Закони термохімії
|
|
Скачати 115.33 Kb.
|
|
Теоретичний виклад матеріалу: Хімічна термодинаміка вивчає переходи хімічної енергії в інші форми – теплову, електричну і т.п., встановлює кількісні закони для переходів, а також напрямок і межі самовільного протікання хімічних реакцій при заданих умовах. Об’єктом вивчення в термодинаміці є система. Системою називають сукупність речовин, що знаходяться у взаємодії, відокремлену від навколишнього середовища. Розрізняють гомогенні і гетерогенні системи. Гомогенні системи складаються з одної фази, гетерогенні – з двох або декількох фаз. Фаза – це частина системи, однорідна у всіх точках по складу і властивостях і відділена від інших частин системи поверхнею розділу. Одна і та ж система може знаходитися в різних станах. Кожен стан системи характеризується певним набором значень термодинамічних параметрів. До термодинамічних параметрів належать температура, тиск, концентрація і т.п. Зміна хоча б тільки одного термодинамічного параметру приводить до зміни стану системи в цілому. Термодинамічний стан системи називають рівноважним, якщо вона характеризується сталістю термодинамічних параметрів у всіх точках системи і самовільно не змінюється. Внутрішня енергія системи (U) – це її повна енергія, що включає кінетичну і потенціальну енергію молекул, атомів, ядер і електронів. Вона включає в себе енергію поступального, обертального та коливного рухів, а також енергію, обумовлену силами притягання й відштовхування, що діють між молекулами, атомами і внутрішньоатомними частками. Вона не включає потенціальну енергію положення системи в просторі і кінетичну енергію руху системи як цілого. Абсолютна внутрішня енергія системи не може бути визначена, але можна виміряти її зміну U при переході з одного стану в інший. Перший закон термодинаміки: Теплота, підведена до системи, витрачається на збільшення її внутрішньої енергії чи здійснення системою роботи над зовнішнім середовищем: Q = U+А (1). Оскільки величини Q і А піддаються безпосередньому вимірюванню, то з допомогою рівняння (1) можна розрахувати значення U. Розділ хімічної термодинаміки, що вивчає теплові ефекти реакцій, називається термохімією. Якщо теплота підводиться до системи (QТ 0), реакцію називають ендотермічною, якщо ж теплота виділяється в навколишнє середовище (QТ 0), реакцію називають екзотермічною. Тепловим ефектом хімічної реакції називають алгебраїчну суму поглинутої при реакції теплоти і здійсненої роботи без врахування роботи проти сил зовнішнього тиску (рV). Закони термохімії
Тобто чим більше теплоти виділяється під час утворення тієї чи іншої сполуки, тим більше теплоти треба затратити на її розкладання.
Ентропія – термодинамічна функція стану системи. Її величина залежить від кількості речовини, тому величину ентропії відносять до одного моля речовини (Дж/моль·К) і виражають як RlnW = S, де R = kNA – молярна газова стала; NA – стала Авогадро. Ентропія є мірою невпорядкованості стану системи. Другий закон термодинаміки:В ізольованій системі спонтанні процеси відбуваються у напрямку збільшення ентропії. Якщо ΔS>0, то процес термодинамічно можливий, якщо ΔS<0, то його самочинний перебіг неможливий. Розділ хімії, що вивчає механізм молекулярних хімічних реакцій і швидкість їх проходження, називається хімічною кінетикою. Швидкістю хімічної реакції (V) називають зміну кількості реагуючих речовин за одиницю часу в одиниці реакційного простору. В гомогенній системі реакційним простором є об’єм. Швидкість реакції вимірюється зміною концентрації однієї з речовин, що приймають участь у реакції за одиницю часу: V =  .Закон діючих мас: При постійній температурі швидкість гомогенної хімічної реакції прямо пропорційна добутку концентрацій реагуючих речовин, взятих у степенях, що відповідають стехіометричним коефіцієнтам у рівнянні реакції. Так, швидкість реакції aA+bB = mM+nN V = kCAa·CBb, де V – швидкість реакції; k– константа швидкості реакції (при CA = CB = 1 моль/л V = k); Ca і CB– концентрації речовин А і В; a і b – стехіометричні коефіцієнти у рівнянні реакції. Константа швидкості (k) визначається природою реагуючих речовин і залежить від температури і каталізатору і не залежить від концентрації речовин, що приймають участь в реакціях. Залежність швидкості реакції від температури визначається правилом Вант-Гоффа: при підвищенні температури на кожні десять градусів швидкісь більшості реакцій збільшується в 2 – 4 рази: V  = V  , де Vі V – швидкості реакції при температурах t2 і t1, – температурний коефіцієнт швидкості, показує, у скільки разів збільшиться швидкість реакції при підвищенні температури на 10 градусів.Функціональну залежність константи швидкості хімічної реакції k від температури встановив шведський вчений Ареніус (1889 р.); рівняння Ареніуса: k = А·е  , де А – передекспоненціальний множник; Еа– енергія активації, Т – температура.Якщо в системі швидкість прямої реакції (  пр.) дорівнює швидкості оборотної реакції ( об.), то такий стан системи називають хімічною рівновагою:Vпр. = Vоб. – умова хімічної рівноваги; Gp,T = 0 – термодинамічна умова хімічної рівноваги. Величина, що дорівнює відношенню добутку рівноважних концентрацій продуктів реакції до добутку рівноважних концентрацій вихідних речовин у ступенях їх стехіометричних коефіцієнтів, називається константою хімічної рівноваги (КС). для реакції, рівняння якої має вигляд аА+bB сС+dD. КС =  Константа рівноваги залежить від природи реагуючих речовин; час, необхідний для досягнення рівноваги, залежить від температури і концентрації вихідних речовин. Зміна рівноваги в загальному випадку визначається принципом Ле-Шательє: якщо на систему, що перебуває у стані хімічної рівноваги, подіяти ззовні (змінити концентрацію, тиск, температуру), то рівновага зміститься в тому напрямку, який послаблює ефект зовнішньої дії. Приклади зміщення рівноваги: а) збільшення концентрації вихідних речовин або зменшення концентрації продуктів реакції зміщує рівновагу вправо; б) збільшення концентрації продуктів реакції або зменшення концентрації вихідних речовин зміщує рівновагу вліво; в) якщо пряма реакція іде з поглинанням тепла, то підвищення температури зміщує рівновагу вправо; г) якщо пряма реакція йде з виділенням тепла, то підвищення температури зміщує рівновагу вліво. Якщо в оборотних реакціях приймають участь гази, то хімічну рівновагу можна зміщувати, змінюючи парціальні тиски газоподібних речовин. Підвищення тиску завжди зміщує реакцію в бік утворення меншої кількості молей газоподібних речовин. Каталіз – метод прискорення хімічних реакцій за допомогою каталізатора. Каталізатор – це речовина, що прискорює хімічну реакцію, але сама не входить в кінцеві продукти реакції. Якщо каталізатор і взаємодіючі речовини перебувають в одній фазі, то каталіз називається гомогенним; якщо каталізатор і реагуючі речовини в різних фазах, то каталіз називається гетерогенним. Розрахункові задачі: 1. Які з наведених нижче рівнянь є ендотермічними: а) 1/2N2+O2=NO2; ΔHº298= 33,5 кДж/моль, б) 1/2N2+3/2H2=NH3; ΔHº298= –46 кДж/моль, в) 1/2N2+1/2O2=NO; ΔHº298= 90 кДж/моль, г) H2+1/2O2=H2O; ΔHº298= –246 кДж/моль? 2.Тепловий ефект якої із наведених нижче реакцій відповідає теплоті утворення SO3: а)H2SO4  SO3+H2O; б)SO2+0,5O2=SO3;в)S+1,5O2=SO3; г)SO2+O3=SO3+O2? 3.Визначити тепловий ефект реакції 2CaO(к)+P2O(к)+5H2O(р)=2[CaHPO4·2H2O](к) при стандартних умовах. Теплота утворення CaHPO4·2H2O дорівнює – 2397 кДж/моль. 4. Визначте теплоту утворення цинк сульфіду, якщо під час реакції 0,25 г сірки з надлишком цинку виділилося 1,6 кДж теплоти. Запишіть відповідне термохімічне рівняння. 5.Обчислити зміну ентропії за стандартних умов для реакції: СН4(г) + 2О2(г) = СО2(г) + 2Н2О(р) використавши дані стандартних ентальпій та ентропій з довідника. 6. Обчислити тепловий ефект реакції відновлення ферум (ІІ) оксиду воднем (один з продуктів реакції водяна пара), виходячи з таких термохімічних рівнянь: FeO(т) + CO(г) = Fe(т) + CO2(г); ΔНо= -13,2 кДж, CO(г) + 1/2O2(г) = CO2(г); ΔНо = -283 кДж, H2(г) + 1/2O2(г) = H2O(г); ΔНо = -241,8 кДж 7. При взаємодії 2,1 г заліза з сіркою виділилося 3,77 кДж теплоти. Розрахуйте теплоту утворення ферум (ІІ) сульфіду. 8. Виходячи із теплового ефекту реакції 3СаО(т) + Р2О5(т) = Са3(РО4)2(т); ΔНо = -739 кДж визначте ΔНо утворення кальцій ортофосфату. 9.Обчислити ΔНо утворення MgCO3(т) при 298 К, користуючись наступними даними: C(гр.) + O2(г) = CO2(г); ΔНо = -393,5 кДж 2Mg(т) + O2(г) = 2MgO(т); ΔНо = -1203,3 кДж MgO(т) + CO2(г) = MgCO3(т); ΔНо = -117,7 кДж 10. В яких випадках стандартна ентальпія утворення простої речовини дорівнює нулю, а в яких –– відмінна від нуля? Наведіть приклади. 11. Чому, на відміну від стандартної ентальпії утворення простої речовини, її ентропія для стандартного стану не дорівнює нулю? Коли ентропія має нульове значення? 12. Шляхом аналізу рівняння G = H–TS визначити можливість самодовільного протікання реакції при таких умовах: а) Н0; S0; б)Н0; S0; в)Н0; S0; г)Н0; S0. 13. Чи завжди реакція, для якої ΔG<0, дійсно відбувається? Відповідь обґрунтуйте. 14. Які властивості сполук можна характеризувати, маючи у своєму розпорядженні значення їх енергій Гіббса? 15. На основі термохімічних рівнянь реакцій а) KClO3  KCl+3/2O2; ΔHº298 = –49,4 кДж/моль;б) KClO4 KCl+2O2; ΔHº298 = 33 кДж/моль,розрахуйте ΔHº298ºреакції 4KClO3 3KClO4+KCl.16. Визначити тепловий ефект реакції 4NO(г) = 2N2O(г) + O2(г), використовуючи такі дані: 1/2N2(г) + 1/2O2(г) = NO(г); H = 90,0 кДж; N2(г) + 1/2O2(г) = N2O(г) ; H = 82,0 кДж. 17. Розрахуйте тепловий ефект реакції горіння сірководню: H2S(г)+3/2O2H2O(р)+SO2(г) за наступними даними: 1) S(кр.) + H2 H2S(г) H1 = –20,17 кДж 2) H2 + ЅО2 H2O(р) Н2 = –286 кДж 3) S(кр.) + O2 SO2(г) Н3 = –297 кДж 18. За термохімічним рівнянням: S+O2 = SO2+297 кДж, обчисліть масу сірки, яка згоряє з виділенням 9,3 кДж теплоти. 19. При взаємодії алюмінію масою 9 г з киснем виділилось 274,4 кДж теплоти. Складіть термохімічне рівняння реакції. 20. Складіть термохімічне рівняння горіння метану, якщо відомо, що при згоранні метану об’ємом 105 л (н.у.) виділилось 4187 кДж теплоти. 21. Написати вираз закону діючих мас для реакцій: а) 2NO(г) + Cl2(г) 2NOCl(г) б) CaCO3(кр.) CaO(кр.) + CO2(г) 22. В якому випадку швидкiсть реакцiї буде залежати вiд концентрацiї обох взаємодiючих речовин: а) 2CO + O2 = 2CO2; б) CO2 + С = 2CO; в) C + O2 = CO2. 23. Як зміниться швидкість реакції А2+2В→2АВ, що відбувається безпосередньо між молекулами в закритій посудині, якщо тиск збільшити у 6 разів? 24. У скільки разів зросте швидкість реакції в результаті підвищення температури від 40 до 80ºС, якщо прийняти, що температурний коефіцієнт швидкості дорівнює 2? 25. Як зміниться швидкість утворення оксиду нітрогену(IV), що відбувається за рівнянням: 2NO+O2=2NO2, якщо тиск у системі збільшити у 3 рази, а температуру залишити без змін? 26. У скільки разів необхідно збільшити тиск, щоб швидкість утворення NO2 за реакцією 2NO+O2=2NO2 зросла у 1000 разів. 27. Хiмiчна реакцiя проходить вiдповiдно до рiвняння А+ 2В = АВ2. Як змiниться швидкiсть реакцiї, якщо концентрацiю речовини В збiльшити в 3 рази, а концентрацiю речовини А зменшити вдвiчi. 28. У скiльки разiв збiльшиться швидкiсть хiмiчної реакцiї А2+2В = 2АВ при підвищеннi температури з 40 до 70оС, якщо температурний коефiцiєнт швидкостi реакцiї – 3? 29. Обчислити, як змiниться швидкiсть реакцiї 2NO+O2 = NO2 внаслiдок збiльшення тиску втричi? 30. На скiльки градусiв слiд пiдвищити температуру, щоб швидкiсть реакцiї А+2В = АВ2 збiльшилася у 8 разiв (температурний коефiцiєнт швидкостi реакцiї – 2)? 31. Обрахувати температурний коефіцієнт швидкості деяких реакцій, якщо при підвищенні температури: а) від 50 до 100° С швидкість реакції збільшилась в 16 разів; б) від 50 до 100° С швидкість реакції збільшилась в 1200 разів. 32. Температурний коефіцієнт швидкості деякої реакції рівний 1,5. У скільки разів збільшиться швидкість даної реакції при підвищенні температури на 50 і на 20 °С? 33. В якому напрямку зміниться рівновага в системах : а) СО(г) + Cl2(г) COCl2(г) б) Н2(г) + І2(г) 2НІ(г) у випадку збільшення концентрації галогену? 34.Записати вирази для констант рiвноваги оборотних реакцiй: а) СО2+С 2СО; б) Fe3O4+4H2 Fe + 4H2O. Вказати напрямок змiщення рiвноваги при пiдвищеннi тиску. 35. Як слiд змiнити концентрацiю СО, щоб рiвновага в системi 2C+O2 2CO +Q змiстилася вправо? 36. Записати вирази для констант рiвноваги ендотермiчних оборотних реакцiй: СО2+С2СО; Fe3O4+4H2Fe+4H2O 37. Записати вирази для констант рiвноваги ендотермiчних оборотних реакцiй: а) СО2 + С 2СО – Q; б) Fe3O4+4H2 3Fe+4H2O – Q. Вказати напрямок змiщення рiвноваги при пiдвищеннi температури. 38. Як з допомогою температури змiстити вправо хiмiчну рiвновагу в системi Fe3O4+4СO 3Fe+4CO2 – 43,7 кДж 39.Як змiститься рiвновага реакцiї 2CO+O2 2CO2+Q при пiдвищеннi температури? 40.Як з допомогою температури змiстити вправо хiмiчну рiвновагу в системi H2O+С CO+H2 – 132 кДж. |
Схожі:
|
Закони сучасної загальної риторики Більша увага буде приділена тому, як ці закони працюють при безпосередній взаємодії з тим (або з тими), кому ця мова адресована,... |
Тема уроку: Газові закони. Комп ’ ютерні презентації. Мета уроку:... Закон Бойля- Маріотта. Добуток тиску даної маси газу об’єм, що його займає газ за сталої температури, є величиною сталою |
|
Тема уроку: Фотоефект. Закони фотоефекту. Мета уроку Навчальна: активізувати знання про методи наукового пізнання природи; сформувати в учнів уявлення про фотоефект і вивчити його закони;... |
Тема: Кола постійного струму: паралельне, послідовне та змішане з'єднання... Мета: Розглянути залежність сили струму від напруги на ділянці кола, сформувати основні закони послідовного та паралельного з’єднання... |
|
Закони Хаммурапi |
Закони України Про електронні документи та електронний документообіг” №851/IV від 22. 05. 2003 р |
|
Закони та закономірності менеджменту Формування організаційних структур управління в умовах зовнішньоекономічної діяльності |
Закони України Про основні засади державного нагляду (контролю) у сфері господарської діяльності |
|
Закони України «Про статус і соціальний захист громадян, які постраждали внаслідок Чорнобильської катастрофи» |
Закони України Найменування центру надання адміністративної послуги, в якому здійснюється обслуговування суб’єкта звернення |
При копіюванні матеріалу обов'язкове зазначення активного посилання © 2013
звернутися до адміністрації
bibl.com.ua
звернутися до адміністрації
bibl.com.ua