Лабораторные работы по общей и неорганической химии
 Скачать 1 Mb.
|
* Проводится контрольная работа по теме предыдущего занятия. СЕМИНАР 1 Элементы химической термодинамики. Термохимические уравнения. Закон Гесса. В результате химических превращений происходит перестройка электронных структур атомов, ионов и молекул, сопровождающаяся выделением или поглощением теплоты, света, электричества и т.п. Энергетические эффекты реакции изучает термохимия. Для характеристики состояния системы (вещества или совокупности веществ) и происходящих в ней изменений используются такие свойства системы, как внутренняя энергия U, энтальпия Н, энтропия S, энергия Гиббса G. Химические реакции обычно протекают при постоянном давлении или при постоянном объеме, т. е. являются изобарными или изохорными процессами. Энергетический эффект химического процесса возникает за счет изменения в системе внутренней энергии U или энтальпии Н. Внутренняя энергия – это общий запас энергии системы, который складывается из энергии движения и взаимодействия молекул, энергии движения и взаимодействия ядер и электронов в атомах, молекулах и кристаллах, внутриядерной энергии (т. е. все виды энергии, кроме кинетической энергии системы). Первый закон термодинамики (закон сохранения энергии для тепловых процессов) определяет количественное соотношение между изменением внутренней энергии системы ∆U, количеством теплоты Q, подведенным к ней, и суммарной работой внешних сил A, действующих на систему: Q = ∆U + A. Под работой против внешних сил для химических реакций подразумевается работа против внешнего давления. При p = const она равна произведению давления р на изменение объема системы ∆V: A = p(V2 – V1) = p∆V. При изохорном процессе (V = const) A = 0, так как изменения объема система не происходит. При постоянном объеме выделение или поглощение теплоты связано с изменением внутренней энергии: Qv = U2 – U1. При изобарном процессе тепловой эффект – Qp = ∆U + p∆V, Qp = (U2 + pV2) – (U1 + pV1), если ввести H U + pV, тогда Qp = H2 – H1 = ∆H. Величину Н называют энтальпией. Энтальпию рассматривают как энергию расширенной системы. По тепловому эффекту химические реакции разделяют на экзотермические – теплота выделяется, т.е. уменьшается энтальпия, или внутренняя энергия системы (∆H<0, ∆U<0) и эндотермические – теплота поглощается, т.е. энтальпия, или внутренняя энергия системы возрастают (∆H>0, ∆U>0). Термохимические уравнения – это уравнения химических реакций с указанием теплового эффекта. Термохимические расчеты относят к стандартным условиям (101325 Па, 25°С). Закон Гесса. Тепловой эффект зависит только от вида (природы) и состояния исходных веществ и конечных продуктов, но не зависит от пути процесса, т.е. от числа и характера промежуточных стадий. В термохимических расчетах используют энтальпии образования веществ – тепловой эффект реакции образования 1 моль вещества из простых веществ. Обычно используют стандартные энтальпии образования (∆Н0f, 298). Согласно закону Гесса, тепловой эффект реакции равен сумме энтальпий образования продуктов реакции за вычетом суммы энтальпий образования исходных веществ: ∆H = ∑ΔHf, прод. - ∑∆Hf, исх. Большинство процессов протекают с передачей энергии и изменением упорядоченности расположения частиц относительно друг друга. Частицам присуще стремление к беспорядочному движению. Количественной мерой беспорядка системы является энтропия S. При переходе системы из более упорядоченного состояния в менее упорядоченное, энтропия возрастает (∆S>0). Стремление системы к возрастанию энтропии называют энтропийным фактором. Он проявляется тем сильнее, чем выше температура. Количественно энтропийный фактор равен произведению T∆S. Стремление системы к понижению потенциальной энергии называют энергетическим или энтальпийным фактором - ∆Н. Самопроизвольно система может переходить только из менее устойчивого состояния в более устойчивое. В химических процессах одновременно действуют две тенденции: объединение частиц в более сложные за счет прочных связей, что уменьшает энтальпию системы, и стремление частиц разъединиться, что увеличивает энтропию. Суммарный эффект этих двух противоположных тенденций в процессах, протекающих при постоянных T и р, отражает изменение энергии Гиббса G (или изобарно-изотермического потенциала): ∆G = ∆H - T∆S. Характер изменения энергии Гиббса позволяет судить о возможности (∆G<0) или невозможности (∆G>0) осуществления процесса, если ∆G=0, то система находится в состоянии химического равновесия. Стандартная энергия Гиббса (∆G0f) – изменение энергии Гиббса при реакции образования 1 моль вещества, находящегося в стандартном состоянии, из простых веществ, каждое из которых также находится в стандартном состоянии: ∆G0 f, в-ва = ∑Δ G0f, прод. - ∑∆ G0f, исх. Вопросы для самоподготовки Энергия. Виды энергии (тепловая, световая, ядерная и т.п.). Типы энергии (кинетическая, потенциальная). Экзотермические и эндотермические реакции. Первый закон термодинамики. Энтальпия. Стандартная энтальпия образования. Стандартная энтальпия реакции. Закон Гесса. Энтропия. Свободная энергия Гиббса. Условия самопроизвольного протекания реакции. Задачи и упражнения 1. Пользуясь справочными данными, сравнить ∆Н0298 реакции восстановления оксида железа (III) различными восстановителями при 298 К: а) Fe2O3 (к.) + 3H2 (г.) = 2Fe (к.) + 3H2O (ж.), б) Fe2O3 (к.) + 3С (графит.) = 2Fe (к.) + 3СO (ж.), в) Fe2O3 (к.) + 3СO (г.) = 2Fe (к.) + 3CO2 (ж.). 2. Пользуясь справочными данными, вычислить ∆Н0298 реакции при 298 К: а) N2 (г.) + 1/2O2 (г.) = N2O (г.), б) 4HCl (г.) + O2 (г.) = 2Cl2 (г.) + 2H2O (ж.), в) NH4NO3 (к.) = N2O (г.) + 2H2O (г.), г) 2NH3 (г.) = N2 (г.) + 3H2 (г.). 3. Пользуясь справочными данными, определить стандартную энтальпию (∆Н0298) образования фосфина, исходя из уравнения: 2PH3 (г.) + 4O2 (г.) = P2O5 (к.) + 3H2O (ж.), ∆Н0= -2360 кДж. 4. Исходя из теплового эффекта реакции: 3CaO(к.) + P2O5 (к.) = Ca3(PO4)2 (к.), ∆Н0 = -739 кДж. определить ∆Н0298 образования ортофосфата кальция. 5. Исходя из теплового эффекта реакции: СH3OH(ж.) + 3/2O2 (г.) = CO2 (г.) + 2H2O (ж.), ∆Н0 = -726,5 кДж. определить ∆Н0298 образования метилового спирта, пользуясь справочными данными. 6. Пользуясь справочными данными, вычислить значение ∆Н0298 для протекающих в организме реакций превращения глюкозы: а) С6H12О6(к.) = 2CO2 (г.) + 2С2H5OН (ж.), б) С6H12О6(к.) + 6O2 (г.) = 6CO2 (г.) + 6H2O (ж.). 7. Не производя вычислений, установить знак ∆S0 следующих процессов: а) 2NH3 (г.) = N2 (г.) + 3H2 (г.), б) 2NO (г.) + O2 (г.) = 2NO2 (г.), в) 2H2S (г.) + 3O2 (г.) = 2SO2 (г.) + 2H2O (ж.), г) С2H5OH(ж.) + 3O2 (г.) = 2CO2 (г.) + 3H2O (ж.), д) 2СO (г.) + O2 (г.) = 2CO2 (г.). 8. Пользуясь справочными данными, рассчитать значения ∆G0298 следующих реакций и установить, в каком направлении они могут протекать самопроизвольно в стандартных условиях: а) NiO (к.) + Pb (к.) = Ni (к.) + PbO (к.), б) 3Fe3O4 (к.) + 8Al (к.) = 9Fe (к.) + 4Al2O3 (к.), в) H2 (г.) + 1/2O2 (г.) = H2O (г.), г) MgO (г.) + H2 (г.) = Mg (г.) + H2O, д) NO (г.) + NO2 (г.) = N2O3 (г.), е) C (графит) + CO2 (г.) = 2CO (г.). ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА 1 Химическая кинетика и химическое равновесие. Теоретическая часть Химические реакции могут быть гомогенными – протекают в однородной среде (например, газовая фаза или жидкий раствор) и гетерогенными – протекают в неоднородной фазе (например, твердой и жидкой, газовой и жидкой). Гомогенные реакции протекают равномерно во всем объеме, заполненном реагентами, а гетерогенные – на границе раздела фаз. Скоростью химической реакции называется число элементарных актов реакции, происходящих в единицу времени в единице объема (в случае гомогенных реакций) или на границе раздела фаз (в случае гетерогенной реакции). Скорость реакции обычно характеризуют изменением концентрации какого-либо из исходных или конечных продуктов реакции в единицу времени (моль/см3∙мин или моль/л.сек). Если в моменты времени τ1 и τ2 концентрации одного из исходных веществ равны с1 и с2, то среднюю скорость υ в интервале времени τ1 и τ2 можно выразить так: υ = (с2 - с1) / (τ2 - τ1) = - Δc / Δτ Скорость химических превращений зависит от природы реагирующих веществ, их концентраций, внешних условий, площади поверхности раздела фаз в случае гетерогенных реакций. В элементарном акте реакции могут принимать участие одна, две или три молекулы. По этому признаку различают одномолекулярные, двухмолекулярные и трехмолекулярные реакции. Вероятность одновременного соударения большого числа молекул очень мала, поэтому трехмолекулярные реакции очень редкие. Скорость гомогенных реакций зависит от числа встреч реагирующих веществ в единицу времени в единице объема. Вероятность одновременного соударения взаимодействующих частиц в свою очередь пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ. Скорость реакции пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ. Для двухмолекулярной реакции A(г) + B(г) = AB(г) скорость реакции выражается кинетическим уравнением: |