Задачи для самостоятельного решения

⇐ ПредыдущаяСтр 11 из 35Следующая ⇒

1. Для реакции указать условие (Р-const или V- const), при котором тепловой эффект реакции будет большим. Возможен ли этот процесс в стандартных условиях? Ответ подтвердить расчетом.

2. Определите изменение внутренней энергии при испарении 250 г воды при 290 К, допуская, что пары воды подчиняются законам идеальных газов. Удельная теплота парообразования при данной температуре составляет 2451 Дж/г.

3. Определите изменение энтропии при плавлении 82 г NaF (фтористый натрий), если энтальпия плавления равна 33,45 кДж/моль, а температура плавления 996 ⁰С.

4. Возможно ли устойчивое существование оксида меди (II) в атмосфере водорода? Ответ подтвердить термодинамическим расчетом.

5. При взаимодействии метана и сероводорода образуются газообразный водород и жидкий сероуглерод ( ). Вычислить изменение энтальпии и энтропии процесса в стандартных условиях. Определить ориентировочную температуру начала прямой реакции.

6. Вычислить изменение внутренней энергии при испарении 32 г метанола при температуре кипения 65,7 ⁰С , если удельная теплота испарения составляет 1,104 кДж/г.

7. Возможно ли восстановление в стандартных условиях оксида алюминия водородом? При какой температуре эта реакция теоретически становится возможной?

8. Какая степень окисления для свинца наиболее устойчивая при стандартных условиях в системе: . Доказать расчетом.

9. Возможно ли существование в природных условиях Земли свободного металлического натрия? Ответ подтвердить термодинамическим расчетом.

10. Какое количество тепла поглощается или выделяется в час на обогатительной фабрике при обжиге сульфидной руды цинка (ZnS) до получения оксида цинка, если производительность фабрики составляет 100 кг руды в час?

11. Рассчитайте изменение внутренней энергии при испарении 1 кг воды при 423 К, если теплота испарения при этой температуре равна 2110 кДж/кг. Считать пар идеальным газом.

12. При какой температуре начинается процесс разложения карбоната кальция на оксид кальция и углекислый газ? Возможен ли этот процесс при стандартной температуре

Контрольные вопросы:

1. Какие из следующих термодинамических функций относятся к функциям состояния: теплота, энтропия, свободная энергия Гиббса, работа расширения газа, энтальпия, изохорно-изотермический потенциал?

2. Какой смысл имеют знаки ’’плюс” или ”минус” перед термодинамическими функциями: теплотой, энтальпией, свободной энергией Гиббса?

3. Какие выводы можно сделать о конкретной химической реакции, если изменение следующих термодинамических функций отрицательно: а) энтальпии; б) энтропии; в) свободной энергии Гиббса?

4. В каком случае для оценки теплового эффекта реакции используется: а) первое следствие закона Гесса; б) второе следствие закона Гесса?

5. Как связаны между собой тепловой эффект и изменение энтальпии процесса? Укажите знак ΔH для экзо- и эндотермической реакции.

6. Подтвердите физический смысл энтропии математическими формулами и примерами.

7. Каким образом производят расчет свободной энергии Гиббса: а) по величинам свободных энергий образования веществ; б) по энтальпийному и энтропийному факторам; в) по величине электродвижущей силы процесса; г) по константе химического равновесия при заданной температуре?

8. Почему введены три критерия направления самопроизвольных процессов ΔS, ΔG, ΔF?

Химическая кинетика

Выучить понятия:

1. скорость химической реакции: истинная и средняя

2. константа скорости химической реакции

3. порядок и молекулярность реакции

4. температурный коэффициент скорости реакции

5. энергия активации

Необходимо знать:

1. кинетические уравнения химических реакций разного порядка

2. зависимость константы скорости химической реакции от различных факторов

3. правило Вант-Гоффа

4. уравнение Аррениуса

5. связь между энтальпией реакции и энергией активации прямой и обратной реакций.

Скорость химической реакции определяется изменением концентрации реагирующих веществ в единицу времени (τ, с).

Для гомогенной реакции v = [ ]

Для гетерогенной реакции v = [ ]

Важнейшие факторы, влияющие на скорость химических реакций: природа и концентрация реагирующих веществ, температура процесса, наличие катализатора.

Зависимость скорости химической реакции от концентрации выражается законом действия масс: при постоянной температуре скорость химической реакции прямо пропорциональна действующим массам – молярным концентрациям реагирующих веществ, взятым в степени соответствующих стехиометрических коэффициентов (для простых реакций) или в степени определяемой опытным путем (для сложных реакций).

Например, для простой реакции aA + bB = cC + dD

v = kC C , n = a + b

для сложной реакции aA +bB = cC + dD

v = kC C , n =

Cумма показателей степеней в кинетическом уравнении называется общим порядком реакции (n).

Частный порядок или порядок по данному веществу определяется как показатель степени концентрации этого вещества:

для простой реакции n = a, n = b

для сложной реакции n = , n =

Порядок – эмпирический параметр, показывающий зависимость скорости реакции от концентрации реагентов. Он может принимать любые значения (целые, дробные, ноль, положительные, отрицательные).

Молекулярность реакции – число молекул одновременно участвующих в элементарном акте реакции. Принимает значения 1,2, 3. Определяется по самой медленной стадии процесса, без знания механизма реакции молекулярность определить невозможно.

В случае гетерогенных процессов в выражение закона действия масс не входит концентрация веществ, находящихся в конденсированной фазе, поскольку реакция протекает лишь на их поверхности.

Константа скорости реакции k – фундаментальный кинетический параметр, не зависящий от концентраций реагентов, а потому остающийся неизменным в течение реакции.

Константа скорости численно равна скорости химической реакции при концентрациях всех реагирующих веществ равных 1 моль/л.

Константа скорости зависит от природы реагирующих веществ, температуры, наличия в реакционной среде катализатора.

Зависимость скорости химической реакции от температуры выражается уравнением Вант-Гоффа: v = v∙ ,

где v - cкорость реакции при температуре Т ;

v - cкорость реакции при температуре Т ;

- температурный коэффициент скорости реакции, равный для

большинства гомогенных процессов 2 ~ 4.

Уравнение Вант-Гоффа показывает, что при повышении температуры на каждые 10 С скорость химической реакции возрастает в 2 ~ 4 раза.

Более точную зависимость скорости химической реакции от температуры устанавливает уравнение Аррениуса: k = k e ,

где k – константа скорости реакции при температуре Т; k - предэкспоненциальный множитель, пропорциональный числу столкновений реагирующих частиц; Е - энергия активации (кДж/моль) реакции, то избыточное количество энергии которым должна обладать молекула в момент столкновения, чтобы быть способной к химическому взаимодействию; R – универсальная газовая постоянная, ее значение 8,314 ∙10^-3 .

Уравнение Аррениуса для температурного интервала от имеет следующий вид:

ln = ( ― ) или lg = ( ― ),

где k - константа скорости реакции при температуре Т ; k - константа скорости реакции при температуре Т .

На скорость химических реакций существенное влияние оказывают катализаторы – вещества, ускоряющие данную реакцию за счет образования промежуточных соединений с реагентами и выходящие из химического процесса без изменения. Уравнение Аррениуса для каталитического процесса имеет вид = = е ,

где k - константа скорости каталитической реакции с энергией активации Е ; k – константа скорости некаталитической реакции с энергией активации Е .

Дата добавления: 2018-11-24; просмотров: 502; Мы поможем в написании вашей работы!

Поделиться с друзьями:

⇐ Предыдущая 6 7 8 9 101112 13 14 15 Следующая ⇒

Мы поможем в написании ваших работ!