Методичка ко второй РК

12

Методические указания и задания к контрольной работе по химии: Закономерности химических процессов.

I. Методические указания.

1. Общие положения.

Закономерности химических процессов являются предметом изучения двух разделов хи­мии: химической термодинамики и химической кинетики.

Химическая термодинамика изучает энергетические эффекты реакций, их направ­ление и пределы самопроизвольного протекания.

Объект изучения в химической термодинамике — термодинамическая система (в дальнейшем просто система) — это совокупность взаимодействующих веществ, мысленно или реально обособленная от окружающей среды.

Система может находиться в различных состояниях. Состояние системы определяется численными значениями термодинамических параметров: температуры, давления, концен­траций веществ и пр. При изменении значения хотя бы одного из термодинамических параметров, например, температуры происходит изменение состояния системы. Изменение состояния системы называется термодинамическим процессом или просто процессом.

Процессы могут протекать с различными скоростями. Изучением скоростей процессов и факторов, влияющих на них, занимается раздел химии, называемый химической кинетикой.

В зависимости от условий перехода системы из одного состояния в другое, в химической термодинамике различают несколько типов процессов, простейшими из которых являются изо­термический, протекающий при постоянной температуре (Т=соnst), изобарный, протекающий при постоянном давлении (р=соnst), изохорный, протекающий при постоянном объёме (V=соnst) и адиабатический, который осуществляется без обмена теплотой между системой и окружающей средой (q=соnst). Наиболее часто в химической термодинамике реакции рассматриваются как изобарно-изотермические (р=соnst, Т==соnst) или изохорно-изотермические (V=соnst, Т==соnst) процессы.

Чаще всего в химической термодинамике рассматриваются реакции, притекающие в стандартных условиях, т.е. при стандартной температуре и стандартном состоянии всех веществ. В качестве стандартной принята температура 298К. Стандартным состоянием вещества является его состояние при давлении 101,3 кПа. Если вещество находится в растворе, за стан­дартное принимается его состояние при концентрации 1 моль/л.

Предметом рассмотрения химической термодинамики являются процессы. Для ха­рактеристики процессов химическая термодинамика оперирует особыми величинами, называе­мыми функциями состояния: U — внутренняя энергия. Н — энтальпия, S — энтропия, G — энергия Гиббса и F — энергия Гельмгольца. Количественными характеристиками любого процесса являются изменения функций состояния, которые и определяются методами химической термодинамики: U, H, S, G, F.

2. Термохимические расчёты.

(Задачи №№1—20)

Термохимический расчёт заключается в определении теплового эффекта реакции (теплоты реакции). Теплотой реакции, называется количество выделенной или поглощённой теплоты q. Если в ходе реакции теплота выделяется, такая реакция называется экзотермической, если теплота, поглощается, реакция называется эндотермической.

Численное значение теплоты реакции зависит от способа её проведения. В изохорном процессе, проводимом при V=соnst, теплота реакции qv = U, в изобарном процессе при
р = соnst тепловой эффект qp = H. Таким образом, термохимический расчёт заключается в определении величины изменения или внутренней энергии, или энтальпии в ходе реакции. Поскольку подавляющее большинство реакций протекает в изобарных условиях (например, это все реакции в открытых сосудах, протекающие под атмосферным давлением), при проведении термохимических расчётов практически всегда производится расчёт Н. Если Н < 0, то реакция экзотермическая, если же Н > 0, то реакция эндотермическая.

Термохимические расчёты производятся, используя следствие из закона Гесса: тепловой эффект реакции равен сумме теплот (энтальпий) образования продуктов реакции за вычетом суммы теплот (энтальпий) образования реагентов.

Запишем в общем виде уравнение реакции: аА + bВ = сС + dD. Согласно следствию из закона Гесса теплота реакции определяется по формуле:

Н = (cН _{обр, С} + dН _обр,_D) — (аН _обр,А + bН _обр,В) (2.1)

где Н — теплота реакции; Н обр — теплоты (энтальпии) образования, соответственно, продуктов реакции С и D и реагентов А и В; с, d, а, b — коэффициенты в уравнении реакции, называемые стехиометрическим и коэффициентами.

Базовыми величинами в формуле (2.1) являются теплоты (энтальпии) образования реагентов и продуктов. Теплотой (энтальпией) образования соединения называется тепловой эффект реакции, в ходе которой образуется 1 моль этого соединения из простых веществ, находящихся в термодинамически устойчивых фазах и модификациях¹⁾. Например, теплота образования воды в парообразном состоянии равна половине теплоты реакции, выражаемой уравнением: 2Н₂(г) + О₂(г) = 2Н₂О (г). Размерность теплоты образования — кДж/моль.

В термохимических расчётах теплоты реакций, как правило, определяются для стандартных условий, для которых формула (2.1) приобретает вид:

Н^°₂₉₈ = (СН^° _{298,обр,С} + dН^° _298,обр,D) — (аН^° _298,о6р,A + bН^° _{298, обр,В}) (2.2)

где Н°₂₉₈ — стандартная теплота реакции в кДж (стандартность величины указывается верхним индексом "О" ) при температуре 298К. а Н° _298,обр. — стандартные теплоты (энтальпии) образования соединений также при температуре 298К. Значения Н°298,обр. определены для всех соединений и являются табличными данными.²⁾

Пример 2.1. Расчёт стандартного теплового эффекта реакции, выраженной уравнением: СаСО₃(т) =СаО(т) + СО₂(г).

В соответствии со следствием из закона Гесса записываем:

Н⁰298 = (Н^° _{298,обр,С аО} + Н^° _{298,обр.СО2}) — Н° _{298,обр,СаСО3}

Подстановка в записанную формулу табличных значений стандартных теплот образования соединений приводит к следующему результату:

Н°₂₉₈ = ((-635,1) + (-393,51)) — (-1206) = 177,39 кДж.

Как видно, Н°₂₉₈ ^>0, что указывает на эндотермический характер данной реакции.

В термохимии тепловые эффекты принято указывать в уравнениях реакций. Такие уравнения с обозначенным тепловым эффектом называются термохимическими.

Термохимическое уравнение рассматриваемой реакции записывается:

СаСО3(т) = СаО(т) + СО₂(г); Н°₂₉₈ = 177,39 кДж.

Пример 2.2. Расчёт стандартной теплоты реакции выраженной уравнением:

4NH 3(г) + 5О₂(г) = 4NO(г) + 6Н₂О(г).

Согласно следствию из закона Гесса записываем³⁾:

Н°₂₉₈ = (4Н°_{298,обр.NО} + 6Н^°_{298,обр,H2O}) — 4Н° _298,об,NH3

Подставив табличные значения стандартных теплот образования соединений, представленных в формуле, получим:

Н°₂₉₈ = (4(90,37) + 6(-241,84)) — 4(-4б,19) = - 904.8 кДж.

Отрицательный знак теплоты реакции указывает на экзотермичность процесса.

Записываем термохимическое уравнение данной реакции

4NH3(г) + 5О₂(г) = 4NO(г) + 6Н₂О(г); Н°₂₉₈ = - 904,8 кДж

_______________________________________________________________________________

¹⁾ Состояния веществ в уравнениях реакций указываются с помощью буквенных индексов: (к) — кристаллическое, (т) — твёрдое, (ж) — жидкое, (г) — газообразное, (р) — растворённое.

²⁾ По определению, Н°_298,обр. простых веществ равны нулю.

³⁾ Н°_{298,обр,О2} в формуле не фигурирует ввиду её равенства нулю.

Тепловой эффект в термохимическом уравнении относится к количествам веществ, обозначенным стехиометрическими коэффициентами. Так, в рассмотренном примере 2.2.запись Н°₂₉₈ = - 904,8 кДж означает, что такое количество теплоты выделяется, если взаимодействуют 4 моля NНз с 5 молями О₂, в результате чего образуется 4 моля NO и 6 молей Н₂О. Если же количества участников реакции будут иными, другим будет и значение теплового эффекта.

Пример 2.3. Расчёт теплоты реакции, рассмотренной в. примере 2.2., если:

а) в реакции участвуют 2 моля О₂;

Ь) в реакции участвуют 34г. NН_з;

с) в реакции образуется 11,2л. NO.

Пусть х — неизвестное значение теплового эффекта, которое находится из следующих пропорций:

а) Решается пропорция: 2/5 = х (-904,8). Откуда х = 2(-904,8)/5 = - 361,92 кДж.

b) По массе 1 моль NH₃ равен 17г. (масса 1 моля в граммах численно равна сумме атомных масс). Следовательно, число молей NH₃, участвующих в реакции, равно:

п = 34/17 = 2. Согласно этому составляем пропорцию: 2/4 = х/(-904,8).
Откуда х = 2(-904,8)/4 = - 452,4 кДж.

с) В соответствии с законом Авогадро, 1 моль любого газа при нормальных условиях занимает объём 22,4 литра. Поэтому число молей NO образующихся в реакции, равно:

п = 11,2/22,4 = 0,5. Составляем пропорцию: 0,5/4 = х/(-904,8). Откуда х = 0,5(-904,8)/4 = -113,1 кДж.

Тепловые эффекты реакций конечно же зависят от условий их протекания, однако эта за­висимость выражена слабо. В интервале температур и давлений, имеющем практическое значение, изменение величины теплоты реакций, как правило, не превышает 5%. Поэтому в большинстве термохимических расчётов для любых условий величину теплоты реакции принимают равной стандартному тепловому эффекту.

3. Энергия Гиббса химической реакции.

(Задачи №№21—40)

Энергией Гиббса реакции называется изменение энергии Гиббса G при протекании химической реакции. Так как энергия Гиббса системы С = Н — ТS, её изменение в процессе определяется по формуле:

G = Н –ТS. (3.1)

где Т — абсолютная температура в Кельвинах.

Энергия Гиббса химической реакции характеризует возможность её самопроизвольного протекания при постоянном давлении и температуре при р, Т=соnst). Если G < 0, то реакция может протекать самопроизвольно, при G > 0 самопроизвольное протекание реакции невозможно, если же G = 0, система находится в состоянии равновесия.

Для расчёта энергии Гиббса реакции по формуле (3.1) отдельно определяются Н и S. При этом в большинстве случаев используется слабая зависимость величин изменения энтальпии Н и энтропии S от условий протекания реакции, т.е. пользуются приближениями:

Н = Н°₂₉₈ и S = S°₂₉₈. (3.2)

Стандартную теплоту реакции Н°₂₉₈ определяют, используя следствие из закона Гесса по уравнению (2.2), а стандартную энтропию реакции аА + bВ = сС + dD рассчитывают по формуле:

S°₂₉₈= (сS°_298,С + dS°_298,D) — (aS°_298,А + bS°_298,B) (3.3)