Задача. Вычислите тепловой эффект реакции

Fe2O3 + 2Al Al2O3 + 2Fe,

если теплота образования оксида железа(III) составляет +821,5 кДж/моль, а теплота образования оксида алюминия +1675,7 кДж/моль (теплота образования простого вещества равна нулю).

Задания для самоконтроля

1. Составьте термохимическое уравнение реакции разложения карбоната кальция, если при разложении 40 г карбоната кальция поглощается 70,8 кДж теплоты.

Ответ. CaCO3 = CaO + CO2 - 177 кДж/моль.

2. Сколько теплоты выделится при полном сгорании 1 м3 смеси, состоящей из 30% (по объему) этилена и 70% ацетилена, если при сгорании 1 моль этих веществ выделяется соответственно 1400 и 1305 кДж?

Ответ. 59 531 кДж.

3. Вычислите теплоту сгорания ацетилена С2Н2, если теплота образования углекислого газа 393,5 кДж/моль, водяного пара - 242 кДж/моль, ацетилена - 226,8 кДж/моль.

Ответ. 1604,4 кДж.

1.1.3 Химическое равновесие

Необратимых реакций нет, любой процесс, рассматриваемый как необратимый, может быть превращен в обратимый (и наоборот). Разложение карбоната кальция:

Реакция необратима, если она осуществляется в открытой системе (т. е. где из сферы реакции возможно улетучивание оксида углерода(IV)). Однако в замкнутой системе процесс идет не полностью. Когда в системе устанавливается определенное давление газа, препятствующее разложению, процесс становится обратимым. Для обратимой реакции, записываемой в общем виде:

aA + bB = cC + dD,

скорость прямой реакции пр определяется из соотношения:

где k1 - константа скорости прямой реакции, cA и cB - молярные концентрации веществ А и В. Концентрации веществ А и В уменьшаются, и, следовательно, скорость прямой реакции понижается. Появление в системе продуктов С и D означает возможность протекания обратного процесса, скорость которого обр математически выражается следующим образом:

По мере накопления в системе веществ С и D скорость обратного процесса непрерывно возрастает до выравнивания скоростей прямой и обратной реакций: пр = обр. Подобное состояние системы называется химическим равновесием. Соотношение между концентрациями при равновесии выражается формулой:

где Kp - константа равновесия, [A], [B], [C], [D] - равновесные концентрации веществ. Величина константы химического равновесия зависит от природы реагирующих веществ и от температуры. Если Kp > 1, то пр > обр, если Kp < 1, то пр < обр. Смещение равновесия в зависимости от изменения условий определяется универсальным принципом Ле Шателье: если на систему, находящуюся в состоянии химического равновесия, оказывать воздействие, выражающееся в изменении концентрации, температуры или давления, то равновесие смещается в направлении, способствующем ослаблению этого воздействия.

Пример 1. Почему лакмус (HInd) в кислой среде (избыток H3О+) - красный, а в щелочной (избыток гидратированного ОН-, рН > 7) - cиний?

Решение

Уравнение диссоциации индикатора можно представить в виде:

HInd Н+ + Ind-.

В состоянии химического равновесия:

1) При избытке в растворе гидратированного Н+ (кислая среда, рН < 7) Кр < 1. Химическое равновесие сдвигается в сторону обратной реакции, т. е. в растворе накапливаются недиссоциированные молекулы индикатора красного цвета.

2) Избыток ОН- (щелочная среда, рН > 7) нейтрализует ионы гидроксония, т. е. уменьшает их концентрацию, что сдвигает равновесие вправо (Кр > 1), в сторону накапливания гидратированных анионов индикатора синего цвета Ind-.

Пример 2. Вывести математическое выражение Кр для реакции:

2SO2 + O2 = 2SO3 + Q.

Используя численное значение Кр и принцип Ле Шателье, объяснить, как можно предсказать сдвиг равновесия вправо.

Решение

Сместить равновесие вправо можно с помощью следующих воздействий.

1) Увеличить концентрацию реагирующих веществ. Такое воздействие можно описать неравенством:

Число молекул SO2 и O2 в единице объема увеличивается, столкновения между ними становятся чаще и концентрация SO3 тоже возрастает.

2) Уменьшить концентрацию продукта реакции. При уменьшении концентрации (отводе) SO3 результат подобен предыдущему. Новые порции исходных веществ будут реагировать для компенсации удаляемого продукта.

3) Понизить температуру. Прямая реакция - экзотермическая, поэтому для сдвига равновесия вправо систему следует охлаждать. Потерянное тепло будет восполняться вследствие усиления прямой реакции. (Наоборот, повышение температуры вызовет сдвиг равновесия влево.)

4) Повысить давление. Исходные вещества - газообразные, продукт - жидкое вещество (в виде пара). Прямая реакция идет с уменьшением объема, следовательно, увеличивая давление, мы смещаем равновесие вправо, а уменьшая - влево. Если бы реакция шла без изменения объема, то изменение давления не влияло бы на равновесие.

5) Использование катализатора не вызывает смещения равновесия. Катализатор, заметно влияющий на скорость химической реакции, равно ускоряет обе реакции - прямую и обратную.

Алгоритм 9. Использование принципа Ле Шателье

Задание. При определенных условиях реакция хлороводорода с кислородом является обратимой:

4НСl (г.) + O2 (г.) 2Сl2 (г.) + Н2O (г.), H = -116,4 кДж.

Какое влияние на равновесное состояние системы окажут:

а) увеличение давления;

б) повышение температуры;

в) увеличение концентрации кислорода;

г) введение катализатора?

Алгоритм 10. Вычисление константы равновесия реакции

Задача. Вычислите константу равновесия для реакции

СО2 + Н2 СО + Н2О,

если равновесная концентрация углекислого газа равна 0,02 моль/л, водорода - 0,005 моль/л, а угарного газа и воды - по 0,01 моль/л.

Алгоритм 11. Вычисление исходных концентраций веществ

Задача. Обратимая реакция выражается уравнением

2SO2 + O2 2SO3.

Известны равновесные концентрации: для оксида серы(IV) - 0,0002 моль/л, для кислорода - 0,004 моль/л, для оксида серы(VI) - 0,003 моль/л. Найдите исходные концентрации кислорода и сернистого газа.

Задания для самоконтроля

1. Уравнение реакции

Н2 + I2 2HI.

Даны равновесные концентрации: водорода - 0,004 моль/л, йода - 0,25 моль/л, йодоводорода - 0,08 моль/л. Вычислить исходные концентрации водорода и йода и константу равновесия.

Ответ. [H2] = 0,044 моль/л, [I2] = 0,29 моль/л, К = 6,4.

2. Как изменится давление к моменту наступления равновесия в реакции N2 + 3Н2 2NН3,протекающей в закрытом сосуде при постоянной температуре, если начальные концентрации азота и водорода равны соответственно 2 и 6 моль/л и если равновесие наступает тогда, когда прореагирует 10% первоначального количества азота?

Ответ. Уменьшится в 1,05 раза.

3. В какую сторону сместится равновесие реакций:

2H2S 2Н2 + 2S - Q,

N2O4 2NO2 - Q,

CO + H2O (г.) СО2 + Н2 + Q,

а) при понижении температуры;

б) при повышении давления?

Ответ. Смещение равновесия в реакциях:

а) при понижении температуры:

2Н2S 2Н2 + 2S - Q - влево,

N2O4 2NO2 - Q - влево,

CO + H2O (г.) СО2 + Н2 + Q - вправо;

б) при повышении давления:

2Н2S 2Н2 + 2S - Q - не сместится,

N2O4 2NO2 - Q - влево,

CO + H2O (г.) СО2 + Н2 + Q - не сместится [5].

1.2 Практическая работа «Действие катализаторов»

Цели. Повторить и обобщить понятия о катализе, катализаторах, сущности их действия в определенной среде, ингибиторах и промоторах.

Оборудование и реактивы. Лучина, спиртовка, спички, шпатель, стеклянная палочка, штатив с пробирками, санитарная склянка; растворы пероксида водорода, гидроксида тетраамминмеди(II) [Сu(NH3)4](OH)2, Na2SO3, MnCl2, CoCl2, BaCl2, соляной кислоты (разб.), оксид железа(III) Fe2O3, ацетон (диметилкетон).

Катализ - явление увеличения скорости химических реакций за счет присутствия определенных веществ (катализаторов).

Катализаторы - вещества, изменяющие скорость реакции, но сами к концу процесса остающиеся неизменными по составу и массе. Ускорение процесса - катализ. Схему катализа можно представить в таком виде:

Здесь А и В - реагирующие вещества, К - катализатор, АК - промежуточное соединение, АВ - продукт реакции.

Замедление процесса - ингибирование. Существует два вида катализа - гомогенный и гетерогенный. При гомогенном катализе реагенты, продукты реакции и катализатор составляют одну фазу (газовую или жидкую), поверхность раздела отсутствует. Особый случай гомогенного катализа - автокатализ (ускорение процесса одним из продуктов реакции). Например, в кислой среде скорость реакции перманганата калия с сульфитом калия возрастает за счет образования ионов Mn2+:

Многие реакции в растворах ускоряются ионами H3O+ (pH < 7) и ОН- (pH > 7): гидролиз крахмала, омыление эфиров, гидролиз сахарозы и др. Ионы , , CH3COO- также сильно ускоряют реакции органических веществ.

Особенность гетерогенного катализа состоит в том, что катализатор (обычно твердое вещество) находится в ином фазовом состоянии, чем реагенты и продукты. Реакция на поверхности твердого вещества идет за счет координационных связей с участием электронных пар, не участвующих в образовании связей внутри веществ. В результате внутренние связи ослабевают, и молекулы либо разрушаются, либо образуют активные радикалы.

Чем лучше адсорбируются реагенты на поверхности твердого вещества и чем слабее удерживаются продукты реакции, тем выше каталитическая активность этого вещества. Не вся поверхность гетерогенного катализатора проявляет каталитическую активность. Активные центры занимают лишь часть поверхности.

Применение каталитических методов сжигания топлива позволит в два раза поднять коэффициент его использования (сейчас 0,45) и тем самым решить вопрос обеспечения большой химии углеводородным сырьем.

Страницы: 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7