Сетевая библиотекаСетевая библиотека

ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА 1 ещё одна по химии

Дата публикации: 14.12.2011
Тип: Текстовые документы DOC
Размер: 149 Кбайт
Идентификатор документа: -30079198_32616751
Файлы этого типа можно открыть с помощью программы:
Microsoft Word из пакета Microsoft Office
Для скачивания файла Вам необходимо подтвердить, что Вы не робот

Предпросмотр документа

Не то что нужно?


Вернуться к поиску
Содержание документа
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА №1
ХИМИЧЕСКАЯ ТЕРМОДИНАМИКА
Работу выполнил Работу принял__________________
Дата выполнения_______________ Отметка о зачете________________

1. Основные понятия.
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.
По характеру энерго- и массообмена с окружающей средой системы подразделяются на изолированные, закрытые и открытые: изолированные системы не обмениваются с окружающей средой ни массой (Δm = 0), ни энергией (ΔU = 0); в закрытых системах имеет место только энергообмен ((Δm = 0, ΔU≠0); открытые системы обмениваются с окружающей средой и массой (Δm≠0) и энергией (ΔU≠ 0).
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).
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 (T=const), изобарный, протекающий при постоянном давлении (p=const) и изохорный, протекающий при постоянном объёме (V=const). Изотермический процесс называется изобарно-изотермическим, если он протекает при постоянном давлении (p=const, T=const), и изохорно-изотермическим, если в ходе процесса неизменным остаётся объём (V=const, T=const).
Чаще всего в химической термодинамике рассматриваются реакции, протекающие 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.
Химическая термодинамика изучает не свойства термодинамических систем, а термодинамические 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. В любом процессе происходит изменение всех функций состояния. Поэтому задачей химической термодинамики является не определение значений функций состояния для каждого конкретного состояния системы, а определение их изменения в термодинамическом процессе: ΔU, ΔН, ΔS, ΔG, ΔF.
2. Теплота реакции и термохимические расчёты.
Теплотой реакции (тепловым эффектом реакции) называется количество выделенной или поглощённой теплоты Q. Если в ходе реакции теплота выделяется, такая реакция называется экзотермической, если теплота поглощается, реакция называется эндотермической.
Теплота реакции определяется, исходя из первого закона (начала) термодинамики, математическим выражением которого в его наиболее простой форме для химических реакций является уравнение:
Q = ΔU + рΔV (2.1)
где Q - теплота реакции, ΔU - изменение внутренней энергии, р -давление, ΔV - изменение объёма.
Термохимический расчёт заключается в определении теплового эффекта реакции. В соответствии с уравнением (2.1) численное значение теплоты реакции зависит от способа её проведения. В изохорном процессе, проводимом при V=const, теплота реакции QV=ΔU, в изобарном процессе при p=const тепловой эффект QP =ΔH. 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 при атмосферном давлении), при приведении термохимических расчётов практически всегда производится расчёт ΔН. Если ΔН<0, то реакция экзотермическая, если же ΔН>0, то реакция эндотермическая.
Термохимические расчёты производятся, используя или закон Гесса, согласно которому тепловой эффект процесса не зависит от его пути, а определяется лишь природой и состоянием исходных веществ и продуктов процесса, или, чаще всего, следствие из закона Гесса: тепловой эффект реакции равен сумме теплот (энтальпий ) образования продуктов за вычетом суммы теплот ( энтальпий ) образования реагентов.
В расчётах по закону Гесса используются уравнения вспомогательных реакций, тепловые эффекты которых известны. Суть операций при расчётах по закону Гесса заключается в том, что над уравнениями вспомогательных реакций производят такие алгебраические действия, которые приводят к уравнению реакции с неизвестным тепловым эффектом.
Пример 2.1. Определение теплоты реакции: 2СО + O2 = 2СO2 ΔН - ?
В качестве вспомогательных используем реакции: 1)С + О2 = С02; ΔН1= -393,51 кДж и 2)2С + О2 = 2СО; ΔН2 = -220,1 кДж, где ΔН/ и ΔН2 - тепловые эффекты вспомогательных реакций. Используя уравнения этих реакций, можно получить уравнение заданной реакции, если вспомогательное уравнение 1) умножить на два и из полученного результата вычесть уравнение 2). Поэтому неизвестная теплота заданной реакции равна:
ΔН = 2ΔH1 - ΔН2 = 2(-393,51) - (-220,1) = -566,92 кДж.
Если в термохимическом расчёте используется следствие из закона Гесса, то для реакции, выраженной уравнением aA+bB=cC+dD, пользуются соотношением:
ΔН =( сΔНобр,с + dΔHoбpD) - (аΔНобрA + bΔНобр,в) (2.2)
где ΔН - теплота реакции ; ΔНoбр - теплоты ( энтальпии ) образования, соответственно, продуктов реакции С и D и реагентов А и В; с, d, a, b - стехиометрические коэффициенты.
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 (2.2) приобретает вид:
ΔН298 = (сΔН298,обр,С + dΔH298,o6p,D) - (аΔН298,обрA + bΔН298,обр,в) (2.3)
где ΔН298 - стандартная теплота реакции в кДж (стандартность величины указывается верхним индексом "0" ) при температуре 298К, а ΔН298,обР - стандартные теплоты (энтальпии) образования также при температуре 298К. Значения ΔН298.обР. определены для всех соединений и являются табличными данными.2* - см. таблицу приложения.
Пример 2.2. Расчёт стандартной теплоты реакции, выраженной уравнением:
4NH3(r) + 5O2(г) = 4NO(г) + 6Н2О(г).
Согласно следствию из закона Гесса записываем 3*:
ΔН0298 =( 4ΔН0298.oбp.No + 6ΔH0298. одр.Н20 ) - 4ΔH0298 обр.NHз. Подставив табличные значения стандартных теплот образования соединений, представленных в уравнении, получим: ΔН298 = (4(90,37) + 6(-241,84)) - 4(-46,19) = - 904,8 кДж.
Отрицательный знак теплоты реакции указывает на экзотермичность процесса.
В термохимии тепловые эффекты принято указывать в уравнениях реакций. Такие уравнения с обозначенным тепловым эффектом называются термохимическими. Например, термохимическое уравнение рассмотренной в примере 2.2 реакции записывается:
4NH3(г) + 502(г) = 4NО(г) + 6Н20(г); ΔН298 = - 904,8 кДж.
Если условия отличаются от стандартных, в практических термохимических расчётах допускается использование приближения:ΔН ≈ ΔН298 (2.4) Выражение (2.4) отражает слабую зависимость величины теплоты реакции от условий её протекания.
3. Энтропия реакции.
Энтропией реакции называется изменение энтропии ΔS, сопутствующее превращению реагентов в продукты реакции. Энтропию реакции аА + ЬВ = сС + dD рассчитывают по формуле:
ΔS = (cSС + dSD) - (aSA + bSB) (3.1)
где ΔS - энтропия реакции ; S - абсолютные значения энтропий продуктов реакции С и D и реагентов А и В; с, d, a, b - стехиометрические коэффициенты.
Энтропия S - единственная функция состояния, абсолютное значение которой можно определить для любого состояния системы. Для 1 моля вещества абсолютное значение энтропии определяется по формуле:S = RlnW (3.2) где R = 8,314 Дж/(мольК) - универсальная газовая постоянная; W - термодинамическая вероятность рассматриваемого состояния - безразмерная величина.
В термодинамических расчётах обычно определяют стандартные энтропии реакций ΔS0298. Для реакции аА + bВ = сС + dD значение стандартной энтропии рассчитывают по формуле:
ΔS298 = (cS298.C + dS298,D) - (aS0298.А + bS298,B) (3.3)
где S298— табличные значения абсолютных стандартных энтропий соединений в Дж/(моль К) - см. таблицу приложения, a ΔS298 - стандартная энтропия реакции в Дж/К.
Если условия отличаются от стандартных, в практических термодинамических расчётах допускается использование приближения: ΔS ≈ ΔS298 (3.4) Выражение (3.4) отражает слабую зависимость величины энтропии реакции от условий её проведения.
Пример 3.1.. Расчёт энтропии реакции, выраженной уравнением
4NH 3(г) + 5O2 (г) = 4NO(г) + + 6Н2O(г), при давлении 202.6 кПа и температуре 500С (773К).
Согласно условию, реакция протекает при практически реальных значениях давления и температуры, при которых допустимо приближение (3.4), т.е ΔS773 ≈ ΔS0298 . Значение стандартной энтропии реакции, рассчитанной по формуле (3.3), равно:
ΔS773 ≈ ΔS0 298 = (4S0298.no + 6S298.H2O) - (4S0298.nh3 + 5S0298.02) = (4*210,62 + 6*188.74) - (4*192,5 + 5*205,03) = 179,77Дж/К
__________________________________
1* Состояния веществ в уравнениях реакций указываются с помощью буквенных индексов: (к) - кристаллическое, (т) - твёрдое, (ж) - жидкое, (г) - газообразное, (р) - растворённое.
2* По определению, ΔН0298обр простых веществ равны нулю.
3* ΔH0298обрО2. в формуле не фигурирует ввиду её равенства нулю.

Поскольку энтропия характеризует степень неупорядоченности системы (её хаотичность) знак изменения энтропии (знак ΔS) можно оценить по уравнению реакции. В рассмотренном примере 3.1 увеличение энтропии (ΔS>0) происходит в связи с увеличением числа молей газа: согласно уравнению реакции из 9 молей реагирующих газов образуется 10 молей газообразных продуктов.

4. Энергия Гиббса реакции.
Энергией Гиббса реакции называется изменение энергии Гиббса ΔG при протекании химической реакции. Так как энергия Гиббса системы G = Н - TS, её изменение в процессе определяется по формуле: ΔG = ΔH-TΔS (4.1)
где Т - абсолютная температура в Кельвинах.
Энергия Гиббса химической реакции характеризует возможность её самопроизвольного протекания при постоянных давлении и температуре. Если ΔG<0, то реакция может протекать самопроизвольно, при ΔG>0 самопроизвольное протекание реакции невозможно, если же ΔG=0, система находится в состоянии равновесия.
Для расчёта энергии Гиббса реакции по формуле (4.1) отдельно определяются ΔН и ΔS. При этом в практических расчётах пользуются приближениями (2.4) и (3.4).
Пример 4.1. Расчёт энергии Гиббса реакции, выраженной уравнением 4NH 3(г) + 5O2 (г) = 4NO(г) + + 6Н2O(г), при давлении 202.6 кПа и температуре 500С (773К).
Согласно условию, реакция протекает при практически реальных значениях давления и температуры. при которых допустимы приближения (2.4) и (3.4), т.е.
ΔН773 ≈ ΔН0298 = - 904.8 кДж = - 904800 Дж. (см. пример 2.2),
а ΔS773 ≈ ΔS0298 = 179,77 Дж/К. (см. пример 3.1).
После подстановки значений ΔH0298 и ΔS298 в формулу (4.1) получаем:
ΔG773 = ΔH773 -773 ΔS773 ≈ΔН0298 -773ΔS0298 = - 904800 – 773*179, ≈1043762 Дж= - 1043,762 кДж.
Полученное отрицательное значение энергии Гиббса реакции ΔG773 указывает на то, что дан ная реакция в рассматриваемых условиях может протекать самопроизвольно.
Если реакция протекает в стандартных условиях при температуре 298К, расчёт её энергии Гиббса ( стандартной энергии Гиббса реакции ) можно производить аналогично расчёту стандартной теплоты реакции по фрмуле, которая для реакции, выраженной уравнением аА + ЬВ = сС + dD, имеет вид:
ΔG298 = (cΔG298,o6p,C + dΔG298,o6p,D) - (aΔG 298,обрА + bΔG 298,обр,в) (4.2)
где ΔG298,o6p. - стандартная энергия Гиббса образования соединения в кДж/моль (табличные значения) - энергия Гиббса реакции, в которой при температуре 298К образуется 1 моль данного соединения, находящегося в стандартном состоянии, из простых веществ, также находящихся в стандартных состояниях4*, a ΔG298 - стандартная энергия Гиббса реакции в кДж.
Пример 4.2. Расчёт стандартной энергии Гиббса реакции, протекающей по уравнению: 4NH 3(г) + 5O2 (г) = 4NO(г) + + 6Н2O(г).
В соответствии с формулой (4.2) записываем5*:
__________________________________________________________
4* Согласно определению, стандартная энергия Гиббса образования простых веществ равна нулю
5* ΔG0298 O2 в выражении не фигурирует ввиду ее равенства нулю

ΔG0298 = (4ΔG0298.no + 6ΔG0298.H2O) - 4 ΔG0298.NHз После подстановки табличных значений ΔG0298.обР получаем: ΔG0298 = (4(86,69) + 6(-228, 76)) - 4(-16,64) = - 959.24 кДж. По полученному результату видно, что так же, как и в примере 4.1, в стандартных условиях рассматриваемая реакция может протекать самопроизвольно
.По формуле (4.1) можно определить температурный диапазон самопроизвольного протекания реакции. Так как условием самопроизвольного протекания реакции является отрицательность ΔG (ΔG<0), определение области температур, в которой реакция может протекать самопроизвольно, сводится к решению неравенства (ΔH-TΔS)<0 относительно температуры.

Пример 4.3. Определение температурной области самопроизвольного протекания реакции, выраженной уравнением: СаСО3(т) = СаО(т) + СO2(г).
Находим ΔH u ΔS. ΔH ≈ ΔH298 = (ΔН0298,СаО + ΔН298,CO2) - ΔН298,CaCO3 = (-635,1 + (-393,51)) - (-1206) = 177,39кДж = 177390 Дж; ΔS ≈ ΔS0298 = (S0298,СаО + S0298.С02) - S0298,СаСОз = (39,7 + 213,6)- 92,9 = 160,4 Дж/К. Подставляем значения ΔН и ΔS в неравенство и решаем его относительно Т: 177390 – Т*160,4<0, или 177390<Т*160,4, или Т>1106. Т.е. при всех температурах, больших 1106К, будет обеспечиваться отрицательность ΔG и, следовательно, в данном температурном диапазоне будет возможным самопроизвольное протекание рассматриваемой реакции.
5. Химическое равновесие.
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 изменяющиеся 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: ΔGT = - 2,3RT Ig Кс (5.2)
ΔGT = - 2,3RT Ig Кр (5.3 )
Пример 5.3. Расчёт константы равновесия реакции СаСОз(т) <=> СаО(т) + ССЫг) при температуре 500С (773К).
Поскольку температура не является стандартной, ΔG0773 определяем по формуле (4.I): ΔG0773 = ΔH0773 - 773 ΔS0773. Необходимые для определения ΔG0773 значения ΔH0773и ΔS0773. возьмём из ранее рассмотренного примера 4.3, а именно: ΔH0773 ≈ ΔH0298 = 177390 Дж и ΔS0773.≈ ΔS0298 = 160,4 Дж/К. Соответственно этим значениям ΔG0773 = 177390 - 773∙160,4 = 53401Дж. Так как один из участников обратимой реакции СО2 - газ, рассчитываем Кр, используя уравнение (5.3):
lg Кр = - ΔG0773/(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, ΔGT <0 - самопроизвольно протекает прямая реакция, если Кс(Кр)1, ΔGT >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 =Vсн3 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.
Уравнение реакции
Тн
Тк
ДТ=Тк-Тн
ДНэксп,кДж
ДНтеор,кДж

Н+(р) + ОЬГ(р) = Н20(р)






СНзСООН(р) +ОН"(р)=СНзСОО'(р)+ Н20(ж)






Экспериментальные значения теплот нейтрализации рассчитываются по формуле:
ΔH0эксп = -[( тк + mщ) С + К ] ΔТ / ( 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 = ΔН298 = … . ΔНтеор2 = ΔН298 = … .
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.
Термодинамическими параметрами являются: 1. объём V; 2.энтропия S; 3. давление Р;
4. теплота Q
Изменение энтальпии определяет: 1. теплоту реакции при V= const; 2. скорость реакции; 3. теплоту реакции при Р= const; 4. направление процесса в обратимой реакции.
Определитезнак ДН для процесса перехода жидкости в пар: 1. ΔН < 0; 2. ΔН > 0: 3. ΔН = 0.
Длякаких 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.
Стандартнаятеплота 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. ΔН298 = 4ΔН298(НС1) - 2ΔН 298(Н20);
4. ΔН298 = ΔН298(Н20) + ΔН298(С12) - ΔН298(НС1) - ΔН298 (02)
Термодинамическим условием равновесия является: 1. ΔН = 0; 2. ΔS< 0; 3. ΔG = 0;
4. ΔG < 0
В уравнении X = ΔН – ТΔSвеличина X означает: 1. константу равновесия;
2. энергию Гиббса реакции; 3. теплоту реакции; 4. Изменение внутренней энергии.
Константа равновесия Кр для реакции 2 СО(г) + 02(г) (2 С02(г) имеет вид:
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. ΔS < 0; 3. ΔS = 0.
Ответы и комментарии.
- 1,3 - см. раздел 1;
- 3 - см. раздел 2;
- 2 - при переходе жидкости в пар происходит поглощение теплоты;
- 2,4 - теплота образования простых веществ равна нулю (см. раздел 2);
- 2 - теплота образования относится к количеству вещества, равному 1 молю (см. раздел 2);
- 1 - согласно следствию из закона Гесса (см. пример 2.2);
- 3 - см. раздел 5;
- 2 - см. уравнение 4.1;
- 3 - см. раздел 5 и пример 5.2;
- 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.
Вещество
ДН298.обр кДж/моль
S298 Дж/моль К
AG298,o6p кДж/моль

ZnO (к)
-349
43.5
- 318.23

ZnS (к)
-201
57.7
- 198.21

S02 (г)
- 296.9
248.1
- 300.2

NH4C1 (к)
-315.39
94.56
- 203.2

NH3(r)
-46.19
192.5
- 16.64

НС1 (г)
-92.3
186.7
- 94.83

02 (г)
0
205.04
0

Н20 (ж)
- 285.84
69.96
- 237.3

СН3СООН (р)
- 484.09
159.83
- 396.7

СН3СОО- (р)
- 485.64
87.58
- 369.36

Н+(Р)
0
0
0

ОН(р)
- 230.02
- 10.71
- 157.35