Методические рекомендации по выполнению лабораторных и практических работ по учебной дисциплине ен. 01 Химия

• Название: Методические рекомендации по выполнению лабораторных и практических работ по учебной дисциплине ен. 01 Химия
• Дата: 07.04.2023
• Размер: 0.55 Mb.
• Имя файла: MR_po_LR_i_PR_EN.01_Ximiya.docx
• Тип: Методические рекомендации; #1044106
• страница: 20 из 23

Теоретическая часть

Пример 1. Вычислить тепловой эффект реакции окислов кальция и кремния с образованием силиката кальция

СаО _(к) + SiO_2(к) = СаSiO_3(к)

Решение: Под формулой каждого вещества в уравнении реакции выпишем табличные данные по ∆ Н ^о_обр в кДж/моль:

СаО(к.) + SiO₂ = СаSiO₃ (к.), ∆Н^о = ?

∆Н^о_обр -635,5 -858,3 -1582,6

Далее применяем следствие из закона Гесса в виде формулы (1):

∆Н^о = -1582,6 - (-635,5 - 858,3) = - 88,8 кДж

Одним из основных вопросов химии является вопрос о направлении химической реакции, в какую сторону и до какого предела реакция идёт самопроизвольно, т.е. без затраты работы извне. В термодинамике этот вопрос решается с помощью термодинамических потенциалов, которые являются функциями состояния системы при любых условиях, но направленность процессов определяют при постоянстве соответствующих двух параметров. При постоянных давлении и температуре критерием направленности процесса является изменении функции состояния, называемой энергией Гиббса G или изобарно - изотремическим потенциалом, или свободной энергией системы. По своему смыслу энергия Гиббса является частью внутренней энергии системы, за счёт которой система может совершать максимально полезную работу, т.е. работу химической реакции. Соответственно:

∆G = Amax, т.е. ∆G< 0 – реакция идет в прямом направлении;

∆G = 0 – это предел протекания реакции при данных P и T, что отвечает достижению химического равновесия;

∆G> 0 – реакция в прямом направлении не идет, в случае обратимых реакций идет в обратном направлении. Таким образом, величина G является движущей силой прогресса: чем больше G, тем дольше отстоит система от состояния равновесия, тем больше, говорят, химическое средство реагирующих веществ. Справедливо уравнение: G = H - TS. При постоянных Т и Р: ∆G = ∆Н - Т∆S, (2) где ∆Н – энтальпийный фактор процесса, а ∆S, называемая энтропией, пропорциональная термодинамической вероятности системы w: S = klnw,

где k-коэффициент пропорциональности, равный R/Na (R-универсальная газовая постоянная, N_А - число Авогадро). Энтропия является мерой неупорядоченности или беспорядка в системе. Чем больше степень беспорядка,тем больше энтропия
Пример 2. Опредилить ∆Н^о₂₉₈ образования этилена, используя следующие данные:

C₂H₄(г) + 3О₂(г) = 2СО₂(г) + 2Н₂О(г), ∆Н^о = -1323 кДж

С(графит) + О₂(г.), ∆Н^о = -393,5 кДж

Н₂(г) + 1/2О(г) = Н₂О(г), ∆Н^о = -241,8 кДж

Решение: Последние два уровня являются реакциями образования СО₂(г) и Н₂О(г.). Неизвестное берем за х и выписываем под формулами веществ в первом уравнении значения ∆Н^о₂₉₈ образования в кДж/моль:

C₂H₄(г) + 3О₂(г) = 2СО₂(г.) + 2Н₂О(г ),

∆Н^о -1323 кДж 0 -393,5 -241,8

Далее применяем следствие из закона Гесса в виде формулы (1):

-1323 = (-2 393,5 – 2 241,8) - х

Отсюда х = 52,4 кДж/моль
Пример 3. Пользуясь справочными данными, показать, то в стандартных условиях при 25^оС реакция Сu(к) + ZnO(к) = CuO(к) + Zn(к) невозможна.

Решение:Обращаясь к табл. 1, выписываем значения ∆G^о₂₉₈ образования кДж/моль:

Cu(к) + ZnO(к) = CuO(к) + Zn(к), ∆G^о = ?

∆G^o₂₉₈ 0 -320,7 -129,9 0

Затем применяем формулу (3):

∆G^o= -129,9 + 320,7 = 190,8 кДж.

Таким образом, ∆G^о > 0, что соответствует невозможности протекания реакции в прямом направлении.
Пример 3. Пользуясь справочными данными, показать, что в стандартных условиях при 25^оС реакция Cu(к) + ZnO(к) = CuO(к) + Zn(к), невозможна.

Решение: Обращаясь к табл.1, выписываем значения ∆ G^о₂₉₈ образования в кДж/моль:

Cu(к) + ZnO(к) = CuO(к) + Zn(к), ∆ G^о₂₉₈ = ?

∆G^о₂₉₈ 0 -320,7 -129,9 0

Затем применяем формулу (3):

∆G^о = -129,9 + 320,7 = 190,8 кДж.

Таким образом, ∆G^о > 0, что соответствует невозможности протекания реакции в прямом направлении.

Итак, при 25^оС получаем, что ∆G^о > 0, т.е. реакция невозможна. Далее воспользуемся формулой ∆G = ∆H - T∆S:

∆G₇₇₃ = 178 - 773 * 0,165 = 50,45 кДж;

∆G^о ₇₇₃ = 178 - 1773 * 0,165 = 114,54 кДж;

Таким образом, при 500^оС получаем, что ∆G^о > 0, т.е. реакция невозможна. Зато при 1500 ^оС реакция становится возможна (∆G^о < 0) и протекает со значительными выделением свободной энергии (114,54 кДж).