Полезное:
Как сделать разговор полезным и приятным
Как сделать объемную звезду своими руками
Как сделать то, что делать не хочется?
Как сделать погремушку
Как сделать так чтобы женщины сами знакомились с вами
Как сделать идею коммерческой
Как сделать хорошую растяжку ног?
Как сделать наш разум здоровым?
Как сделать, чтобы люди обманывали меньше
Вопрос 4. Как сделать так, чтобы вас уважали и ценили?
Как сделать лучше себе и другим людям
Как сделать свидание интересным?
Категории:
АрхитектураАстрономияБиологияГеографияГеологияИнформатикаИскусствоИсторияКулинарияКультураМаркетингМатематикаМедицинаМенеджментОхрана трудаПравоПроизводствоПсихологияРелигияСоциологияСпортТехникаФизикаФилософияХимияЭкологияЭкономикаЭлектроника
|
Химическое равновесие ⇐ ПредыдущаяСтр 3 из 3 Химическое равновесие устанавливается в обратимых реакциях - в реакциях, которые могут протекать как в прямом, так и в обратном направлении. Если реакция аА+ЬВ<=>сС+dD обратима, это означает, что реагенты А и В способны превращаться в продукты С и D (прямая реакция), а продукты С и D в свою очередь могут, реагируя между собой, вновь образовывать исходные вещества А и В (обратная реакция). Термодинамическим условием химического равновесия является неизменность энергии Гиббса реакции, т.е. ΔG=0, а кинетическим условием равновесия - равенство скоростей прямой (V1) и обратной (V2) реакции, т.е. V1=V2. Так как в состоянии химического равновесия и прямая, и обратная реакции протекают с одинаковыми скоростями, концентрации реагентов и продуктов во времени не изменяются. Эти не изме няющиеся во времени концентрации называются равновесными. Равновесные концентрации, в отличие от неравновесных, изменяющихся в ходе реакции, принято обозначать особым образом, а именно. формулой вещества, заключённой в квадратные скобки. Например, записи[Н2], {NH3] означают, что речь идёт о равновесных концентрациях водорода и аммиака. При заданной температуре соотношение равновесных концентраций реагентов и продуктов есть величина постоянная и характерная для каждой реакции. Это соотношение количественно характеризуется величиной константы химического равновесия Кс, равной отношению произведения равновесных концентраций продуктов к произведению равновесных концентраций реагентов, возведённых в степени, равные их стехиометрическим коэффициентам. Для обратимой реакции aA+bB<=>cC+dD выражение Кс имеет вид: Kc = ([C]c[D]d) / ([A]a[B]b) (5.1) Пример 5.1. Выражение константы химического равновесия гетерогенной обратимой реакции: Fe3O4 (T) + 4CO(Г) <=> 3Fe(T) + 4СO2 (Г). Константа химического равновесия данной реакции с учётом того, что концентрации твердых веществ постоянны, записывается: Кс = [С О2]4 /[СО]4. Для реакций с участием газов константа химического равновесия может быть выражена не только через равновесные концентрации, но и через равновесные парциальные давления газов.6*. В этом случае символ констаны равновесия "К" индексируется не символом концентрации "с", а символом давления "р". _______________________________________________________ 6* Парциальное (от лат. partial) давление газа в газовой смеси представляет собой часть от общего давления смеси, приходящуюся на долю данного газа. Пример 5.2. Выражение константы химического равновесия Кр гетерогенной обратимой реакции Fe3O4 (T) + 4CO(Г) <=> 3Fe(T) + 4СO2 (Г). В результате замены равновесных концентраций равновесными парциальными давлениями газов, получаем следующее выражение константы химического равновесия: Кр = Pco24/Pco4, где Pco2 и Рсо - соответственно, парциальные давления диоксида углерода СО2 и монооксида углерода СО. Численные значения констант равновесия Кс и Кр легко определяются термодинамически по формулам: ΔG°T =- 2,3RT Ig Кс (5.2) ΔG°T =- 2,3RT Ig Кр (5.3) Пример 5.3. Расчёт константы равновесия реакции СаСОз(т) <=> СаО(т) + ССЫг) при температуре 500°С (773К). Поскольку температура не является стандартной, Δ G0773 определяем по формуле (4.I): Δ G0773 = Δ H0773 - 773 Δ S0773. Необходимые для определения Δ G0773 значения Δ H0773 и Δ S0773. возьмём из ранее рассмотренного примера 4.3, а именно: Δ H0773 ≈ Δ H0298 = 177390 Дж и Δ S0773.≈ Δ S0298 = 160,4 Дж/К. Соответственно этим значениям Δ G0773 = 177390 - 773∙160,4 = 53401Дж. Так как один из участников обратимой реакции СО2 - газ, рассчитываем Кр, используя уравнение (5.3): lg Кр = - Δ G0773/(2,3RT) = -53401/(2,3 ∙8,314 ∙773) = -3,6. Записываем выражение константы равновесия 7* и ее численное значение: Кр = РCO2 = 10 -16. Столь малое значение Кр свидетельствует о том, что в рассматриваемых условиях прямая реакция практически не протекает. Из примеров 5.1, 5.2 и 5.3 вытекает, что численное значение константы химического равновесия характеризует степень превращения реагентов в продукты: если Кс(Кр)»1, в равновесной системе преобладают продукты, т.е. обратимая реакция преимущественно протекает в прямом направлении и, наоборот, если Кс(Кр)«1, более выраженной является обратная реакция и степень превращения реагентов в продукты невелика. Аналогичный вывод вытекает из выражений (5.2) и (5.3): при Кс(Кр)»1, ΔG°T <0 - самопроизвольно протекает прямая реакция, если Кс(Кр)«1, ΔG°T >0 - прямая реакция не может протекать самопроизвольно, протекает обратная реакция. ЭКСПЕРИМЕНТАЛЬНАЯ ЧАСТЬ. Опыт 1. Определение теплоты нейтрализации кислот и теплоты диссоциации слабой кислоты. Определяются тепловые эффекты следующих реакций нейтрализации: 1) НС1 (р) + NaOH(p) = NaCl(p) + Н20(ж) 2) СН3СООН(р) + NaOH(p) = CH3COONa(p) + Н20(ж) Поскольку реакции нейтрализации являются реакциями ионного обмена, химическая сущность изучаемых в опыте процессов выражается следующими ионно-молекулярными уравнениями: 1) Н+(р) + ОН"(р) = Н20(ж) - при нейтрализации соляной кислоты 2) СНзСООН(р) + ОН-(р) = СНзСОО'(р) + Н20(ж)- при нейтрализации уксусной кислоты Уксусная кислота, являясь слабым электролитом, диссоциирует согласно уравнению: СН3СООН <=> СН3СОО- + Н+. Её теплота диссоциации рассчитывается по закону Гесса с использованием ионно-молекулярных уравнений реакций 1) и 2) в качестве вспомогательных. 1) Получите у преподавателя задание к опыту и запишите исходные данные: объемы растворов (мл) Vhci = V сн3 соон = VNаон = концентрации (моль/л) Chci = С сн3 соон= С Nаон= Мерным цилиндром отмерьте заданное количество соляной кислоты и перелейте ее в калориметрический сосуд. Соберите калориметр. Наблюдайте за показаниями термометра. При достижении постоянства температуры отметьте ее значение и запишите в таблицу - это начальная температура Тн. Мерным цилиндром отмерьте необходимое количество раствора щелочи и осторожно, но быстро, прилейте щелочь к раствору кислоты в калориметре. Приведите калориметр в рабочее состояние и наблюдайте за показаниями термометра. Зафиксируйте и отметьте в таблице максимальное значение температуры - это температура конца опыта Тк. В аналогичной последовательности проведите опыт с уксусной кислотой и результаты опыта занесите в таблицу.
Экспериментальные значения теплот нейтрализации рассчитываются по формуле: Δ H0эксп = -[(тк + mщ) С + К ] Δ Т / (Vк• С к) [Дж] где тк и тщ - массы растворов, соответственно, кислоты и щелочи в граммах - принимаются равными объемам кислоты Vк и щёлочи Vщ в миллилитрах, С = 4.18 Дж/(г-К) - удельная теплоемкостьреакционной смеси, К = - постоянная (теплоемкость) калориметра, Δ T = Тк - Тн - изменение температуры в результате реакции, Vк и Ск - объем кислоты в литрах и её концентрация в моль/л, соответственно. 2) По полученным экспериментальным данным рассчитайте теплоту нейтрализации ΔНэксп каждой кислоты. 3) Результаты отметьте в таблице. ΔНэксп1 = …. ΔНэксп2 = …. 4) Рассчитайте теоретическое значение стандартной теплоты нейтрализации каждой кислоты, используя следствие из закона Гесса (см. выражение 2.3, пример 2.2). 5) Результаты отметьте в таблице. ΔНтеор1 = ΔН°298 = …. ΔНтеор2 = ΔН°298 = …. 6) К какому типу (экзо- или эндотермическому) относятся данные реакции? 7) Запишите термохимические уравнения реакций. 8) Для одной из реакций (по указанию преподавателя) рассчитайте относительную ошибку опыта, пользуясь выражением: О.о. = | (ΔНэксп - ΔНтеор) / ΔНтеор | 100% 9) Рассчитайте теоретическое значение теплоты диссоциации СН3СООН, пользуясь законом Гесса и используя термохимические уравнения нейтрализации кислот, как вспомогательные (см. пример 2.1): ΔНдис = Опыт 2. Определение направления процесса в обратимой реакции пои различных температурах. Исследуется обратимая реакция разложения: NH4C1(k) <=> NH3(г) + HCl(г) Поместите в пробирку несколько кристаллов хлорида аммония и нагревайте дно пробирки до полного исчезновения кристаллов. Что при этом наблюдается на стенках пробирки вне пламени горелки? 1) Пользуясь формулами (4.1) и (4.2) рассчитайте стандартную энергию Гиббса реакции при Т = 298К и Т =_________(см. примеры 4.1 и 4.2). Задание получите у преподавателя: Т = 298К: Т = _____К: 2) Запишите выражение константы равновесия реакции Кр (см. пример 5.2): 3) Пользуясь уравнением (5.3), рассчитайте значения константы равновесия при Т = 298К и Т =_______К (см. пример 5.3):Т = 298К: Т= К: 4) Как влияет температура на величину константы равновесия? Пользуясь уравнением (5.3) сделайте вывод о направлении процесса при каждой из двух температур: 5) Определите область температур, в которой возможен самопроизвольный процесс разложения хлорида аммония (см. пример 4.3): 6) На основании полученных результатов объясните наблюдаемые в опыте явления.
Вариант контрольного теста. I. Термодинамическими параметрами являются: 1. объём V; 2.энтропия S; 3. давление Р; 4. теплота Q II. Изменение энтальпии определяет: 1. теплоту реакции при V= const; 2. скорость реакции; 3. теплоту реакции при Р= const; 4. направление процесса в обратимой реакции. III. Определите знак ДН для процесса перехода жидкости в пар: 1. ΔН < 0; 2. ΔН > 0: 3. ΔН = 0. IV. Для каких веществ стандартная теплота образования равна нулю: I.C2H4; 2. Fe: 3. HF; 4. F?. V. Стандартная теплота реакции ЗН2(г) + N2(г) = 2NH3(г) равна - 92,4 кДж. Стандартная теплота образования NH3 равна (в кДж/моль): 1.-92,4; 2.-46.2; 3. + 92,4; 4.-184,8. VI. Стандартная теплота реакции 4НС1(г) + 02(г) = 2Н20(г) + 2С12(г) рассчитывается по формуле:, 1. ΔН ˚ 298 = 2 ΔН ˚ 298 (H2O) - 4 ΔН ˚ 298 (HCl) 2. ΔН ˚ 298 =ΔН ˚ 298 (H2O) - ΔН ˚ 298 (HCl) 3. ΔН°298 = 4ΔН°298(НС1) - 2ΔН° 298(Н20); 4. ΔН°298 = ΔН°298(Н20) + ΔН°298(С12) - ΔН°298(НС1) - ΔН298 (02) VII. Термодинамическим условием равновесия является: 1. ΔН = 0; 2. ΔS< 0; 3. ΔG = 0; 4. ΔG < 0 VIII. В уравнении X = ΔН – ТΔSвеличина X означает: 1. константу равновесия; 2. энергию Гиббса реакции; 3. теплоту реакции; 4. Изменение внутренней энергии. IX. Константа равновесия Кр для реакции 2 СО(г) + 02(г) ó2 С02(г) имеет вид: I. Кр = Рсо2/(Рсо∙ Ро2);2. Кр = Р2со2/Ро2; 3. Кр = Р2со2 /(Pcо2∙Ро2);4. Кр =[С02] 2/ [СО]2[02]. X. Для реакции (п.IX) оцените знак изменения энтропии: 1. ΔS > 0; 2. Δ S < 0; 3. ΔS = 0. Ответы и комментарии. I. - 1,3 - см. раздел 1; II. - 3 - см. раздел 2; III. - 2 - при переходе жидкости в пар происходит поглощение теплоты; IV. - 2,4 - теплота образования простых веществ равна нулю (см. раздел 2); V. - 2 - теплота образования относится к количеству вещества, равному 1 молю (см. раздел 2); VI. - 1 - согласно следствию из закона Гесса (см. пример 2.2); VII. - 3 - см. раздел 5; VIII. - 2 - см. уравнение 4.1; IX. - 3 - см. раздел 5 и пример 5.2; X.- 2 - прямая реакция протекает с уменьшением числа молей газа (см. разделЗ). Контрольные вопросы. I. Напишите уравнение реакции, тепловой эффект которой равен теплоте образования соединения: I. Н20(ж); 2.N02(г) 3. СиО(к); 4. NH3(г) 5. АlO3(к) II. При диссоциации ортокремниевой кислоты можно рассматривать пять процессов: a) H4Si04 = 4 Н+ + Si044-, ΔНа; б) H4Si04 = Н+ + H3Si04-, ΔНб; b)H3Si04-H+ +H2Si042 ΔНв; г) H2Si042" = Н+ + HSi043', ΔНг; д) HSi043" = Н+ + Si044- ΔНд. Как, пользуясь законом Гесса, определить тепловой эффект: 1. ΔНа; 2. ΔНб; 3. ΔНв; 4. ΔНг; 5. ΔНд, если тепловые эффекты всех остальных процессов известны. Ответ мотивируйте. III. Для гетерогенной обратимой реакции 2ZnS(k) + 302(г) =.2ZnO(k) + 2S02(г) запишите выражение константы равновесия Кр, рассчитайте её значение и определите направление процесса при температуре: 1. 500К; 2. 600К; 3. 700К; 4. 800К; 5. 1000К.
Приложение Термодинамические характеристики некоторых веществ.
|