Задачи по химической термодинамике (ФЕН НГУ 1994-2008). Хасин А.А

Решение задач по химической кинетике и термодинамике (профильный уровень)

Задачи по химической термодинамике (ФЕН НГУ 1994-2008). Хасин А.А

Элементы содержания:

энергетика и направление течения химических реакций; скорость химических реакций; химическое равновесие; закон действующих масс.

Требования к уровню подготовки выпускников:

уметь объяснять зависимость скорости и направления протекания реакций от различных факторов, знать закон действующих масс.

Цель:

закрепить умения решать задачи по химической кинетике и термодинамике, обобщить знания по темам «Энергетика и направление течения химических реакций», «Скорость химических реакций. Химическое равновесие «.

Ход урока

1. Устный (фронтальный) опрос по теме «Энергетика химических реакций»:

1) что называется термодинамической системой? какие параметры характеризуют состояние системы?

2) что такое энтальпия системы (Н)?

3) что называется тепловым эффектом реакции? при каких условиях он называется изменением энтальпии реакции и обозначается Н?

4) что называется стандартной энтальпией образования соединения Нo298? Почему необходима стандартизация состояния веществ?

5) для каких процессов справедлив закон Гесса?

6) энергетические эффекты каких процессов можно вычислять с помощью табличных значений Нo298 ?

2.Решение задач:термохимические расчеты

Задача 1. Рассчитайте тепловой эффект реакции горения сероводорода

Решение: уравнения 1-3 есть термохимические уравнения образования соответственно 1 моль H2S(г) , H2O(ж) и SO2(г) из простых веществ в стандартных условиях, а тепловые эффекты — стандартные энтальпии образования указанных соединений Н298 (см. справоч. таблицу). Н298 образования простых в наиболее термодинамически устойчивом состоянии принимаются равными нулю

(Нo298(О2 ) = 0).

На основании одного из следствий закона Гесса: Н = Н (прод.) — Н ( исх.), где Н (прод.) и Н ( исх.) — суммы стандартных энтальпий образования продуктов реакции и исходных веществ, получаем:

Н = ( -286,0 — 297,0 ) — (- 20,17 ) = — 562,8 кДж.

Отрицательное значение энтальпии реакции горения сероводорода означает, что данная реакция экзотермическая.

Н (исх.) > Н (прод.) (в данном случае, больше на 562,8 кДж).

Следовательно, Н (исх.) = Н (прод.) + 562,8 кДж. Энергия выделяется в окружающее пространство.

Тепловой эффект можно включить в уравнение химической реакции

H2S(г) + 3/2 O2 = SO2 (г) + H2O(ж) + 562,8 кДж

Примечание

: возможен другой вариант решения: если сложить термохимические уравнения 2 и 3 и вычесть уравнение 1, то получим искомое (исходное) уравнение:

Подставив численное значение энтальпий образования веществ из задачи, получим значение теплового эффекта реакции:

Н = ( -286,0 — 297,0 ) — (- 20,17 ) = — 562,8 кДж.

Полученное уравнение для Н и есть следствие закона Гесса.

Ответ

: — 562,8 кДж.

Задача 2. С помощью термохимического уравнения

H2S(г) + 3/2 O2 = SO2 (г) + H2O(ж) + 562,8 кДж определите объем сгоревшего сероводорода, если известно, что в результате реакции выделилось 281,4 кДж теплоты.

Решение:проведем расчет по уравнению и определим V(H2S):

Ответ: 11,2 л H2S.

3. Устный (фронтальный) опрос по теме«Направления течения химических реакций»:

1) что такое энтропийный фактор процесса?

2) проиллюстрируйте примером тот факт, что направление химического процесса зависит и от энтропийного, и от энтальпийного факторов;

3) что называется стандартной энтропией вещества?

4) как определяется изменение энтропии системы в результате протекания определенного процесса в стандартных условиях?

5) что такое изобарно-изотермический потенциал, или свободная энергия Гиббса? Что можно сказать о химическом процессе, для которого:

1) G >0 , 2) G 0, так как усложнился состав молекул газа (H2O вместо H2), хотя результате реакции число молей и не изменилось (в том числе и газообразных веществ );

5) So298 < 0, так как ионы Ag+ и CL-, находящиеся в растворе, переходят в осадок, т.е. в системе растет упорядоченность.

II. Выпишем из справочной таблицы значения ?So298 соответствующих веществ и подпишем их под формулами в уравнениях 1 — 5:

S5 = 96,11 — (72,63 + 56,63) = — 33,15 Дж/град

т.е. результаты вычисления So298 реакций подтвердили выводы, сделанные раннее.

Задача 2.

Какие из реакций, перечисленных в задаче 1, протекают самопроизвольно при стандартных условиях?

Решение: Ответ на вопрос задачи дает вычисление изменения изобарно-изотермического потенциала или свободной энергии Гиббса (Go298) предложенных реакций. G — функция состояния системы, и, следовательно,

Go = Go (прод.) — Go (исх.).

Выпишем из справочной таблицы значения Go298 образования соединений и подпишем их под соответствующими формулами в уравнениях 1 — 5, вычислим Go298 соответствующих реакций:

Полученные результаты говорят о том, что реакции 1, 3 и 5 могут протекать в стандартных условиях самопроизвольно до установления равновесия, а реакции 2 и 4 в этих условиях протекать в указанном направлении не могут.

5. Устный (фронтальный) опрос по теме«Скорость химических реакций»

1) что понимают под скоростью химических реакций?

2) почему о скорости химических реакций имеет смысл говорить только для данного момента времени?

3) какие факторы влияют на скорость химической реакции?

4) в чем различие гомогенных и гетерогенных химических реакций?

5) сформулируйте закон действия масс

6) что такое константа скорости химической реакции? каков ее физический смысл? в каких единицах она измеряется?

7) в какой форме закон действия масс применим для гетерогенных реакций?

8) как скорость химических реакций зависит от температуры? что такое температурный коэффициент скорости химической реакции? как он рассчитывается?

9) что такое энергия активации химической реакции? как влияет величина энергии активации на скорость реакции?

10) что такое лимитирующая стадия сложной химической реакции?

6.Решение задач: скорость химических реакций

Задача 1. Скорость химической реакции 2NO + O2 = 2NO2 описывается уравнением . Во сколько раз возрастет скорость данной реакции при увеличении давления в смеси исходных газов в два раза?

Решение: увеличение давления вдвое равноценно двойному увеличению концентраций NO и O2. Поэтому скорости взаимодействия примут в соответствии с законом действия масс следующие выражения:

Ответ: в 8 раз.

Задача 2. Объясните, почему показатели степеней в уравнениях, выражающих закон действия масс для нижеприведенных реакций взаимодействия исходных газообразных веществ, не всегда соответствуют коэффициентам уравнения?

Ответ: реакции 2 и 4 протекают через промежуточные стадии, а скорость подобных реакций определяется стехиометрией лимитирующей стадии.

7. Устный (фронтальный) опрос по теме «Катализ»:

1) какой процесс называют катализом?

2) что такое катализатор?

3) что такое положительный и отрицательный катализ?

4) как катализатор влияет на энергию активации химической реакции?

5) чем отличается гетерогенный катализ от гомогенного?

6) в чем сущность избирательности катализатора?

7) какова роль катализатора в гетерогенном катализе?

8) в чем заключается действие ингибиторов химических реакций?

9) что такое каталитические яды?

10) в чем особенности ферментативного катализа?

8. Решение задач: катализ

Задача 1. Ацетальдегид разлагается в газовой фазе следующим образом: CH3COH = CH4 + CO. Присутствие паров иода заметно ускоряет реакцию. Известно, что первая стадия каталитического процесса

CH3COH + I2 = CH3I + HI + CO протекает медленнее второй. Напишите уравнение реакции для второй стадии и уравнение, выражающее закон действия масс для каталитической реакции в целом.

Решение: По теории промежуточных соединений, объясняющей гомогенный катализ, реакция А + В = АВ (а) протекает по стадиям:

1) А + К = АК, 2) АК + В = АВ + К, где К — катализатор.

Очевидно, что а = 1 + 2 или 2 = а — 1 :

CH3COH — CH3COH — I2 = CH4 + CO — CH3I — HI — CO

( оперируем с химическим уравнением как с алгебраическим ).

CH3I + HI = CH4 + I2

Так как лимитирующей стадией каталитического процесса является медленная стадия, то уравнение скорости разложения ацетальдегида согласно закону действия масс будет  

9. Устный (фронтальный) опрос по теме«Химическое равновесие»:

1) какие реакции называются обратимыми? в чем их отличие от реакций, протекающих до конца?

2) что такое состояние химического равновесия? можно ли сказать, что при установлении химического равновесия реакция прекращается?

3) что такое константа равновесия химической реакции? как константа равновесия выражается через равновесные концентрации реагирующих веществ?

4) каковы особенности выражения константы равновесия для гетерогенных химических процессов?

5) как константа равновесия связана с изменением изобарно-изотермического потенциала G реакции?

6) как влияет изменение температуры на константу равновесия?

7) изменится ли состояние равновесия при введении в реакционную смесь катализатора? какой вывод следует сделать о влиянии катализатора на константу равновесия?

8) сформулируйте правило для определения направления смещения равновесия при изменении давления в реакциях между газообразными веществами; какие коррективы нужно ввести при определении смещения равновесия при изменении давления для гетерогенных систем?

9) как влияет изменение концентрации одного из веществ на смещение равновесия в гомогенной реакционной смеси?

10) каково влияние изменения температуры на смещение равновесия в экзотермических и эндотермических реакциях?

10.Решение задач: химическое равновесие

Задача 1. При некоторой температуре константа равновесия реакции H2 (г) + Br2 (г) 2НBr (г) равна 1. Определите состав равновесной реакционной смеси, если для реакции были взяты 1 моль H2 и 2 моль Br2.

Решение: запишем выражение константы равновесия:

[НBr]2 К = —-

[H2] * [Br2]

Задача сводится к определению равновесных концентраций реагирующих веществ через константу равновесия. Из уравнения реакции видно, что 1 моль водорода реагирует с 1 моль брома, при этом получается 2 моль бромоводорода. Если же до достижения равновесия прореагировало Х моль водорода, то равновесные количества веществ в смеси и пропорциональные им концентрации составят:

Подставляя эти значения в выражение константы равновесия, получим:

( 2х )2 К = ——— = 1

( 1 — х ) * ( 2 — х )

Решение квадратного уравнения 3х2 + 3х — 1 = 0 дает х = 0,45 (второй корень уравнения отрицательный и физического смысла не имеет).

По достижении равновесия количества реагирующих веществ в смеси составят:

n (H2) = 1 — 0,45 = 0,55 моль

n (Br2) = 2 — 0,45 = 1,55 моль

n (НBr) = 2 * 0,45 = 0,9 моль

Задача 2. Оксид азота (IV) NO2 окрашен в бурый цвет, его димер N2O4 бесцветен. Предскажите, как будет меняться окраска смеси газов при одновременном увеличении температуры и уменьшении давления.

Решение: запишем уравнение реакции 2 NO2 — N2O4.

Рассчитаем тепловой эффект реакции в стандартных условиях по справочным данным:

Н реакции = Нo298 (N2O4) — 2 Нo298 (NO2) = 1 моль * 9,6 кДж/моль-2 моль * 33,8 кДж/моль = -58 кДж

Так как реакция экзотермическая (Н

Источник: https://urok.1sept.ru/%D1%81%D1%82%D0%B0%D1%82%D1%8C%D0%B8/622222/

Булгаков Н.Н., Вовк Е.И. и др. — Задачи по химической термодинамике. Учебно-методическое пособие. (ФЕН НГУ 1994 — 2008)

Задачи по химической термодинамике (ФЕН НГУ 1994-2008). Хасин А.А

ФЕДЕРАЛЬНОЕ АГЕНТСТВО ПО ОБРАЗОВАНИЮ НОВОСИБИРСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ УНИВЕРСИТЕТ

Факультет естественных наук

Химическое отделение Кафедра физической химии

ЗАДАЧИ ПО ХИМИЧЕСКОЙ ТЕРМОДИНАМИКЕ

(ФЕН НГУ 1994 – 2008)

Н.Н. Булгаков, Е.И. Вовк, В.А. Иванченко, П.Н. Калинкин, А.Н. Кузьмин, А.А. Лысова, В.Н. Пармон, Е.В. Пархомчук, Д.И. Потапенко, В.А. Рогов, Е.Н. Савинов, В.А. Садыков, В.М. Тормышев, А.А. Хасин, А.П. Чупахин, А.А. Шубин

Под общей редакцией А.А. Хасина

V семестр Учебно-методическое пособие

Новосибирск

2009

Настоящий сборник задач содержит 321 задачу промежуточных и экзаменационных контрольных работ по классическому курсу химической термодинамики для студентов-химиков факультета естественных наук Новосибирского государственного университета в период от 1994 по 2008 год.

Рекомендуется для использования при проведении семинарских занятий по химической термодинамики преподавателями, аспирантами и студентами химических специализаций, а также для самостоятельной работы при изучении этого предмета

Составитель доцент, д.х.н. А.А. Хасин

Новосибирский государственный университет, 2009

2

Оглавление

Предисловие………………………………………………………………………………………….

4

Задачи по разделам

1.

Основные понятия химической термодинамики………………………………

5

2.

Химическое равновесие в гомогенных системах……………………………

13

2.1. Химическое равновесие при протекании одной реакции между

идеальными газами ……………………………………………………………………..

13

2.2. Равновесия в гомогенной системе с несколькими реакциями….

20

2.3. Равновесия в неидеальных системах………………………………………

24

2.4. Равновесия при протекании реакций с участием

конденсированных фаз ………………………………………………………………..

26

3.

Химическое равновесие в гетерогенных системах…………………………

34

3.1. Фазовые равновесия в однокомпонентных системах. ……………..

35

3.2. Фазовые равновесия в двух- и многокомпонентных системах…

38

3.3. Фазовые равновесия «жидкость-пар» и «жидкость-жидкость» в

двух- и многокомпонентных системах………………………………………….

49

3.4. Равновесия «жидкость-твердое тело» в двух- и

многокомпонентных системах……………………………………………………..

52

3.5. Осмос……………………………………………………………………………………

59

4.

Химическое равновесие в системах, содержащих растворы

электролитов……………………………………………………………………………………

61

4.1.Элементы теории растворов электролитов. ……………………………..

61

4.2. Электрохимические системы…………………………………………………

63

5.

Термодинамика дисперсных систем и поверхностных явлений. …….

69

5.1. Дисперсные системы и поверхностные явления…………………….

69

5.2. Адсорбция…………………………………………………………………………….

76

6.

Использование статистических методов для описания химического

равновесия в идеальных системах…………………………………………………….

78

6.1. Статистическое описание идеальных газофазных систем………..

78

6.2. Определения равновесного состава газофазных систем в подходе

статистической термодинамики……………………………………………………

81

6.3. Статистический расчет приближенных значений констант

равновесия в реакциях изотопного обмена или изомеризации……….

85

Решения некоторых задач………………………………………………………………….

87

1.

Основные понятия химической термодинамики…………………………….

87

2.

Химическое равновесие в гомогенных системах……………………………

93

3.

Химическое равновесие в гетерогенных системах…………………………

97

4.

Химическое равновесие в системах, содержащих растворы

электролитов………………………………………………………………………………….

102

5.

Термодинамика дисперсных систем и поверхностных явлений. …..

104

6.

Использование статистических методов для описания химического

равновесия в идеальных системах…………………………………………………..

107

Список основной и дополнительной литературы…………………………………

109

Предисловие

Согласно традициям Кафедры физической химии ФЕН НГУ авторами задач являлись преподаватели-семинаристы по данному курсу. Полный коллектив авторов перечислен в титуле сборника.

Кроме номера задачи в скобках указаны реквизиты задачи в контрольных или экзаменационных заданиях, например, (2/3-01) означает, что задача была второй по номеру в третьей промежуточной контрольной работе 2001 года и т.п.

Отметим, что задачи с номером 6 (например, 6/1-08) предлагались в контрольных работах в качестве дополнительной. Решение этих задач может быть не прямолинейным и для их решения может требоваться нестандартный подход.

По своему составу, настоящий сборник задач является расширенной и реструктурированной версией сборника [1], в которую добавлено 130 новых задач. Необходимо отметить, что задачи настоящего сборника не повторяют сборник задач [2].

Отличительной чертой данного сборника задач является то, что для многих типовых задач и для некоторых задач повышенной трудности в конце задачника приведены решения. Такие задачи отмечены в задачнике звездочкой (например, 10.(1/Э-06)*).

Надеемся, что новый сборник будет широко использоваться при преподавании и изучении предмета преподавателями, аспирантами и студентами химических специализаций.

[1]Задачи по химической термодинамике (под ред. В. Н. Пармона), Новосибирск: Изд-во НГУ, 2003.

[2]Музыкантов В.С. Бажин Н.М., Пармон В.Н., Булгаков Н.Н., Иванченко В.А. Задачи по химической термодинамике. Москва: Химия, 2001

1. Основные понятия химической термодинамики

Первое начало термодинамики, термохимия.

Изолированные, открытые и закрытые системы, классический и статистический подходы к описанию термодинамических систем. Интенсивные и экстенсивные параметры состояния системы. Теплота. Работа. Внутренняя энергия. Первое начало термодинамики. Уравнения состояния. Функции состояния. Закон Гесса. Стандартные состояния.

Энтропия. Второе и третье начала термодинамики.

Состояние системы и микросостояния системы, степень вырождения, допустимые микросостояния. Эргодическая гипотеза. Энтропия. Температура. Связь внутренней энергии, энтропии и температуры. Теплоемкость. Свойства энтропии. Второе начало термодинамики. Обратимые и необратимые процессы. Третье начало термодинамики.

Термодинамические потенциалы.

Характеристические функции. Термодинамические потенциалы – внутренняя энергия, энтальпия, потенциал Гельмгольца, потенциал Гиббса. Фундаментальные уравнения и термодинамические соотношения между термодинамическими величинами. Уравнения Максвелла.

Уравнение Гиббса-Гельмгольца. (Необходимый математический аппарат — Якобиан. Алгебраические соотношения для детерминантов матриц Якоби второго ранга)

1.(1/1-99). Какие из перечисленных ниже функций являются функциями состояния, а какие — термодинамическими потенциалами?

Н + PV,

H

+5PV ,

G

+10TS , A + PV,

A

+

T

S .

S

PV

V

2

Почему?

Напишите

фундаментальные

уравнения

для

термодинамических потенциалов.

2.(1/Э-96), (1/Э-98). Вывести выражение для изобарно-изотермического потенциала через термодинамические параметры и через параметры статистической физики.

Источник: https://studfile.net/preview/12019029/

Biz-books
Добавить комментарий