Категории:

Дом Здоровье Зоология Информатика Искусство Искусство Компьютеры Кулинария Маркетинг Математика Медицина Менеджмент Образование Педагогика Питомцы Программирование Производство Промышленность Психология Разное Религия Социология Спорт Статистика Транспорт Физика Философия Финансы Химия Хобби Экология Экономика Электроника

Глинка Н.Л.Общая химия.- Л.: Химия, 2006 .

Коровин Н.В., Масленникова Г.Н., Мингулина Э.И., Филиппов Э.Л. Курс общей химии.- М.: Высшая школа, 1990 .

Коровин Н.В. Общая химия.- М.: Высшая школа, 2002.

Глинка Н.Л. Задачи и упражнения по общей химии.- Л.:Химия,2008.

Коровин Н.В, Мингулина Э.И., Рыжова Н.Г. Лабораторные работы по химии.- М.:Высшая школа, 2008.

Коровин Н.В. Общая химия.- М.: Высшая школа, 2008.

ТАБЛИЦА ВАРИАНТОВ КОНТРОЛЬНЫХ РАБОТ

номер варианта	номера задач к данному заданию	номер варианта	номера задач к данному заданию
	1 19 37 55 73		16 36 54 72 77
	2 20 38 56 74		17 19 38 56 78
	3 21 39 57 75		18 20 39 57 79
	4 22 40 58 76		1 21 40 58 80
	5 23 41 59 77		3 22 41 59 81
	6 24 42 60 78		4 23 42 60 82
	7 25 43 61 79		5 24 43 61 83
	8 26 44 62 80		6 25 44 62 84
	9 27 45 63 81		7 26 45 63 85
	10 28 46 64 82		8 27 46 64 86
	11 29 47 65 83		9 28 47 65 87
	12 30 48 66 84		10 29 48 66 88
	13 31 49 67 85		11 30 49 67 89
	14 32 50 68 86		12 31 50 68 90
	15 33 51 69 87		13 32 51 69 73
	16 34 52 70 88		14 33 52 70 74
	17 35 53 71 89		15 34 53 71 75
	18 36 54 72 90		16 35 54 72 76
	1 20 40 57 77		17 36 39 59 77
	2 21 41 58 78		18 22 40 60 78
	3 22 42 59 79		4 23 41 61 79
	4 23 42 60 80		5 24 42 62 80
	5 24 43 61 81		6 25 43 63 81
	6 25 44 62 82		7 26 44 64 82
	7 26 45 63 83		8 27 45 65 83
	8 27 46 64 84		9 28 46 66 84
	9 28 47 65 85		10 29 47 67 85
	10 29 48 66 86		11 30 48 68 86
	11 30 49 67 87		12 31 49 69 87
	12 31 50 68 88		13 32 50 70 88
	13 32 51 69 89		14 33 51 71 89
	14 33 52 70 90		15 34 52 72 90
	15 34 53 71 73		16 35 53 55 74
	16 35 37 72 74		17 36 54 56 75
	17 36 38 55 75		18 19 40 57 76
	18 21 39 56 76		1 20 41 58 77
	2 22 40 58 77		2 21 42 59 78
	3 23 41 58 78		3 22 43 60 79
	4 24 42 59 79		4 23 44 61 80
	5 25 43 60 80		5 24 45 62 81
	6 26 44 61 81		6 25 46 63 82
	7 27 45 62 82		7 26 47 64 83
	8 28 46 63 83		8 27 48 65 84
	9 29 47 64 84		9 28 49 66 85
	10 30 48 65 85		10 29 50 67 86
	11 31 49 66 86		11 30 51 68 87
	12 32 50 67 87		12 31 52 69 88
	13 33 51 68 88		13 32 53 70 89
	14 34 52 69 89		14 33 54 71 90
	15 35 53 70 90		15 34 37 72 76

ОБЩИЕ ЗАКОНОМЕРНОСТИ ХИМИЧЕСКИХ ПРОЦЕССОВ

Энергетика (термодинамика) химических процессов.

Внутренняя энергия системы. Теплота. Работа. I закон термодинамики. Энтальпия. Энтальпия образования вещества. Энтальпия реакции. Энтропия. II закон термодинамики. Изменение энтропии при химических процессах. Энергия Гиббса образования вещества. Энергия Гиббса реакции. Направленность химических процессов.

Термодинамика изучает законы перехода различных видов энергии. При химических реакциях эти изменения сопровождаются поглощением или выделением энергии в виде теплоты. Реакции, которые сопровождаются поглощением теплоты, называются эндотермическими, а реакции, сопровождающиеся выделением теплоты - экзотермическими.

Каждая система при постоянных физических условиях обладает определенным запасом энергии, называемым внутренней энергией системы /U/.Она состоит из энергии движения и местоположения, молекул, атомов, ядер и электронов, а также энергии, обусловленной силами притяжения и отталкивания между ними. Однако внутренняя энергия не включает кинетическую энергию движения системы в целом и потенциальную энергию положения системы в пространстве.

При любом процессе соблюдается закон сохранения энергии. Теплота (q) подведённая к системе, расходуется на изменение внутренней энергии (Δ U) и на совершение работы (А).

q = Δ U + A

При постоянном давлении (это большинство химических процессов) работа – это работа по изменению объёма, т.е. А = p · Δ V, где р - давление в системе, а Δ V- изменение объёма системы (Vкон. - Vнач.)

В этом случае q _p = Δ U + p · Δ V

или q _p = (Uкон. – Uнач.) + p (Vкон. – Vнач.)

q _p = (Uкон. + pVкон.) – (Uнач. + р Vнач.)

Сумму U + pV обозначают через H и называют энтальпией.Отсюда теплота реакции (тепловой эффект) при постоянном давлении равна изменению энтальпии системы:

q _p = Hкон. – Hнач. = Δ Н

Энтальпия – термодинамическая функция состояния системы, поэтому абсолютное значение энтальпии системы определить невозможно и рассчитывают только изменение энтальпии (Δ Н). В термохимическихрасчётах энтальпия всегда выражается через Δ Н. Для сравнения энтальпии (тепловых эффектов) различных процессов значения этих величин приводят к одинаковым условиям, и в таблицах представлены стандартные значенияэнтальпии ( ). В качестве стандартных условий выбраны:

температура 298 К (25 ⁰С)

давление 101,3 кПа (1 атм).

ЭНТАЛЬПИЯ ОБРАЗОВАНИЯ ПРОСТЫХ ВЕЩЕСТВ принимается равной нулю, если их агрегатные состояния и модификации при стандартных условиях устойчивы.

Например: графита_/тв/ = 0,0 кДж/моль

алмаза_/тв/ = 1,9 кДж/моль

ЭНТАЛЬПИЯ ОБРАЗОВАНИЯ СЛОЖНОГО ВЕЩЕСТВА равна энтальпии реакции образования одного моль этого вещества из простых веществ.

Пример 1. Энтальпия образования воды:

2H_2(г) + O_2(г) =2H₂O_(г) = - 484кДж.

Отсюда следует, что энтальпия образования воды в газовой фазе равна - 484кДж : 2моль = -242 кДж/моль

ЭНТАЛЬПИЯ РЕАКЦИИИ рассчитывается из следствия закона Гесса: «Энтальпия химической реакции равна сумме энтальпий образования продуктов реакции за вычетом суммы энтальпий образования исходных веществ с учетом стехиометрических коэффициентов».

ΔНр = ∑(n∙ΔH)прод. - ∑(n∙ΔH) исх.,

где n – число молей.

Пример 2. Рассчитать тепловой эффект реакции. Указать эндо- или экзотермическая реакция при стандартных условиях.

4NH_3(г) + 5O_2(г) = 4NO_(г) + 6H₂O_(г)

Число молей,n 4 5 4 6

Энтальпия, -46,0 0 +91,0 -242,0

∆Н⁰реакции = [4(+91)+6(-242)]-[4(-46)+5·0]= -904кДж.

Так как ∆ Н< О, данный процесс сопровождается выделением тепла, т.е. является экзотермическим.

Таблица № 1

Значения термодинамических функций в стандартных условиях

Вещество	Агрегатное состояние	кДж/моль	Дж/моль ^оК	кДж/моль
1	2	3	4	5
Al Fe O₂ H₂ C Al₂O₃ CO CO₂ CH₄ C₂H₂ C₃H₈ C₄H₁₀ CaO Ca(OH)₂ CaCO₃ Fe₂O₃ Fe₃O₄ Na₂CO₃ MgO MgCO₃ H₂O H₂O H₂S SO₂ SO₃ P₂O₅ NO NH₃	ТВ. ТВ. Г. Г. Графит ТВ. Г. Г. Г. Г. Г. Г. ТВ. ТВ. ТВ. ТВ. ТВ. ТВ. ТВ. ТВ. Ж. Г. Г. Г. Г. ТВ. Г. Г.	- 1676,8 - 110,6 - 393,8 - 74,9 - 226,8 - 95,4 - 101,2 - 635,0 - 986,8 - 1207,0 - 822,7 - 1117,9 - 1137,5 - 601,8 - 1113,0 - 286,4 - 242,0 - 20,9 - 297,2 - 376,2 - 1492,0 91,0 - 46,0	28,4 27,2 205,0 130,7 5,7 50,9 197,6 213,6 186,4 - - - 39,7 83,4 91,7 87,5 146,3 136,4 26,9 65,7 70,0 188,9 193,2 248,2 256,4 114,5 210,5 192,6	-1563,3 -137,2 -394,4 -50,9 — — — -603,6 -899,2 -1128,4 -740,8 -1014,8 -1047,5 -569,6 -1029,3 -237,4 -228,8 -33,8 -300,4 -370,0 -1348,8 86,6 -16,6

Термодинамика устанавливает также направление самопроизвольного протекания процессов в данных условиях. При выяснении природы самопроизвольного протекания реакции было установлено, что самопроизвольные реакции сопровождаются экзотермическим эффектом (∆Н<Ο). Однако связь между снижением энтальпии системы и самопроизвольностью протекания процесса является недостаточным фактором.

Другим фактором определения самопроизвольности протекания процессов является термодинамическая функция называемая энтропией (S). Энтропия является мерой упорядоченности состояния системы. В ходе химической реакции энтропия системы изменяется. Это изменение называется энтропией реакции.

ЭНТРОПИЯ РЕАКЦИИ также рассчитывается по следствию закона Гесса.

∆S_p = ∑ (n · S) прод.— ∑ (n ∙ S) исх.

Пример 3. Рассчитать изменения энтропии системы при реакции в стандартных условиях.

N_2(г)+ О_2(г) = 2NO_(г)

Число молей, n 1 1 2

Энтропия 192 205 211

= 2 · 211—(1 · 192 + 1·205) =14 Дж/моль^.К

Все процессы, которые протекают с уменьшением порядка системы, сопровождаются увеличением энтропии и наоборот. Самопроизвольно протекают процессы, идущие с увеличением энтропии. Для процессов протекающих в изобарно - изотермических условиях (p = const, T = const) движущей силой самопроизвольного процесса является стремление системы перейти в состояние с наименьшей энтальпией (энтальпийный фактор), либо с увеличением энтропии (энтропийный фактор). Устойчивому состоянию системы соответствует равенство этих факторов.

∆Н ═ Т ∙ ∆S

Термодинамическая функция, показывающая насколько система в данном состоянии отклонилась от равновесного, называется энергией Гиббса (G).

∆G = ∆Н − Т ∙ ∆S

Если: ∆G < 0, процесс может протекать самопроизвольно в прямом направлении;

∆G = 0, процесс в состоянии равновесия;

∆G > 0, процесс самопроизвольно в прямом направлении

проходить не может.

Из соотношения ∆G = ∆Н − Т ∙ ∆S видно, что самопроизвольно могут протекать процессы:

1. экзотермические: (∆Н < 0). Для которых: ∆S > 0.

2. эндотермические: ( ∆Н > 0). Для которых: ∆S > 0, но /Т·∆S/>/∆Н/,т.е. при высоких температурах.

ЭНЕРГИЯ ГИББСА РЕАКЦИИ также рассчитывается по следствию закона Гесса.

∆G_p = ∑ (n · ∆G) _прод.— ∑ (n ∙ ∆G) _исх.

Пример 4.Указать возможность самопроизвольного протекания реакции при стандартных условиях.

СО₂_(г)+С_{(графит)}= 2СО_(г)

Число молей, n 1 1 2

Энергия Гиббса, -394 0 -137

= [ 2 · (-137)] − [1 · (-394) + 1 · 0 ] = + 120 кДж/моль

Так как > 0, в данных условиях процесс невозможен.

КОНТРОЛЬНЫЕ ЗАДАНИЯ

1. Рассчитать тепловой эффект реакции сгорания 448л метана: СН_4(г) + 2О_2(г) = СО_2(г) + 2Н₂О_(Г). при стандартных условиях.

2.Указать эндо- или экзотермическая реакция. Определить энтальпию реакции: CaCO₃₍_TB)= CaO₍_TB)+CO_2(г).при стандартных условиях.

3.Определить энтальпию образования карбоната натрия при стандартных условиях, если тепловой эффект реакции: Na₂CO₃₍_TB)+ 2C₍_TB)= 2Na₍_TB)+ 3CO_(г) равен 805,7 кДж.

4.Процесс гашения извести водой выражается уравнением: CaO_(ТВ) + H₂O_(ж) =Ca(OH)₂₍_TB). Рассчитать тепловой эффект этой реакции при стандартных условиях.

5.Рассчитать количество тепла выделяющегося при сгорании 896 л ацетилена (С₂Н₂) при нормальных условиях: 2С₂Н_2(г) + 5О_2(г) = = 4 СО_2(г) + 2Н₂О_(г).

6.Определить количество тепла необходимого для восстановления 5 молей оксида железа (III) при стандартных условиях: Fe₂O₃₍_TB) + 3CO_(г) = 2 Fe₍_TB) + 3CO_2(г).

7.Рассчитать количество тепла выделяющегося при сгорании 2240 л бутана при нормальных условиях: 2C₄H_10(г) + 13O_2(г) = 8CO_2(г) + 10H₂O_(г).

8.Определить энтальпию реакции: Fe₂O₃₍_TB) + 3C_{(графит)} = 2Fe₍_TB) + +3CO_(г)при стандартных условиях.

9.Определить энтальпию образования этилена, если тепловой эффект реакции: C₂H_4(г) + 3О_2(г) = 2СО_(г) + 2Н₂О_(г) равен -1323 кДж.

10.Процесс восстановления оксида железа (III) водородом выражается уравнением: Fe₂O_3(TB) + 3H_2(г) = 2Fe_(TB) + 3H₂O_(г).Рассчитать тепловой эффект этой реакции при стандартных условиях.

11.Рассчитать тепловой эффект процесса сгорания 224 л водорода при нормальных условиях: 2H_2(г) + O_2(г) = 2H₂O_(г).

12.Определить этальпию образования карбоната магния, если тепловой эффект реакции: MgO₍_TB) + CO_2(г) = MgCO₃₍_TB)равен -118 кДж.

13.Процесс сгорания пропана выражается уравнением: C₃H_8(г) + 5O₂ = 3CO_2(г) +4H₂O_(г). Рассчитать тепловой эффект реакции сгорания 112л пропана при стандартных условиях.

14.Сколько теплоты выделиться при реакции: СО_(г)+ 3H_2(г) = CH_4(г)+ +H₂O_(г)?

15.Рассчитать энтальпию образования жидкого бензола, если тепловой эффект реакции сгорания: 2С₆H_6(Ж) +15O_2(Г) = 12СO_2(Г) +6H₂O_(Г) равен -3136кДж.

16.Определить энтальпию образования фосфата кальция, если тепловой эффект реакции:3CaO₍_TB) + P₂O₅₍_TB) = Ca₃(PO₄)₂₍_TB) равен -739кДж.

17.Рассчитать энтальпию конденсации 224л водяного пара.

18.При образовании 1120мл (при стандартных условиях) оксида серы(IV) из простых веществ выделилось 14,8 кДж. Рассчитать энтальпию образования оксида серы (IV).

19.Указать возможность самопроизвольного протекания процесса: CaCO₃₍_TB)= CaO+CO_2(г) при стандартных условиях.

20.Прямая или обратная реакция будет протекать при стандартных условиях в системе: Fe₂O_3(TB) +3H_2(Г) = 2Fe₍_TB) + 3H₂O_(Г)?

21.Рассчитать, при какой температуре возможна реакция: Fe₂O₃₍_TB)+ 3CO_(Г) =2Fe₍_TB)+3CO_2(Г).

22.Определить возможность самопроизвольного протекания реакции: CH_4(г) + 2O_2(Г) = CO_2(Г) + 2H₂O_(Г) при температуре 25⁰С.

23.Прямая или обратная реакция будет протекать при стандартных условиях в системе: СH_4(Г) + 3СO_2(Г) = 4СO_(Г) +2H₂O_(Г).

24.Рассчитать температуру, при которой возможно самопроизвольное протекание реакции: 2H₂O_(Ж) = 2H_2(Г) + O_2(Г).

25.Определить возможность самопроизвольного протекания реакции: 4Al₍_TB) +3CO_2(Г) = 2Al₂O₃₍_TB) + 3C_{(ГРАФИТ)}при стандартных условиях.

26.В каком направлении самопроизвольно будет протекать реакция в стандартных условиях: H_2(Г) + CO_2(Г) = CO_(Г) + H₂O_(Ж).

27.Рассчитать, при какой температуре возможна реакция:

CaO_(TB)+CO₍_Г₎ = CaCO_3(TB).

28.Рассчитать при стандартных условиях энергию Гиббса реакции H₂S_(г) + 2O_2(г) = H₂O_(г) + SO_3(г).Указать возможность самопроизвольного протекания реакции.

29.Прямая или обратная реакция будет протекать при стандартных условиях в системе: 2CO_(г) + O_2(Г) = 2CO_2(Г).

30.Рассчитать, при какой температуре возможна реакция: CO_(Г) +3H_2(Г)= СН_4(г) + Н₂О_(Г).

31.Определить возможность самопроизвольного протекания реакции: 3Fe₍_TB) + 4H₂O_(Г) = Fe₃O₄₍_TB) + 4H_2(Г)при стандартных условиях.

32.Прямая или обратная реакция будет протекать при стандартных условиях в системе: MgO₍_TB) + CO_2(Г) = MgCO₃₍_TB)?

33.Рассчитать, при какой температуре возможна реакция: Al₂O₃₍_TB) + 3H_2(Г) = 2Al₍_TB) + 3H₂O_(Г).

34. Рассчитать энергию Гиббса при стандартных условиях для реакции: Na₂CO₃₍_TB) + 2C₍_TB) = 2Na₍_TB) + 3СO_(Г).

35. Рассчитать, при какой температуре возможна реакция:

SO_2(Г) + O_2(Г) = SO_3(Г).

36. Прямая или обратная реакция будет протекать при стандартных условиях в системе: CaO₍_TB) + H₂O_(ж) = Ca(OH)₂₍_TB).

123 4

Последнее изменение этой страницы: 2016-07-22

lectmania.ru. Все права принадлежат авторам данных материалов. В случае нарушения авторского права напишите нам сюда...