Материал: полезная метода

представить так:

2С + 3Н2 + 1/2О2 = С2Н5ОН.

Углерод сгорает до СО2, водород до Н2О, а этиловый спирт до СО2 и Н2О. Следовательно, для определения стандартной теплоты образования С2Н5ОН составим следующий цикл Гесса:

----------------------------------------------------

2С + 3Н2 + 1/2О2 = С2Н5ОН

Нf =[ 393,51.2+{ 285,84.3}+1366,9] = 277,6 кДж/моль.

Стандартная теплота образования этилового спирта равна:

Но298 = 277,6 кДж/моль

2. Определите количество теплоты, выделяющейся при гашении 100 кг извести водой при 250С, если известны стандартные теплоты образования веществ, участвующих в химической реакции:

Нof298 (CaO)k = 635,1 кДж/моль;Нof298 (Н2Ож) = 285,84 кДж/моль;Нof298 (Са(ОН)2)к = 986,2 кДж/моль.

Решение Реакция гашения извести: СаО(к) + Н2О(ж) = Са(ОН)2(к)

Согласно следствию из закона Гесса тепловой эффект химической реакции равен разности между суммой теплот образования продуктов реакции и суммой теплот образования реагирующих веществ с учетом стехиометрических коэффициентов:

Нo298 = Нof(Са(ОН)2)к Нof(СаОк) Нof(Н2Ож) = = 986,2 ( 635,1) (285,84) = 65,26 кДж

Таким образом, при гашении водой 1 моль извести выделяется 65,26 кДж, при гашении 1 кмоль извести 65260 кДж. М(СаО) = 56 г/моль = 56 кг/кмоль;

m(СаО) = 100 кг; n(СаО) = m(Cao) / M(CaO).

При гашении водой 100 кг извести выделяется

100 . 65260 = 116536 кДж.

56

3. Вычислить теплоту гидратации безводной соли Na2SO4.

Решение.

Гидратация солей протекает медленно и обычно приводит к смеси кристаллогидратов. Теплоту гидратации можно вычислить, если известны теплоты растворения безводной соли и кристаллогидрата:

Na2SO4(тв) + aq = Na2SO4.aq + 3,02 кДж

45

Na2SO4.10H2O(тв) + aq = Na2SO4.aq 78,6 кДж

Теплота растворения безводной соли включает теплоту гидратации, поэтому

Нгидр. = Нр.безв. Нр.гидр. = 3,02 ( 78,6) = =81,62кДж/моль

4. В каком направлении пойдет реакция, если реагирующие вещества взяты в стандартных условиях SiO2(k) +2NaOH(p) = Na2SiO3(k) + H2O(ж)

Решение.

Из таблицы находим Gof (SiO2(к)) = 803,75 кДж/моль;

Gof (NaOHp) = 419,5 кДж/моль;

Gof (Na2SiO3(к)) = 1427,8 кДж/моль;Gof (H2Oж) = 237,5 кДж/моль.

Изменение энергии Гиббса в химической реакции равно разности между суммой Goпродуктов реакции и суммой Gof реагирующих

веществ с учетом стехиометрических коэффициентов:

Go298 = Gof (Na2SiO3(к)) + Gof (H2O(ж)) ( Gof (SiO2(к)) 2 Gof (NaOH(p)) = 1427,8 + ( 237,5) ( 803,75) 2( 419,5) = 22,55 кДж.

Если Go< 0, то протекание химической реакции в данных условиях возможно. Если Go= 0, то система находится в состоянии химического равновесия. Если Go> 0, то в данных условиях возможно протекание химической реакции в обратном направлении. Т.к. Go298 = 22,55 кДж < 0, то в стандартных условиях протекание данной химической реакции возможно.

§10. Задачи для самостоятельного решения

1.Определите количество теплоты, выделяющейся при взаимодействии 50г фосфорного ангидрида с водой по реакции Р2О5 + Н2О = 2 НРО3, если тепловые эффекты реакции равны:

Ответ: 315,42 кДж/моль.

3.Теплота сгорания глюкозы равна 2816 кДж/моль; теплота сгорания этилового спирта равна 1236 кДж/моль. На основании этих данных вычислите тепловой эффект биохимического процесса брожения глюкозы: С6Н12О6 = 2С2Н5ОН(ж) + 2СО2(г)

Ответ: 344кДж

4.Теплота растворения Na2SO3 равна 11,3 кДж/моль; теплота гидратации этой соли до Na2SO3 7H2O составляет 58,1 кДж/моль.

46

Вычислите теплоту растворения кристаллогидрата. Ответ: 46,8 кДж/моль.

5.Рассчитайте изменение энтальпии, энтропии и энергии Гиббса для реакции окисления NO в NO2 в стандартных условиях.

а) возможна ли эта реакция при 250С?

б) какой фактор - энтальпийный или энтропийный - определяет знак этой реакции ?

Ответ: Н = 56,5 кДж, S = 72,6Дж/К, G = 34,8 кДж.

6.Теплота сгорания углеводов и белков в организме человека составляет 4,1ккал/г, жиров 9,3 ккал/г. Среднесуточная потребность в белках, жирах и углеводах для студентов мужчин составляет соответственно 113; 106 и 451г, для студенток 96; 90 и 383г. Какова суточная потребность студентов в энергии?

Ответ: 3300; 2800 ккал.

47

ТЕМА 4. ХИМИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ

Вопросы к занятию

1.Обратимые и необратимые реакции. Условия необратимости реакции.

2.Химическое динамическое равновесие и константа химического равновесия. Термодинамическое равновесие.

3.Вывод константы химического равновесия. Факторы, влияющие на константу химического равновесия.

4."Смещение" или "сдвиг" равновесия. Принцип Ле Шателье.

5.Смещение равновесия при изменении концентрации реагирующих веществ.

6.Смещение равновесия при изменении температуры.

7.Смещение равновесия при изменении давления.

8.Зависимость свободной энергии Гиббса от константы равновесия. Изотерма химической реакции.

§1. Химическое равновесие

Химические реакции бывают обратимыми и необратимыми. Необратимыми называются реакции, которые протекают только в

одном направлении до полного израсходования одного из реагирующих веществ.

2Ca + O2 → 2CaO(тв.)

Ca + H2SO4 (разб.) → CaSO4 + H2↑

4Ca + 5H2SO4 (конц.) → 4CaSO4 + H2S + 4H2O

NH4NO3 → 2H2O + N2O↑

Критериями необратимости процесса можно считать выделение газа в процессе реакции, образование твердых и малодиссоциирующих соединений.

Однако в природе необратимых реакций меньше, чем обратимых. Обратимыми называются процессы, в которых одновременно

протекают две взаимно противоположные реакции – прямая и обратная. Например,

H2 + I2 ↔ 2HI

CH3COOH + C2H5OH ↔ CH3COOC2H5 + H2O

Главная особенность протекания обратимых реакций заключается в стремлении достичь динамического равновесия, так как это состояние

48

возникает и поддерживается вследствие протекания реакций в двух противоположных направлениях с одинаковыми скоростями.

Химическое равновесное состояние системы характеризуется:

1)равенством скоростей прямой и обратной реакции;

2)отсутствием изменений величин параметров и функций состояния системы: концентрации реагентов, энтальпии, энтропии и энергии Гиббса для прямой и обратной реакций.

Поскольку в состоянии химического равновесия система достигает минимально возможного значения энергии Гиббса, то реакция, которая приводит в данных условиях к состоянию равновесия, всегда самопроизвольна. Рассмотрим на графике изменение энергии Гиббса в закрытой системе в обратимой химической реакции (р, Т=const):

В этом случае изменение энергии Гиббса в системе характеризуется минимальным значением, к которому возможен подход, как со стороны исходных веществ, так и со стороны продуктов реакции.

Так как в состоянии равновесия скорости прямой и обратной реакции равны, то, используя закон действующих масс, выразим значение скоростей прямой (V1) и обратной реакций (V2) :

aА +bB ↔ cC + dD

Vпрям. р.=k∙[A]a∙[B]b, Vобрат. р.=k∙[C]c∙[D]d

Где [A],[B],[C],[D] – равновесные концентрации реагентов и продуктов обратимой реакции, a,b,c,d – стехиометрические коэффициенты в уравнении реакции.

Равновесными концентрациями называются концентрации всех веществ системы, которые устанавливаются в ней при наступлении состояния химического равновесия.

Соотнеся скорости обратной и прямой реакции, получаем:

V2 k∙[C]c∙[D]d

––––– = ––––––––––––

49

V1 k∙[A]a∙[B]b

Так как рассматриваемые реакции являются противоположными друг другу, то и значение отношения констант их скоростей и равновесных концентраций реагентов и продуктов реакции есть величина постоянная.

[C]c∙[D]d

Кс= ––––––––––

[A]a∙[B]b

(для реакции aA + bB↔ cC +dD)

Величина Кс, равная отношению произведений равновесных концентраций к произведению равновесных концентраций реагентов, взятых в степени их стехиометрических коэффициентов, называется

константой равновесия обратимой реакции.

Константа химического равновесия (Кс) обратимого процесса равна отношению произведения равновесных концентраций конечных продуктов к произведению равновесных концентраций исходных веществ в степени, равной стехиометрическим коэффициентам соответствующих химических веществ в химической реакции.

Константа равновесия (Кр) для обратимых реакций, проходящих в газовой фазе, может быть также выражена отношением произведений парциального давления продуктов реакции к произведению парциального давления реагентов, взятых в степени их стехиометрических коэффициентов.

Например, для реакции:

N2 (г) + 3H2 (г)↔ 2NH3 (г)

Константы равновесия могут быть записаны следующим образом:

Связь между константами равновесия, выраженными через величины парциального давления и равновесных концентраций реагентов и продуктов реакции, отражена в формуле:

Кр = Кс∙(RT)∆ν

где прод исх

В случае гетерогенных реакций в выражение константы химического равновесия входят парциальные давления (или концентрации) только

50