Материал: 4397

16

Дополнительная литература и ресурсы:

1.www.isotopesmatter.com.

2.Рузавин, Г. И. Концепции современного естествознания [Электронный ресурс] : учеб. / Г. И. Рузавин. – 3-e изд., стереотип. – М. : НИЦ ИНФРА-М, 2014. – 271 с. – ЭБС "Знаниум". – Режим доступа: http://znanium.com/bookread.php?book=454162. – Загл. с экрана.

РАЗДЕЛ «ХИМИЧЕСКАЯ КАРТИНА МИРА»

Практическое занятие № 5. ХИМИЧЕСКАЯ ТЕРМОДИНАМИКА. ОПРЕДЕЛЕНИЕ И РАСЧЕТ ТЕРМОДИНАМИЧЕСКИХ ФУНКЦИЙ ХИМИЧЕСКИХ РЕАКЦИЙ

Цель занятия: ознакомиться с основными понятиями химической термодинамики; научиться определять направление и вероятность протекания химической реакции

Одной из основных составляющих естественнонаучной картины мира является химическая картина мира. Она формируется на основе четырех концептуальных систем химического знания: учения о составе вещества, структурной химии, учения о химических процессах и эволюционной химии.

Учение о химических процессах включает в себя раздел «Химическая термодинамика» и «Химическая кинетика», в которых рассматриваются энергетика химического процесса, закономерности перехода из одного равновесного состояния (начального) в другое (конечное), особенности протекания химических реакций во времени и механизм взаимодействия.

Термодинамика – это наука о превращениях различных форм энергии и законах этих превращений. В природе, все происходящие процессы, сопровождаются превращениями энергии. Например, процессы окисления, таяния льда, грозовые разряды и другие. Протекание химических реакций также сопровождается изменениями энергии – поглощением (эндотермические реакции) или выделением (экзотермические реакции) тепла. Например,

С(уголь) + О2 = СО2 + 409,2 кДж – экзотермическая реакция, С(уголь) + S2 = СS2 – 82,01 кДж – эндотермическая реакция.

Количество теплоты, выделяемое или поглощаемое системой в ходе реакции при образовании 1 моль продуктов реакции, называется тепловым эффектом реакции. (Q, кДж или ккал; 1 ккал = 4,1849 кДж).

Тепловые эффекты химических реакций количественно изучаются в специальном разделе химии - термохимии, а закономерности перехода химического процесса из одного равновесного состояния в другое – в разделе

химическая термодинамика.

На основании термохимических и термодинамических расчетов можно установить, возможно ли самопроизвольное протекание реакции в данном

17

направлении (записанном в виде химического уравнения реакции) и какие для этого необходимы условия.

В основе термохимических расчетов лежат законы, сформулированные Гессом (1844 г.) и Лавуазье-Лапласом.

Закон Гесса

Тепловой эффект реакции зависит только от природы и состояния исходных веществ и конечных продуктов, но не зависит от пути процесса, то есть от числа и характера промежуточных стадий.

Например: С(графит) + О2(Г) = СО2(Г) + Q1 С(графит) + ´ О2(Г) = СО (Г) + Q2

СО(Г) + ´ О2(Г) = СО2(Г) + Q3

С(графит) + О2(Г) = СО2(Г)Q1 = Q2 + Q3

Закон Лавуазье-Лапласа

Теплота разложения данного химического соединения на простые вещества численно равна теплоте образования этого соединения из соответствующих простых веществ, но имеет противоположный знак.

Например: Са(Т) + ´ О2(Г) = СаО(Т), Q = 635,5 кДж/моль СаО(Т) = Са(Т) + ´ О2(Г), Q = - 635,5 кДж/моль.

В основе термодинамических расчетов лежат понятия о термодинамической системе; термодинамических параметрах системы, описывающих состояние системы (давление (р), температура (Т), объем (V), масса (m); и термодинамических функциях системы (внутренняя энергия, U; энтальпия, H; энтропия, S; свободная энергия Гиббса (изобарноизотермический потенциал, G).

Основными законами термодинамики являются I-е, II-е и III-е начала термодинамики.

ПРАКТИЧЕСКАЯ ЧАСТЬ

Используя справочные данные из приложения 3, проведите расчет основных термодинамических функций (энтальпии, энтропии и свободной энергии Гиббса) и количественно подтвердив возможность или невозможность самопроизвольного протекания химической реакции в данном направлении. Оформите практическую работу в виде отчета.

Индивидуальные задания

Вариант 1. Используя справочные данные, проведите расчет изменения энтальпии (ΔH) и энтропии (ΔS) для химической реакции:

3 Mg(т) + Fe2O3(т) = 3 MgO(т) + 2Fe(т),

Докажите возможность или невозможность протекания этой реакции при 20 оС, рассчитав изменение свободной энергии Гиббса (ΔG).

Вариант 2. Определите, в каком направлении может самопроизвольно протекать реакция при 17 оС

NiO(т) + Zn(т) = ZnO(т) + Ni(т).

18

Обратитесь к справочным данным для расчета изменения энтальпии (ΔH), энтропии (ΔS) и свободной энергии Гиббса (ΔG).

Вариант 3. Вычислите G для реакции KCl(т) + O2 (г) = KСlO3(т),

если температура равна 297 К. Используйте справочные данные для расчета изменения энтальпии (ΔH) и энтропии (ΔS). Сделайте вывод о направлении протекания реакции.

Вариант 4. Возможно ли протекание реакции: Cr2O3 + 2Al = Al2O3 + 2Cr при температуре 31 оС? Для ответа используйте результаты расчета термодинамических величин: ΔHо, ΔSо, Gо по справочным данным.

Вариант 5. Укажите, возможно ли самопроизвольное протекание реакции образования оксида азота 2N2 (г) + O2(г)= 2N2O(г) при температуре 311 К. Для ответа проведите расчет термодинамических величин ΔHо, ΔSо, Gо по справочным данным.

Вариант 6. Определить знак и величину энергии Гиббса для реакции

4HCl(г) + O2 (г) = 2Cl2(г) + 2H2O(ж),

если температура равна 318К. При расчетах S, Н используйте справочные данные. Вариант 7. Установите возможность протекания реакции при 52 оС

2NO(г) + O2 (г) = 2NO2(г).

Используйте справочные данные для расчета Sо и Но.

Вариант 8. Рассчитайте значение свободной энергии Гиббса при 332 К для

реакции NH3(г) + H2O(ж) = NH4OH(ж), используя справочные значения Sо и Но. В каком направлении реакция может протекать самопроизвольно?

Вариант 9. Может ли быть восстановлен оксид железа (II) оксидом углерода (II) при 65 оС? Напишите уравнение химической реакции и проведите расчет термодинамических функций, используя справочные данные.

Вариант 10. Может ли быть окислен кремний кислородом при Т = 346 К? Для ответа запишите уравнение химической реакции и рассчитайте термодинамические величины Sо, Нои G.

Вариант 11. Определите направление самопроизвольного протекания

реакции2H2S(г) + 3О2(г) = 2Н2О(ж) + 2SO2(г) , если температура равна 81 оС. Проведите расчет термодинамических величин, используя справочные данные.

Вариант 12. Объясните возможность или невозможность самопроизвольного протекания реакции СО2(г) = СО2(к) , используя справочные данные для расчета Sо,Но и G. Значение температуры равно 87оС.

Вариант 13. Возможно ли самопроизвольное протекание реакции 2СО2(г) = 2СО(г) + О2(г), если температура равна 94оС? Ответ подтвердите расчетом термодинамических функций Sо, Но и G.

Вариант 14. Вычислите G для реакции СаО(к) + СО2(г) = СаСО3(к), происходящей при Т = 101 К. Для расчета используйте справочные значения энтропии Sо и энтальпии образования веществ, Но.

Вариант 15. Может ли железо быть окислено кислородом при Т = 381К? Напишите уравнение реакции. Ответ подтвердите расчетом термодинамических величин Sо, Нои G.

19

Вопросы для подготовки и самоконтроля

1.Что изучает химическая термодинамика?

2.Какие законы лежат в основе термохимических расчетов?

3.Назовите основные термодинамические функции физических и химических процессов? В чем их смысл?

4.При каком условии протекание процесса невозможно?

Дополнительная литература и ресурсы:

1.Рузавин, Г. И. Концепции современного естествознания [Электронный ресурс] : учеб. / Г. И. Рузавин. – 3-e изд., стереотип. – М. : НИЦ ИНФРА-М, 2014. – 271 с. – ЭБС "Знаниум". – Режим доступа: http://znanium.com/bookread.php?book=454162. – Загл. с экрана.

2.Елфимов, В. И. Основы общей химии [Текст] : учеб. пособие / В. И. Елфимов. – 2-е изд. – М. : НИЦ ИНФРА-М, 2015. – 256 с.

3.Концепции современного естествознания [Текст] : учеб. / под ред. Лавриненко В. Н., – 4-е изд., перераб. и доп. – М. : ЮНИТИ-ДАНА, 2015. – 319

с. : 60x90 1/16 ISBN 978-5-238-01225-4

Практическое занятие № 6. ОПРЕДЕЛЕНИЕ СКОРОСТИ ХИМИЧЕСКИХ ПРОЦЕССОВ

Цель занятия: ознакомиться с основными понятиями химической кинетики; научиться оценивать скорость химических реакций при изменении концентрации и температуры процесса

Исследование механизмов и условий протекания химических процессов является задачей учения о химических процессах – химической кинетики.

Химическая кинетика – это раздел физической химии, изучающий скорости протекания химических реакций и механизм химических превращений. В отличие от термодинамики, химическая кинетика изучает протекание химических реакций во времени.

Основополагающим понятием в химической кинетике является скорость химической реакции (v), которая определяется изменением концентрации веществ (ΔС) за единицу времени ( t)

Скорость химической реакции измеряется в моль/л*мин или моль/л*час.

Химические реакции происходят в гомогенных и гетерогенных системах. Гомогенная система состоит из веществ, находящихся в одной фазе или агрегатном состоянии (реагенты и продукты в жидком или газообразном). Например, H2(г) + Cl2(г) 2HCl(г), – гомогенная система.

20

Гетерогенная система состоит из нескольких фаз, т.е. из веществ, находящихся в различных агрегатных или фазовых состояниях – твердом, жидком и газообразном. Например, Zn(т) + Cl2(г) ZnCl2(т), уравнение реакции, в которой Zn (цинк) находится в твердом агрегатном состоянии, а Cl2(хлор) – в газообразном.

Химические реакции могут проходить до конца и являться необратимыми. Иногда некоторые реакции протекают как в прямом, так и в обратном направлении, тогда они являются обратимыми. С течением времени в обратимых реакциях наступает такой момент, когда скорость прямой реакции равна скорости обратной реакции – состояние химического равновесия.

Скорость химической реакции зависит от следующих факторов: природы реагирующих веществ, их концентрации, температуры системы, наличия катализатора, степени дисперсности взаимодействующих веществ.

Количественно влияние каждого фактора подчиняется следующим основным законам химической кинетики: закон действующих масс, правило Вант-Гоффа, принцип Ле Шателье для обратимых реакций.

ПРАКТИЧЕСКАЯ ЧАСТЬ Задание 1. Пользуясь материалами лекций и учебника, проведите расчет

скорости химической реакции (согласно указанному варианту задания), если известны условия ее проведения. Укажите, является ли реакция гомогенной или гетерогенной. Ответ оформите в виде отчета.

Индивидуальные задания

Вариант 1. Какова скорость реакции после нагревания реагирующей смеси от 100 до 180 оС, если начальная скорость реакции равна 0,7 моль/л в минуту, а температурный коэффициент системы равен 2.

Вариант 2. Скорость реакции равна 0,14 моль/л в минуту, температурный коэффициент равен 3. Систему нагрели от 100 до 150 оС. Вычислите скорость этой реакции после нагревания.

Вариант 3. Реакция протекает при температуре 100 оС со скоростью 0,21 моль/л в минуту. Определите скорость реакции после нагревания системы до 120 оС, если температурный коэффициент равен 4.

Вариант 4. Определите скорость реакции после нагревания реагирующей смеси от 90 до 130 оС при температурном коэффициенте 3 и начальной скорости 0,01 моль/л в секунду.

Вариант 5. Вычислите скорость реакции после нагревания реагирующей смеси от 100 до 160 оС, если начальная скорость реакции была 0,02 моль/л в секунду. Температурный коэффициент равен 2.

Вариант 6. Начальная скорость реакции равна 0,03 моль/л в секунду при температуре 80 оС. Температуру увеличили до 120 оС. Вычислите скорость реакции при этой температуре, если температурный коэффициент равен 3.

Вариант 7. При температуре 80 оС скорость реакции равна 0,04 моль/л в секунду. Какова будет скорость этой химической реакции, если температуру в