Дворникова Наталия Борисовна учебно-методический комплекс

Вид материала

Содержание

Твердое состояние. Жидкости. Газообразное состояние вещества. Плазменное состояние вещества. Промежуточное состояние вещества.
Задания для самостоятельной работы
Движущая сила химических процессов. Энергия Гиббса и ее изменение при химических процессах
Задания для самостоятельной работы
Сдвиг химического равновесия
Решение задач на темы: «Термодинамика. Термохимические законы», «Скорость химической реакции»
Зависимость скорости химических процессов от концентрации реагирующих веществ, давления и температуры
Химическое равновесие. Вычисление константы равновесия, исходных или равновесных концентраций реагирующих веществ

Подобный материал:

1 2 3 4 5 6 7 8 9

Тема 8. Агрегатные состояния веществ

Твердое состояние. Жидкости. Газообразное состояние вещества. Плазменное состояние вещества. Промежуточное состояние вещества.

Вопросы для самостоятельной подготовки:

Что называется идеальным газом?
Каким законам подчиняется идеальный газ?
Какой физический смысл имеет газовая постоянная?
Как определяется относительная молекулярная масса газового вещества?
Каковы отклонения реальных газов от законов идеального газа?
Дайте общую характеристику жидкого состояния?
Какова структура жидкости? Какие силы действуют в жидкости?
Что такое поверхностное натяжение? Объясните его возникновение.
Что такое вязкость и коэффициент вязкости жидкости? В каких единицах они выражаются?
Какие виды твердых веществ вам известны? Дайте характеристику свойств твердого вещества.

Задания для самостоятельной работы:

При нормальных условиях плотность оксида углерода (II) равна 1,25 г/л. Какому давлению надо подвергнуть газ, чтобы плотность его при 0 ⁰С была равна 4 г/л?
В воздухонагревателях в доменном процессе воздух нагревается до 750 ⁰С. Во сколько раз увеличивается объем воздуха при выходе из воздухонагревателя, если он поступает в него с начальной температурой 17 ⁰С.
На сколько градусов надо нагреть газ, находящейся в замкнутом сосуде при 27 ⁰С, чтобы давление его увеличилось вдвое?
При нормальных условиях плотность метана равна 0,7168 г/л. Какова будет плотность газа при -10 ⁰С?
Смесь, состоящая из 1 объема метана и 4 объемов кислорода, находиться в замкнутом сосуде при 150 ⁰С и давлении 1 · 10⁵ Па. Как измениться давление после взрыва и приведении сосуда к первоначальной температуре?
Какой объем занимает хлор массой 5 кг при нормальных условиях?
При температуре 17 ⁰С и давлении 2 · 10⁵ Па объем газа равен 350 см³. Каков объем займет этот газ при температуре -13⁰С и давлении 933,1 Па?
Какой объем занимает 1 моль азота при температуре 57 ⁰С и давлении 3,03 ·10⁵ Па?
Определите массу кислорода, находящегося в колбе вместительностью 2 л, при температуре 10 ⁰С и давлении 93,31 кПа.
Определите объем занимаемый углекислым газом массой 2 кг при температуре 10 ⁰С и давлении 1,5 · 10⁵ Па.

Тема 9. Основы химической термодинамики

Энергетические эффекты химических реакций. Термохимические законы

Вопросы для самостоятельной подготовки:

Что называется системой? Какие параметры характеризуют состояние системы?
В чем состоит различие открытых, закрытых и изолированных химических систем? Приведите примеры каждой системы.
Сформулируйте первый закон термодинамики.
Какие термодинамические процессы называются изобарными, изохорными, адиабатическими, изотермическими?
Какой физический смысл имеет функция состояния системы? Можно ли величину внутренней энергии измерить экспериментально?
Какую функцию состояния называют энтальпией? Что является её мерой?
Какие факторы влияют на величину изменения энтальпии реакции?
Зависит ли энтальпия от энергии активации, пути и условий протекания процесса, присутствия катализатора?
Какие реакции называются экзотермическими, а какие эндотермическими?
Что определяет понятие «энтальпия образования вещества»?

Задания для самостоятельной работы:

Рассчитать теплоту образования SO₃ (г) по реакции H₂O (г) + SO₃ (г) = H₂SO₄ (ж), если по реакции ΔН⁰_реак = -176 кДж\моль, ΔН⁰₂₉₈H₂O (г) = 52 кДж\моль, ΔН⁰₂₉₈H₂SO₄ (ж)= -168 кДж\моль.
Определить ΔH₂₉₈ образования CuCl₂ (т), если ΔН процесса

CuCl₂ (т) + H₂O (г) = CuO (т) + 2HCl (г)

равна 356 кДж; ΔН⁰₂₉₈ H₂O (г) = 136 кДж\моль, ΔН⁰₂₉₈ CuO (т) 76кДж\моль, ΔН⁰₂₉₈ HCl (г) = 102 кДж\моль

Исходя из теплового эффекта реакции, определить ΔН⁰₂₉₈образования CaCO₃.

CaCO₃(т) →^t⁰ CaO (т) + CO₂ (г) ΔH = -523 кДж

Определить ΔH₂₉₈ образования этилена, используя следующие данные

C₂H₄ (г) + 3O₂ (г) = 2CO₂ (г) + 2H₂O (г) ΔН⁰ = -1323 кДж

С_графит + O₂ (г) = CO₂ (г) ΔН⁰ = -393,5 кДж

H₂ (г) + 1\2 O₂ (г) = H₂O (г) ΔН⁰= -241,8 кДж

Рассчитать ΔH данного процесса CS₂ (ж) + 3O₂ (г) = CO₂ (г) + 3SO₃ (г)
При восстановлении 12,7 г. CuO углём CuO + C = CO + Cu поглощается 8,24 кДж. Вычислить ΔН⁰₂₉₈образования CuO.
Сравнить ΔН⁰₂₉₈ реакции восстановления оксида железа различными восстановителями при 298 К

А) Fe₂O₃ (к) + 3H₂ (г) = 2Fe (к) + 3H₂O (г)

Б) Fe₂O₃ (к) + 3C (графит) = 2Fe (к) + 3CO (г)

В) Fe₂O₃ (к) + 3CO (г) = 2Fe (к) + 3CO₂ (г)

Исходя из теплового эффекта реакции определить ΔН⁰₂₉₈ образования ортофосфата кальция 3СaO (к) + P₂O₅ (к) = Ca₂(PO₄)₂ ΔН⁰= -739 кДж.
Исходя из теплоты образования газообразного диоксида углерода, вычислить теплоту образования N₂O (г)

C (графит) + 2N₂O (г) = CO₂(г) + 2N₂ (г) – 557,5 кДж

Вычислить ΔН⁰₂₉₈ реакций

2NO (г) + O₂ (г) = 2NO₂ (г)

2H₂S (г)+ 3O₂ (г) = 2H₂O (ж) + 2SO₃ (г)

Движущая сила химических процессов. Энергия Гиббса и ее изменение при химических процессах

Вопросы для самостоятельной подготовки:

Сформулируйте второй закон термодинамики. Что определяет понятие «энтропия системы»?
В каких пределах может изменяться энтропия?
Энтропия какого вещества (твердого или газообразного) увеличивается быстрее при повышении температуры? Почему?
Что определяет понятие «энергия Гиббса системы» (изобарно-изотермический потенциал)?
Как можно рассчитать ΔG образования вещества? Укажите условия стандартизации этой величины.
Изменение какой величины – энтальпии или энтропии – в основном определяет величину ΔG при высоких и при низких температурах?
Учитывая роль энтальпийного и энтропийного факторов и температуры в определении величины ΔG, определите общие типы реакций, различающихся возможностью и температурными условиями протекания.
Возможны ли случаи, когда реакции с ΔG<0 практически не идут? Как это можно объяснить?
Как измениться энергия Гиббса по мере приближения системы к химическому равновесию?

Задания для самостоятельной работы:

Вариант 1

Определите направление протекания реакции в стандартных условиях:

Al₂O₃ (т) + 2Cr (т) = Cr₂O₃ (т) + 2Al (т)

H₂ (г) + 2C (т) + N₂ (г) = 2HCN

Рассчитать ΔH, Δ G, ΔS процесса MgCO₃ (к) = MgO (т) + CO₂ (г) при 500 ⁰С.

Вариант 2

Определить направление протекания процесса

2PbS (т) + 3O₂ (г) = 2PbO (т) + 2SO₂ (г)

Рассчитать ΔH, Δ G, ΔS процесса Al₂O₃ (т) + 3SO₃ (г) = Al₂(SO₄)₃ (т) при 50 ⁰С.

Вариант 3

В каком направлении процесс может протекать самопроизвольно?

CuO (к) + H₂O (ж) = Cu(OH)₂ (ж)

Определить возможность протекания процесса при 72 ⁰С в прямом направлении

4HCl (г) + O₂ (г) = 2H₂O (г) + 2Cl₂(г)

Тема 10. Химическая кинетика и катализ

Понятие о химической кинетике. Скорость химических реакций, ее зависимость от концентрации реагирующих веществ, температуры. Механизм химических реакций. Катализ

Вопросы для самостоятельной подготовки:

Что понимают под скоростью химической реакции.
Какие факторы влияют на скорость химической реакции?
В чем различие гомогенных и гетерогенных процессов?
Что такое константа скорости реакции?
Что называется скоростью гомогенной реакции? Чему равна скорость гомогенной реакции?
Зависит ли значение энергии активации реакции в случае гетерогенного катализа от площади поверхности катализатора и от ее структуры?
Что называется скоростью гетерогенной реакции?
Чему равна константа скорости реакции?
Как формулируется правило Вант-Гоффа.
Для чего необходима энергия активации?
Что такое катализатор? Что называется катализом?
Какой катализ называется гомогенным?
Что такое ферменты?
Что называется гетерогенным катализом?

Задания для самостоятельной работы:

1. Во сколько раз изменится скорость реакции 2А + В → А2В, если концентрацию вещества А увеличить в 2 раза, а концентрацию вещества В уменьшить в 2 раза?

2. На сколько градусов нужно понизить температуру для уменьшения скорости реакции в 27 раз, если ее температурный коэффициент равен 3?

3. Во сколько раз следует увеличить концентрацию вещества В₂ в системе 2А₂ (г.) + В₂ (г.) = 2А₂В(г.), чтобы при уменьшении концентрации вещества А в 4 раза скорость прямой реакции не изменилась?

4. При 150°С некоторая реакция заканчивается за 16 мин. Принимая температурный коэффициент скорости реакции равным 2,5, рассчитать, через какое время закончится эта реакция, если проводить ее: а) при 200°С; б) при 80°С.

5. Как изменится скорость реакции 2NО + О₂↔2NО₂, если объем реакционного сосуда увеличить в 2 раза: а) уменьшится в 4 раза; б) уменьшится в 8 раз; в) возрастет в 4 раза; г) возрастет в 8 раз?

6. Реакция между веществами А и В выражается уравнением: А + 2В → С. Начальные концентрации составляют: [А]_о = = 0,03 моль/л, [В]_о = 0,05 моль/л. Константа скорости реакции равна 0,4. Найти начальную скорость реакции.

7. Чему равен температурный коэффициент реакции, если при повышении температуры на 40° ее скорость увеличивается в 256 раз?

8.Как изменится скорость реакции 2NО(г.) + O₂ (г.) → 2NО₂ (г.), если: а) увеличить давление в системе в 3 раза; б) уменьшить объем системы в 3 раза; в) повысить концентрацию NO в3 раза?

9. Чему равен температурный коэффициент скорости реакции, если при увеличении температуры на 30 градусов скорость реакции возрастает в 15,6 раза?

10. Определите, как изменится скорость реакции

СО₂(г) + С(тв) = 2 СО(г) при уменьшении давления в 4 раза.

Тема 11. Химическое равновесие

Необратимые и обратимые реакции. Химическое равновесие. Смещение химического равновесия. Принцип Ле Шателье.

Вопросы для самостоятельной подготовки:

1. Что такое скорость химической реакции?

2. Чем отличаются средняя и истинная скорость реакции?

3. В соответствии с законом действующих масс составьте выражение для скорости реакции:

а) протекающей в гомогенной системе 2NO + O₂ → 2NO₂

б) протекающей в гетерогенной системе FeO_(к) + CO_(г) → Fe_(к)+ CO_2(г)

4. Что такое константа скорости реакции? От каких факторов зависит её величина?

5. Во сколько раз увеличится константа скорости реакции при повышении температуры на 40°, если

=3?

6. При 20°С скорость некоторой реакции равна 0,1 моль/л. Определите скорость реакции при 70°C, если

=2.

7. Зависит ли температурный коэффициент скорости реакции от значения энергии активации? Ответ обосновать.

8. Чем объясняется повышение скорости реакции при введении в систему катализатора:

а) увеличением средней кинетической энергии молекул;

б) уменьшением энергии активации;

в) возрастанием числа столкновений молекул?

9.Какие из перечисленных воздействий приведут к изменению значения константы равновесия химической реакции:

а) изменение температуры;

б) изменение концентраций реагирующих веществ;

в) изменение давления;

г) введение катализатора?

10.Составьте математические выражения констант равновесия следующих систем:

а) 4HCl_(г) + О_2(г) ↔ 2Сl_2(г) + 2Н₂О_(г)

б) 3Fe_(к)+ 4H₂O_(г) ↔ Fe₃O_4(к) + 4H_2(г)

Задания для самостоятельной работы:

1. Составьте выражение константы равновесия и вычислите ее значение для реакции С(тв) + Н₂О(г) = СО(г) + Н₂(г), если равновесные концентрации СО, Н₂ и Н₂О равны соответственно 5,66 · 10^-2; 5,66 · 10^-2 и 2·10^-1 моль/л.

2. Какие воздействия на систему 4НС1 (г.)+ О₂ (г.) ↔ 2 С1₂ (г.) + 2Н₂О(г.) приведут к смещению равновесия влево: а) увеличение концентрации О₂; б) увеличение концентрации С1₂; в) повышение давления; г) возрастание объема реакционного сосуда?

3. В каком направлении сместится равновесие в системе 4Fе(к.) + 3О₂ (г.)↔ 2Fе₂О₃(к.) при увеличении давления: а) в сторону прямой реакции; б) в сторону обратной реакции; в) не сместится?

4. Если объем закрытого реакционного сосуда, в котором установилось равновесие 2SО₂ (г.) + О₂ (г.) ↔2 SО₃ (г.), уменьшить в 2 раза, то: а) скорости прямой и обратной реакций останутся одинаковыми; б) скорость прямой реакции станет в 2 раза больше скорости обратной реакции; в) равновесие не сместится; г) равновесие сместится вправо; д) равновесие сместится влево?

5. В какую сторону смещается равновесие обратимой реакции:

СО(г) + Н₂О(г) ↔ СО₂(г) + Н₂(г); ΔН° = -42,6 кДж, если: а) уменьшить концентрацию паров воды; б) увеличить давление в системе?

6. В каком направлении сместится равновесие реакции А₂(г.)+ В₂(г.) ↔ 2АВ(г.), если давление увеличить в 2 раза и одновременно повысить температуру на 10 градусов? Температурные коэффициенты скорости прямой и обратной реакций равны соответственно 2 и 3.

7. Как изменится скорость реакции 2NО + О₂↔2NО₂, если объем реакционного сосуда увеличить в 2 раза: а) уменьшится в 4 раза; б) уменьшится в 8 раз; в) возрастет в 4 раза; г) возрастет в 8 раз?

8. В какую сторону смещается равновесие в следующих равновесных системах при повышении температуры:

а) 2NO₂(г) ↔N₂0₄(г); ΔН° = +9,6 кДж;

б) 2СО (г) + О₂(г) ↔ 2СО₂(г); ΔН° = -568 кДж;

в) 2NО + О₂ ↔ 2NО₂; ΔН° = -113 кДж?

Сдвиг химического равновесия

Химическая система находится в замкнутом объеме в состоянии равновесия:

аА + bB ↔ сС + dD.

Определите направление смещения химического равновесия в системе, приведенной в Вашем варианте задания, при изменении условий:

а) при понижении давления;

б) при уменьшении объема;

в) при уменьшении концентрации продуктов реакции;

г) при нагревании.

Укажите, как следует изменить температуру и давление (повысить или понизить), чтобы смещение равновесия привело к повышению выхода продуктов реакции. Все ответы поясните.

Номер варианта	Уравнение обратимой реакции аА + bB ↔ сС + dD
1	4NH_3(г)+5O_2(г)=4NO_(г)+6H₂O_(г); ΔH<0
2	2CO_(г)+O_2(г)=2CO_2(г); ΔH<0
3	PCl_5(г)=PCl_3(г)+Cl_2(г); ΔH>0
4	2SO_2(г)+O_2(г)=2SO_3(г); ΔH<0
5	C_(к)+H₂O_(г)=CO_(г)+H_2(г); ΔH>0
6	C₃H_8(г)=C₂H_4(г)+CH_4(г); ΔH>0
7	N_2(г)+3H_2(г)=2NH₃_(г); ΔH<0
8	2NO_(г)+Cl_2(г)=2NOCl_(г); ΔH<0
9	N_2(г)+O_2(г)=2NO_(г); ΔH>0
10	2CO_(г)=CO_2(г)+C_(к); ΔH<0

Методические рекомендации. Выполняя первые три пункта первой части задания, обратите внимание сначала на фазовые состояния всех участников обратимого процесса, находящегося в состоянии равновесия, а затем – на количества (число моль) всех газообразны веществ в левой части уравнения и на количества (число моль) всех газообразных веществ в правой части уравнения. Выполняя четвертый пункт первой части задания, обратите внимание на знак теплового эффекта для прямой реакции.

Решение задач на темы: «Термодинамика. Термохимические законы», «Скорость химической реакции»

Энергетика и направленность химических процессов

Закончите химическое уравнение схемы реакции, приведённой в Вашем варианте задания в таблице, и выполните следующие задания:

а) вычислите стандартную энтальпию ∆Н^о₂₉₈ и стандартную энтропию ∆S^о₂₉₈ реакции, расчёты приведите (значения ∆Н^о_f_{, 298} и ∆S^о₂₉₈ веществ, участвующих в реакции, возьмите из таблицы приложения D);

б) вычислите приблизительную равновесную температуру Т_равн. для этой реакции, расчёты приведите и укажите, выше или ниже равновесной температуры реакция может протекать самопроизвольно, ответ поясните;

в) вычислите стандартную энергию Гиббса ∆G^о₂₉₈ и энергию Гиббса при 1000 К ∆G^о₁₀₀₀ этой реакции и оцените возможность её самопроизвольного протекания при температурах, равных 298 К и 1000 К, ответ поясните;

г) составьте термохимическое уравнение реакции, самопроизвольное протекание которой возможно при стандартных условиях (прямой реакции, схема которой приведена в Вашем варианте задания, или обратной ей реакции)

д) по термохимическому уравнению реакции определите массу первого реагента, которая может быть израсходована в ходе реакции при выделении (или поглощении) теплоты q, равной 10 кДж.

№ ва-рианта	Схема превращения
1	PbO_2(к)+Zn_(к)→ Pb_(к)+ZnO_(к)
2	Fe₃O_4(к)+CO_(г)→FeO_(к)+CO_2(г)
3	С₂H_2(г)+O_2(г)→CO_2(г)+H₂O_(ж)
4	H_2(г)+CO_2(г)→СО_(г)+ H₂O_(ж)
5	NO₍_г)+О_2(г)→NO₂₍_г)
6	СО_(г)+Н_2(г)→СН₃ОН_(ж)
7	NH_3(г)+O_2(г)→NO_(г)+H₂O_(г)
8	СН_4(г)+СО_2(г)→СО_(г)+Н_2(г)
9	CO_2(г)+H_2(г)→CH_4(г)+H₂O_(ж)
10	Fe₂O_3(к)+H_2(г)→Fe_(к)+H₂O_(г)

Методические рекомендации. Выполняя задание, необходимо помнить, что энтальпия, энтропия и энергия Гиббса – величины экстенсивные, зависящие от количества вещества, поэтому энтальпия, энтропия и энергия Гиббса относятся к тем количествам веществ, которые указаны в уравнении реакции. Поэтому первое, что нужно сделать, - это расставить коэффициенты в уравнении реакции. В термодинамике одно и то же уравнение реакции может быть записано как с дробными коэффициентами (если при этом коэффициенты перед большинством веществ равны единице), так и с кратными им наименьшими целочисленными. Вы можете использовать любые удобные вам коэффициенты, лишь бы при этом не нарушалась стехиометрия реакции. Производя вычисления, обратите внимание на то, что в справочных таблицах значения ∆Н^о_f_{, 298} приводятся в кДж * моль^-1, а значения S^о₂₉₈ – в Дж * моль^-1 * К^-1. Поэтому при вычислении ∆G^o_T реакции ∆Н^о₂₉₈ реакции выражают в Дж, температуру – в кельвинах (К), ∆G^o_T получают в Дж, но ответ дают в кДж. Обратите внимание и на то, что такие вычисления являются приближёнными, и не нужно в значениях ∆Н^о₂₉₈, ∆ S^о₂₉₈ и ∆G^o реакции сохранять больше одного знака после запятой, а температуру следует округлять до целых чисел.

Зависимость скорости химических процессов от концентрации реагирующих веществ, давления и температуры

Используя уравнение реакции и числовые данные таблицы, приведённые в Вашем варианте задания, определите, как изменится (уменьшится или увеличится, и во сколько раз) скорость прямой реакции (процесс одностадийный), протекающий по данному уравнению, при изменении следующих условий:

а) при увеличении концентрации первого вещества в «а» раз и одновременном уменьшении концентрации второго вещества в «b» раз;

б) при увеличении давления в системе в «с» раз;

в) при увеличении объёма системы в «d» раз;

г) при понижении (∆t < 0) или повышении (∆t > 0) температуры на «∆t» градусов Цельсия, если условно температурный коэффициент скорости данной реакции γ равен 3,0;

д) при уменьшении энергии активации реакции на «∆Е_а» кДж·моль^-1 (∆Е_а<0) при стандартных условиях.

№ варианта	Уравнения реакций	a	b	c	d	Δt	ΔE_a
1	2NO_(г)+O₂₍_г)=2NO₂₍_г)	3	2	3	4	-20	-25
2	2СO_(г)+O₂₍_г)=2СO₂₍_г)	2	3	4	3	+30	-20
3	CH_4(г)+2O_2(г)=CO_2(г)+2H₂O_(ж)	4	3	2	3	-40	-30
4	H_2(г)+S_(к)=H₂S_(г)	3	4	3	2	+50	-35
5	CaO_(к)+CO_2(г)=CaCO_3(к)	5	2	3	4	-60	-40
6	Fe₂O_3(к)+CO_(г)=2FeO_(к)+CO_2(г)	6	3	2	4	+20	-50
7	H_2(г)+Cl_2(г)=2HCl_(г)	4	2	3	2	-30	-45
8	CO_(г)+Cl_2(г)=COCl_2(г)	7	2	4	3	+40	-55
9	CO_2(г)+H_2(г)=CO_(г)+H₂O_(г)	8	4	3	5	-50	-60
10	2NaBr_(к)+Cl_2(г)=2NaCl_(к)+Br_2(ж)	9	8	2	3	+60	-65

Методические рекомендации. Выполняя первые три пункта задания, обратите внимание на одностадийность процесса, уравнение которого приведено в Вашем варианте задания. Благодаря тому, что данная реакция протекает в одну стадию, для выражения зависимости скорости этой реакции от концентрации реагентов можно использовать кинетическое уравнение, в котором показатели степеней при молярных концентрациях реагентов равны стехиометрическим коэффициентам перед этими веществами в уравнении реакции. Для многостадийного процесса с этой целью следовало бы использовать эмпирическое кинетическое уравнение, в котором значения показателей степеней при молярных концентрациях реагентов являются результатом экспериментального их определения и, как правило, не равны стехиометрическим коэффициентам в уравнении реакции. Используя молярные концентрации реагентов следует понимать, что если несколько веществ (даже два) образуют одну фазу в химической системе, то можно определить относительное содержание каждого из них в этой фазе, например: количество (число молей) каждого вещества в одном литре этой фазы. Поэтому в кинетическое уравнение гетерогенной реакции, протекающей на границе раздела фаз, не входят концентрации чистых веществ, образующих самостоятельные фазы, не меняющие своих свойств в ходе реакции. И в то же время, скорость гетерогенного процесса сильно зависит от площади поверхности соприкасающихся фаз и процессов массопереноса реагентов, но это уже совсем другие зависимости.

Химическое равновесие. Вычисление константы равновесия, исходных или равновесных концентраций реагирующих веществ

Химическая система, находясь в замкнутом пространстве при стандартном давлении и некоторой температуре, приходит в состояние равновесия

аА + bB ↔ сС + dD

из исходного состояния, в котором она содержит только вещества А и В в их исходных концентрациях. Используя уравнение обратной реакции и числовые данные таблицы, приведенные в Вашем варианте задания, а также справочную таблицу приложения Д, выполните необходимые расчеты (приведите их) и заполните таблицу в соответствии с Вашим вариантом.

В таблице использованы следующие обозначения:

С_{М, исх.}(А), С_{М, исх.}(В) – исходные молярные концентрации веществ А и В соответственно, моль·л^-1;

С_{М, равн.}(А), С_{М, равн.}(В) – равновесные молярные концентрации веществ А и В соответственно, моль·л^-1;

К_С – константа равновесия при температуре Т, выраженная через молярные концентрации участников реакции;

К_N - константа равновесия при температуре Т, выраженная через молярные доли участников реакции;

К_Р - константа равновесия при температуре Т, выраженная через парциальные давления газообразных участников реакции.

Номер вари-анта	Уравнение обратимой реакции: аА + bB ↔ сС + dD	С_{М, исх.}(А)	С_{М, исх.}(В)	С_{М, равн.}(А)	С_{М, равн.}(В)	К_С	К_N	К_Р	Т,К
1	4HCl_(г)+O_2(г)↔2Cl_2(г)+2H₂O_(г)	5,0	2,0		1,0
2	2NO_(г)+O₂₍_г)↔2NO₂₍_г)	4,0	2,0	2,0
3	N_2(г)+O_2(г) ↔2NO	3,0	4,0	1,0
4	CO_2(г)+H_2(г) ↔CO_(г)+H₂O_(ж)	10,0	7,0		2,0
5	H_2(г)+I_2(г) ↔2HI_(г)	3,0	3,5	0,5
6	2SO_2(г)+O_2(г) ↔2SO₃₍_г)	7,0	6,0		4,0
7	C_(к)+2H_2(г) ↔CH₄_(г)		18,0		2,0
8	N₂₍_г)+3H_2(г) ↔2NH₃_(г)	4,0	7,0		1,0
9	2H_2(г)+O_2(г) ↔2H₂O_(г)	9,0	4,0	3,0
10	2СO_(г)+O₂₍_г) ↔2СO₂₍_г)	9,0	8,0		4,0

Методические рекомендации. Чтобы заполнить таблицу в соответствии со своим вариантом, Вам необходимо решить две задачи. Первая из них связана с тем, что нужно найти либо константу равновесия К_С по известным исходным концентрациям реагентов и равновесной концентрации одного из них, либо константу равновесия К_С по равновесным концентрациям реагентов и исходной концентрации одного из них, либо равновесные концентрации реагентов по их исходным концентрациям и константе равновесия К_С. При решении первой задачи наибольшее затруднение может вызвать установление соотношения между исходной и равновесной молярной концентрацией каждого вещества в системе (точнее, каждого из веществ, находящихся в одной фазе системы) и, следовательно, нахождение неизвестных молярных концентраций тех или иных веществ. Это затруднение легко снять, если использовать принцип наглядности. Для этого необходимо составить вспомогательную таблицу, которая в самом общем виде выглядит так:

Уравнение реакции	аА + bB ↔ сС + dD
Вещества	А	В	С	D
С_{М, исх.} , моль·л^-1
ΔС_М , моль·л^-1
С_{М, равн.}, моль·л^-1

В этой таблице использованы следующие обозначения:

С_{М, исх.}(А), С_{М, исх.}(В), С_{М, исх.}(С), С_{М, исх.}(D) – исходные концентрации веществ А, В, С, D соответственно;

ΔС_М(А), ΔС_М(В) – количества (число молей) исходных веществ А и В в единице объема фазы системы (в одном литре), прореагировавшие согласно уравнению реакции (т.е. в соответствии с ее ^{стехиометрией});

ΔС_М(С), ΔС_М(D) – количества (число молей) продуктов реакции С и Д в единице объема фазы системы (в одном литре), образовавшихся согласно уравнению реакции;

С_{М, равн.}(А), С_{М, равн.}(В), С_{М, равн.}(С), С_{М, равн.}(D) – равновесные концентрации веществ А, В, С и D соответственно.

В эту таблицу нужно подставить числовые данные условия задачи, например (в самом общем виде):

Уравнение реакции	аА + bB ↔ сС + dD
Вещества	А	В	С	D
С_{М, исх.} , моль·л^-1	k	m	0	0
ΔС_М , моль·л^-1
С_{М, равн.}, моль·л^-1	l

Затем, решая полученные простейшие задачи, постепенно заполнить всю таблицу:

Уравнение реакции	аА + bB ↔ сС + dD
Вещества	А	В	С	D
С_{М, исх.} , моль·л^-1	k	m	0	0
ΔС_М , моль·л^-1	¹⁾ k-l	²⁾	⁴⁾	⁶⁾
С_{М, равн.}, моль·л^-1	l	³⁾	⁵⁾	⁷⁾

Вторая задача связана с нахождением температуры равновесия Т_равн. по значениям стандартной энтальпии

, стандартной энтропии

и константы реакции К_С или К_Р. Если реакция идет в растворе, то значениям

реакции соответствует в уравнении Вант-Гоффа константа реакции, выраженная через молярные концентрации участников реакции. Если реакция идет с участием газовой фазы, то значениям

реакции соответствует в уравнении Вант-Гоффа константа равновесия, выраженная через парциальные давления участников реакции, К_Р. Ее (К_Р) можно найти, используя следующие соотношения:

К_Р = К_С (RT)^Δⁿ или К_Р = К_NР, где

Δn – изменение числа молей газов в реакции;

Р – общее давление в системе, атм.

Обратите внимание: численное значение К_Р отвечает давлениям, выраженным в атмосферах. Константу равновесия, выраженную в молярных (мольных) долях участников реакции, (К_N) можно найти, пересчитав равновесные молярные концентрации участников реакции С_{М равн.} на молярные доли каждого из них в системе и подставив полученные значения в выражение константы равновесия К_N. Если газовая система состоит только из веществ А, В, С, D, то молярная доля для каждого из них должна быть выражена так:

;

и т.д.

Blog

Дворникова Наталия Борисовна учебно-методический комплекс

Содержание