|
Архитектура Аудит Военная наука Иностранные языки Медицина Металлургия Метрология Образование Политология Производство Психология Стандартизация Технологии |
|
|
Архитектура Аудит Военная наука Иностранные языки Медицина Металлургия Метрология Образование Политология Производство Психология Стандартизация Технологии |
Г.А. Тихановская, Л.М. Воропай, В.В. КочетоваСтр 1 из 10Следующая ⇒
Г.А. Тихановская, Л.М. Воропай, В.В. Кочетова
ХИМИЯ Утверждено редакционно - издательским советом ВоГТУ в качестве учебного пособия
Вологда УДК ББК Т
Рецензенты: Т.Л. Бланк, канд. хим. наук, доцент Вологодской молочнохозяйственной академии им. Н.В. Верещагина; М. А. Тихонов, консультант ООО «Александра-Плюс» Тихановская, Г.А. Химия: учеб. пособие / Г.А. Тихановская, Л.М. Воропай, В.В. Кочетова. – Вологда: ВоГТУ, 2013. - 105 с.
Учебное пособие по курсу «Химия» предназначено для студентов всех технических направлений бакалавриата, включает теоретический материал по основным разделам курса химии в сжатой реферативной форме и способы решения типовых задач. Пособие способствует активизации и результативности познавательной самостоятельной деятельности студентов. Может быть использовано студентами дневной и заочной формы обучения, как при постоянном изучении материала, так и при выполнении контрольных работ и подготовке к экзаменам.
УДК ББК
ВоГТУ, 2013 Тихановская Г.А., Воропай Л.М., Кочетова В.В. 2013 ПРЕДИСЛОВИЕ Учебное пособие по химии подготовлено коллективом авторов в связи с переходом высшей школы на двухступенчатую систему образования. Из-за уменьшения объема часов, отведенных под аудиторные занятия, особое значение приобретает сокращение объема материала без потери сведений, касающихся основных законов и положений химии. Эта цель достигается за счет изложения материала в сжатой реферативной форме. Особая роль отведена рассмотрению способов решения типовых задач по основным разделам курса. Это поможет студентам при изучении тем, вынесенных на самостоятельную проработку. Пособие ориентировано на достаточное глубокое изучение курса при минимальных затратах времени, включает 10 глав по общим темам и специальный раздел по металлам и сплавам. Может быть также использовано студентами заочной формы обучения при самостоятельной подготовке и выполнении контрольных работ. ВВЕДЕНИЕ Химия – наука о веществах и законах, которым подчиняются их превращения, одна из отраслей естествознания. Она относится к числу фундаментальных наук о природе и является областью практической деятельности. В данном пособии рассматриваются главным образом группы вопросов, лежащих в основе многих химических технологий: - свойства и строение различных веществ (а также частиц, из которых они состоят – молекул, атомов и ионов) в зависимости от их химического состава и химического строения и от условий существования; - изучение химических реакций и других форм взаимодействия между веществами и частицами (направление, скорость, молекулярный механизм и термодинамические параметры процесса) в зависимости от их химического состава и строения и от условий, в которых происходит процесс, а также от внешних воздействий – электрических, ионизирующих, световых и т.д. Содержание курса разделено на несколько основных разделов, характеризующих направление химической науки и определяющих ее предмет. Атомно-молекулярное учение включает закон Авогадро, эквивалент, закон эквивалентов, определение молекулярных масс, важнейшие классы неорганических соединений, газовые законы и химические расчеты. Химическая термодинамика рассматривает основные соотношения, вытекающие из первого закона термодинамики, которые позволяют рассчитать количество выделяемой или поглощаемой теплоты и определить, как будет влиять на него изменение внешних условий. На основе второго закона термодинамики определяется возможность самопроизвольного течения процесса, а также условия и положение равновесия и его смещения под влиянием изменения внешних условий. Химическая кинетика изучает скорость и молекулярный механизм химической реакции как в гомогенной, так и гетерогенной среде. Учение о растворах рассматривает природу растворов, их внутреннюю структуру и важнейшие свойства, зависимость свойств растворов от концентрации и химической природы компонентов и вопросы растворимости. Электрохимия изучает некоторые особенности свойств растворов электролитов, электропроводность растворов, процессы электролиза, водность растворов, процессы электролиза, работу гальванических элементов и электрохимическую коррозию металлов. Такое деление всегда условно, т.к. реальный процесс обычно связан с несколькими явлениями. Любое явление в природе может быть понятно и обосновано, если оно рассматривается в его неразрывной связи с окружающими явлениями. Знание химии дает специалисту ключ к пониманию механизма химических процессов и, следовательно, к сознательному регулированию их, к выбору условий, наиболее благоприятных для проведения производственных процессов. ОСНОВНЫЕ ПОНЯТИЯ И ЗАКОНЫ В ХИМИИ Основные химические понятия Химический элемент – вид атомов, характеризующихся одинаковым зарядом ядра. Атом – наименьшая частица элемента, обладающая его химическими свойствами и неделимая при химических реакциях. Молекула – наименьшая частица вещества, обладающая его химическими свойствами. Простое вещество – вещество, в состав которого входят атомы одного и того же элемента. Сложное вещество – вещество, в состав которого входят атомы разных элементов. Атомная единица массы (а. е. м.) – 1/12 массы атома углерода – 12(12с), т.е. 1, 6666∙ 10-27 кг. Относительная атомная масса элемента (Аr) – безразмерная величина, равная отношению средней массы атома естественного изотопического состава элемента и 1/12 массы углерода-12:
(подстрочная буква r – от лат. relativus относительный). Относительная молекулярная масса (Mr) простого или сложного вещества – безразмерная величина, равная отношению средней массы естественного изотопического состава вещества к 1/12 массы атома углерода – 12. Условная частица (УЧ) – любой вид реальных частиц (атомы, молекулы, ионы, электроны, атомные группы и т. д.) и условно существующие доли таких частиц (1/2 Ba2+, 1/3 H3PO4 и т. п.). Моль – единица количества вещества или системы, содержащая столько определенных УЧ, сколько атомов содержится в углероде – 12 массой 0, 012 кг, т. е. 6, 02∙ 1023. Постоянная Авогадро Na равна отношению числа частиц любой системы (N) к количеству вещества системы n: N/n=NAмоль-1=6, 02∙ 1023 моль-1. Молярная масса M(X) вещества, состоящего из частиц X, равна отношению m порции вещества к количеству вещества n(X) в этой порции:
Единица молярной массы – кг∙ моль-1 или г∙ моль-1 Числовое значение молярной массы {M}; выраженной в г/моль, равно относительной молекулярной массе. Например, Ar(Na)= 23 и Mr(H2SO4)=98, следовательно, M(Na)=23 г/моль, а M(H2SO4)=98 г/моль. Молярный объем Vm – отношение объема вещества к количеству вещества в этом объеме:
Единица измерения – м3/моль или л/моль. При n(X)= 1 моль Vm = 22.4л или 22, 4∙ 10-3 м3. Масса атома (кг, г) – отношение молярной массы элемента к постоянной Авогадро. Так,
Масса атома равна также произведению относительной атомной массы на атомную единицу массы. Тогда m(0)=15, 999∙ 1, 6605∙ 10-27кг = 2, 667∙ 10-26кг. Масса молекулы (кг, г) – отношение молярной массы данного вещества к постоянной Авогадро. Так,
ТИПЫ ХИМИЧЕСКОЙ СВЯЗИ Каждый атом представляет собой систему из положительно заряженного ядра и отрицательно заряженных электронов, поэтому связь между атомами является результатом электростатического взаимодействия этих систем. Характер такого взаимодействия раскрывается в описании типов химической связи. Ионная связь При полном смещении межъядерной электронной плотности к атому с большей электроотрицательностью длина диполя становится равной длине связи (ℓ =α ), и атомы превращаются в положительно и отрицательно заряженные ионы, между которыми действуют силы электростатистического притяжения. Такую связь называют ионной. Степень полярности или ионности связи i определяется отношением ℓ /α, крайние значения которого 0 и1 соответствуют чисто ковалентной и чисто ионной связям. В остальных случаях эта величина имеет промежуточные значения, например, для молекулы НСl: α = 0, 128 нм и ℓ = 0, 0225 нм, откуда i = ℓ /α = 0, 0225/0, 1280 = 0, 18 или точнее 0, 20 (при учете влияния НР атома Сl). Таким образом, ионность связи Н-Сl составляет 20%, а эффективные заряды атомов δ +0, 2 и -0, 2 заряда электрона. Чем больше разность электроотрицательностей Δ ЭО для данной пары атомов, тем больше длина диполя и величина эффективных зарядов, а следовательно, тем больше и ионность связи:
Полного, т.е. 100%-ного, смещения электронной плотности на атом с большей ЭО не происходит даже в наиболее ионных соединениях, которыми являются бинарные соединения щелочных металлов с галогенами. Это объясняется как волновыми свойствами электронов, так и влиянием зарядов образовавшихся ионов на электронные оболочки друг друга, т.е. их взаимной поляризацией. Принято считать связь ионной, если Δ Э0 > 1, 9. Значения μ ионных молекул лежат в пределах 1, 33∙ 10-30 Кл∙ м. Отрицательное сродство атомов ко второму электрону делает невозможным существование простых многозарядных ионов (О2-, N3- и т.д). Однако реально существуют многозарядные сложные ионы (SO42-, PO43- и др.). Это объясняется делокализацией их зарядов, в результате которой эффективный заряд каждого атома, входящего в состав иона, не превышает заряда электрона, равного -1. Ионная связь, в отличие от ковалентной, характеризуется: 1. ненаправленностью, так как сферическое поле вокруг ионов во всех направлениях равноценно; 2. ненасыщаемостью, поскольку при взаимодействии ионов не происходит полной компенсации их силовых полей; 3. координационными числами в ионных соединениях, которые определяются не электронной структурой атомов, а соотношением радиусов взаимодействующих ионов. Так, отношение
Это значение лежит в пределах 0, 41 – 0, 73, что определяет октаэдрическую координацию ионов, которая характеризует кристаллическую решетку хлорида натрия. Металлическая связь Существенные сведения относительно природы химической связи в металлах модно получить на основании двух характерных особенностей по сравнению с ковалентными и ионными соединениями. Металлы, во-первых, отличаются от других веществ высокой электропроводностью и теплопроводностью, во-вторых, в обычных условиях являются кристаллическими веществами (за исключением ртути), структуры которых характеризуются высокими координационными числами. Из первого характерного свойства металлов следует, что по крайней мере часть электронов может передвигаться по всему объема куска металла. С другой стороны, из кристаллической структуры металлов следует, что их атомы не связаны друг с другом локализованными двухэлектронными связями, ибо числа валентных электронов атома оказывается недостаточно для образования подобных связей со всеми его соседями. Например, литий кристаллизуется в кубической объемноцентрированной решетке, и каждый его атом имеет в кристалле по 8 ближайших соседей. Для образования двухэлектронных связей в подобной структуре атом лития должен был бы предоставить 8 электронов, что конечно, невозможно, так как он имеет лишь один валентный электрон [2]. Таким образом, в отличие от ковалентных и ионных соединений, в металлах небольшое число электронов одновременно связывает большое число ядерных центров, а сами электроны могут перемещаться в металле. Иначе говоря, в металлах имеет место сильно нелокализованная химическая связь. Согласно одной из теорий металл можно рассматривать как плотно упакованную структуру из катионов, связанных друг с другом коллективизированными электронами (электронным газом). Водородная связь Атом водорода, ковалентно связанный с атомом сильно электроотрицательного элемента А, способен к образованию ещё одной связи с другим подобным атомом В. Эту связь называют водородной:
А----------------------------- δ +Н………………………………………… δ -В ковалентная водородная связь полярная δ - связь Чем выше электроотрицательность атомов А и В, тем больше эффективные заряды δ + на атоме Н и δ - на атоме В, а следовательно, тем сильнее между ними электростатическое взаимодействие и прочнее водородная связь. Этому способствует также и расположение заряда δ - по линии, продолжающей межъядерную ось А – Н. Протон благодаря малому размеру и сильному полю способен глубоко внедряться в электронную оболочку другого атома, поэтому в образовании водородной связи, как показывают спектральные данные, существенную роль играет также и донорно-акцепторное взаимодействие атома В как донора и атома Н как акцептора. Для соединений фтора и кислорода характерно образование за счет водородной связи группировок из одинаковых молекул-ассоциаций (Н2О)n и (НF)m.Это сказывается на целом ряде свойств соединений и, в частности, на таких параметрах, как температуры кипения и замерзания. По относительной величине молекулярных масс Н2О и Н2S для воды tк и tз должны быть ниже, чем для сульфида водорода (-60, 75 и -85, 600 С). В действительности они много выше (100 и 00С ), что связано с увеличением молекулярной массы воды за счет ассоциаций её молекул. Карбоновые кислоты в жидкой и газовой фазах существуют в основном в виде димеров. В белках, нуклеиновых кислотах и других органических соединениях, имеющих большое биологическое значение, водородная связь обеспечивает поперечное сшивание цепочечных молекул. Для некоторых соединений возможно также образование внутримолекулярной водородной связи, например, в нитрофеноле. Длина водородной связи больше длины ковалентных связей. В ряде соединений типа РА – Н…ВР’ при сокращении равновесного расстояния Н-В длина связи А-Н увеличивается и в предельном случае обе связи могут оказаться одинаковыми, как в дифторид-ионе (FНF)-. Энергия водородной связи (8-40кДж/моль) ниже энергии ковалентных связей. Так, для льда это 20кДж/моль, что составляет 4, 3 % энергии ковалентной связи Н-О, равной 456 кДж/моль. Наибольшее значение энергии водородной связи имеют соединения фтора (25-40кДж/моль), затем кислорода (13-25кДж/моль) и азота (8-21кДж/моль). Для серы и хлора образование водородных связей нехарактерно. 3.5. Молекулярное взаимодействие Силы притяжения между молекулами, которые называют ван-дер-ваальсовыми, обусловливаются тремя видами межмолекулярного взаимодействия: 1. Ориентационное – проявляется между полярными молекулами, стремящимися занять такое положение, при котором их диполи были бы обращены друг к другу разноименными полюсами, а векторы моментов этих диполей были бы ориентированы по одной прямой; 2. Индукционное – возникает между индуцированными диполями, причиной образования которых является взаимная поляризация атомов двух сближающихся молекул; 3. Дисперсионное – возникает в результате взаимодействия микродиполей, образующихся за счет мгновенных смещений положительных и отрицательных зарядов в молекулах при движении электронов и колебаний ядер. Дисперсионные силы действуют между любыми частицами. Ориентационное и индукционное взаимодействие для частиц многих веществ, например, Не, Аr, H2, N2, CH4 не существует. Для молекул NH3 на дисперсионное взаимодействие приходится 50%, на ориентационное – 44, 6% и на индукционное – 5, 4%. Полная энергия ван-дер-ваальсовых сил притяжения характеризуется невысокими значениями. Так, для льда она составляет 11кДж/моль, т.е. 2, 4% энергии ковалентной связи Н – О (456 кДж/моль). С ростом относительных молекулярных масс силы межмолекулярного взаимодействия становятся больше, поэтому повышаются значения таких постоянных, как температуры плавления и кипения. Пример 1. Какую ковалентность может проявлять бром в своих соединениях? Решение. В атоме брома распределение электронов внешнего энергетического уровня по орбиталям следующее:
Ковалентность брома равна 1 (число неспаренных ē ). Но бром может проявлять и большую ковалентность, а именно 3 и выше, при возбуждении. У атомов брома есть свободные α -орбитали на 4-ом энергетическом уровне. Если, например, один из электронов 4-го энергетического уровня перейдет с p-орбитали на α -орбиталь, то ковалентность брома будет равна 3. Аналогичным образом объясняется ковалентность 5 и 7. Пример 2. Какая гибридизация электронных облаков имеет место в атоме кремния при образовании молекулы SiCl4? Какова пространственная структура этой молекулы? Решение. В возбужденном состоянии структура внешнего энергетического уровня атома кремния 3s1 3px1 3py1 3pz1. В образовании химических связей в атоме кремния участвуют один электрон в 3s- и три электрона в 3p-состоянии. При образовании молекулы SiCl4 возникает 4 гибридных электронных облака (sp3-гибридизация). Молекула SiCl4 имеет пространственную тетраэдрическую конфигурацию. Пример 3. Объяснить механизм образования молекулы SiF4 и SiF62-. Может ли существовать ион СF62-? Решение. Электронная конфигурация атома кремния 1s2 2s2 2p6 3s2 3p2. Электронное строение его валентных орбиталей в невозбужденном состоянии может быть представлено следующей графической схемой:
При возбуждении атом кремния переходит в состояние 1s2 2s2 2p6 3s1 3p3, а электронное строение его валентных орбиталей соответствует схеме:
Четыре неспаренных электрона возбужденного атома могут участвовать в образовании четырех ковалентных связей по обычному механизму с атомами фтора (1s2 2s2 2p5), имеющими по одному неспаренному электрону, с образованием молекулы SiF4. Для образования иона SiF62- к молекуле SiF4 должны присоединяться два иона F (1s2 2s2 2p6), все валентные электроны, которые спарены. Связь осуществляется по донорно-акцепторному механизму за счет пары электронов каждого из фторид-ионов и двух вакантных 3 α -орбиталей атома кремния. Углерод (1s2 2s2 2p6) может образовать, подобно кремнию, соединение SF4, но при этом валентные возможности углерода будут исчерпаны (нет неспаренных электронов, неподелённых пар электронов и вакантных орбиталей на валентном уровне). Ион СF62- образоваться не может. Пример 4. Как изменяется прочность связи H-Э в ряду H2O – Н2S – H2Se – H2Te? Решение. В указанном ряду размеры валентных электронных облаков элементов (O, S, Se, Te) возрастают, что приводит к уменьшению степени их перекрывания с электронным облаком атома водорода и к возрастающему удалению области перекрывания от ядра атома соответствующего элемента. Это вызывает ослабление притяжения ядер взаимодействующих атомов к области перекрывания электронных облаков, т.е. ослабление связи. Таким образом, при переходе от кислорода к теллуру прочность связи H–Э уменьшается. Энтропия Большинство процессов представляет собой два одновременно происходящих явления: передачу энергии и изменение в упорядоченности расположения частиц друг относительно друга. Частицам (молекулам, атомам, ионам) присуще стремление к беспорядочному движению, поэтому система стремится перейти из более упорядоченного состояния в менее упорядоченное. Количественной мерой беспорядка является энтропия S. Изменение энтропии Δ S в изолированной системе, переходящей из состояния 1 в состояние 2, можно определить соотношением
где R- газовая постоянная. Если, например, баллон с газом соединить с вакуумированным сосудом, то газ из баллона будет распределяться по всему объёму сосуда. При этом система из более упорядоченного состояния (с меньшим беспорядком) переходит в состояние менее упорядоченное (с большим беспорядком). Таким образом, при переходе системы из более упорядоченного состояния в менее упорядоченное состояние энтропия возрастает. Переход же системы из менее упорядоченного состояния в более упорядоченное состояние связан с уменьшением энтропии, и самопроизвольное протекание подобного процесса менее вероятно. Так, ясно, что в рассматриваемом примере система самопроизвольно не может перейти из состояния 2 в состояние 1, т.е. невероятно, чтобы газ сам собой собрался в баллоне. В случае перехода системы из менее упорядоченного состояния в более упорядоченное Δ S системы - величина отрицательная, т.е. энтропия S системы уменьшается. Энтропия возрастает при переходе жидкости в пар, при растворении кристаллического вещества и т.д. В процессах конденсации и кристаллизации вещества энтропия уменьшается. Энтропия вещества в газовом состоянии значительно больше, чем в жидком, а тем более, чем в твердом. Энтропии веществ, как и их теплоты образования, принято относить к определенным условиям, обычно при температуре 25 0С (298 К) и давлении 1 атм. Энтропию при этих условиях обозначают S0298 и называют стандартной энтропией. Значениями энтропии веществ пользуются для установления изменения энтропии системы в результате соответствующих процессов. Так, для химической реакции аА+bB+…= dD+еЕ+…изменение энтропии системы будет Δ S= (dSD + eSE+…)-( aSA + bSB+...) или Δ S= ∑ Sпрод. - ∑ Sисх. Об изменении энтропии в химических реакциях можно судить по изменению объёма системы в ходе реакции. Например, в реакции ½ С (графит)+½ СО2(г)=СО(г) наблюдается увеличение объёма Δ V> 0; следовательно, энтропия возрастает Δ S> 0 (Δ S0298=87, 7 дж/моль∙ град). В случае же реакции образования Н3N из водорода и азота 3/2 Н2 (г)+1/2 N2 (г)= H3N(г) наоборот, объём системы уменьшается Δ V< 0; следовательно, энтропия уменьшается Δ S< 0 (Δ S0298=99, 1дж/моль∙ град). Если же реакция протекает между твердыми веществами, например, Аl(к)+Sb(к)=АlSb(к), то изменения объёма системы и её энтропии практически не происходит (Δ S0298=4, 03дж/моль∙ град). То же самое относится и к процессам, в которых число молей газообразных веществ не изменяется, например, С (графит)+ О2 (г)= СО2 (г), Δ S=2, 9дж/моль∙ град. 4.1.3. Энергия Гиббса и направленность химических процессов Возможность самопроизвольного протекания химического процесса определяется двумя факторами: стремлением системы к понижению внутренней энергии за счет экзотермической реакции (-∆ H) и стремлением системы к увеличению неупорядоченности в расположении частиц за счет теплового движения, мерой которой является функция состояния, называемая энтропией S. Если ∆ H незначительно зависит от температуры, то энтропия с повышением температуры сильно возрастает. Влияние как энтальпийного так и энтропийного факторов учитывается в уравнении ∆ G=∆ H-T∆ S. Функцию G называют энергией Гиббса, она является мерой устойчивости системы в условиях T=const и p=const. Состояние системы при постоянном объеме описывается функцией, которую называют энергией Гельмгольца: ∆ P=∆ U-T∆ S. Таким образом, ∆ G отличается от ∆ P так же, как ∆ H от ∆ U на величину, равную работе расширения p∆ V. Изменение энергии Гиббса ∆ G определяет возможность или невозможность самопроизвольного протекания процесса. Если ∆ G< 0, т.е. по ходу реакции происходит уменьшение энергии Гиббса, то этот процесс термодинамически возможен. Если ∆ G> 0, т.е. процесс ведет к увеличению энергии Гиббса, то такая реакция термодинамически невозможна. Если ∆ G=0, то реакционная система находится в состоянии равновесия. При положительном значении ∆ S и, следовательно, T∆ S величина G будет отрицательной: а) при любых отрицательных значениях Н, т.е. все экзотермические процессы в этом случае возможны; б) при положительных значениях ∆ Н, но при условии, что по абсолютному значению ∆ Н< T∆ S, т.е. эндотермические реакции возможны, когда энтропийный фактор преобладает над энтальпийным, что легче реализуется с ростом температуры. При отрицательном значении ∆ S в уравнении ∆ G=∆ H-T∆ S величина T∆ S становится положительной, поэтому в этом случае эндотермические реакции (+∆ Н) самостоятельно протекать не могут, так как ∆ G будет величиной также положительной. Из экзотермических реакций (-∆ Н) при таком условии возможны только те, которые характеризуются большим отрицательным значением ∆ Н, т.е. те эндотермические реакции, для которых сумма -∆ Н+(-Т∆ S) имеет отрицательное значение. При очень низких температурах величина Т∆ S минимальна, так как и энтропия в этих условиях изменяется незначительно, поэтому преимущественное влияние на направление процесса имеет энтальпийный фактор и обычно процессы идут в сторону экзотермических реакций. В конденсированных системах реакции протекают с незначительным изменением энтропии, поэтому знак ∆ G определяется знаком ∆ Н. Таким образом, для определения возможности протекания процесса при данных условиях надо найти знак ∆ G. С этой целью в справочных таблицах находят стандартные значения ∆ Н и S для веществ, участвующих в реакции, по которым вычисляют ∆ G на формулы ∆ Go298=∆ H o298-T∆ S o298 [3]. Пример 1. Расчет теплового эффекта химической реакции по теплоте образования реагирующих веществ и продуктов реакции. Определите количество теплоты, выделяющейся при гашении 100кг извести водой при 25оС, если известны стандартные теплоты образования веществ, участвующих в химической реакции: ∆ H o298, CaO(к) = -635, 1 кДж∙ моль-1; ∆ H o298, H2O(ж) = -285, 84 кДж∙ моль-1; ∆ H o298, Ca(OН)2(к) = -986, 2 кДж∙ моль-1. Решение. Реакция гашения извести: СаО(к)+Н2О(ж)=Са(ОН)2(к). Согласно первому следствию из закона Гесса тепловой эффект химической реакции равен разности между суммой теплот образования реагирующих веществ с учетом стехиометрических коэффициентов:
=-986, 2-(-635, 1)-(-285, 84) = 65, 26 кДж∙ моль-1 Таким образом, при гашении водой 1 моль извести выделяется 65, 26кДж, при гашении 1кмоль извести – 65260 кДж. М(СаО) = 56г∙ моль-1=56кг∙ моль-1; m(СаО) = 100кг;
При гашении водой 100 кг извести выделяется 100/56∙ 65260=116536кДж. Пример 2. Расчет теплоты образования. Определить теплоту образования Са(ОН)2тв на основе реакций: СаСО3→ СаО+СО2+∆ Н1; СаО+Н2О→ Са(ОН)2тв+∆ Н2. Решение. Для определения суммарной теплоты образования ∆ Н для этой реакции определяем ∆ Н1 и ∆ Н2, тогда ∆ Н=∆ Н1+∆ Н2; ∆ Н1=∆ НСаО+∆ Н(СО2)-∆ НСаСО3 = +177, 83 кДж∙ моль-1; ∆ Н2=∆ НСа(ОН)2-∆ НСаО-∆ НН2О = -65, 2 кДж∙ моль-1; ∆ Н= +177, 83 – 65, 2 = +113, 61 кДж∙ моль-1. Пример 3. Рассчитайте тепловой эффект реакции горения сероводорода по следующим данным: Н2S(г) + 3/2O2=Н2О(ж) + SО2(г) 1)S(к) + Н2 = Н2S(г); ∆ Н1= -20, 17 кДж 2)Н2 + 1/2 O2 = H2O(ж); ∆ Н2= -286, 0 кДж 3)S(к) + О2 = SО2(г); ∆ Н3= -297 кДж Решение. Уравнение 1-3 есть термохимические уравнения образования соответственно 1 моль Н2S(г), Н2О(ж), SО2(г) из простых веществ в стандартных условиях: Т=298К и Р=101, 325 кПа, а тепловые эффекты – стандартные энтальпии образования указанных соединений ∆ H o298. Если сложить термохимические уравнения 2 и 3 и вычесть уравнение 1, получим искомое уравнение
Н2S(г) + 3/2 O2 = H2O(ж) + SO2(г) ∆ Н=∆ Н1+∆ Н2-∆ Н3 Подставить численное значение энтальпий образования Н2S(г) , Н2О(ж), SO2(г), получим значение теплового эффекта реакции ∆ Н= -286 -297 –(-20, 17) = = -562, 8 кДж. Отрицательное значение энтальпии реакции горения сероводорода означает, что данная реакция экзотермическая.
Тепловой эффект можно включить в уравнение химической реакции. Н2S(г) + 3/2О2 = Н2О(ж) + SO2(г) + 562, 8 кДж. Эта запись также представляет собой термохимическое уравнение реакции. Пример 4. Определение изменения энтропии в стандартных условиях. Определить изменение энтропии реакции Na2O+SiO2=Na2SiO3 при температуре 298К. Решение. Находим по справочнику значения энтропии продукта и исходных веществ при Т=298К, S o298, Na2O(т)=42, 09Дж∙ моль-1∙ к-1: S o298, SiO2 (т) = 71, 1Дж∙ моль-1∙ к-1; S o298, Na2SiO3 (т)=113, 8Дж∙ моль-1∙ к-1. Изменение энтропии в химической реакции равно разности между суммой энтропий продуктов реакции и суммой энтропий исходных веществ с учетом стехиометрических коэффициентов. So298 х.р. = So298, Na2SiO3(т) – So298, SiO2 (т) - So298, Na2O(т) = 113, 8-71, 1-42, 09=0, 61 Дж∙ моль-1∙ к-1 Пример 5. Определение изменения энтропии при фазовых превращениях. Определить изменение энтропии 1г кристобалита при температуре плавления 1986К, если теплота обратного фазового превращения кристобалита равна 744, 05 Дж∙ r-1. Решение. Изменение энтропии при переходе вещества из одного агрегатного состояния в другое равно: S2-S1=∆ S= Пример 6. Вычислите
Решение. Изменение энергии Гиббса в химической реакции
Химическая кинетика Пример 1. При взаимодействии кристаллов хлорида фосфора (V) с парами воды образуется жидкий РОС13 и хлороводород. Реакция сопровождается выделением 111, 4 кДж теплоты. Напишите термохимическое уравнение этой реакции. Решение. Уравнения реакций, в которых около символов химических соединений указываются их агрегатные состояния или кристаллическая модификация, а также числовое значение тепловых эффектов, называют термохимическими. В термохимических уравнениях, если это специально не оговорено, указываются значения тепловых эффектов при постоянном давлении Qp, равные изменению энтальпии системы ∆ Н. Значение ∆ Н приводят обычно в правой части уравнения, отделяя его запятой или точкой с запятой. Приняты следующие сокращенные обозначения агрегатного состояния вещества: г — газообразное, ж — жидкое, к — кристаллическое. Эти символы опускаются, если агрегатное состояние веществ очевидно. Если в результате реакции выделяется теплота, то ∆ Н < 0. Считывая сказанное, составляем термохимическое уравнение данной в примере реакции: РС15(к) + Н2О(г) = РОСl 3(ж) + 2НС1(г); ∆ Нхр = -111, 4 кДж Таблица 3 Стандартные теплоты (энтальпии) образования
Пример 2. Реакция горения этана выражается термохимическим уравнением С2Н6(г) + 3 ½ О2 = 2 СО2(г) + 3 Н2О(ж); Нхр = -1559, 87 кДж. Вычислите теплоту образования этана, если известны теплоты образования СО2(г) и Н2О(ж) (см. табл. 5 ). Популярное:
|
Последнее изменение этой страницы: 2017-03-11; Просмотров: 713; Нарушение авторского права страницы
=
, где ∆ Н-теплота обратимого фазового превращения.
= 
= 0, 238Дж∙ г-1∙ град-1.
для химической реакции 2SO2(г)+О2(г)↔ 2SO3(г). В каком направлении может протекать эта реакция в стандартных условиях? 
, поэтому в стандартных условиях данная реакция может протекать в сторону образования SO3.
некоторых веществ 
, кДж/моль