Физическая и коллоидная химия

Контрольная работа N ___ вариант N __

студента курса заочного отделения

специальности ____________________

Пермского государственного технического университета

______________________________________________________________

фамилия, имя, отчество

Шифр_____________ Домашний адрес______________

В конце работы должны быть указаны дата ее окончания и подпись лица, выполнившего работу.

Рекомендуемая литература:

1. Стромберг А.Г., Семченко Д.П. Физическая химия, М., "ВШ", 2001.

2. Вольхин В.В. Общая химия. Избранные главы. Изд – во ПГТУ. 2002 г.

3. Вольхин В.В. Общая химия. Основы химии. Изд – во ПГТУ. 2002 г.

4. Зимон А.Д., Лещенко Н.Ф. Коллоидная химия. Учебн. для вузов.-М.:Химия. 1995—336 с.

5. Фролов Ю.Г. Курс коллоидной химии. Поверхностные явления и дисперсные системы. Учебник для вузов – 2 е изд., перераб. и доп.-М.: Химия. 1988.-464 с.

Ссылки по тексту на литературу приведены на эти учебники.

ТЕМА 1

Основы химической термодинамики: начала термодинамики, первый закон термодинамики. Термодинамические функции. Энтальпия. Закон Гесса Тепловой эффект процесса. Второй закон термодинамики. Энтропия. Энергия Гиббса и энергия Гельмгольца. Критерий направления протекания процесса.

Применение законов термодинамики к химическим процессам. Химическое равновесие: характеристика и условия химического равновесия. Закон действующих масс. Константа химического равновесия. Константа равновесия гетерогенных реакций. Расчет равновесного состава смеси. Принцип смещения равновесия.

Литература: 1 – гл. 2, с.- 59 – 108, гл. 3, с. – 108 – 129;

2 – гл. 2, с. – 53 – 103;

3 – гл. 5, с. 160 – 205.

Задание 1.1.

Для реакций, соответствующих вашему варианту (см. таблицу 1), выполните следующие задания:

1. Рассчитайте тепловой эффект реакции в стандартных условиях (∆H^O₂₉₈). Укажите, выделяется или поглощается теплота при протекании этой реакции. Как изменится тепловой эффект, если расходуется 1кг одного из исходных веществ?

2. По уравнению реакции и агрегатным состояниям веществ качественно оцените изменение энтропии реакции (∆S>0, ∆S<0 или ∆S≈0). Объясните полученный результат.

3. Рассчитайте ∆S^O₂₉₈ реакции по значениям стандартных энтропий участников реакции (S^O₂₉₈).

4. Качественно оцените направление протекания реакции:

а) при высоких температурах, т.е. при Т→ ∞,

б) при низких температурах, т.е. при Т→ 0.

5. Рассчитайте изменение энергии Гиббса (∆G^О_Т) при Т₁ = 298 К и Т₂ (см. табл. 4) для рассматриваемой реакции, допуская, что ∆H^O₂₉₈ и S^O₂₉₈ не зависят от температуры. Укажите, какой фактор – энтальпийный или энтропийный – определяет знак ∆G^O₂₉₈ и ∆G⁰т₂.

6. Постройте график зависимости ∆G^O_T от температуры. Укажите, как влияет температура на направление реакции.

7. Напишите выражение для константы равновесия реакции К_P, выраженной через парциальные давления участников реакции, и рассчитайте термодинамическую константу равновесия для реакции при Т₁ = 298 K и Т₂. Укажите, при какой из этих температур равновесная смесь богаче продуктами реакции.

8. Определите температуру, при которой константа равновесия (К_P, Р в атм.) равна 1. Укажите, в каком направлении будет протекать реакция при температуре, выше найденной.

Таблица 1

№ варианта	Реакция	Т2, °С
1	4NH3(Г) + 5O2(Г) = 4NO(Г) + 6H2O(Г)	250
2	4HCl(Г) + O2(Г) = 2Cl2(Г) + 2H2O(Г)	500
3	2AgNO3(K) = 2Ag(K) + 2NO2(Г) + O2(Г)	700
4	2NaHCO3(K) = Na2CO3(K) + H2O(Г) + CO2(Г)	200
5	2CuS(K) + 3O2(Г) = 2CuO(K) + 2SO2(Г)	150
6	Fe3O4(K) + 4H2(Г) = 3Fe(K) + 4H2O(Г)	400
7	2H2S(Г) + 3O2(Г) = 2SO2(Г) + 2H2O(Г)	200
8	4Fe(OH)2(K) + O2(Г) + 2H2O(Г) = 4Fe(OH)3(K)	100
9	CS2(Г) + 3O2(Г) = CO2(Г) + 2SO2(Г)	900
10	MgCO3(K) = MgO(K) + CO2(Г)	1000
11	Fe2O3(K) + 3H2(Г) = 2Fe(K) + 3H2O(Г)	800
12	2KСlO3(K) = 2KCl(K) + 3O2(Г)	1000
13	BaO(K) + CO2(Г) = BaCO3(К)	400
14	4HBr(Г) + O2(Г) = 2Br2(Г) + 2H2O(Г)	900
15	4NH3(Г) + 3O2(Г) = 2N2(Г) + 6H2O(Г)	250
16	CaCO3(K) = CaO(K) + CO2(Г)	1100
17	4FeS2(K) + 11O2(Г) = 2Fe2O3(K) + 8SO2(Г)	300
18	2H2S(Г) + O2(Г) = 2H2O(Г) + 2S(K)	500
19	FeO(K) + H2(Г) = Fe(K) + H­2O(Г)	750
20	CaO(K) + H2O(Г) = Ca(OH)2(K)	300
21	Al2O3(K) + 3SO3(Г) = Al2(SO4)3(K)	600
22	2NO(Г) + O2(Г) = 2NO2(Г)	800
23	2Pb(NO3)2(K) = 2PbO(K) + 4NO2(Г) + O2(Г)	900
24	CuSO4∙5H2O(K) = CuSO4(K) + 5H2O(Г)	450
25	PbO(K) + SO3(Г) = PbSO4(K)	800

Пример 1.1. Выполните задание 1-8 для реакции

S_(K) + 2CO_2(Г) = SO_2(Г) + 2CO_(Г) , Т₂ = 727°С.

Решение. Стандартные теплоты образования и энтропии веществ, участвующих в химической реакции, берём из справочника:

Вещество	S	CO2	SO2	CO
∆H°298, кДж/моль	0	-393,51	-296,9	-110,5
S°298, Дж/(моль∙К)	31,88	213,6	248,1	197,4

1. Согласно первому следствию из закона Гесса тепловой эффект химической реакции равен разности между суммой теплот образования продуктов реакции и суммой теплот образования реагирующих веществ с учётом стехиометрических коэффициентов:

∆H˚₂₉₈ = n∆H°_{298(прод.)} - m∆H°_298(исх.)

∆H°₂₉₈ = ∆H°₂₉₈(SO₂) + 2∆H°₂₉₈(CO)­ - ∆H°₂₉₈(S) – 2∆H°₂₉₈(CO₂) =

= -296,9 + 2(-110,5) – (0) – 2(-393,51) = 269,12 кДж.

Таким образом, при прохождении реакции тепло поглощается, то есть реакция эндотермическая (-Q). При взаимодействии 1 моль серы поглощается 269,12 кДж, а при использовании n моль серы поглощается тепла:

n_(S) = m_(S) / M_(S) m_(S) = 1000г; M_(S) = 32 г/моль.

n_(S) = 1000/32 = 31,25 моль.

∆H°₂₉₈ = 31,25∙269,12 = 8410 кДж.

2. Изменение энтропии в химической реакции (∆S°₂₉₈) определяет степень беспорядка в системе. В нашем примере ∆S возрастает, так как образуется большее число газообразных молекул (∆S>0).

3. Изменение энтропии в химической реакции определяем по формуле:

∆S°₂₉₈ = nS°_{298(прод.)} - mS°_298(исх.).

∆S°₂₉₈ = S°₂₉₈(SO₂) + 2S°₂₉₈(CO) – S°₂₉₈(S) – 2S°₂₉₈(CO₂) =

=248,1 + 2∙197,4 –31,88 –2∙213,6 = 183,82 Дж/К.

4. Направление протекания реакции определяем по изменению энергии Гиббса: ∆G = ∆H – T∆S

а) при высоких температурах, т.е. при T→ ∞, величиной ∆H в уравнении можно пренебречь, значит, ∆G  - T∆S. Для нашей реакции ∆S > 0, следовательно, ∆G < 0. Уменьшение величины энергии Гиббса свидетельствует о возможности протекания реакции в прямом направлении.

б) при низких температурах, т.е. при T→ 0, можно пренебречь величиной T∆S и тогда ∆G  ∆H.

В нашем примере ∆H > 0, следовательно, ∆G > 0 и протекание реакции в прямом направлении является маловероятным.

5. Изменение энергии Гиббса в химической реакции при стандартных условиях (T₁ = 298 K):

∆G°₂₉₈ = ∆H°₂₉₈ – T∆S°₂₉₈.

∆G°₂₉₈ = 269,12 – 298(183,82)∙10^-3 = 214,29 кДж.

Знак ∆G определяет энтальпийный фактор.

Изменение энергии Гиббса в химической реакции при Т₂ (Т₂ = 727 + 273= =1000 К) определяем по уравнению Улиха:

∆G_T = ∆H°₂₉₈ – T∆S°₂₉₈.

∆G₁₀₀₀ = 269,12 – 1000(183,82)∙10^-3 = 85,12 кДж.

Знак ∆G определяет энтальпийный фактор.

6. Г рафик зависимости ∆G от Т строим по 2 точкам (рис.1). При увеличении температуры величина энергии Гиббса уменьшается, а вероятность протекания прямой реакции возрастает

7 . Выражение константы равновесия К_р через парциальные давления имеет вид:

Взаимосвязь ∆G° и К_р представляем уравнением:

∆G° = -RTlnK_P.

В ычислим lnK_р:

при Т = 298 К

K_P(298) = е^-86,

при Т = 1000 К

_{KP(1000) = е}^-10_.

Равновесная смесь богаче продуктами при такой температуре, когда значение K_P выше. Для нашего примера это соответствует Т₂ = 1000 К.

8 . Если К_P = 1, то рассчитывая ∆G = -RTlnK_P, получаем ∆G = 0. Из выражения ∆H – T∆S = 0 можно определить температуру, при которой возникает состояние равновесия:

На графике это точка пересечения прямой со шкалой температур. При нагревании выше 1609 K реакция будет протекать в прямом направлении.