Астана 2013 г.

Цель: Сформировать знания о основных термодинамических характеристиках химических процессов - ∆Нº , ∆Sº, ∆Gº, факторах, влияющих на скорость химической реакции, химическом равновесии и правилах смещения химического равновесия. Применять знания при определении тепловых эффектов химических реакций и прогнозировании направления самопроизвольного протекания процессов, определении скорости химической реакции, константы скорости предложенной химической реакции; прогнозировании смещения химического равновесия.

Задачи обучения: Студент должен знать основные термодинамические функции, законы, должен умeть: на основе стандартных термодинамических понятий (дельта Н, дельта S, Т) определять тепловой эффект реакции, или теплоту образования вещества, а также делать прогнозы о возможности или невозможности протекания реакции, студент должен знать факторы, влияющие на скорость химических реакций, химическое равновесие и условия его смещения, механизм действия катализаторов, основные особенности ферментов как биологических катализаторов; должен уметь выводить кинетические уравнения для гомогенных реакций,определять порядок реакции, рассчитывать константы химического равновесия и использовать их для прогнозирования смещения равновесия при изменении внешних факторов.

Основы вопросы темы:

1. Что изучает термодинамика?

2. Какие термодинамические понятия и величины вы знаете?

3. Дайте определения понятиям: система (открытая, закрытая, изолированная), тепловой эффект реакции, теплота образования, теплота сгорания, теплота растворения, теплота нейтрализации

4. Сформулируйте закон Гесса и следствия из закона

5. Дайте определение термодинамическим величинам:∆U, ∆Н

6. Сформулируйте 1 начало термодинамики и объясните смысл его математического выражения

7. Энтропия и энергия Гиббса. Дать определение этим величинам

8. Сформулируйте и объясните математическое выражение II начала термодинамики. По какой величине можно судить о возможности самопроизвольного протекания процессов

9. Что понимают под скоростью химической реакции?

10. Какие факторы влияют на скорость химической реакции?

11. Какими законами описывается зависимость скорости реакции от концентрации, температуры?

12. Какие величины объединяет уравнение Аррениуса?

13. Что такое энергия активизации?

14. Каков механизм действия катализаторов?

15. Какие реакции называются обратимыми и необратимыми?

16. Что показывает константа химического равновесия, каков ёё физический смысл?

17. Как можно нарушить химическое равновесие, о чём гласит принцип Ле-Шателье?

Методы обучения и преподавания: лабораторное занятие № 1 (лабораторные опыты, анализ и выводы работы), практическое занятие №2

Лабораторная работа

“Определение энтальпии реакции нейтрализации”

Все опыты по определению энтальпии химических реакций проводятся в калориметрах, которые представляют собой сосуд, мешалкой и термометром

Выполнение работы.

В стакан калориметра налить отмеренные мензуркой 50 мл 1 н раствора одной из кислот (HCI,H₂SO₄ HNO₃). Во второй стакан налить 50 мл 1н раствора щелочи и поставить на 3-4 мин для выравнивания температуры. Определить начальную температуру калориметра, влить через воронку щелочи и измерять температуру через каждые 30 сек.. При химической реакции нейтрализации вначале температура резко возрастает главный период, затем происходит выравнивание температуры раствора и окружающей среды заключительный период. После установления постоянной температуры опыт закончить.

Полученные данные занести в таблицу:

На основании экспериментальных данных вычертить график изменения температуры от времени в ходе калометрических изменений. На графике найти Dt⁰₀ (изменение температуры).

Вычислите по уравнению. (1) количество теплоты, выделившееся в калориметре при нейтрализации; Q=D(c₁m₁+c₂m₂) (1)

Где c_1-теплоемкость стекла; m₁-масса стекла.

C₂-теплоемкость жидкости; m₂- реакционная масса.

Из-за малой величины теплоемкости калориметра c₁m₁=0,а удельная теплоемкость для воды равна 4,2 кДж/кгК=(с₂m₂).

Рассчитываем количество теплоты для стеклянного сосуда по уравнению:q=Dt×m₂×c₂. Этоо количество теплоты относится к нейтрализации 0,05 моль кислоты в кДж|моль; DН⁰_нейтр=q| 0,05кДж\моль.

Среднее значение всех изменений сравнить с табличным значением энтальпии нейтрализации равны –57,22кДж при образовании 1моль Н₂О.

Контрольные вопросы к лабораторной работе.

1.Какие реакции называются реакциями нейтрализации ?

2. Какие реакции называются реакциями нейтрализации?

3.От каких факторов зависит теплота реакции нейтрализации?

4.Энергия выделяется или поглощается в реакциях нейтрализации?

5.Почему энтальпия нейтрализации слабых кислот и оснований зависит от природы реагирующих веществ

Лабораторная работа

1.Влияние концентрации реагирующих веществ на скорость химической реакции

Реакция между тиосульфатом натрия и серной кислотой может быть выражена уравнением: Nа₂S₂O₃+H₂SO₄=Nа₂SO₄+SO₂+S+H₂O

Проделайте предварительный опыт качественно. Для этого внесите в пробирку 5-10 капель 1 н.раствора тиосульфата натрия и 3-5 капель 2н.раствора серной кислоты. Выделяющаяся сера делает раствор мутным.

Для проведения опыта приготовьте в трёх пробирках равные объёмы растворов тиосульфата натрия различной концентрации, добавив в две пробирки воду,как указано в следующей таблице.

Пробирки 1 и 2 осторожно встряхните и поставьте в штатив. В пробирку № 1 добавьте одну каплю 2 н. раствора серной кислоты. Включите метроном или секундомер. По секундомеру определите время с момента добавления кислоты до помутнения раствора. Опыт повторите поочерёдно в пробирках №2 и №3.

Все данные опыта занесите в таблицу. Сделайте вывод о зависимости скорости реакции от концентрации реагирующих веществ. Как согласуются ваши наблюдения с законом действия масс? На миллиметровой бумаге начертите график зависимости скорости от концентрации натрий тиосульфата. Для этого на оси абсцисс отложите в определённом масштабе относительные концентрации Na₂S₂O₃,а на оси ординат - отвечающие им скорости / в условных еденицах-1 /i

2.Изучение зависимости скорости реакции от температуры.

Приготовьте 6 пробирок и в 3 из них налейте по 2 мл. раствора натрий тиосульфата, а в остальные 3 по 2мл. раствора серной кислоты. Опыты проводятся при 3-х разных температурах. Поместите первую пару пробирок /с растворами натрий тиосульфата и серной кислотой/ и термометр в стакан с водой, имеющий комнатную температуру. Через 3-5 минут, когда температура в пробирках и стакане выравняется, запишите показания термометра. Слейте содержимое в одну пробирку и встряхните ёё. Запишите время от начала реакции до появления слабой опалесценции.

Поместите в стакан с водой вторую пару пробирок и нагрейте его на 10⁰С,а затем проделайте опыт.

Как и почему меняется время реакции?

Рассчитайте условную скорость реакции при всех температурах и занесите результаты измерении и расчётов в следующую таблицу.

Таблица 2.

По полученным данным начертите кривую зависимости скорости реакции от температуры, отложив на оси абцисс температуру, а на оси ординат- условную скорость реакции.

3. Химическое равновесие и его смещение

Влияние изменения концетрации на смещение равновесия.

В четыре пробирки внесите по 5 – 6 капель разбавленных растворов железа трихлорида FeCl₃ и калий роданида КСNS или аммоний роданида NН₄СNS. Легким встряхиванием пробирок размешайте растворы. Все пробирки поставьте в штатив. Одну пробирку с раствором сохраните в качестве контрольной для сравнения. В растворе имеет место обратимая реакция.

FeCl₃ + 3 КСNS Fe(СNS)₃ + 3 КCl

Железо трироданит сообщает раствору красную окраску. По изменению интенсивности окраски можно судить об изменении концентрации Fe (CNS)₃.,т.е. о смещении равновесия в ту или другую сторону.

В одну из пробирок микрошпателем добавьте маленький кристалл железа трихлорида, в другую- кристалл калия роданида и в третью- несколько кристаллов калия хлорида. Растворы во всех пробирках размешайте энергичным встряхиванием или стеклянной палочкой. Отметьте изменение интенсивности окраски в каждом случае. /Сравните с раствором в контрольной пробе/.

Напишите выражение константы равновесия данного обратимого процесса.

В каком направлении смещается равновесие и как изменяется концентрация каждого компонента по сравнению с их конценрацией, при установлении первоначального равновесия в случае добавления а) железо хлорида В) калий роданида г)калий хлорида.

Решение типовых задач

Задача 1: В организме человека реакция окисления этилового спирта протекает в две стадии: 1-окисление этилового спирта до уксусного альдегидаС₂Н₅ОН+1/20₂®СН₃СНО+Н₂О; DН₁^о=256кДж

II-уксусный альдегид окисляется до уксусной кислоты СН₃СНО+1/2О₂=СН₃СООН DН₂⁰=237кДж Рассчитайте DН⁰ реакции окисления этанола до уксусной кислоты используя закон Гесса.

Эталон решения: Дано: Согласно закона Гесса тепловой эффект

DН₂⁰=256кДж процесса равен сумме тепловых эффектов

DН₂⁰=237 кДж промежуточных стадий DН=DН₁⁰+DН₂⁰

DН⁰ реакции ? DН⁰=256кДж+(-237кДж)=439кДж.

Уксусный альдегид является довольно ядовитым веществом. Какие выводы можно сделать о вреде потребления алкоголя? Если учесть, что окисление альдегида в уксусную кислоту протекает медленно. Ответ. Отравление организма возможно образующимся уксусным альдегидом. Скорость окисления альдегида в кислоту можно регулировать с помощью некоторых лекарственных препаратов.

Задача 2. Могут ли при стандартных условиях самопроизвольно протекать в прямом направлении при 298°К указанные реакции.

CI(г) + 2HJ (г) = (к)+2HСI(г) (г) (1) J₂(К)+Н₂S(г) = 2HJ+S(k) (2)

Решение . а) в соответствии с табличными данными рассчитываем

DG_обрдля (1) и (2) реакции по уравнению:

1. DG_p-я=SDG_продSDG_исх

DG₁⁰= -95,2 × 2-1,8×2=-194,0 кДж

DG₂⁰=1,8×2-(-33,8)=37,4кДж

б)DG₁⁰<0, значит 1 реакция может самопроизвольно протекать не может.

DG₂⁰>0, значит реакция 2 в указанных условиях протекать не может.

Задача 3 При взаимодействии 21г железа с серой выделилось 3,77 кДж тепла. Рассчитать теплоту образования сульфида железа.

Решение: а)составим уравнение реакции Fе +S®FеS+Q

б) составляем пропорцию в соответствии с уравнением.

56г Fе выдел Х кДж 2,1гFе®3,77кДж

56×3,77

Q=х= = 100,5 кДж

Задача 4.Не производя вычислений определить знак изменения энтропии в реакции: 2NH₃(г) = N₂(г) +3H₂(г)

Рещение: Так как из 2 моль вещества образуется 4 моль газа, следовательно, энтропия увеличивается DS>0

Литература:

ГлинкаН.Л. «Общая химия» Л,Химия,1984г.,стр.166-168

АхметовН.С. «Общая и неорганическая химия» М,В,Ш., 1994г

Угай Л.Л «Общая химия»М,В,Ш.1997г

СтёпинБ.Д. Цветков А.А. «Неорганическая химия»М.В.Ш. 1994г.

Глинка Н.Л «Задачи и упражнения по общей химии» Л,Химия. 1998г

Оганесян Э.Т. «Неорганическая химия» М,В.Ш.1987г

АхметовН.С.АзизоваМ.И. «Лабораторные работы по общей химии» М,В.Ш.1999г.,

Таперова А.А «Лабораторные работы по общей химии» Л.,Химия.

Остапкевич Н.А. «Практикум по неорганической химии»,В.Ш. 1987г

Лекционный материал.

Контроль:

1.Наибольшее количество теплоты выделится в реакции;

А.С+2/3Fе₂О₃=4/3Fе+СО₃ DН⁰=155кДж

В.СаСО₃=СО₂+СаО DН⁰=147кДж

С.С_алмаз+О₂=СО₂ DН⁰=-349кДж

2.Рассчитать DН⁰ реакции SО₂(r )+0,50(r)=SО₃(r) в кДж

А.-691 В.99 С.691 Д.-99

3.Теплота сгорания метанола равна 890 кДж/моль. Значит при сжигании 2,24м³метанапри н.у. выделяется (кДж):

А.99 10³ В.89 С. 8,9 10⁴ Д.1,99 10⁶ :

4.Вданной реакции С₂H₂(r)+H₂(r)=C₂H₄(r):

А. увеличивается В.не изменится С.уменьшается

5.Для реакции С₃Н₈+5О₂=3СО₂+4Н₂О DН⁰=-2070кДж

DG⁰=-2120rL; фактором, определяющим направление, является:

А. изменение энтальпии В.изменение энтропии

С.оба фактора Д.изменение температуры

6.Не производя вычислений, установить знак DS⁰процесса

СО₂(к)®СО₂(r) А.DS⁰>0 DS⁰<0 C.DS⁰=0

7.Константа равновесия зависит от

А.давления В.концентрации исходных веществ

С.температуры Д.катализатора

Е.концентрации продуктов реакции.

8.Константа скорости реакции зависит от

А.природы веществ В.концентрации веществ

С.давления Д.объём реагирующих веществ

Е. катализатора

9.При увеличении температуры на 30⁰ скорость реакции возросла в 15 раз. Температурный коэффициент скорости реакции равен:

А.2,5 В.3,5 С.4,5 Д.5,5 Е.1,5

10.При увеличении объёма реакционного сосуда в 2 раза, скорость прямой реакции 2NO(r)+®2NO₂(r)

А.увеличится в8 раз В.уменьшится в 8 раз

С.увеличится в 4 раза Д.уменьшится в 4раза

Е.останется без изменения

11.Скорость химической реакции FeO(k)+CO(r)®Fe(k)+CO₂(r)

выражается уравнением

А.V=k[FeO][CO] В.V=k[FeO] C.V=k[Fe]

Д.V=k[FeO]/ [CO] E.V=k[CO]/[FeO]

12.Равновесие процесса 2СО+О₂® 2СО₂DН=-568,8кДж при понижении температуры сместится:

А.влево

В.вправо

С.не сместится

13.Установить соответствие:

1. Vt₂=Vt₁×gt₂-t₁/ 10 А.зависимость скорости реакции от концентрации

В.зависимость скорости реакции от температуры

2. k=A-e-Ea/kI С.зависимость скорости реакции от катализатора

Д.зависимость константы скорости реакции от энергии активации

Е.зависимость константы равновесия от концентрации