Скачать
HTML для интерации на вашу страничку:

Ширина: () Высота:

Адрес страницы документа на сервисе DocMe:
Адрес полноэкранного варианта:
Короткий адрес:
Министерство образования Российской Федерации __________ МОСКОВСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ УНИВЕРСИТЕТ ИНЖЕНЕРНОЙ ЭКОЛОГИИ ТЕРМОХИМИЯ И КИНЕТИКА Москва 2003 2 Министерство образования Российской Федерации _______________ МОСКОВСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ УНИВЕРСИТЕТ ИНЖЕНЕРНОЙ ЭКОЛОГИИ ________________________________________________ Кафедра «Общая и физическая химия» ТЕРМОХИМИЯ И КИНЕТИКА Методические указания Под редакцией д-ра хим. наук В.С.Первова Москва 2003 3 Допущено редакционно-издательским советом. Составители: В.В.Горбунов, Е.А.Зеляева, Г.С.Исаева УДК 554,4; 544,33 Термохимия и кинетика: Методические указания / C ост.: В.В.Горбунов, Е.А.Зеляева, Г.С.Исаева; М.: МГУИЭ, 2003. - 24. Методические указания предназначены студентам всех специальностей дневных и вечернего факультетов, изучающим общую химию. Работа содержит теоретические сведения по разделу «Термохимия и кинетика», а также контрольные вопросы, упражнения и задачи, необходимые для самостоятельной подготовки к лабораторным и контрольным работам. Рецензенты: кафедра физической химии МГПУ ; доц. Т.С.Тамурова, РУДН. © В.В.Горбунов, Е.А. Зеляева, Г.С.Исаева, 2003 4 © МГУИЭ, 2003 5 ТЕРМОХИМИЯ Тепловой эффект реакции. Экзотермические и эндотермические реакции. Термохимические уравнения реакций. Стандартная энтальпия образования вещества. Закон Гесса и применение его для термохимических расчетов. Химические реакции протекают с выделением или поглощением энергии, чаще всего в виде теплоты. Реакции, при которых теплота выделяется, называются экзотермическими, поглощается – эндотермическими. Количество теплоты, выделяющееся или поглощающееся при химической реакции, протекающей при постоянной температуре, называется тепловым эффектом реакции. При постоянном давлении тепловой эффект реакции равен изменению энтальпии (ΔН). Тепловой эффект экзотермической реакции считают отрицательным (ΔН<0), а эндотермической – положительным (ΔН>0). Тепловой эффект реакции выражается в единицах энергии – килоджоулях (кДж) или килокалориях (ккал) (1ккал = 4,1868кДж). Наука, которая изучает тепловые эффекты химических реакций, называется термохимией, а уравнения химических реакций, в которых указывается тепловой эффект, - термохимическими уравнениями. Тепловой эффект реакции (ΔН) зависит от природы реагирующих веществ, от количества этих веществ и их агрегатного состояния, от температуры. Для сопоставления энергетических эффектов различных реакций и для проведения термохимических расчетов используют стандартные тепловые эффекты (обозначаются o T ΔH ). Под стандартным понимается тепловой эффект реакции, осуществляемой в условиях, когда все участвующие в реакции 6 вещества находятся в заданных стандартных состояниях (давление 101 кПа). В термохимических уравнениях необходимо указывать агрегатные состояния веществ с помощью буквенных индексов, а тепловой эффект реакции (ΔН ° ) записывать отдельно, через запятую. Например, термохимическое уравнение ( ) ( ) ( ) ( ) 1531 ΔH , O 6H 4NO 5O NH 4 o х.р. ж 2 г г 2 г 3 − = + = + кДж, показывает, что данная химическая реакция сопровождается выделением 1531кДж теплоты, если давление 101кПа, и относится к тому числу молей каждого из веществ, которое соответствует стехиометрическому коэффициенту в уравнении реакции. Важнейшей величиной в термохимии является стандартная теплота образования (стандартная энтальпия образования). Стандартной теплотой (энтальпией) образования сложного вещества называется тепловой эффект (изменение стандартной энтальпии) реакции образования одного моля этого вещества из простых веществ в стандартном состоянии. Стандартная энтальпия образования простых веществ в этом случае принята равной нулю. В термохимии часто используют уравнения, в которых тепловой эффект относят к одному молю образовавшегося вещества, применяя в случае необходимости дробные коэффициенты. Например, ( ) ( ) ( ) 92 ΔH , HCl Cl 2 1 H 2 1 0 х.р. г г 2 г − = = + кДж. Тепловой эффект данной химической реакции равняется энтальпии образования HCl (г) , т.е. ( ) моль. кДж 92 ΔH o ) обр.(HCl г − = В основе термохимических расчетов лежит закон Гесса . Тепловой эффект (∆Н) химической реакции (при постоянных Р и Т) не зависит от пути ее протекания, а зависит от природы и физического состояния исходных веществ и продуктов реакции. 7 Следствия из закона Гесса 1. Тепловые эффекты прямой и обратной реакций равны по величине и противоположны по знаку. 2. Тепловой эффект химической реакции (∆Н) равен разности между суммой энтальпий образования продуктов реакции и суммой энтальпий образования исходных веществ, взятых с учетом коэффициентов в уравнении реакции. Примеры решения задач Пример 1. При образовании 1,8 г воды ( H 2 O (ж) ) из газообразных водорода и кислорода выделилось 28,6 кДж тепла. Вычислить энтальпию образования H 2 O (ж) и написать уравнение реакции, тепловой эффект которой равен ( ) о O обр.H ж 2 H Δ . Решение. 1-й способ . Так как 1 моль воды равен 18 г, то энтальпию образования 1 моль H 2 O (ж) можно вычислить 0 286 8 1 18 6 28 H о обр. , , , − = ⋅ − = Δ кДж/моль, что соответствует уравнению ( ) ( ) ; / ж 2 2 г 2 O H О 2 1 H = + 0 286 H о обр. , − = Δ кДж/моль. 2-й способ: Из условия: Δ H =-28,6 кДж. По определению: ( ) ( ) O H о O H обр. 2 ж 2 ν ΔH H = Δ ; ( ) ( ) ( ) моль 1 , 0 г/моль 18 г 8 , 1 M m ν O H O H O H 2 2 2 = = = Следовательно, ( ) ( ) 286 моль 0,1 кДж 6 28 H о O H обр. ж 2 − = − = Δ , кДж/моль. Пример 2. 8 Вычислить энтальпию образования N 2 O 5(кр) , если известен тепловой эффект реакции N 2 O 5(к) +2 KOH (к) =2 KNO 3(к) + H 2 O (ж) ; 380,6 ΔH о х.р. − = кДж, а также энтальпии образования KOH (к) , KNO 3(к) и H 2 O (ж) , которые соответственно равны -425,0;-493,2 и –286,0 (кДж/моль). Решение Используя следствие из закона Гесса, запишем ( ) ( ) ( ) ( ) ( ) ( ) ( ) ( ) о KOH обр. о ) O обр.(N о O H обр. о KNO обр. о х.р. к 5 к 2 ж 2 к 3 ΔH 2 ΔH ΔH ΔH 2 ΔH ⋅ + − − + ⋅ = Подставим данные из условия и получим -380,6=(2 ⋅ -493,2-286)-( ( ) ( ) о O N обр. к 5 2 H Δ +2 ⋅ -425) Проводим арифметические вычисления: -380,6=-422,4- ( ) ( ) о O N обр. к 5 2 H Δ . Отсюда ( ) ( ) 8 , 41 1 6 , 380 4 , 422 H о O N обр. к 5 2 − = + − = Δ кДж/моль Пример 3. Сколько выделится теплоты при получении 1 кг железа по реакции Fe 2 O 3(к) +3СО (г) =2 Fe (к) +3СО 2(г) , если энтальпии образования Fe 2 O 3(к) , СО (г) и СО 2(г) соответственно равны (кДж/моль): -822,7; -110,6 и -394,0. Решение 1.Вычисляем тепловой эффект реакции ( Δ H ), используя следствие из закона Гесса. 9 ( ) ( ) ( ) ( ) ( ) ( ) о обр.CO о O обр.Fe о обр.Fe о обр.CO о обр. о обр. х.р. г к 3 2 к г 2 H 3 H H 2 H 3 . в исходн.в H ции прод.р H H Δ + Δ − Δ + Δ = = − Δ − Δ = Δ ∑ ∑ Так как энтальпия образования простого вещества принимается равной нулю то, ( ) ( ) 0 H о обр. к = Δ Fe . Тогда ( ) 2 27 7 110 3 7 822 0 394 3 H х.р. , , , , − = ⋅ + + − ⋅ = Δ кДж 2. Проведем расчет по термохимическому уравнению: если образуется 2 ⋅ 56г Fe , то выделяется 27,2 кДж; если образуется 1000г Fe , то выделяется х кДж. Решаем пропорцию и получаем 9 242 56 2 2 27 1000 x , , = ⋅ ⋅ = кДж, т.е. выделится 242,9 кДж теплоты. Контрольные вопросы и задачи 1. Что называется тепловым эффектом химической реакции ( Δ H )? 2. Перечислите факторы, влияющие на тепловой эффект химической реакции ( Δ H ). 3. Какие реакции называются экзотермическими и эндотермическими? Приведите примеры. 4. Какой знак имеет тепловой эффект ( Δ H ) для экзотермических и эндотермических реакций? 5. Дайте определение стандартной энтальпии образования сложного вещества ( ) ° обр. ΔH . 6. Дайте формулировку закона Гесса. 7. Сформулируйте следствия из закона Гесса. 8. При взаимодействии 1 моль водорода и 1 моль хлора выделяется 184 кДж. Чему равна энтальпия образования хлористого водорода ( ) г HCl ? 10 9. На разложение 1 моль бромистого водорода на простые вещества требуется затратить 72 кДж теплоты. Чему равна энтальпия образования HBr ? 10. При образовании 2 моль газообразного HCl выделяется 184 кДж. Чему равна энтальпия образования ( ) г HCl ? 11. Чему равен тепловой эффект разложения 1 моль хлористого водорода на простые вещества, если ( ) ( ) = Δ ° г HCl обр. H = -92 кДж/моль? 12. При образовании 2 моль паров воды выделилось 490,2 кДж. Чему равна энтальпия образования ( ) г 2 O H ? 13. При полном сгорании 1 моль водорода в кислороде выделилось 245,1 кДж. Чему равна энтальпия образования ( ) г 2 O H ? 14. Определите тепловой эффект ( Δ H о ) реакции разложения 2 молей йодистого водорода на простые вещества, если ( ) ° ( гг HJ обр. ΔH =26 кДж/моль. 15. Сколько выделится теплоты при сжигании 1 кг алюминия, если ( ) 1675 H . O Al обр 3(k) 2 − = Δ ° кДж/моль. 16. При сжигании какого количества магния выделяется 1000 кДж, если ( ) 2 , 602 ΔH . MgO обр (k) − = ° кДж/моль? 17. Сколько тепла выделяется при разложении 260 г ацетилена 2 2 H C на простые вещества, если ( ) ( ) = ° . H C обр г 2 2 ΔH = 226,9 кДж/моль? 18. Сколько тепла выделится при разложении 4,4 г оксида азота ( I ) на азот и кислород, если ( ) ( ) 6 81 H г 2 O N обр. , = Δ ° кДж/моль. 19. При взаимодействии 10 г водорода с хлором выделяется 920 кДж. Чему равна энтальпия образования ( ) г HCl ? 11 20. Вычислите энтальпию образования оксида фосфора ( V ), если при сгорании 4 г фосфора выделяется 97,2 кДж. 21. При разложении 3 г оксида азота ( II ) на простые вещества выделяется 9,13 кДж. Определите ( ) ( ) ° . NO обр г ΔH . 22. Определите тепловой эффект ( ) o х.р. H Δ реакции 2 Mg (к) + CO 2(г) =2 MgO ( k ) + C ( k ) , если ( ) 2 , 602 H о MgO обр. (k) − = Δ кДж/моль и ( ) ( ) = Δ о CO обр. г 2 H = -393,5кДж/моль. Вычислите, сколько потребуется теплоты для сгорания 2,4 г магния в диоксиде углерода. 23. Сероуглерод сгорает согласно уравнению CS 2(ж) + 3 O 2(г) = CO 2(г) + 2 SO 2(г) , о х.р. H Δ = -1103 кДж. Рассчитайте стандартную энтальпию образования сероуглерода, если ( ) ( ) 8 296 H о SO обр. г 2 , − = Δ кДж/моль и ( ) ( ) 5 393 H о CO обр. г 2 , − = Δ кДж/моль. Вычислите, сколько теплоты выделится при сгорании 150 г сероуглерода. 24. Определите стандартную энтальпию химической реакции 4 NH 3(г) + 5О 2(г) = 4 NO (г) + 6 H 2 O (ж) , если ( ) ( ) = Δ о . NO обр г H = 91,3 кДж/моль, ( ) ( ) 2 46 H о NH обр г 3 , − = Δ кДж/моль и ( ) ( ) 0 286 H о . O H обр ж 2 , − = Δ кДж/моль. Рассчитайте, сколько выделится теплоты при окислении 44,8 л (н.у.) аммиака. 25. Рассчитайте стандартную энтальпию образования пероксида водорода ( ) ( ) о O H обр. ж 2 2 ΔH , если его разложение происходит по реакции ( ) ( ) ( ) г 2 ж 2 ж 2 2 O O 2H O H 2 + = = о х.р. ΔH 12 = -196,4 кДж, а ( ) ( ) 0 286 H о . O H обр ж 2 , − = Δ кДж/моль. Сколько выделится теплоты при разложении 100 г пероксида водорода? 26. Рассчитайте, сколько потребуется теплоты для получения 650 г цинка по реакции ZnO + C = Zn + CO , если ( ) ( ) 6 110 H o CO г , − = Δ кДж/моль, а ( ) 8 , 348 H o ZnO (K) − = Δ кДж/моль. 1. Рассчитайте стандартную энтальпию образования H 2 S (г) , если при его сгорании по уравнению 2 H 2 S (г) +3 O 2(г) =2 H 2 O (г) +2 SO 2(г) выделяется 1037 кДж, а ( ) ( ) 8 241 H o O H обр. г 2 , − = Δ кДж/моль, ( ) 297 H o ) обр.(SO г 2 − = Δ кДж/моль. Вычислите, сколько тепла выделится при сгорании 11,2 л (н.у.) H 2 S . 2. Сера сгорает в закиси азота ( N 2 O ) согласно уравнению 2 N 2 O (г) + S (ромб.) =2 N 2(г) + SO 2(г) . Сколько тепла выделится при сгорании 5 г ромбической серы в закиси азота, если ( ) 6 81 H o O обр.N г 2 , = Δ кДж/моль, а ( ) ( ) 8 296 H о SO обр. г 2 , − = Δ кДж/моль? Домашние задания. Термохимия Вариан т 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 Ном ера вопрос ов 1 2 3 4 5 6 7 1 2 3 4 5 6 7 9 10 11 12 13 14 8 14 8 9 10 11 12 13 17 18 18 20 21 15 16 20 21 15 16 17 18 19 25 26 27 28 22 23 24 26 27 28 22 23 24 25 КИНЕТИКА Скорость химических реакций и химическое равновесие 13 Скорость химических реакций, влияние на нее концентрации реагирующих веществ и температуры. Катализ. Необратимые и обратимые реакции. Константа химического равновесия. Правило Ле Шателье. Смещение химического равновесия. Химическая кинетика – это учение о скоростях химических реакций и механизмах их протекания. Системой в химии называется часть пространства, заполненная веществом и отграниченная от окружающей среды воображаемой или реальной поверхностью раздела. Система состоит из одной или нескольких фаз. Фазой называется совокупность всех однородных частей системы, обладающих одинаковым химическим составом и свойствами и отделенных от остальных частей системы поверхностью раздела, при переходе через которую свойства системы изменяются скачком. Системы, состоящие из одной фазы, являются гомогенными (смесь газов, растворы), двух или более фаз – гетерогенными (вода жидкая + лед, кристаллы + раствор). Скорость химических реакций в гомогенных системах равна изменению молярной концентрации одного из веществ, участвующих в процессе, за единицу времени. τ Δ Δ ± = C v (моль/л ⋅ с). Скорость химической реакции зависит от природы реагирующих веществ, их концентраций, от температуры и присутствия катализатора. Влияние концентрации реагирующих веществ на скорость химической реакции. Химическое взаимодействие веществ в газообразной среде или в растворе происходит при столкновении молекул этих веществ. Число успешных столкновений при постоянной температуре зависит от действующей массы вещества, которая пропорциональна общему количеству молекул в единице объема или числу молей вещества в единице объема, т.е. 14 молярной концентрации. Зависимость скорости химической реакции от концентрации определяется законом действующих масс : скорость химической реакции пропорциональна произведению молярных концентраций реагирующих веществ, взятых в степенях, соответствующих коэффициентам для этих веществ в уравнении химической реакции. Если уравнение реакции имеет вид ( ) ( ) ( ) , г г г cC bB aA = + то для этой реакции выражение скорости определяется уравнением [ ] [ ] b a B A k v = , где v - скорость реакции; a и b – стехиометрические коэффициенты в уравнении реакции; k – константа скорости; [ A ] и [ B ] – молярные концентрации веществ A и B соответственно. Константа скорости есть скорость химической реакции при концентрациях исходных веществ, равных 1 моль/л; она зависит от природы реагирующих веществ, от температуры и от присутствия катализатора и не зависит от концентрации (давления). Влияние температуры на скорость химической реакции. Зависимость скорости реакции от температуры приближенно может быть выражена правилом Вант-Гоффа, согласно которому при увеличении температуры на каждые 10 градусов скорость химической реакции возрастает в 2-4 раза. Если известна скорость химической реакции v 1 при температуре T 1 , то скорость этой реакции при температуре T 2 может быть вычислена по формуле 10 T T 1 2 1 2 v v − γ ⋅ = , где γ - температурный коэффициент скорости химической реакции, равный 2-4. Скорость реакции в гетерогенных системах. 15 Закономерности, определяющие течение реакций в гомогенных системах, распространяются на гетерогенные системы не в полной мере. Например, в гетерогенной системе газ - твердое тело столкновение между молекулами газа и твердого вещества может происходить лишь на поверхности раздела фаз, таким образом концентрация твердого вещества в целом (масса твердой фазы) не влияет на скорость реакции. При восстановлении оксида железа ( II ) водородом ( ) → + г 2 (k) H FeO скорость реакции не зависит от концентрации FeO и пропорциональна только концентрации водорода, т.е. [ ] 2 H k v = . Гетерогенная реакция протекает на поверхности раздела фаз, поэтому, чем больше поверхность соприкосновения, тем выше скорость реакции. Вот почему твердые вещества значительно быстрее реагируют в измельченном состоянии. Катализ. Катализом называется изменение скорости химической реакции под влиянием присутствующего в реагирующей системе постороннего вещества, состав и количество которого к концу реакции остаются без изменения. При гомогенном катализе взаимодействующие вещества и катализатор составляют однофазную систему (например, взаимодействие газов NH 3 и HCl в присутствии паров H 2 O ). При гетерогенном катализе реагирующие вещества и катализатор находятся в разных фазах (например, воспламенение смеси водорода и кислорода на поверхности твердого вещества – платиновой черни). Явление катализа широко используется в химической промышленности. Химическое равновесие. Все химические реакции можно разделить на два типа: необратимые и обратимые. Обратимыми называются реакции, протекающие одновременно в двух противоположных направлениях; необратимыми – реакции, протекающие практически до конца в одном направлении. 16 Число необратимых реакций ограничено; большинство реакций обратимы. Для обратимой химической реакции aA + bB mM + nN , протекающей в гомогенной системе, скорости прямого ( v ) и обратного ( v ) процессов определяются уравнениями: n m b a [N] [M] k v и [B] [A] k v ⋅ = ⋅ = . При этом скорость прямой реакции ( v ) уменьшается, а скорость обратной реакции ( v ) увеличивается. В момент установления равновесия прямая и обратная реакции не прекращаются, а продолжают протекать в противоположных направлениях с равными скоростями, т.е. v v = . Тогда n p m p b p a p [N] [M] k [B] [A] k = и соотношение между концентрациями реагирующих веществ имеет вид b p a p n p m p [B] [A] [N] [M] k k K ⋅ ⋅ = = , где K - константа равновесия (величина постоянная для данной температуры); [ A ] p , [ B ] p , [ M ] p и [ N ] p – равновесные молярные концентрации веществ A , B , M , и N ; a , b , m , n – стехиометрические коэффициенты. Константой равновесия называется отношение констант скоростей прямой и обратной реакций при постоянной температуре. Её величина может быть рассчитана как отношение произведения равновесных концентраций продуктов реакции, взятых в степенях, равных стехиометрическим коэффициентам, к произведению равновесных концентраций исходных веществ, также взятых в степенях, равных стехиометрическим коэффициентам. 17 Константа равновесия зависит от природы реагирующих веществ и температуры и не зависит от концентрации реагирующих веществ. Для равновесной системы, если реакция протекает в гетерогенных условиях, например С aCO 3(к) С aO (к) + CO 2(г) , выражение константы равновесия будет иметь вид K =[ CO 2 ] p , так как концентрации твердых веществ ( CaCO 3 и CaO ),определяемые числом молей вещества в единице его объема, есть величины постоянные и в выражении K не пишутся. Смещение химического равновесия. Положению равновесия системы реагирующих веществ соответствует такое её состояние, при котором скорости прямой и обратной реакций равны. При изменении внешних условий происходит изменение положения равновесия, так называемое смещение равновесия. Если равновесие смещается вправо, это означает, что в равновесной системе увеличиваются концентрации продуктов, если влево – концентрации исходных веществ. Направление смещения равновесия системы при изменении концентрации, температуры или давления определяется принципом Ле Шателье . Если на систему, находящуюся в равновесии, воздействовать извне, изменяя условия, определяющие положение равновесия, то оно сместится в таком направлении, что оказанное воздействие уменьшится. Влияние различных факторов на положение химического равновесия рассмотрим на примере равновесной системы N 2(г) + 3 H 2(г) 2 NH 3(г) ; Δ H х.р. <0, в которой прямая реакция протекает с выделением тепла. В каком направлении будет смещаться равновесие в этой системе при увеличении давления и понижении температуры? Согласно принципу Ле Шателье, повышение давления смещает равновесие в направлении понижения давления т.е. в сторону химической реакции, идущей с уменьшением числа молей газообразных веществ. Объем исходных газов ( N 2 + 3 H 2 ) в два 18 раза больше объема продукта 2 NH 3 . Поэтому при увеличении давления в системе произойдет смещение равновесия в сторону прямой реакции, т.е. слева направо. Повышение температуры вызывает смещение равновесия в сторону химической реакции, протекающей с поглощением тепла, а понижение температуры - в сторону химической реакции, идущей с выделением тепла, т.е. слева направо. Смещение равновесия происходит также при изменении концентрации реагирующих веществ. Повышение концентрации какого-либо реагента смещает равновесие в сторону химической реакции, ведущей к уменьшению концентрации этого реагента. Поэтому для получения максимального выхода аммиака в данной реакции надо увеличить концентрации азота или водорода или уменьшить концентрацию конечного продукта – аммиака. Примеры решения задач Пример 1 . Как изменится скорость реакции 2 H 2 + O 2 → , если давление увеличить в три раза? Решение . По закону действующих масс скорость реакции v = k [ H 2 ] 2 [ O 2 ]. Если давление увеличить в три раза, то и концентрации H 2 и O 2 увеличатся во столько же раз. Скорость реакции в новых условиях будет v ’ = k ⋅ (3[ H 2 ]) 2 ⋅ (3[ O 2 ])=27 k [ H 2 ] 2 [ O 2 ], т.е. увеличится в 27 раз. Пример 2 . Во сколько раз увеличится скорость реакции при повышении температуры от 10 до 100 ° С, если коэффициент γ равен двум? Решение. По правилу Вант-Гоффа 10 T T T T 1 2 1 2 γ v v − ⋅ = , отсюда 19 512 2 2 v v 3 10 10 100 10 100 = = = − раз. Пример 3 . Реакция протекает по уравнению N 2 + 3 H 2 2 NH 3 . Определить исходные концентрации веществ N 2 и H 2 , если равновесные концентрации составляли (моль/л): [ N 2 ]=0,2; [ H 2 ]=0,3 и [ NH 3 ]=0,25. Решение 1-й способ Из условия задачи следует, что в исходной смеси аммиака не было, т.е. его концентрация была равна нулю. Согласно уравнению реакции для образования 2 моль аммиака расходуются 1 моль азота и 3 моль водорода. Тогда для получения 0,25 моль NH 3 потребуется 2 1 ⋅ 0,25=0,125 моль и 2 3 ⋅ 0,25=0,375 моль H 2 . Отсюда исходные концентрации N 2 и H 2 будут равны (моль/л): [ N 2 ] исх =0,125+0,2=0,325 [ H 2 ] исх =0,375=0,3=0,675 2-й способ. Обозначим исходные концентрации N 2 и H 2 через а, в соответственно. Начальная концентрация аммиака равна нулю. Исходные концентрации веществ являются произвольными величинами и никак не связаны между собой. Пусть из имеющихся а моль/л азота в реакцию вступит х моль/л. По уравнению реакций с х моль/л азота прореагирует 3х моль/л водорода и образуется 2х моль/л аммиака. Поскольку реакция обратима и процесс стремится к равновесию, то при установлении равновесия концентрации азота и водорода уменьшатся и станут (моль/л) [ N 2 ] рав =а-х, [ H 2 ] рав =в-3х, а концентрация аммиака увеличится и станет: [ NH 3 ] рав. = 0 + 2х моль/л. 20 На основании приведенных рассуждений составим таблицу: Уравнение реакции Концентрации моль/л N 2 + 3 H 2 2NH 3 начальные а в 0 прореагировавшие х 3х - образовавшиеся - - 2х равновесные а-х в-3х 2х Обратимся к условию задачи. Обратимся к условию задачи. [ N 2 ] рав = а-х = 0,2 моль/л [ H 2 ] рав = в-3х = 0,3 моль/л [ NH 3 ] рав = (0+2х) = 0,25 моль/л. Из последнего соотношения определяем величину х: х = 0,25:2 = 0,125 моль/л. Тогда [ N 2 ] нач = а = 0,2+0,125 = 0,325 моль/л [ H 2 ] нач = в = 0,3 + 3 ⋅ 0,125 = 0,675 моль/л Ответ на вопрос получен. Пример 4. Для равновесной системы CO + H 2 O (пар) H 2 + CO 2 K =1,0 при 830 ° С. Определить равновесные концентрации всех веществ, если начальные концентрации (моль/л): [ CO 2 ]=2; [ H 2 O ]=3. Решение. Уравнение константы равновесия имеет вид 0 , 1 O] [H [CO] ] [CO ] [H p 2 p p 2 p 2 = ⋅ ⋅ Составим следующую таблицу: CO + H 2 O H 2 + CO 2 Начальные концентрации 2 3 - - 21 К моменту установления равновесия прореагировало молей x x - - Образовалось молей - - x x Равновесная концентрация 2-x 3-x x x Тогда , 1 x) x)(3 (2 x 2 = − − откуда x=1,2. Следовательно, равновесные концентрации (моль/л): [ CO 2 ]=2-1,2=0,8 [ H 2 O ]=3-1,2=1,8 [ H 2 ]=[ CO 2 ]=1,2. Контрольные вопросы и задачи 1. Дайте определение понятий «система», «фаза». Приведите примеры одно-, двух- и трехфазных систем. 2. Какую систему называют гомогенной, какую – гетерогенной? Приведите примеры гомогенной и гетерогенной систем. 3. Какие реакции называются гомогенными, какие – гетерогенными? Приведите примеры гомогенной и гетерогенной реакций. 4. Скорость химической реакции. Перечислите факторы, влияющие на скорость гомогенной химической реакции. 5. Сформулируйте закон действующих масс. Почему скорость химической реакции зависит от концентрации реагирующих веществ? 22 6. Константа скорости химической реакции, её физический смысл. От каких факторов она зависит? 7. Влияние температуры на скорость химической реакции. Правило Вант-Гоффа. Температурный коэффициент скорости реакции. 8. От каких факторов зависит скорость гетерогенной химической реакции? Объясните влияние величины поверхности раздела реагирующих веществ на скорость реакции. 9. Обратимые и необратимые реакции. Приведите примеры. 10. Как изменяются скорости прямой и обратной реакций с течением времени? 11. Какое состояние системы реагирующих веществ называется химическим равновесием? 12. Принцип Ле Шателье. Рассмотрите его применение на примере реакции N 2 O 4(г) 2 N О 2(г) ; Δ H х.р. >0. 13. Что означает «смещение равновесия вправо или влево»? 14. Константа химического равновесия. Зависит ли константа химического равновесия от концентраций веществ, от температуры? Почему? II .Составьте математическое выражение закона действующих масс для следующих реакций? 15. CH 4(г) + 2 O 2(г) → 16. PCl 5(г) + Cl (г) → 17. 2 HCl (г) + O 2(г) → 18. CO (г) + Cl 2(г) → 19. 2 NO (г) + Cl 2(г) → 20. 4 NH 3(г) + 3 O 2 → 21. 2 SO 2(г) + O 2(г) → Cr 2 O 3(к) + 3 CO (г) → C (к) + 2 N 2 O (г) → 3 Ca (к) + N 2(г) → Fe 2 O 3(к) + 3 H 2(г) → MgO (к) + CO 2(г) → Mg (к) + H 2 O (г) → 2 B (к) + 3 F 2(г) → 23 III . Составьте уравнение константы равновесия и укажите, в каком направлении сместится равновесие: а) при повышении температуры; б) при повышении давления. 22. 2 NO (г) + O 2(г) 2 NO 2(г) ; Δ H <0 23. CaCO 3(к) CaO (к) + CO 2(г) ; Δ H >0 24. Cl 2(г) + H 2(г) 2 HCl (г) ; Δ H <0 25. SO 2(г) + NO 2(г) SO 3(г) + NO (г) ; Δ H <0 26. CH 4(г) + CO 2(г) 2 CO (г) + 2 H 2(г) ; Δ H >0 27. NH 3(г) + HCl (г) NH 4 Cl (к) ; Δ H <0 28. Fe 3 O 4(к) + 4 H 2(г) 4 H 2 O (г) + 3 Fe (к) ; Δ H >0 IV . Задачи. 3. Как изменится скорость прямой реакции N 2(г) + O 2(г) 2 NO (г) , если концентрация азота увеличится в 5 раз, а концентрация кислорода одновременно уменьшится в 4 раза? 30. Как изменится скорость прямой и обратной реакций в системе 2 NO (г) + O 2(г) 2 NO 2(г) , находящейся в закрытом сосуде, если увеличить давление в 4 раза? 31. Как изменится скорость прямой реакции 2 H 2(г) + O 2(г) 2 H 2 O (г) , если объем газовой смеси уменьшится в 3 раза? 32. Скорость реакции при повышении температуры на 20 ° С возросла в 9 раз. Определите температурный коэффициент скорости этой реакции. 33. Температурный коэффициент скорости реакции равен 2,5. При какой температуре следует проводить реакцию, если скорость реакции, проводимой при 50 ° С, нужно уменьшить в 6,25 раза? 34. Взаимодействие между оксидом углерода ( II ) и хлором идет по уравнению CO (г) + Cl 2 (г) COCl 2 (г) . Начальные концентрации [ CO ]=0,3 моль/л, а [ Cl 2 ]=0,2 моль/л. Как 24 изменится скорость прямой реакции, если концентрацию оксида углерода увеличить до 1,2 моль/л, а хлора – до 0,6 моль/л. 35. Взаимодействие NO с Cl 2 идет по уравнению 2 NO (г) + Cl 2(г) 2 NOCl (г) . В начальный момент времени концентрации исходных веществ были: [ NO ]=0,5 моль/л, [ Cl 2 ]=0,3 моль/л. Как и во сколько раз изменится скорость реакции к моменту, когда концентрация хлора уменьшится на 0,1 моль/л 36. Равновесие реакции N 2(г) + 3 H 2(г) 2 NH 3(г) при некоторой температуре установилось при следующих концентрациях (моль/л): [ N 2 ]=3; [ H 2 ]=9; и [ NH 3 ]=4. Найти начальные концентрации водорода и азота. 37. Равновесие реакции 2 SO 2(г) + O 2(г) 2 SO 3(г) наступило при концентрации [ SO 2 ]=0,01 моль/л. Исходные концентрации были равны: [ SO 2 ]=0,03 моль/л и [ O 2 ]=0,025моль/л. Вычислить равновесные концентрации SO 3 и O 2 . 38. Реакции протекают по уравнению A 2 B 2(г) 2 AB (г) . Константа равновесия при некоторой температуре равна 3,6. Определить равновесную концентрацию [ AB ], если равновесная концентрация [ A 2 B 2 ]=0,004 моль/л. 39. При некоторой температуре константа равновесия COCl 2(г) CO (г) + Cl 2(г) равна 0,072. Определите равновесные концентрации оксида углерода ( II ) и хлора, если исходная концентрация фосгена (С OCl 2 ) была равна 0,32 моль/л. 40. Исходные концентрации метана и оксида углерода ( IV ) в системе CH 4(г) + CO 2(г) 2 CO (г) + 2 H 2(г) составляли соответственно 0,4 моль/л и 0,6 моль/л. Вычислите константу равновесия, если к моменту наступления равновесия прореагировало 25% метана. 41. При некоторой температуре равновесная концентрация SO 3 в системе 2 SO 2(г) + O 2(г) 2 SO 3(г) оказалось равной 0,04 моль/л, при этом 40% SO 2 превратилось в SO 3 . Вычислите 25 исходную концентрацию SO 2 , если исходная концентрация O 2 составляла 0,2 моль/л. 42. В сосуде объемом 15 л содержалось 3,15 моль COCl 2 .При некоторой температуре в системе установилось равновесие COCl 2(г) CO (г) + Cl 2(г) ; при этом количество COCl 2 уменьшилось в 3 раза. Вычислите равновесные концентрации всех веществ. Домашние задания. Кинетика Вари ант 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 Н о м е р а в оп ро с ов 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 16 17 18 19 20 21 15 21 15 16 17 18 19 20 24 25 26 27 28 22 23 27 28 22 23 24 25 26 32 33 34 35 29 30 31 33 34 35 29 30 31 32 40 41 42 36 37 38 39 39 40 41 42 36 37 38 Типовой билет проверочной работы по теме «Кинетика и термохимия» 1. Как зависит скорость химической реакции от температуры и почему? 2. Взаимодействие CO с Cl 2 идет по уравнению CO (г) + Cl 2(г) COCl 2(г) . Концентрации [ CO ] н =0,3 моль/л и [ Cl 2 ] н = 0,2 моль/л. Как и во сколько раз изменится скорость реакции через некоторый интервал времени, когда концентрация хлора уменьшится до 0,1 моль/л? 3. В закрытом сосуде протекает реакция 2 NO (г) + O 2(г) 2 NO 2(г) . Определите константу равновесия этой реакции при некоторой постоянной температуре, если начальные концентрации веществ равны (моль/л): [ NO ]=0,08; [ O 2 ]=0,06, а к моменту установления равновесия в смеси осталось 20% от первоначального количества NO (г) . 4. Сформулируйте закон Гесса. Определите стандартную энтальпию образования фосфата кальция по уравнению 26 3 CaO (к) + P 2 O 5 = Ca 3 ( PO 4 ) 2 , если ( ) 5 , 635 ΔH о ) обр.(CaO k − = кДж/моль, ( ) 1492 ΔH о ) O обр.(P k 5 5 − = кДж/моль, 739 ΔH о х.р. − = кДж/моль. Библиографический список 1. Глинка Н.Л. Общая химия.-М.:Химия, 1988.- С. 158-196. 2. Коровин Н.В. Общая химия.-М.: Высшая школа, 1988.- C 84-140 . 27 Подп. В печ. 15.07.03. Форм.бум.60ч841/16,Бум. №1. Гарнитура «Таймс». Объем 1,39 усл.п.л. Усл.кр.-отт. 1,39. Уч.-изд.л. 1,5. Тираж экз. Зак. Лицензия Минпечати Российской Федерации Серия ИД №06302 от 19 ноября 2001 г. 105066, Москва, ул. Старая Басманная, 21/4 28
  • Дата публикации: 26 Октябрь 2010
  • Владелец: alexsey.shirkin
  • Просмотров: 4600

"Термохимия и Кинетика"

Обратить внимание администрации на недопустимое содержимое документа