Материал: Закономерности протекания химических реакций. Электрохимические процессы. метод. указания к выполнению лаб. и контр. работ по химии для студентов. Артамонова О.В., Шаталова В.В

Федеральное агентство по образованию

Государственное образовательное учреждение высшего

профессионального образования

Воронежский государственный архитектурно-строительный университет

Кафедра химии

269

Закономерности протекания химических реакций. Электрохимические процессы

Методические указания

к выполнению лабораторных и контрольных работ по химии

для студентов 1-го курса ВГАСУ специальности 220301 –

«Автоматизация технологических процессов

и производств (в строительстве)»

Воронеж 2006

Составители О.В. Артамонова, В.В. Шаталова

УДК 54.00

ББК 24.00

Закономерности протекания химических реакций. Электрохимические процессы [Текст] : метод. указания к выполнению лаб. и контр. работ по химии для студ. спец. 220301 / Воронеж. гос. арх. -строит. ун-т; сост.: О.В. Артамонова, В.В. Шаталова. – Воронеж, 2006. – 28 с.

Даны задания, которые помогут студентам самостоятельно подготовиться к лабораторным и контрольным работам по химии.

Предназначены для студентов специальности - 220301 «Автоматизация технологических процессов и производств (в строительстве)».

Табл. 3. Библиогр.: 2 назв.

Печатается по решению редакционно-издательского совета Воронежского государственного архитектурно-строительного университета

Рецензент – О.Р. Сергуткина, к.х.н., доц., кафедры химии ВГАСУ

Введение

В предлагаемых методических указаниях даны разработки по самоподготовке по химии для студентов дневной формы обучения специальности «Автоматизация технологических процессов и производств (в строительстве)».

Самостоятельная работа студентов является важнейшим этапом переработки учебной информации в прочные и глубокие знания. Таким образом, задача данных методических указаний – научить студентов самостоятельно готовиться к лабораторным и контрольным работам, развивать у них способность к логическому мышлению, анализу и обобщению материала лекций и учебника.

Содержание указаний соответствует программе курса «Химия» и включает разделы: «Энергетика и направленность химических процессов», «Химическая кинетика и равновесие», «Химическая активность металлов», «Электродные потенциалы и электродвижущие силы», «Коррозия и защита металлов».

Для успешного выполнения лабораторных работ необходима предварительная подготовка. Данные указания должны помочь студентам при разборе, осмысливании домашних заданий и явиться практическим руководством к выполнению и подготовке контрольных работ. Перед каждой темой даны краткие необходимые теоретические сведения по изучаемым вопросам. Предлагаемые для самостоятельного решения упражнения позволят закрепить изучаемый материал.

Актуальность указаний заключается в том, что число учебных часов аудиторных лабораторных занятий ограничено, поэтому теоретическая подготовка к ним идет в основном при самостоятельном изучении материала

Тема 3. Энергетика и направленность химических процессов

Раздел химии, изучающий энергетику химических процессов, называется химической термодинамикой.

Термодинамика, не вскрывая механизма процесса, позволяет определить: тепловые изменения, сопровождающие реакции и позволяющие рассчитывать тепловые балансы процессов, энергетическую возможность и направленность протекания химических реакций при заданных условиях; выбор оптимального режима прохождения процессов, то есть выбор температуры, давления и концентрации исходных веществ. Термодинамика применяется к системам, находящимся в равновесии, и рассматривает только начальные и конечные их состояния.

Основной параметр, характеризующий энергетическое состояние системы – внутренняя энергия системы (ΔU), изменение которой в ходе процесса определяется количеством полученной теплоты (Q) и работой (А), совершенной в ходе процесса:

ΔU = Q ─ A. (3.1)

Применительно к химическим процессам, совершающимся при Р-const и Т- const, тепловой эффект выражают через энтальпию - ∆Н. В ходе реакции работа совершается только за счет части полученной системой теплоты. Другая часть теплоты, не превращенная в работу, идет на изменение энергетического состояния системы. Это положение выражается уравнением

ΔH = ΔG + TΔS. (3.2)

Количество теплоты (ΔH), которое не превращается в работу, представляется слагаемым – ТΔS, где ΔS – изменение энтропии системы. Величина ΔG – это та часть энергии, за счет которой в данных условиях может совершаться работа (ΔG – изобарно-изотермический потенциал или энергия Гиббса).

Так как самопроизвольные процессы совершаются в направлении уменьшения энергетического запаса системы, то получаемое при расчетах по уравнению (3.2) отрицательное значение величины ΔG указывает на самопроизвольное течение реакции. Таким образом, по знаку величины ΔG определяется направленность процесса в заданных условиях.

Типовые задачи и алгоритмы их решения

Задача 1. Определите изменение внутренней энергии при испарении

1 моля воды при 20 °С, если пары воды подчиняются законам идеальных газов и объем жидкости незначителен по сравнению с объемом пара. Мольная теплота испарения воды равна 40714,2 Дж/моль.

Решение. Согласно закону сохранения энергии внутренняя энергия системы (ΔU) определяется при взаимных превращениях механической (А) и тепловой (Q) энергии (3.1):

ΔU = Q ─ A,

где  – число моль вещества, участвующего в процессе.

Работа расширения

А = ·р∙(V_пар. – V_жид.), но V_жид. << V_пар.,

тогда

А = ·р·V_пар.

Применяя уравнение состояния идеального газа

р·V = ·R·T,

рассчитаем работу:

А = ·R·T = 1 моль · 8,31Дж/мольК  298К = 2436,0 Дж.

Находим ΔU:

ΔU = 1 моль· 40714,2 – 2436,0 = 38278 Дж (38,3 кДж).

В ходе процесса испарения внутренняя энергия системы возрастает, т.к. в парообразном состоянии энергия движения частиц при Т-const больше, в жидком состоянии.

Задача 2. Определите тепловой эффект реакции,ΔH^°_реак. :

Al₂O_3(Т)+3SO_3(Г)=Al₂(SO₄)_3(Т),

где Т-298 К;

р-1,0133·10⁵ Па (при стандартных условиях).

Решение. Согласно следствию из закона Гесса

(3.3)

где  – число моль, равное коэффициенту в уравнении химической реакции.

Стандартная энтальпия образования – это теплота, которая выделяется, реже поглощается при образовании 1 моль сложного вещества из простых.

Энтальпии образования (ΔH⁰₂₉₈ кДж/моль) веществ, участвующих в реакции, возьмем из табл. 3.1:

ΔH°_реак. = 1 моль·(-3434 кДж/моль) – 3моль(-395,2 кДж/моль) –

– 1 моль(-1675 кДж/моль) = -573,4 кДж.

Процесс образования Al₂(SO₄)₃ идет с выделением теплоты (ΔH⁰_реак.<0) – экзотермический.

Таблица 3.1

Термодинамические величины некоторых веществ при стандартных условиях

Задача 3. Определите стандартное изменение изобарно-изотермического потенциала (ΔG⁰_реак.) процесса карбонизации гашеной извести

Са(ОН)_{2 (КР)} +СО_{2 (Г)} = СаСО_{3 (КР)} +Н₂О_(Ж)

и рассчитайте выход продуктов реакции.

Решение. Критерием самопроизвольного протекания процессов в неизолированной системе в изобарно-изотермических условиях является убыль энергии Гиббса, которую рассчитывают по уравнению

, (3.4)

где - изменение энтальпии в ходе реакции;

- изменение энтропии в ходе реакции.

Для определения воспользуемся следствием из закона Гесса. Энтальпии образования веществ берем из таблицы (см. 3.1):

;

= (-1206) + (-286) - (-986) - (-396) = -113 кДж.

Отрицательное значение свидетельствует о том, что теплота в ходе процесса выделяется (экзотермический процесс).

Аналогично рассчитывают изменение энтропии - , данные берем из таблицы (см. табл. 3.1):

;

=(93+70) - (83+214) = -134 Дж/К или (- 0,314 кДж/К).

Понижение значения энтропии в ходе процесса говорит о том, что энергетическая мера беспорядка в системе уменьшилась, т.к. из одного моль твердого вещества и одного моль газообразного, образовалось один моль твердого и один моль жидкого вещества, т.е. система становится более упорядоченной.

Рассчитываем , воспользовавшись найденными значениями и :

= - 113 – 298 (-0,134)= - 73,1 кДж.

Следовательно, при карбонизации извести происходит уменьшение энергии Гиббса. Так как < 0 , то рассматриваемый процесс при стандартных условиях возможен и идет самопроизвольно.

Термодинамическое равновесие в системе наступает тогда, когда

= 0,

и уравнение (3.4) принимает вид

.

Температура состояния термодинамического равновесия равна

или 570 °С.

Фактический выход продуктов реакции можно определить, рассчитав константу равновесия (К_Р), которая показывает отношение количества полученных веществ к количеству оставшихся исходных веществ, воспользовавшись уравнением

, (3.5)

где

Так как выражение К_р имеет положительное значение, это говорит о большом выходе продуктов реакции и можно сказать, что процесс карбонизации гашеной извести при стандартной температуре идет до полного израсходования начальных веществ.