Всё для Учёбы — студенческий файлообменник
1 монета
doc

Студенческий документ № 040844 из МГВМИ

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 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. NНз;

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 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)

где ?S°298 - табличные значения абсолютных стандартных энтропии соединений в Дж/(мольК), а ?S°298 - стандартная энтропия реакции в Дж/К.

Пример 3.1. Расчёт энергии Гиббса реакции, выраженной уравнением

4NH3(г) + 5О2(г) = 4NO(г) + 6Н2О(г) при давлении 202.6 кПа и температуре 500°С (773К).

Согласно условию, реакция протекает при практически реальных значениях давления и температуры, при которых допустимы приближения (3.2), т.е.:

?Н773 = ?Н°298 = -904.8 кДж = - 904800 Дж. (см. пример 2.2). а ?S773 = ?S°298. Значение стандартной энтропии реакции, рассчитанной по формуле (3.3), равно: ?S°298 =(4S°298 ,N0 +6S°298,H20) - (4S°298 ,NH3 + 5S°298,О2 )= (4*210,62 + 6*188,74) - (4*1O92,5 + 5*205,03) = 179,77Дж/К

После подстановки значений ?Н°298 и ?S°298 в формулу (3.1) получаем:

?G773 = ?Н773 - 773 ?S773= Н°298 - 773?S°298 =

= - 904800 - 773* 179,77 = 1043762 Дж = - 1043,762 Кдж

Полученное отрицательное значение энергии Гиббса реакции G773 указывает на то, что данная 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 формуле, которая для реакции, выраженной уравнением аА + ЬВ = сС + dD, имеет вид:

?G°298=(с?G°298,обр,С+ d?G°298.обр,D) - ( а?G°298.обрA + b?G°298,обр,в) (3.4)

где ?G°298.обр - 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 стандартном состоянии4) ,а ?G°298 - стандартная энергия Гиббса реакции в кДж.

Пример 3.2. Расчёт стандартной энергии Гиббса реакции по уравнению:

4NH3+ 5О2 = 4NO+ 6Н2О

В соответствии с формулой (3. 4) записываем5):

?G°298 =(4?G°298,NO + 6?G°298,.H2O ) -4?G°29 8.,NH3

После подстановки табличных значений ?G°298.обр получаем:

?G°298 = (4(86, 69) + 6(-228, 76)) - 4 (-16, 64) = -184,56 кДж.

По полученному результату видно, что так же, как и в примере 3.1 , в стандартных условиях рассматриваемая реакция может протекать самопроизвольно.

По формуле (3.1) можно определить температурной диапазон самопроизвольного протекания реакции. Так как условием самопроизвольного протекания реакции является отрицательность

?G (?G 1106. Т.е. при всех температурах, больших 1 106К, будет обеспечиваться отрицательность ?G и, следовательно, в данном температурном диапазоне будет возможным самопроизвольное протекание рассматриваемой реакции.

4. Химическая кинетика.

(Задачи №№41 - 60)

Как уже отмечалось, химическая кинетика - это раздел химии, изучающий скорости реакций и влияние на них различных факторов.

В гомогенном (однофазном) процессе реакция протекает во всём объёме системы и её скорость характеризуется изменением концентрации любого реагента, или любого продукта в единицу времени. Различают среднюю скоростьVср = ±?С/?t, где ?C - изменение молярной концентрации за период времени ?t , и истинную скорость в момент времени t, представляющую собой производную от концентрации по времени: V = ±dС/dt. Скорость каждой конкретной реакции в отсутствие катализатора зависит от концентраций реагентов и от температуры. Скорость гетерогенных реакций, протекающих на межфазной поверхности раздела, зависит также от величины этой поверхности.

_______________________________________________________________________________________

4) Согласно определению, стандартная энергия Гиббса образования простых веществ равна нулю.

5) ?G°298,O2 в выражении не фигурирует ввиду её равенства нулю.

Влияние концентраций реагентов на скорость реакций устанавливается законом действующих масс: при фиксированной температуре скорость реакции пропорциональна произведению концентраций реагентов в степенях, равных стехиометрическим коэффициентам. Для реакции аА + bВ = сС + dD математическое выражение закона действующих масс, называемое кинетическим уравнением реакции, записывается:

V = kСАаСBb (4.1)

где k - коэффициент пропорциональности, носящий название константы скорости, СA и СB - молярные концентрации реагентов, а и b - их стехиометрические коэффициенты. Сумма показателей степеней в кинетическом уравнении называется порядком реакции.

Пример 4.1. Кинетическое уравнение реакции 2Н2(г) + О2(г) = 2Н2О(г) записывается:

V = kСH22 СО2. Теоретический порядок данной реакции равен трём.

В кинетических уравнениях реакций концентрации веществ в конденсированном состоянии ввиду их неизменности не указываются. Эти постоянные концентрации в качестве составных частей входят в константу скорости.

Пример 4.2. Кинетическое уравнение гетерогенной реакции, протекающей согласно уравнению 2С(т) + О2(г) = 2СО(г), имеет вид: V = кСО2 - реакция первого порядка.

Согласно закону действующих масс, скорость реакции изменяется при изменении концентраций реагентов. *

Пример 4.3. Расчёт изменения скорости реакции 2Н2(г) + О2 (г) = 2Н2О(г) при уменьшении концентрации водорода в 2 раза.

Согласно уравнению (4.1). начальная скорость реакции V1 = kСH22 /СО2, а скорость реакции при концентрации водорода в 2 раза меньшей определяется соотношением:

V2= k(СH2/2)2СО2 - В итоге имеем V2/V1 = 1/4, т.е. скорость реакции уменьшается в 4 раза.

В реакциях с участием газов изменение концентраций реагентов и, следовательно, изменение скорости легче всего осуществить изменением объёма системы путём изменения давления. Согласно уравнению Менделеева - Клапейрона, объём газа уменьшается, а его молярная концентрация увеличивается во столько раз, во сколько раз увеличивается давление.

Пример 4.4. Расчёт изменения скорости реакции 2Н2(г) + О2 (г) = 2Н2О(г) при увеличении давления в 2 раза.

Скорость реакции до увеличения давления V1 = kСH22 /СО2- При увеличении давления в 2 раза объём системы уменьшается в 2 раза, в связи с чем концентрация каждого газа увеличивается в 2 раза и становится равной для водорода - 2 СН2, для кислорода - 2СО2- В новых условиях скорость реакции будет выражаться кинетическим уравнением: V2= k(2СH2) 2 2СО2 - Отношение скоростей V2/V1 = 8, т.е. в результате увеличения давления в 2 раза скорость реакции увеличивается в 8 раз.

Зависимость скорости химических реакций от температуры устанавливается правилом Вант - Гоффа: при увеличении температуры на каждые 10 градусов скорость большинства химических реакций увеличивается в 2 - 4 раза. Соответственно, при таком же уменьшении температуры скорость реакций уменьшается в такое же число раз. Математически правило Вант

- Гоффа записывается:

V2 = V1y (Т2 - T1)/10 или k2 = k1y (Т2 - T1)/10 (4.2)

где V2 и VI, k2 , k1 - соответственно, скорости и константы скоростей реакции при температурах Т2 и Т1 а у= 2 - 4 - температурный коэффициент скорости реакции.

Пример 4.5. Расчётшменения скорости реакции, температурный коэффициент которой равен 3, при уменьшении температуры на 30 градусов.

В соответствии с уравнением (4.2). отношение скоростей V2/V1 = З -30/10 = 1/27. т.е. при уменьшении температуры на 30 градусов скорость реакции уменьшается в 27 раз.

5. Химическое равновесие.

(Задачи №№61-80)

Химическое равновесие устанавливается в обратимых реакциях - в реакциях, которые могут протекать как в прямом, так и в обратном направлении. Если реакция аА + bВ cC +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. ?G = 0, а кинетическим условием равновесия - равенство скоростей прямой (V1) и обратной (V2) реакции: 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], [NНз] 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 аА+ЬВ cС+dD выражение Кс имеет вид:

Кс = ([С1с[D] d)/([А]а[В]ь) (5.1)

Пример 5.1. Выражение константы химического равновесия обратимой гомогенной реакции N2(г)+ЗН2(г) 2NH3(г)

Согласно формуле (5.1) константа химического равновесия рассматриваемой реакции записывается: Кс =[ NНз]2/ ([N2][Н2]3).

Так же как в кинетических уравнениях реакций, в выражениях констант равновесия концентрации веществ в конденсированном состоянии, ввиду их постоянства, не записываются.

Пример 5.2. Выражение константы химического равновесия гетерогенной обратимой реакции Fе304(т) + 4СО(г) ЗFе(т) + 4СО2(г).

Константа химического равновесия данной реакции с учётом вышеотмеченного записывается: Кс = [СО2]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 газов6). . В этом случае символ константы равновесия "К" индексируется не символом концентрации "с", а символом давления "р".

Пример 5.3. Константа химического равновесия гетерогенной обратимой реакции Fе304(т) + 4СО(г) ЗFе(т) + 4СО2(г), выраженная через равновесные парциальные давления газов в равновесной газовой смеси.

В результате замены равновесных концентраций равновесными парциальными давлениями газов, получаем следующее выражение константы химического равновесия: Кр=Рсо2 4/Рсо4, где Рсо2 и Рсо - соответственно, парциальные давления диоксида углерода СО2 и .монооксида углерода СО.

Поскольку парциальное давление газа и его концентрация связаны между собой соотношением Рi =СiRТ, где Рi и Сi - соответственно, парциальное давление и концентрация i-го газа, Кс и Кр, в свою очередь, связаны друг с другом простым соотношением:

Кр=Кс(RТ)? n (5.2)

где ?n - разность между суммой стехиометрических коэффициентов продуктов реакции и суммой стехиометрических коэффициентов реагентов.

Пример 5.4. Взаимосвязь Кр и Кс обратимой реакции, выраженной уравнением:

N2(г)+ЗН2(г) 2NH3(г)

Записываем выражения Кр и Кс: Кр=Р NH3 2/ Р N2 Рн2 3);

Так как ?n = 2 - (1+3) = -2, то в соответствии с (5.2) Кр=Кс(RТ)-2 или иначе Кс=Кр(RТ)2.

________________________________________________________________________________

6) Парциальное давление газа в газовой смеси представляет собой часть от общего давления смеси, приходящуюся на долю данного газа.

Численное значение константы равновесия Кр легко определяются термодинамически по формуле:

?G?т = -2,З RТ lgКр (5.3)

где ?G?т - стандартная энергия Гиббса реакции при температуре Т рассчитывается по формуле (3.1) или (3.4).

Формула (5.3) используется для расчёта констант равновесия реакций, протекающих с участием газов. При необходимости, используя соотношение (5.2), для такого рода реакций можно рассчитать значение Кс.

Пример 5.5. Расчёт константы равновесия реакции СаСОз(т) СаО(т) + СО2(г) при температуре 500°С (773К).

Так как один из участников обратимой реакции (СО2 ) - газ, для расчёта константы равновесия используем формулу (5.3). Поскольку температура не является стандартной, ?G0773 определяем по формуле (3. 1): ?G0773 = Н°773 - 773 ?S773. Необходимые для определения G0773 значения Нє773 и ?S773 возьмём из ранее рассмотренного примера (3.3), а именно: ?Н0 773 = ?Н0 298 =177390 Дж и S°773 = ?S°298 =160,4 Дж/К. Соответственно этим значениям ?G0773 = 177390 -773773160.4 =53401 Дж. Далее согласно формуле (5.3) получаем: lgКр = -?G°773/(2,ЗRТ) = -53401/(2,3*8,314*773) = -3,6.

Записываем выражение константы равновесия7) и её численное значение: Кр=Рсо2=10 -3,6. Столь малое значение Кр свидетельствует о том, что в рассматриваемых условиях прямая реакция практически не протекает (сопоставьте данный вывод с результатом расчёта в примере (3. 3).

Из рассмотренного примера (5.5) вытекает, что численное значение константы химического равновесия характеризует степень превращения реагентов в продукты: если Кр(Кс)>> 1, в равновесной системе преобладают продукты, те. обратимая реакция преимущественно протекает в прямом направлении и, наоборот, если Кр(Кс)V2 , равновесие смещается в сторону прямой реакции - вправо и, наоборот, если скорость обратной реакции становится больше скорости прямой реакции, т.е. выполняется условие V2> V1, происходит сдвиг равновесия в сторону обратной реакции - влево.

Сдвиг химического равновесия можно осуществить изменением концентраций реагентов или продуктов и изменением температуры, а для реакций с участием газов ещё и изменением давления. Направление смещения равновесия при таких изменениях условий определяется принципом Ле Шателье (принципом противодействия): если в равновесной системе изменить условия, в ней произойдёт сдвиг равновесия в сторону той реакции, которая противодействует произведённому изменению.

В соответствии с принципом Ле Шателье, при добавлении в равновесную систему какого-либо реагента (при увеличении его концентрации) в системе будет протекать такая реакция, в ходе которой концентрация реагента уменьшится - это прямая реакция. Следовательно при данном воздействии на равновесную систему в ней произойдёт сдвиг равновесия вправо.

_____________________________________________________________________________________________________________________________________________________________

7) См. пример 52.

Наоборот, если осуществлять отбор реагента из равновесной системы (если уменьшать его концентрацию), в ней будет протекать реакция, способная увеличить концентрацию отбираемого реагента - это обратная реакция, т.е. равновесие в данном случае сместится влево. Аналогично, при увеличении концентрации любого продукта равновесие сместится влево, если же внешнее воздействие заключается в уменьшении концентрации продуктов путём их отбора из равновесной системы, равновесие будет смещаться вправо. Таким образом, при увеличении концентраций реагентов и приуменьшении конценпций продуктов равновесие смещается в сторону прямой реакции и, наоборот, приуменьшении концентраций реагентов или увеличении концентраций продуктов равновесие смещается в сторону обратной реакции. Пример 6.1. Смещение равновесия при изменении концентраций реагентов и продуктов в равновесной системе

Согласно принципу Ле Шателье сдвиг равновесия вправо может быть вызван путём увеличения концентраций реагентов N2 и Н2 или уменьшением концентрации продукта NН3. Увеличение количества реагентов сверх равновесного заставляет систему "работать" так, чтобы избавиться от их избытка, а это возможно только в результате протекания прямой реакции, потребляющей реагенты. То же самое, при уменьшении концентрации продукта NН3. в системе должна осуществиться реакция, восполняющая потери продукта, т.е. прямая реакция.

Понятно, что при уменьшении концентрации или N2, или Н2 в системе будет протекать обратная реакция, восполняющая их недостаток - равновесие смещается влево. Также в!\ево будет смещаться равновесие при увеличении концентрации NН3,так как при таком воздействии должна протекать реакция, уменьшающая количество продукта - это обратная реакция.

Если в результате внешнего воздействия в равновесной системе увеличивается температура (в систему подводится теплота), в ней будет протекать реакция, способная поглотить подведённую теплоту - это эндотермическая реакция и, наоборот, при понижении температуры будет протекать реакция, способная её повысить - экзотермическая реакция. Итак, при повышении температуры равновесие смещается в сторону эндотермической реакции, при понижении температуры - в сторону экзотермической.

Пример 6.2. Смещение равновесия при изменении температуры в равновесной системе

N2(г)+ЗН2(г) 2NH3(г)

В термохимических уравнениях значение теплового эффекта указывается для прямой реакции; тепловой эффект обратной реакции по абсолютной величине равен тепловому эффекту прямой реакции, но противоположен ему по знаку.

В рассматриваемой реакции отрицательное значение ?Н указывает на то, что прямая реакция - экзотермическая, обратная - эндотермическая. Следовательно, в соответствии с принципом Ле Шателье, в данной обратимой реакции при повышении температуры равновесие будет смещаться влево, а понижение температуры вызовет сдвиг равновесия вправо.

Если в обратимой реакции принимают участие газообразные вещества, сдвиг равновесия в ней может быть вызван изменением давления. При увеличении давления в системе по принципу Ле Шателье будет протекать реакция, приводящая к его уменьшению - это реакция, которая сопровождается уменьшением числа молей газообразных веществ. Наоборот, при уменьшении давления будет протекать реакция, увеличивающая его - реакция, в ходе которой суммарное число молей газа увеличивается. Отсюда вытекает правило: при увеличении давления в равновесной системе равновесие смещается в сторону реакции, протекающей с уменьшением числа молей газа, приуменьшении давления - в сторону реакции, сопровождающейся увеличением числа молей газообразных веществ. Понятно, что если число молей газа к обратимой реакции не изменяется, изменение давления не будет приводить к сдвигу равновесия.

Пример 6.3. Смещение_равнрвесия при изменении давления в равновесной системе

N2(г)+ЗН2(г) 2NH3(г)

В уравнении реакции стехиометрические коэффициенты обозначают число молей каждого из участников реакции. Из уравнения реакции видно, что в прямой реакции число молей газа уменьшается с четырёх до двух и, соответственно в обратной реакции увеличивается с двух до четырёх. Поэтому, при увеличении давления в данной равновесной системе равновесие будет смещаться вправо, а приуменьшении давления влево.

Пример 6.4. Смещение равновесия при изменении давления в равновесной системе

F2O4(т) + 4СО(г) Fe(т) + 4СО(г)

Как видно из уравнения реакции, число молей газа в прямой и в обратной реакции не изменяется (по 4 моля). Следовательно, при изменении давления равновесие в данной обратимой реакции смещаться не будет.

Приложение.

Термодинамические характеристики химических соединений и простых веществ.

Вещество ?Н 298,обр.

кДж/моль

S? 289

Дж/(моль-К) ?G? 298,обр кДж/моль С2Н2(г) 226,75 200,8 166,91 С6Н6(ж) 49,04 173,2 124,43 СаСОз(к) - 1206 92,9 - 1128,8 СаО(к) -635,1 39,7 - 603,9 ССL(г) - 1 02,9 309,74 - 60,63 СF4(г) -933,7 216,6 - 887,97 С0(г) - 110,5 197,4 - 137,18 С02(г) -393,51 213,6 - 394,47 СН3ОН(ж) - 238,7 126,7 - 167,22 FеО(к) - 264,8 60,75 - 244,3 Fе2О3(к) - 822,2. 87,4 - 740,3 FеS(к) - 100,4 60,29 - 100,8 Н20(г) -241,84 188,74 - 228,76 Н20(ж) - 285,84 69,96 -237,3 Na2О(к) -416 75,27 - 377,1 NаОН(р) -470 48,1 - 419,2 NH3(г) -46,19 292,5 - 16,64 NО(г). 90,37 210,62 86,69 S02(г) - 296,9 248,1 - 300,2 V205(к) - 1552 131 - 1421,2 WО3(к) - 842,7 75,94 - 763,9 ZnО(к) -349 43,5 - 318,23 ZnS(к) -201 57,7 - 198,21 С(графит) 0 5,74 0 CL2(г) 0 223 0 F2(г) 0 202,9 0 Fе(к) 0 27,15 0 Н2(г) 0 130,52 0 02(г) 0 205,03 0 V(к) 0 28,9 0 W(к) 0 32,7 0

2

Показать полностью… https://vk.com/doc-44842733_133449764
183 Кб, 29 октября 2012 в 12:49 - Россия, Москва, МГВМИ, 2012 г., doc
Рекомендуемые документы в приложении