Простые протекают в один элементарный химический актСложные протекают в несколько стадий Обратная реакция А В Обратная реакция: А В Паралельние: В А С Последовательные:АВС Сопряженные:А D Сопряженные: А D С В Е В Е
Влияние температуры на скорость реакций Влияние температуры на скорость ферментативных реакций t t
Сравнение Вант- Гоффа: Расчет срока годности лекарств по методу "ускоренного старения" Вант- Гоффа: при t 2 t 1 Температурной коэффициент скорости:
Термодинамика – наука о превращении одних форм энергии в другие на основе закона сохранения энергии. Термодинамика устанавливает направление самопроизвольного течения химических реакций при данных условиях. При химических реакциях рвутся связи в исходных веществах и возникают новые связи в конечных продуктах. Сумма энергий связей после реакции не равна сумме энергий связи до реакции, т.е. протекание химической реакции сопровождается выделением или поглощением энергии, причем формы ее различны.
Термохимия – раздел термодинамики, посвященный изучению тепловых эффектов реакций. Тепловой эффект реакции, измеренный при постоянных температуре и давлении, называют энтальпией реакции и выражают в джоулях (Дж) и килоджоулях (кДж).
Для экзотермических реакций , для эндотермических - . Энтальпию образования 1моль данного вещества из простых веществ, измереного при температуре 298 К (25 °С) и давлении 101,825 кПа (1 атм), называют стандартной (кДж/моль). Энтальпии простых веществ условно принимают равными нулю.
В основе термохимических расчетов лежит закон 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 химической реакции равен сумме теплот образования продуктов реакции за вычетом суммы теплот образования исходных веществ с учетом коэффициентов перед формулами этих веществ в уравнении реакции:
В термохимических уравнениях указывают значение энтальпии химической реакции . При этом у формулы каждого вещества указывают его физическое состояние: газообразное (г), жидкое (ж), твердое кристаллическое (к).
В термохимических уравнениях тепловые эффекты реакций дают в расчете на 1 моль исходного или конечного вещества. Поэтому здесь допускаются дробные коэффициенты. При химических реакциях проявляется диалектический закон единства и борьбы противоположностей. С одной стороны система стремится к упорядочению (агрегации) – уменьшению Н, а с другой стороны – к беспорядку (дезагрегации). Первая тенденция растет с понижением температуры, а вторая – с её повышением. Тенденцию к беспорядку характеризует величина, названная энтропией S [Дж/(моль. К)]. Она является мерой неупорядоченности системы. Энтропия пропорциональна количеству вещества и возрастает с увеличением движения частиц при нагревании, испарении, плавлении, расширении газа, 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 – функция состояния, т.е.
Общая движущая сила процесса складывается из двух сил: стремление к упорядочению и стремления к беспорядку . При p = const и T = const общую движущую силу процесса можно представить следующим образом:
Энергия Гиббса , или изобарно-изотермический потенциал, также подчиняется следствию закона Гесса:
Самопроизвольно протекают процессы, идущие в сторону уменьшения любого потенциала и, в частности, в сторону уменьшения . При состоянии равновесия температура начала равновесной реакции равна:
Таблица 5
Стандартные энтальпии образования , энтропии и энергии Гиббса образования некоторых веществ при 298 К (25°С)
Вещество | , кДж/моль | , Дж/моль | , кДж/моль |
CaO (к) | -635,5 | 39,7 | -604,2 |
CaCO 3 (к) | -1207,0 | 88,7 | -1127,7 |
Ca(OH) 2 (к) | -986,6 | 76,1 | -896,8 |
H 2 O (ж) | -285,8 | 70,1 | -237,3 |
H 2 O (г) | -241,8 | 188,7 | -228,6 |
Na 2 O (к) | -430,6 | 71,1 | -376,6 |
NaOH (к) | -426,6 | 64,18 | -377,0 |
H 2 S (г) | -21,0 | 205,7 | -33,8 |
SO 2 (г) | -296,9 | 248,1 | -300,2 |
SO 3 (г) | -395,8 | 256,7 | -371,2 |
C 6 H 12 O 6 (к) | -1273,0 | - | -919,5 |
C 2 H 5 OH (ж) | -277,6 | 160,7 | -174,8 |
CO 2 (г) | -393,5 | 213,7 | -394,4 |
CO(г) | -110,5 | 197,5 | -137,1 |
C 2 H 4 (г) | 52,3 | 219,4 | 68,1 |
CH 4 (г) | -74,9 | 186,2 | -50,8 |
Fe 2 O 3 (к) | -822,2 | 87,4 | -740,3 |
FeO (к) | -264,8 | 60,8 | -244,3 |
Fe 3 O 4 (к) | -1117,1 | 146,2 | -1014,2 |
CS 2 (г) | 115,3 | 65,1 | 237,8 |
P 2 O 5 (к) | -1492 | 114,5 | -1348,8 |
NH 4 Cl (к) | -315,39 | 94,56 | -343,64 |
HCl (г) | -92,3 | 186,8 | -95,2 |
NH 3 (г) | -46,2 | 192,6 | -16,7 |
N 2 O (г) | 82,0 | 219,9 | 104,1 |
NO (г) | 90,3 | 210,6 | 86,6 |
NO 2 (г) | 33,5 | 240,2 | 51,5 |
N 2 O 4 (г) | 9,6 | 303,8 | 98,4 |
CuO (к) | -162,0 | 42,6 | -129,9 |
H 2 (г) | 130,5 | ||
C (графит) | 5,7 | ||
O 2 (г) | 205,0 | ||
N 2 (г) | 181,5 | ||
Fe (к) | 27,15 | ||
Cl 2 (г) | 222,9 | ||
KNO 3 (к) | -429,71 | 132,93 | -393,13 |
KNO 2 (к) | -370,28 | 117,15 | -281,58 |
K 2 O (к) | -361,5 | 87,0 | -193,3 |
ZnO (к) | -350,6 | 43,6 | -320,7 |
Al 2 O 3 (к) | -1676,0 | 50,9 | -1582,0 |
PCl 5 (г) | -369,45 | 362,9 | -324,55 |
PCl 3 (г) | -277,0 | 311,7 | -286,27 |
H 2 O 2 (ж) | -187,36 | 105,86 | -117,57 |
Скорость реакции определяется природой и концентрацией реагирующих веществ и зависит от температуры и катализатора.
Закон действия масс: При постоянной температуре скорость химической реакции пропорциональна произведению концентрации реагирующих веществ в степени их стехиометрических коэффициентов.
Для реакции аА + вВ = сС + dD скорость прямой реакции:
,
скорость обратной реакции: , где - концентрации растворенных или газообразных соединений, моль/л;
a, b, c, d – стехиометрические коэффициенты в уравнении;
К – константа скорости.
В выражении для скорости реакции не включают концентрации твердых фаз.
Влияние температуры на скорость реакции описывается правилом Вант-Гоффа: при нагревании на каждые 10 градусов скорость реакции возрастает в 2-4 раза.
Скорость реакции при температурах t 1 и t 2 ;
Температурный коэффициент реакции.
Большинство химических реакций являются обратимыми:
аА + вВ сС + dD
отношение констант скоростей – величина постоянная, называемая константой равновесия
К р = const при T = const.
Принцип Ле – Шателье: Если на систему, находящуюся в состоянии химического равновесия, оказать какое – либо воздействие (изменить температуру, давление или концентрацию), то система будет реагировать таким образом, чтобы уменьшить приложенное воздействие:
а) при повышении температуры в равновесных системах равновесие смещается в сторону эндотермической реакции, а при понижении температуры – в сторону экзотермической реакции;
б) при повышении давления равновесие смещается в сторону меньших объемов, а при понижении давления – в сторону больших объемов;
в) при повышении концентрации равновесие смещается в сторону ее уменьшения.
Пример 1. Определите стандартное изменение энтальпии реакции:
Экзо- или эндотермическая данная реакция?
Решение: Стандартное изменение энтальпии химической реакции равно сумме стандартных энтальпий образования продуктов реакции за вычетом суммы стандартных энтальпий образования исходных веществ
При каждом суммировании следует учитывать в соответствии с уравнением реакции, число молей участвующих в реакции веществ. Стандартные энтальпии образования простых веществ равны нулю:
Согласно табличным данным:
Реакции, которые сопровождаются выделением теплоты, называются экзотермическими, а те, которые сопровождаются поглощением теплоты, - эндотермическими. При постоянных температуре и давлении изменение энтальпии химической реакции равно по величине, но обратно по знаку ее тепловому эффекту. Поскольку стандартное изменение энтальпии данной химической реакции , то делаем вывод, что данная реакция является экзотермической.
Пример 2. Реакция восстановления Fe 2 O 3 водородом протекает по уравнению:
Fe 2 O 3(K) + 3H 2(Г) = 2Fe (K) + 3H 2 O (Г)
Возможна ли эта реакция при стандартных условиях?
Решение: Для ответа на этот вопрос задачи нужно вычислить стандартное изменение энергии Гиббса реакции . В стандартных условиях:
Суммирование производят с учетом числа моделей, участвующих в реакции веществ, образования наиболее устойчивой модификации простого вещества принимают равной нулю.
С учетом выше сказанного
Согласно табличным данным:
Самопроизвольно протекающие процессы идут в сторону уменьшения . Если < 0, процесс принципиально осуществим, если > 0, процесс самопроизвольно проходить не может.
Следовательно, данная реакция при стандартных условиях невозможна.
Пример 3. Написать выражения закона действия масс для реакций:
а) 2NO (Г) + Cl 2(Г) = 2NOCl (Г)
б) CaCO 3(K) = CaO (K) + CO 2(Г)
Решение: Согласно закону действия масс скорость реакции прямо пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ в степенях, равных стехиометрическим коэффициентам:
а) V = k 2 .
б) Поскольку карбонат кальция - твердое вещество, концентрация которого не изменяется в ходе реакции, искомое выражение будет иметь вид:
V = k, т.е. в данном случае скорость реакции при определенной температуре постоянна.
Пример 4. Эндотермическая реакция разложения пентахлорида фосфора протекает по уравнению:
PCl 5(Г) = PCl 3(Г) + Cl 2(Г) ;
Как надо изменить: а) температуру; б) давление; в) концентрацию, чтобы сместить равновесие в сторону прямой реакции – разложение PCl 5 ? Напишите математическое выражение скорости прямой и обратной реакций, а также константы равновесия.
Решение: Смещением или сдвигом химического равновесия называют изменения равновесных концентраций реагирующих веществ в результате изменения одного из условий реакции.
Смещение химического равновесия подчиняется принципу Ле-Шателье, согласно которому изменение одного из условий, при которых система находится в равновесии, вызывает смещение равновесия в направлении той реакции, которая противодействует производному изменению.
а) Так как реакция разложения PCl 5 эндотермическая , то для смещения равновесия в сторону прямой реакции нужно повысить температуру.
б) Так как в данной системе разложение PCl 5 ведет к увеличению объема (из одной молекулы газа образуется две газообразные молекулы), то для смещения равновесия в сторону прямой реакции надо уменьшить давление.
в) Смещение равновесия в указанном направлении можно достигнуть как увеличением концентрации PCl 5 , так и уменьшением концентрации PCl 3 или Cl 2 .
Согласно закону действия масс, скорости прямой (V 1) и обратной (V 2) реакций выражаются уравнениями:
V 2 = k
Константа равновесия данной реакции выражается уравнением:
Контрольные задания:
81 - 100. а) рассчитайте стандартное изменение энтальпии прямой реакции и определите экзо- или эндотермическая это реакция;
б) определите изменение энергии Гиббса прямой реакции и сделайте вывод о возможности её осуществления при стандартных условиях;
в) напишите математическое выражение скорости прямой и обратной реакции, а также константы равновесия;
г) как следует изменить условия, чтобы равновесие процесса сместить вправо?
81. CH 4(г) + CO 2(г) = 2СO (г) + 2H 2(г)
82. FeO (K) + CO (г) =Fe (K) + CO 2(г)
83. C 2 H 4(г) + O 2(г) = CO 2(г) + H 2 O (г)
84. N 2(г) + 3H 2(г) =2NH 3(г)
85. H 2 O (г) +CO (г) = CO 2(г) +H 2(г)
86. 4HCl (г) + O 2(г) = 2H 2 O (г) + 2Cl 2(г)
87. Fe 2 O 3(К) +3H 2(г) = 2Fe (K) + 3H 2 O (г)
88. 2SO 2(г) + O 2(г) = 2SO 3(г)
89. PCl 5(г) = PCl 3(г) + Cl 2(г)
90. CO 2(г) + C (графит) = 2СO (г)
91. 2H 2 S (г) + 3O 2(г) = 2SO 2(г) + H 2 O (г)
92. Fe 2 O 3(K) +CO (г) =2FeO (K) + CO 2(г)
93. 4NH 3(г) + 5O 2(г) = 4NO (г) + 6H 2 O (г)
94. NH 4 Cl (K) = NH 3(г) + HCl (г)
95. CH 4(г) + 2O 2(г) = CO 2(г) + 2H 2 O (г)
96. CS 2(г) + 3O 2(г) = CO 2(г) + 2SO 2(г)
97. 4HCl (г) + O 2(г) = 2Cl 2(г) + 2H 2 O (г)
98. 2NO (г) + O 2(г) = N 2 O 4(г)
99. NH 3(г) + HCl (г) = NH 4 Cl (K)
100. CS 2(г) + 3O 2(г) = 2Cl 2(г) + 2SO 2(г)
Тема 6: Растворы. Способы выражения концентрации растворов
Растворы – это гомогенные системы, состоящие из растворителя, растворенных веществ и возможных продуктов их взаимодействия. Концентрацией раствора называется содержание растворенного вещества в определенной массе или известном объеме раствора или растворителя.
Способы выражения концентрации растворов:
Массовая доля () показывает количество граммов растворенного вещества в 100 г раствора:
где т – масса растворенного вещества (г), т 1 – масса раствора (г).
Молярная концентрация показывает число молей растворенного вещества, содержащихся в 1л раствора:
где М- молярная масса вещества (г/моль), V- объем раствора (л).
Моляльная концентрация показывает число молей растворенного вещества, содержащихся в 1000г растворителя:п 101-120. Найти массовую долю, молярную концентрацию, моляльную концентрацию для следующих растворов:
Вариант | Вещество (х) | Масса вещества (х) | Объем воды | Плотность раствора |
CuSO 4 | 320 г | 10 л | 1,019 | |
NaCl | 0,6 г | 50 мл | 1,071 | |
H 2 SO 4 | 2 г | 100 мл | 1,012 | |
Na 2 SO 4 | 13 г | 100 мл | 1,111 | |
HNO 3 | 12,6 г | 100 мл | 1,066 | |
HCl | 3,6 кг | 10 кг | 1,098 | |
NaOH | 8 г | 200 г | 1,043 | |
MgCl 2 | 190 г | 810 г | 1,037 | |
KOH | 224 г | 776 г | 1,206 | |
CuCl 2 | 13,5 г | 800 мл | 1,012 | |
HCl | 10,8 г | 200 г | 1,149 | |
CuSO 4 | 8 г | 200 мл | 1,040 | |
NaCl | 6,1 г | 600 мл | 1,005 | |
Na 2 SO 3 | 4,2 г | 500 мл | 1,082 | |
H 2 SO 4 | 98 г | 1000 мл | 1,066 | |
ZnCl 2 | 13,6 г | 100 мл | 1,052 | |
H 3 PO 4 | 9,8 г | 1000 мл | 1,012 | |
Ba(OH) 2 | 100 г | 900 г | 1,085 | |
H 3 PO 4 | 29,4 г | 600 мл | 1,023 | |
NaOH | 28 г | 72 г | 1,309 |
Страница 1
ОСНОВЫ ХИМИЧЕСКОЙ ТЕРМОДИНАМИКИ И ХИМИЧЕСКОЙ КИНЕТИКИ
Параметр |
Обозначение, единица |
Смысловое значение |
Внутренняя энергия |
U, кДж/моль |
Полная энергия системы, равная сумме кинетической, потенциальной и других видов энергии всех частиц этой системы. Это функция состояния, приращение которой равно теплоте, полученной системой в изохорном процессе. |
Работа |
А, кДж/моль |
Энергетическая мера направленных форм движения частиц в процессе взаимодействия системы с окружающей средой. |
Теплота |
Q, кДж/моль |
Энергетическая мера хаотических форм движения частиц в процессе взаимодействия системы с окружающей средой. |
Первый закон термодинамики |
Q=∆U+A |
Теплота, подведенная к закрытой системе, расходуется на увеличение внутренней энергии системы и на совершение системой работы против внешних сил окружающей среды. |
Энтропия |
S, Дж.(моль∙К) ∆S=Q/T, ∆S° р - ции =∑v 1 S°(прод.р-ции)-∑v 1 (исх.в-в) |
Функция состояния, характеризующая меру неупорядоченности системы, т.е. неоднородности расположения и движения её частиц, приращение которой равно теплоте, подведенной к системе в обратимом изотермическом процессе, деленной на абсолютную температуру, при которой осуществляется процесс. |
Энтальпия |
H, кДж/моль ∆H=∆U+p∆V |
Функция состояния, характеризующая энергетическое состояние системы в изобарных условиях. |
Энтальпия реакции |
∆H р-ции, кДж/моль |
Количество теплоты, которое выделяется или поглощается при проведении химических реакций в изобарных условиях. |
Стандартное состояние |
- |
Наиболее устойчивая форма при заданной температуре (обычно 298 К) и давлении 1атм. |
Стандартные условия |
с.у. |
Давление: 101 325 Па=1атм=760 мм рт.ст. Температура: 25⁰С≈298К. n(X)=1 моль. |
Стандартная энтальпия образования простых веществ |
|
При с.у. принимается равной нулю для простых веществ в их наиболее термодинамически устойчивом агрегатном и аллотропном состояниях. |
Стандартная энтальпия образования сложных веществ |
∆H° обр298 (вещество, агрегатное состояние), кДж/моль |
Энтальпия реакции образования 1 моль этого вещества из простых веществ в с.у. |
Стандартная энтальпия сгорания |
∆H° сгор (X), кДж/моль |
Энтальпия сгорания (окисления) 1 моль вещества до высших оксидов в среде кислорода при с.у. |
Энтальпия растворения |
∆H° р-ции,кДж/моль Где - теплоемкость раствора |
Тепловой эффект растворения твердого вещества в изобарных условиях. |
Энергия Гиббса |
G, кДж/моль ∆G°=∆Н-Т∆S, ∆G° р-ции =∑v 1 ∆G° 1 (прод.р-ции)-∑ v 1 ∆G° 1 (исх.в-в) |
Свободная энергия, обобщенная термодинамическая функция состояния системы, учитывающая энергетику и неупорядоченность системы в изобарных условиях. |
Константа равновесия химической реакции для равновесия |
К равн, (моль/л) ∆ v , где ∆v зависит от значений стехиометрических коэффициентов веществ. Для реакции aA+bB=cC+dD |
Равна отношению произведения равновесных концентрация продуктов реакции к произведению равновесных концентраций реагентов в степенях, равных стехиометрическим коэффициентам. |
Уравнение изотермы Вант-Гоффа |
Для обратимой реакции aA+bB=cC+dD , ∆G° р-ции =-RTlnK равн,
|
Позволяет рассчитать энергию Гиббса при заданных значениях концентраций реагентов и продуктов реакции. |
Закон действующих масс для кинетики |
V=kc(A) a c(B) b |
Скорость реакции пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ в степенях, которые называются порядками реакции по соответствующим веществам. |
Порядок реакции по веществу |
n i |
Показатель степени, в которой входит концентрация реагента в уравнение для скорости химической реакции. Порядок может быть любой величиной: целой, дробной, положительной, нулем, отрицательной и даже переменной, зависящей от глубины протекания реакции. |
Общий порядок реакции |
n=n λ +n β +… |
Сумма порядков реакции по всем реагентам. |
Средняя скорость реакции по веществу |
|
Усредненная скорость по веществу за данный промежуток времени |
Истинная скорость реакции |
|
Характеризует скорость реакции в данный момент времени (∆τ→0); v 1 – стехиометрический коэффициент вещества в реакции. |
Истинная скорость реакции по веществу |
|
Характеризует скорость по веществу в данный момент времени (∆τ→0). |
Константа скорости реакции |
k, c -1 – для реакций 1-го порядка; л/(моль∙с) – для реакций 2-го порядка |
Индивидуальная характеристика реакции, численно равна скорости реакции при концентрациях реагентов, равных 1 моль/л. |
Энергия активации |
Е а, кДж/моль |
Минимальная избыточная энергия взаимодействующих частиц, достаточная для того, чтобы эти частицы вступили в химическую реакцию. |
Период полупревращения |
Τ1/2, с, мин, ч, сут |
Время, за которое концентрация реагирующего вещества уменьшается вдвое. |
Период полураспада |
Τ1/2, с, мин, ч, сут |
Время, за которое количество радиоактивного уменьшается в 2 раза. |
Кинетическое уравнение для реакций 1-горядка (интегральная форма) |
c=c 0 е - kt |
Уравнение линейно относительно переменных ln с и t; k- константа скорости реакции 1-го порядка; с 0 -концентрация исходного вещества в начальный момент времени; с- текущая концентрация исходного вещества в момент времени t; t – время, прошедшее от начала реакции. |
Правило Вант-Гоффа |
где - температурный коэффициент скорости реакции; |
1 . Что изучает химическая термодинамика:
1) скорости протекания химических превращений и механизмы этих превращений;
2) энергетические характеристики физических и химических процессов и способность химических систем выполнять полезную работу;
3) условия смещения химического равновесия;
4) влияние катализаторов на скорость биохимических процессов.
2. Открытой системой называют такую систему, которая:
2) обменивается с окружающей средой и веществом, и энергией;
3. Закрытой системой называют такую систему, которая:
1) не обменивается с окружающей средой ни веществом, ни энергией;
3) обменивается с окружающей средой энергией, но не обменивается веществом ;
4) обменивается с окружающей средой веществом, но не обменивается энергией.
4. Изолированной системой называют такую систему, которая:
1) не обменивается с окружающей средой ни веществом, ни энергией ;
2) обменивается с окружающей средой и веществом, и энергией;
3) обменивается с окружающей средой энергией, но не обменивается веществом;
4) обменивается с окружающей средой веществом, но не обменивается энергией.
5. К какому типу термодинамических систем принадлежит раствор, находящийся в запаянной ампуле, помещен ной в термостат?
1) изолированной;
2) открытой;
3) закрытой;
4) стационарной.
6. К какому типу термодинамических систем принадле жит раствор, находящийся в запаянной ампуле?
1) изолированной;
2) открытой;
3) закрытой;
4) стационарной.
7. К какому типу термодинамических систем принадле жит живая клетка?
1) открытой ;
2) закрытой;
3) изолированной;
4) равновесной.
8 . Какие параметры термодинамической системы назы-Iвают экстенсивными?
1) величина которых не зависит от числа частиц в системе;
2) величина которых зависит от числа частиц в системе ;
3) величина которых зависит от агрегатного состояния системы;
9. Какие параметры термодинамической системы называют интенсивными?
!) величина которых не зависит от числа частиц в системе ;
2) величина которых зависит от числа частиц в системе;
3) величина которых зависит от агрегатного состояния;
4) величина которых зависит от времени.
10 . Функциями состояния термодинамической системы называют такие величины, которые:
1) зависят только от начального и конечного состояния системы ;
2) зависят от пути процесса;
3) зависят только от начального состояния системы;
4) зависят только от конечного состояния системы.
11 . Какие величины являются функциями состояния системы: а) внутренняя энергия; б) работа; в) теплота; г) энтальпия; д) энтропия.
1) а, г, д;
3) все величины;
4) а, б, в, г.
12 . Какие из следующих свойств являются интенсивными: а) плотность; б) давление; в) масса; г) температура; д) энтальпия; е) объем?
1) а, б, г;
3) б, в, г, е;
13. Какие из следующих свойств являются экстенсивными: а) плотность; б) давление; в) масса; г) температура; д) энтальпия; е) объем?
1) в, д, е;
3) б, в, г, е;
14 . Какие формы обмена энергией между системой и окружающей средой рассматривает термодинамика: а) теплота; б) работа; в) химическая; г) электрическая; д) механическая; е) ядерная и солнечная?
1)а,б;
2) в, г,д, е;
3) а, в, г, д, е;
4) а, в, г, д.
15. Процессы, протекающие при постоянной температуре, называются:
1) изобарическими;
2) изотермическими ;
3) изохорическими;
4) адиабатическими.
16 . Процессы, протекающие при постоянном объеме, называются:
1) изобарическими;
2) изотермическими;
3) изохорическими;
4) адиабатическими.
17 . Процессы, протекающие при постоянном давлении, называются:
1) изобарическими ;
2) изотермическими;
3) изохорическими;
4) адиабатическими.
18 . Внутренняя энергия системы - это:1) весь запас энергии системы, кроме потенциальной энергии ее положения и кинетической энергии системы в целом;
2) весь запас энергии системы;
3) весь запас энергии системы, кроме потенциальной энергии ее положения;
4) величина, характеризующая меру неупорядоченности расположения частиц системы.
19 . Какой закон отражает связь между работой, теплотой и внутренней энергией системы?
1) второй закон термодинамики;
2) закон Гесса;
3) первый закон термодинамики;
4) закон Вант-Гоффа.
20 . Первый закон термодинамики отражает связь между:
1) работой, теплотой и внутренней энергией;
2) свободной энергией Гиббса, энтальпией и энтропией системы;
3) работой и теплотой системы;
4) работой и внутренней энергией.
21 . Какое уравнение является математическим выражением первого закона термодинамики для изолированных систем?
l)AU=0 2)AU=Q-p-AV 3)AG = AH-TAS
22 . Какое уравнение является математическим выражением первого закона термодинамики для закрытых систем?
2)AU=Q-p-AV ;
3) AG = AH - T*AS;
23 . Постоянной или переменной величиной является внутренняя энергия изолированной системы?
1) постоянной;
2) переменной.
24 . В изолированной системе протекает реакция сгорания водорода с образованием жидкой воды. Изменяется ли внутренняя энергия и энтальпия системы?
1) внутренняя энергия не изменится, энтальпия изменится;
2) внутренняя энергия изменится, энтальпия не изменится ;
3) внутренняя энергия не изменится, энтальпия не изменится;
4) внутренняя энергия изменится, энтальпия изменится.
25 . При каких условиях изменение внутренней энергии равно теплоте, получаемой системой из окружающей среды?
1) при постоянном объеме ;
3) при постоянном давлении;
4) ни при каких.
26 . Тепловой эффект реакции, протекающей при постоянном объеме, называется изменением:
1) энтальпии;
2) внутренней энергии;
3) энтропии;
4) свободной энергии Гиббса.
27 . Энтальпия реакции - это:
1) количество теплоты, которое выделяется или поглощается в ходе химической реакции при изобарно-изотер-мических условиях ;
4) величина, характеризующая меру неупорядоченности расположения и движения частиц системы.
28. Химические процессы, при протекании которых происходит уменьшение энтальпии системы и во внешнюю среду выделяется теплота, называются:
1) эндотермическимий;
2) экзотермическими;
3) экзэргоническими;
4) эндэргоническими.
29 . При каких условиях изменение энтальпии равно теплоте, получаемой системой из окружающей среды?
1) при постоянном объеме;
2) при постоянной температуре;
3) при постоянном давлении ;
4) ни при каких.
30 . Тепловой эффект реакции, протекающей при посто-янном давлении, называется изменением:
1) внутренней энергии;
2) ни одно из предыдущих определений неверно;
3) энтальпии;
4) энтропии.
31. Какие процессы называют эндотермическими?
1) для которых АН отрицательно;
3) для которых АН положительно ;
32 . Какие процессы называют экзотермическими?
1) для которых АН отрицательно ;
2) для которых AGотрицательно;
3) для которых АН положительно;
4) для которых AGположительно.
33 . Укажите формулировку закона Гесса:
1) тепловой эффект реакции зависит только от начального и конечного состояния системы и не зависит от пути реакции ;
2) теплота, поглощаемая системой при постоянном объеме, равна изменению внутренней энергии системы;
3) теплота, поглощаемая системой при постоянном давлении, равна изменению энтальпии системы;
4) тепловой эффект реакции не зависит от начального и конечного состояния системы, а зависит от пути реакции.
34. Какой закон лежит в основе расчетов калорийности продуктов питания?
1) Вант-Гоффа;
2) Гесса;
3) Сеченова;
35. При окислении каких веществ в условиях организма выделяется большее количество энергии?
1) белков;
2) жиров ;
3) углеводов;
4) углеводов и белков.
36 . Самопроизвольным называется процесс, который:
1) осуществляется без помощи катализатора;
2) сопровождается выделением теплоты;
3) осуществляется без затраты энергии извне ;
4) протекает быстро.
37 . Энтропия реакции - это:
1) количество теплоты, которое выделяется или поглощается в ходе химической реакции при изобарно-изотер-мических условиях;
2) количество теплоты, которое выделяется или поглощается в ходе химической реакции при изохорно-изотер-мических условиях;
3) величина, характеризующая возможность самопроизвольного протекания процесса;
4) величина, характеризующая меру неупорядоченности расположения и движения частиц системы.
38 . Какой функцией состояния характеризуется тенденция системы к достижению вероятного состояния, которому соответствует максимальная беспорядочность распределения частиц?
1) энтальпией;
2) энтропией ;
3) энергией Гиббса;
4) внутренней энергией.
39 . В каком соотношении находятся энтропии трех агрегатных состояний одного вещества: газа, жидкости, твердого тела:
I ) S (г) > S (ж) > S (тв); 2)S(тв)>S(ж)>S(г); 3)S(ж)>S(г)>S(TB); 4) агрегатное состояние не влияет на значение энтропии.
40 . В каком из следующих процессов должно наблюдаться наибольшее положительное изменение энтропии:
1) СН3ОН (тв) --> СН,ОН (г);
2) СH3OH(тв) --> СН 3 ОН (ж);
3) СН,ОН (г) -> CH3OH(тв);
4) СН,ОН (ж) -> СН3ОН (тв).
41 . Выберите правильное утверждение: энтропия системы увеличивается при:
1) повышении давления;
2) переходе от жидкого к твердому агрегатному состоянию
3) повышении температуры;
4) переходе от газообразного к жидкому состоянию.
42. Какую термодинамическую функцию можно использовать, чтобы предсказать возможность самопроизвольного протекания реакции в изолированной системе?
1) энтальпию;
2) внутреннюю энергию;
3) энтропию;
4) потенциальную энергию системы.
43 . Какое уравнение является математическим выражением 2-го закона термодинамики для изолированных систем?
2)AS>Q\T
44 . Если система обратимым образом получает количество теплотыQпри температуре Т, то обT;
2) возрастает на величину Q / T ;
3) возрастает на величину, большую Q/T;
4) возрастает на величину, меньшую Q/T.
45 . В изолированной системе самопроизвольно протекает химическая реакция с образованием некоторого количества продукта. Как изменяется энтропия такой системы?
1) увеличивается
2) уменьшается
3) не изменяется
4) достигает минимального значения
46 . Укажите, в каких процессах и при каких условиях изменение энтропии может быть равно работе процесса?
1) в изобарных, при постоянных Р и Т;
2) в изохорных, при постоянных Vи Т;
З) изменение энтропии никогда не равно работе;
4) в изотермических, при постоянных Р и 47 . Как изменится связанная энергия системыTSпри нагревании и при ее конденсации?