Энергетика химических и фазовых превращений

Цель работы: определение тепловых эффектов реакции нейтрализации и растворения неорганических соединений.

Приборы: химический стакан (объемом 100 мл), калориметры – лабораторный и автоматизированного комплекса УЛК «Термостат», термометр (с ценой делений 0,1 ºС), бюкс с крышкой, мерный цилиндр, весы.

Реактивы: 0,5 М раствор соляной кислоты, 0,5 М раствор гидроксида натрия, безводный сульфат меди СuSO4, дистиллированная вода.

Экспериментальная часть

Опыт 1.Определение теплового эффекта реакции нейтрализации

Взвесьте на весах химический стакан. Отмерьте цилиндром 50 мл 0,5 М раствора соляной кислоты и перелейте в стакан, который поместите в изолированную емкость (лабораторный калориметр). Закройте плотно крышкой с отверстием, в которое опустите термометр. Замерьте температуру раствора соляной кислоты. Отмерьте цилиндром 50 мл 0,5 М раствора гидроксида натрия, вылейте в раствор соляной кислоты. Быстро перемешайте и отметьте температуру с точностью до 0,1 ºС. Внимание! Аккуратно работать с термометром.

РАСЧЕТ

1. Рассчитайте, сколько теплоты (∆Н) выделяется при нейтрализации 50 мл НСl: ∆Н = (mж. ·• Сж. + mст. • Cст.) •∆T, (Дж),

где mж. и m ст. – масса жидкости в стакане и масса самого стакана;

Сст. и Сж – удельные теплоемкости стекла и жидкости,

удельная теплоемкость жидкости Сж. = СН2О= 4,18•103 Дж/(кг•К),

удельная теплоемкость стекла С ст= 0,75•103 Дж/(кг•К),

Vр-ра= VHCl+VNaOH , mр-ра= V•ρ (принять ρ =1 г/мл).

2. Вычислите массу соляной кислоты в растворе: mHCl= THCl • VHCl ,

где THCl - титр соляной кислоты.

3. Рассчитайте количество выделившейся теплоты (∆Ноп.) в результате реакции нейтрализации используя пропорцию:

mHCl (г) – ∆Н (кДж)

МHCl (г/моль) – ∆Ноп. , где МHCl – молярная масса НСl

∆Ноп • МHCl

∆Ноп = ¾¾¾¾¾¾,

mHCl

4. Зная, что ∆Нт реакции нейтрализации равно (-54,8 кДж/моль) определите погрешности (ошибки) опыта:

Dабс

абсолютную Dабс. = ½∆Нт-∆Ноп ½ и относительную e = ¾¾ •100 %.

∆Нт.

Полученные результаты измерений и расчетов занесите в таблицу 5.1.

Таблица 5.1

Исходные данные и результаты измерений опыта 1

VHCl, мл ТHCl, г/мл VNaOH, мл mст., г Т1, К до реакции Т2, К после реакции ∆Т, К ∆Ноп. (опытное) ∆Нт. (теоретич.)
           

Сделайте соответствующие выводы с указанием ошибок опыта и обоснованием их получения.

Опыт 2. Определение теплового эффекта реакции нейтрализации с использованием калориметра автоматизированного комплекса УЛК «Термостат»

Порядок работы УЛК «ТЕРМОСТАТ» приведен в приложении 6.

Взвесьте на весах стакан калориметра с мешалкой. Отмерьте цилиндром 40 мл 0,5 М раствора соляной кислоты и перелейте в стакан калориметра. Взвесьте стакан с раствором. Поместите стакан с раствором кислоты в калориметр. Закройте калориметр крышкой с термодатчиком. Взвесьте шприц. Наберите в шприц 10 мл 2,0 М раствора гидроксида натрия. Взвесьте шприц с раствором и поместите его в отверстие крышки калориметра. Дождавшись выравнивая температуры в калориметре (ориентировочно 2 минуты), аккуратно выдавите содержание шприца в объем кислоты. Фиксируйте показания термодатчика по контроллеру или компьютеру. После окончания процесса определите изменение температуры процесса нейтрализации по данным котроллера или из графических данных программного обеспечения. Проведите расчеты в соответствии с предыдущим опытом. Полученные результаты измерений и расчетов занесите в таблицу 5.2.

Таблица 5.2

Исходные данные и результаты измерений опыта 2

VHCl, мл ТHCl, г/мл VNaOH, 2,0 М, л mст., г Т1, К до реакции Т2, К после реакции ∆Т, К ∆Ноп. (опытное) ∆Нт. (теоретич.)
           

Сделайте соответствующие выводы.

Опыт 3. Определение теплового эффекта процесса растворения неорганических соединений.

Взвесьте на весах бюкс с крышкой. Затем поместите навеску (2-4 г) безводной соли СuSO4 в бюкс, накройте его крышкой и снова производите взвешивание. Быстро переносите навеску в изолированный калориметрический стакан. Отмерьте цилиндром 50 мл дистиллированной воды, часть которой перелейте в стакан, а оставшейся водой тщательно обмойте бюкс и остатки слейте в калориметрический стакан. Быстро помешивая, замерьте максимальную температуру раствора с точностью до 0,1º С.

РАСЧЕТ

1. Вычислите количество выделившейся теплоты (∆Н) при растворении взятой навески СuSO4: ∆Н= (mж. • Cж. + mст. •Cст) ∆T,

где mж. и mст. – масса жидкости в стакане и масса самого стакана;

Cж. и Cст. – удельные теплоемкости стекла и жидкости (см. оп. 1).

2. Рассчитайте количество выделившейся теплоты (∆Ноп) при растворения 1 моля СuSO4: mСuSO4 – ∆Н (кДж)

МСuSO4 – ∆Ноп., где МСuSO4 – молярная масса СuSO4 (г/моль).

3. Определите ошибку опыта, зная, что гидратация безводной соли и растворение пятиводной соли (кристаллогидрата) выражается уравнениями:

СuSO4+5H2O= CuSO4•5H2O –74.4 кДж;

CuSO4•5H2O+ aq= СuSO4 •aq+11.00 кДж.

Следовательно, DНт (CuSO4 · 5H2O) = - 63,4 кДж

Dабс.

Абсолютная ошибка: Dабс. = ½∆Нт–∆Ноп ½, относительная ошибка: e = ¾¾ •100 %.

∆Нт.

Полученные результаты измерений и расчетов занесите в таблицу 5.3.

Таблица 5.3

Исходные данные и результаты измерений опыта 3

Масса бюкса, г Масса воды, г Навеска СuSO4, г Т1, К до реакции Т2, К после реакции ∆Т, К ∆Ноп. (опытное) ∆Нт. (теоретическое)
               

Сделайте соответствующие выводы.

Опыт 4. Калориметрическое определение теплового эффекта
процесса растворения неорганических соединений с использованием
калориметра УЛК «Термостат»

Взвесьте на весах стакан калориметра с мешалкой. Определите массу стакана на весах как «тара». Отмерьте цилиндром 50 мл дистиллированной воды, перелейте в стакан. Взвесьте повторно стакан калориметра. Поместите стакан с водой в калориметр. Закройте калориметр крышкой с термодатчиком. Взвесьте на весах примерно 2-3 г СuSO4. Взвесьте на весах шприц с пробкой, определите на весах массу как «тара». Пересыпьте соль в шприц и закройте пробкой. Повторно взвесьте шприц с солью на весах. Поместите шприц в отверстие крышки калориметра. Дождавшись выравнивая температуры в калориметре (ориентировочно 2 минуты), аккуратно выдавите содержание шприца в стакан калориметра. Фиксируйте показания термодатчика по контроллеру или компьютеру. После окончания процесса определите изменение температуры процесса растворения по данным котроллера или по графическим данным программного обеспечения. Проведите расчеты в соответствие с предыдущим опытом. Полученные результаты измерений и расчетов занесите в таблицу 5.4.

Таблица 5.4

Исходные данные и результаты измерений опыта 4

Масса стакана, г Масса воды, г Навеска СuSO4, г Т1, К до реакции Т2, К после реакции ∆Т, К ∆Ноп. (опытное) ∆Нт. (теоретич.)
               

Сделайте соответствующие выводы.

Примеры решения задач

Пример 1

Какое количество теплоты выделится при гашении водой 25 кг извести?

Дано: m(СаО) = 25 кг Решение Запишем уравнение реакции гашения извести водой:
DH/ ? СаО (к) + H2O (ж) = Са(ОH)2 (к)

Используя следствие из закона Гесса, находим тепловой эффект химической реакции DН0 = DН0298 (Са(ОH)2) – DН0298 (СаО) – DН0298 (H2O)

По справочнику находим теплоты образования (кДж/моль):

0298 (Са(ОH)2) = –985,0; DН0298 (СаО) = –635,0; DН0298 (H2O) = –286,0.

0 = –985,0 – (–635,0) – (–286,0) = – 64,0 кДж/моль.

Далее определяем количество вещества СаО

ν (СаО) = m/М = 25·103 / 56 = 0,45·103 (моль)

DH/ = DН0·ν = 0,45·103 · (–64,0) = – 28571,4 (кДж).

Ответ:DH/ = – 28571,4 кДж.

Пример 2

При взаимодействии 2,1 г железа с серой выделилось 3,77 кДж теплоты. Рассчитайте теплоту образования сульфида железа (II).

Дано: m (Fe) = 2,1 г DH1 = – 3,77 кДж Решение Запишем уравнение реакции: Fe + S = FeS. Из уравнения реакции следует, что один моль сульфида железа образуется из одного моля железа. Следовательно, можно определить количество вещества FeS, зная, что М (Fe) = 56 г/моль:
0298 (FeS) ?

ν (FeS) = ν (Fe) = m/М = 2,1 / 56 = 0,038 (моль)

Тогда DН0298 (FeS) = DH1 / ν = (–3,77) / 0,038 = – 100,5 (кДж/моль)

Ответ:DН0298 (FeS) = – 100,5 кДж/моль

Пример 3

Вычислите DН0298 образования MgCO3 (к) при 298 К, пользуясь следующими данными:

1) С (графит) + O2 (г) = СO2 (г), DН0298 = – 393,5 кДж (1);

2) Mg (к) + ½ O2 (г) = MgО (к), DН0298 = – 601,0 кДж (2);

3) MgО (к) + СO2 (г) = MgСO3 (к), DН0298 = – 117,7 кДж (3).

Решение

Теплоту образования сложного вещества из простых вычислить невозможно, так как DН0298 простого вещества = 0. В этом случае теплоты образования веществ рассчитывают с помощью промежуточных реакций, для которых указаны количества выделившейся или поглощенной теплоты.

В нашем случае DН0298 MgСO3 находят, суммируя уравнения (1), (2) и (3), а также соответственно значения DН0298 каждой реакции.

С (графит) + O2 (г) = СO2 (г);

Mg (к) + ½ O2 (г) = MgО (к);

MgО (к) + СO2 (г) = MgСO3 (к).

___________________________________________________

С + Mg + MgО + СO2 + 1,5O2 = СO2 + MgО + MgСO3 (4)

Сократив одноименные члены в левой и правой части уравнения (4) получим: С (графит) + Mg (к) + 1,5O2 (г) = MgСO3 (к).

0298 (MgCO3) = (–393,5) + (601,0) + (–117,7) = – 1112,2 кДж/моль.

Ответ:DН0298 (MgCO3) = – 1112,2 кДж/моль

Пример 4

Вычислите теплоту образования DН0298 пропана C3Н8, если известно, что при сгорании 11 г его выделяется 554 кДж теплоты.

Дано: m (C3Н8) = 11 г DH = – 554 кДж Решение Запишем уравнение реакции сгорания пропана: C3Н8 (г) + 5O2 (г) = 3СO2 (г) + 4H2O (ж)
0298 (C3Н8) ? Определяем количество сгоревшего пропана

ν (C3Н8) = m/М = 11 / 44 = 0,25 (моль)

Далее находим тепловой эффект реакции

DН = DH / ν = (–554) / 0,25 = – 2216 (кДж/моль)

По закону Гесса находим теплоту образования пропана:

DН = 3DН0298(СO2) + 4DН0298(H2O) – DН0298(C3Н8) – 5DН0298(O2) (1)

По справочнику находим DН0298 (кДж/моль):

0298 (СO2) = – 393,5; DН0298 (H2Oж) = – 286,0; DН0298 (O2) = 0.

Подставляем эти значения в выражение (1).

–2216 = 3· (– 393,5) + 4·(– 286,0) –DН0298 (C3Н8) – 5·0.

0298 (C3Н8) = – 108,5 (кДж/моль).

Ответ:DН0298 (C3Н8) = = – 108,5 кДж/моль.

Пример 5

Не производя вычислений установите знак изменения энтропии для следующих процессов: 1) 2NO (г) + O2 (г) = 2NO2 (г); 2) СO2 (к) = СO2 (г),

3) Fe2O3 (к) + 3СО (г) = 2 Fe (к) + 3СO2 (г)

Решение

Так как энтропия системы растет с увеличением объема и зависит от агрегатного состояния, то для приведенных реакций:

1) в левой части равенства 3 объема газов, а в правой – 2 объема, следовательно, DS < 0;

2) происходит расширение системы, то есть СO2 переходит от относительного порядка в беспорядочное состояние и, следовательно, DS > 0;

3) в левой части равенства 3 объема СО, а в правой 3 объема СO2, (кристаллическое и жидкое состояния не учитываются, то есть наблюдается относительный порядок), то DS = 0.

Чтобы убедиться в правильности ответов, можно DS рассчитать по следствию из закона Гесса, используя справочные данные. Так, для реакции (1):

2NO (г) + O2 (г) = 2NO2 (г)

По справочнику находим стандартные энтропии (Дж/(моль·К):

S0298 (NO) = + 210,6; S0298 (NO2) = + 240,2; S0298 (O2) = + 205,0.

DS = 2S0298 (NO2) – 2S0298 (NO) – S0298 (O2) = 2·240,2 – 2·210,6 –

– 205,0 = – 145,8 (Дж/моль·К).

Ответ:DS < 0.

Пример 6

Определите возможность самопроизвольного протекания реакции 3Н2(г) + N2(г) = 2NН3(г) в прямом направлении, а также и температуру, при которой равновероятны оба направления этой реакции. Вычислите константу равновесия.

Решение

Возможность самопроизвольного протекания заданной реакции можно определить по значению изменения свободной энергии G из выражения

DG = DН – DS.

Находим тепловой эффект реакции по следствию из закона Гесса:

DН = 2DН0298 (NН3) – 3DН02982) – DН0298 (N2).

Выписываем справочные данные теплот образования и энтропий:

  DН0298 (кДж/моль) N2 Н2 3 – 46.2
  S0298 (Дж/моль·К)   191,5   130,5   192,6

DН = 2·(– 46.2) –3·0 – 0 = – 92,4 кДж/моль;

Используя следствие из закона Гесса, находим изменение энтропии реакции: DS = 2S0298(NН3) – S02982) – S0298(N2) = 2·192,6 – 3·130,5 – 191,5 = –7,8 Дж/моль·К;

DG = – 92,4 – 298·(–197,5·10--3) = – 33,5 кДж/моль.

Так как DG < 0, то реакция самопроизвольно может протекать в прямом направлении. Далее определим константу равновесия реакции из выражения:

DG = – RTlnK = – RT·2,3 lgK.

Отсюда lgK = – DG / 2,3 RT = – (–33,5) / 2,3 8,31·298·= 0,0059 = 5,9·10¾3 .

Следовательно, K = 1,014.

Определим температуру, при которой равновероятны оба направления реакции 3Н2 + N2 « 2NН3.

DG = 0 (равновесие), тогда DG = DH – T•DS

Т = DH / DS •10-3 = –33,5 / – 197,5 •10-3 = 343,6 К = 70,6 оС

Ответ: K = 1,014, Т = 70,6 оС

Контрольные задания по теме «Энергетика химических процессов»

Вариант 1

1. Определите количество теплоты, выделяющейся при взаимодействии 50 г фосфорного ангидрида с водой, по уравнению реакции Р2О5(К.) + Н2О(Ж.) = 2НРО3(Ж.),

если тепловые эффекты реакций следующие:

2Р + 2,5О2 = Р2О5; DН0 = – 1492 кДж

2Р + 3О2 + Н2 = 2НРО3; DН0 = – 1954,8 кДж.

2. Вычислите изменение энтропии системы для следующих реакций:

а) 2NН3(Г.) = N2(Г.) + 3Н2(Г.); б) 2СН3ОН(Г.) + 3О2(Г.) = 4Н2О(Г.) + 2СО2(Г.).

3. Вычислите изменение энергии Гиббса при стандартной температуре и определите значение константы равновесия в реакции 2NО + О2 = 2NО2. Определите температуру, при которой DG0 = 0, и сделайте вывод о направлении реакции выше и ниже этой температуры.

Вариант 2

1. Определите возможность самопроизвольного протекания реакции
2 (г) + N2 (г) = 2NН3 (г) в прямом направлении в стандартных условиях, и температуру, при которой равновероятны оба направления этой реакции.

2. Определите объем сгоревшего ацетилена, если в результате реакции, термохимическое уравнение которой: C2H2(г) + 5О2(г) = 4СО2(г) + 2Н2О(ж); ∆H0 = –2610 кДж, выделилось 652,2 кДж тепла..

3. Восстановление Fe3O4 оксидом углерода идет по уравнению:

Fe3O4(кр) + CO(г) = 3FeO(кр) + СO2(г).

Вычислите ∆G0 и сделайте вывод о возможности самопроизвольного протекания этой реакции при стандартных условиях. Чему равно ∆S0 в этой реакции?

Вариант 3

1. Для соединений NH3 и PH3 стандартные энтальпии образования равны: DН0298 (NH3)= – 46,2 кДж/моль и DН0298 (PH3)= 5,4 кДж/моль. Какой следует сделать вывод, исходя из этих данных, об относительной устойчивости молекул NH3 и PH3?

2. Пользуясь справочными данными, определите изменение энтропии при
298 К для реакции: 2Сu(NO3)2(к) = 2CuO(к) + 4NO2(г) + О2(г). Объясните знак ΔS реакции

3. Рассчитайте, какая из приведенных реакций при стандартных условиях может идти самопроизвольно: 2Fе(К.) + Аl2О3(К.) = 2Аl(К.) + Fе2О3(К.),

2Аl(К.) + Fе2О3(К.) = 2Fе(К.) + Аl2О3(К.).

Вариант 4

1. При полном сгорании этилена (с образованием жидкой воды) выделилось 3113 кДж. Найдите объем вступившего в реакцию кислорода (при н. у.).

2. Объясните, почему стандартная молярная энтропия у алмаза
S0 = 2,3 Дж/(моль•К) меньше, чем у графита S0 = 5,7 Дж/(моль•К)?

3. Рассчитайте, по какому уравнению реакции при стандартной температуре возможно разложение пероксида водорода:

а) Н2О2 = Н2(Г.) + О2(Г.); б) Н2О2 = Н2О(Ж.) + 0,5О2(Г.).

Вариант 5

1. При взаимодействии 2 молей натрия с 1 моль брома выделилось 761,40 кДж теплоты. Какова теплота образования бромида натрия?

2. Пользуясь справочными данными, определите изменение энтропии при
298 К для реакции: 2Cl2(г) + 2H2О(ж) = 4HCl(г) + О2(г)

3. Определите расчетом DGреакции, какие из реакций могут протекать самопроизвольно в стандартных условиях (предварительно уравняйте реакции):

а) ZnS(к) + O2(г) → ZnO(к) + SO2(г); б) Al2(SO4)3(к) Al2O3(к) + SO3(г).

Вариант 6

1. Вычислите количество теплоты, выделяющейся при сгорании 400 л гремучего газа (н.у.).

2. Расставьте стехиометрические коэффициенты в уравнениях реакций и, не производя расчета, укажите изменение энтропии системы в результате их протекания:

а) CH4(г) → C2h2(г) +H2(г); б) N2(г) + H2(г) → NH3(г).

3. По знаку свободной энергии Гиббса DG0298 определите, какие из приведенных оксидов можно восстановить водородом при стандартных условиях: Аl2О3, ZnО, РbО?

Вариант 7

1. Рассчитайте, какое количество теплоты выделится при восстановлении
2 моль Н2О2 до жидкой воды, если энтальпия образования пероксида водорода составляет DН02982О2(Ж.) )= – 187,9 кДж/моль.

2. Раствор ацетата натрия, содержащий фенолфталеин, при Т=298 К практически бесцветен, а при нагревании становится розовым. На основании этого определите знаки DН0298 и DS0298 протекающей реакции, напишите ее уравнение.

3. Рассчитайте температуру, при которой равновероятны оба направления
реакции: CuOтв + Cтв Û Cuтв + COг.

Вариант 8

1. При взаимодействии 1 моль калия с водой выделяется 188,4 кДж теплоты. Определите, какая масса калия прореагировала, если выделилось 28,3 кДж теплоты.

2. Вычислите изменение энтропии системы в результате протекания реакции 3СаО(К.) + Р2О5(К.) = Са3(РО4)2(К.). Объясните знак ΔS реакции.

3. На основании расчета укажите, какие оксиды, из перечисленных ниже, можно восстановить водородом в стандартных условиях: CuO, CaO ?

Вариант 9

1. Рассчитайте количество теплоты, которое выделится при гашении водой извести массой 150 г.

2. Почему при растворении в воде соли KCl энтропия увеличивается (DS > 0), а при растворении газа СО2 уменьшается (DS < 0)?

3. Вычислите DG0 для реакции СаСО3(К.) = СаО(К.) + СО2(Г.), происходящей при 500 0С (зависимостью энтальпии и энтропии от температуры пренебречь).

Вариант 10

1. При сгорании 9,3 г фосфора выделяется 223,8 кДж теплоты. Рассчитайте теплоту образования DH0298 оксида фосфора (V).

2. Вычислите DS0 реакции 2Н2S(Г.) + 3О2(Г.) = 2Н2О(Ж.) + 2SО2(Г.) при стандартных условиях. Укажите, как будет изменяться энтропия при повышении температуры.

3. Уравняйте предложенные реакции и определите расчетом, могут ли они протекать самопроизвольно в стандартных условиях:

а) Fe2O3(к) + CO(г) → Fe3O4(к) + CO2(г); б) HF(г) + N2(г) → NF3(г) + H2(г).

Вариант 11

1. Вычислите теплоту образования DН0298 ацетилена, если известно, что при сгорании 1 л его выделяется 56,0 кДж теплоты.

2. Не производя расчетов, предскажите знак изменения энтропии в реакции Na2O(т) + H2O(ж) = 2NaOH(т). Подтвердите правильность своих рассуждений термодинамическим расчетом ∆S0.

3. Определите расчетом, какая из приведенных ниже реакций протекает с большей термодинамической вероятностью при стандартных условиях:

а) 2Н2S(г) + 3О2(г) = 2Н2О(г) + 2SО2(г); б) 2Н2S(г) + О2(г) = 2Н2О(г) + 2S(к).

Вариант 12

1. Вычислите, какое количество теплоты при стандартных условиях выделится при восстановлении оксида железа (III) Fe2O3 металлическим алюминием, если было получено 385,1 г железа.

2. Рассчитайте изменение энтропии системы при образовании оксида
железа (III) из простых веществ, если известны следующие данные:

2Fe (к) + O2 (г) = 2FeO (к), DS0298 = – 145 Дж/(моль•К),

4FeO (к) + O2 (г) = 2Fe2O3 (к), DS0298 = – 259 Дж/(моль•К).

3. Рассчитайте температуру, при которой равновероятны оба направления
реакции 2SО2(Г.) + О2(Г.) = 2SО3(Г.), если известно, что для нее DН0 = – 198 кДж и
DS0 = – 187 Дж/(моль·К). Зависимостью DН и DS от температуры пренебречь.

Вариант 13

1. Энтальпия образования СО2 из графита DН0298 = – 393,5 кДж/моль, а из алмаза DН0298 = – 395,4 кДж/моль. Как можно объяснить эти данные?

2. Определите, не производя расчетов, знак изменения энтропии в реакции NН4НСО3(К.) = NН3(Г.) + СО2(Г.) + Н2О(Г.). Подтвердите правильность своих рассуждений термодинамическим расчетом.

3. При взаимодействии алюминия с хлороводородом в сосуде объемом 5 л остался один газ – водород. Какая масса Al прореагировала и сколько теплоты выделилось при этом?

Вариант 14

1. Вычислите ∆G0и ∆S0 реакции горения ацетилена: C2H2 + 2,5O2 = 2СO2 + H2O(ж).

2. Чем можно объяснить, что при стандартных условиях невозможна экзотермическая реакция: H2(г) + CO2(г) = CO(г) + H2O(ж); ∆H0 = –2,85 кДж? На основании стандартных значений ∆H0и ∆S0 соответствующих веществ определите ∆G0 этой реакции.

3. Вычислите тепловой эффект реакции горения бензола, которая выражается термохимическим уравнением: C6H6(ж) + 7/2O2(г) = 6CO2(г) + 3H2O(г).

Вариант 15

1. При взаимодействии 1 моль калия с водой выделяется 188,4 кДж теплоты. Определите, какая масса калия прореагировала, если выделилось 28,3 кДж теплоты.

2. Расставьте стехиометрические коэффициенты в уравнениях реакций и, не производя расчета, укажите изменение энтропии системы в результате их протекания:

а) HJ(г) + O2(г) → J2(к) + H2O(ж); б) H2(г) + Cl2(г) → HCl(г).

3. При взаимодействии железа массой 6,3 г с серой выделилось 11,31 кДж
тепла. Вычислите теплоту образования сульфида железа (II).

энергетика химических и фазовых превращений - student2.ru энергетика химических и фазовых превращений - student2.ru Раздел 6

ХИМИЧЕСКАЯ КИНЕТИКА. ХИМИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ

Скорость химических реакций Химическая кинетика изучает химические реакции с точки зрения скорости их протекания. Скорость химической реакции измеряется изменением концентрации веществ, вступающих в реакцию или образующихся в результате реакции за единицу времени: DСМ V = ± ¾¾¾ (моль/(л·с) (1) Dt Скорость реакции не остается постоянной вследствие непрерывного изменения концентрации реагирующих веществ и продуктов реакции и выражение (1) характеризует среднюю скорость в течение временного отрезка t. Истинная скорость реакции в данный момент времени выражается производной от концентрации по времени: dСМ V = ± ¾¾¾ (2) dt   Скорость химической реакции зависит: - от природы реагирующих веществ – описывается законом действия масс (законом Гульдберга-Вааге): при постоянной температуре скорость химической реакции прямо пропорциональна произведению молярных концентраций реагирующих веществ, в степенях, равных стехиометрическим коэффициентам в уравнении реакции. Например, для реакции аА + bB ® cC + dD   скорость реакции будет равна: V = k · СAa · СBb (3) где k – константа скорости химической реакции, а и b – стехиометрические коэффициенты. При наличии в реакционной системе газовых фаз увеличение или уменьшение давления соответственно увеличивает или уменьшает концентрацию реагирующих веществ, что и определяет зависимость скорости реакции от давления. В случае гетерогенных реакций концентрации веществ, находящихся в твердой фазе представляют собой постоянную величину и в уравнение закона действия масс не включаются.   - от температуры – определяется правилом Вант-Гоффа: скорость реакции возрастает в 2-4 раза при повышении температуры системы на каждые 10 градусов: V2 = V1 · g(t2t1)/10 (4) где V1 – скорость реакции при температуре t1; V2 – скорость реакции при температуре t2; g– температурный коэффициент (как правило, g = 2–4)  

Химическое равновесие Необратимыми называют химические реакции, в результате которых исходные вещества практически полностью превращаются в продукты. Необратимые реакции могут протекать только в одном направлении, например: Zn + 4HNO3 = Zn(NO3)2 + 2NO2↑ + 2H2O. Обратимыми называют химические реакции, идущие одновременно в двух противоположных направлениях, в результате чего в реакционной смеси присутствуют как продукты реакции, так и исходные вещества: энергетика химических и фазовых превращений - student2.ru энергетика химических и фазовых превращений - student2.ru 2SO2 + O2 2SO3 В тот момент, когда скорость прямой реакции (синтез продуктов) становится равной скорости обратной реакции (разложение продуктов с образованием исходных соединений), в системе устанавливается химическое равновесие. Количественной характеристикой химического равновесия является константа равновесия (К), представляющая собой отношение констант скорости прямой и обратной реакций. По значению константы равновесия можно судить о степени превращения исходных соединений в продукты реакции.   Для реакции энергетика химических и фазовых превращений - student2.ru энергетика химических и фазовых превращений - student2.ru aA + bB cC + dD k 1 [C]c •[D]d K = ¾¾ = ¾¾¾¾(5) k 2 [A]a · [B]b где k 1, k 2 – константы скорости прямой и обратной реакций; a, b, c, d – стехиометрические коэффициенты в уравнении реакции; [A], [B], [C], [D] – равновесные молярные концентрации соединений A, B, C, D.   Влияние изменения условий на положение равновесия определяется принципом Ле-Шателье: если на систему, находящуюся в состоянии химического равновесия, оказать какое-либо воздействие, то в результате протекающих в ней процессов равновесие сместится в таком направлении, что оказанное воздействие уменьшится: – при увеличении концентрации какого-либо вещества равновесие смещается в сторону расхода этого вещества; – при повышении температуры равновесие смещается в направлении эндотермической, а при понижении – экзотермической реакций; – при увеличении давления равновесие смещается в сторону уменьшения объема, а при понижении – в сторону увеличения объема системы. Принцип Ле-Шателье справедлив и для равновесных систем, не связанных с химическими превращениями (кипение, кристаллизация, растворение и т.д.).

ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА № 4

Наши рекомендации