Методические указания, программа, решение типовых задач, программированные вопросы для самопроверки и контрольные задания для студентов-заочников инженерно-технических (нехимических) специальностей вузов общие методические указания

Энергетика химических процессов (термохимические расчеты) При решении задач этого раздела см. табл. 5. Науку о взаимных превращениях различных видов энергии называют термодинамикой. Термодинамика устанавливает законы этих превращений, а также направление самопроизвольного тече­ния различных процессов в данных условиях. При химических реакциях происходят глубокие качественные изменения в системе, рвутся связи в исходных веществах и возникают новые связи в конечных продуктах. Эти изменения сопровождаются поглощением или выделением энергии. В большинстве случаев этой энергией является теплота. Раздел термодинамики, изучающий тепловые эффекты химических реакций, называют термохимией. Реакции, которые сопровож­даются выделением теплоты, называют экзотермическими, а те, которые сопровождаются поглощением теплоты, — эндотер­мическими. Теплота реакции является, таким образом, мерой изменения свойств системы, и знание ее может иметь большое значение при определении условий протекания той или иной реакции. При любом процессе соблюдается закон сохранения энергии как проявление более общего закона природы — закона сохранения материи. Теплота Q, поглощенная системой, идет на изменение ее внутренней энергии А17 и на совершение работы А: Q = AU + A. Внутренняя энергия системы U — это общий ее запас, включающий энергию поступательного и вращательного движений молекул, энергию внутримолекулярных колебаний атомов и атомных групп, энергию движения электронов, внутриядерную энергию и т.д. Внутренняя энергия — полная энергия системы без потенциальной энергии, обусловленной положением системы в пространстве, и без кинетической энергии системы как целого. Абсолютное значение внутренней энергии U веществ неизвестно, так как нельзя привести систему в состояние, лишенное энергии. Внутренняя энергия, как и любой вид энергии, является функцией состояния, т.е. ее изменение одно- борьбы противоположностей. С одной стороны, система стремится к упорядочению (агрегации), к уменьшению Н; с другой стороны, система стремится к беспорядку (дезагрегации). Первая тенденция растет с понижением, а вторая — с повышением температуры. Тенденцию к беспорядку характеризует величина, которую называют энтропией. Энтропия S, так же как внутренняя энергия U энтальпия H, объем V и др., является свойством вещества, пропорциональным его количеству. S, U,Н, V обладают аддитивными свойствами, т.е. при соприкосновении системы суммируются. Энтропия отражает движение частиц вещества и является мерой неупорядоченности системы. Она возрастает с увеличением движения частиц: при нагревании, испарении, плавлении, расширении газа, при ослаблении или разрыве связей между атомами и т.п. Процессы, связанные с упорядоченностью системы: конденсация, кристаллизация, сжатие, упрочнение связей, полимеризация и т.п.— ведут к уменьшению энтропии. Энтропия является функцией состояния, т.е. ее изменение (ΔS) зависит только от начального (S1)и конечного (S2) состояний и не зависит от пути процесса: Так как энтропия увеличивается с повышением температуры, то можно считать, что мера беспорядка равна ≈ TΔS. Энтропия выражается в Дж/(моль·К). Таким образом, движущая сила процесса складывается из двух сил: стремления к упорядочению (Н) и стремления к беспорядку (TS). При р = const и Т = const общую движущую силу процесса, которую обозначают ΔG, можно найти из соотношения Величина G называется изобарно-изотермическим потенци­алом или энергией Гиббса. Итак, мерой химического сродства является убыль энергии Гиббса (ΔG), которая зависит от природы вещества, его количества и температуры. Энергия Гиббса является функцией состояния, поэтому Самопроизвольно протекающие процессы идут в сторону уменьшения потенциала и, в частности, в сторону уменьшения ΔG. Если ΔG < 0, процесс принципиально осуществим; если ΔG > 0 процесс самопроизвольно проходить не может. Чем меньше AG, тем сильнее стремление к протеканию данного процесса и тем дальше он от состояния равновесия, при котором ΔG = 0 и АН = TΔS. Из соотношения ΔG = ΔН - TΔS видно, что самопроизвольно могут протекать и процессы, для которых ΔН>0 (эндотерми­ческие). Это возможно, когда ΔS > О, но \ TΔS\ > \ΔН\ и тогда ΔG < 0. С другой стороны, экзотермические реакции (ΔН < 0) самопроиз­вольно не протекают, если при ΔS < 0 окажется, что ΔG > 0. Пример 1. В каком состоянии энтропия 1 моль вещества больше при одинаковой температуре: в кристаллическом или парообразном? Решение. Энтропия есть мера неупорядоченности состояния вещества. В кристалле частицы (атомы, ионы) расположены упорядоченно и могут находиться лишь в определенных точках пространства, а для газа таких ограничений нет. Объем 1 моль газа гораздо больше объема 1 моль кристаллического вещества; возможность хаотичного движения молекул газа больше. А так как энтропию можно рассматривать как количественную меру хаотичности атомна-молекулярной структуры вещества, то энтропия 1 моль паров вещества больше энтропии 1 моль его кристаллов при одинаковой температуре. Пример 2. Прямая или обратная реакция будет протекать при стандартных условиях в системе Решение. Вычислим прямой реакции. Значения соответствующих веществ приведены в табл. 6. Зная, что AG есть функция состояния и что ΔG для простых веществ, находящихся в устойчивых при стандартных условиях агрегатных состояниях, равны нулю, находим процесса То, что, указывает на невозможность самопроизвольного протекания прямой реакции при Т = 298К и давлении взятых газов равном Химическая кинетика и равновесие Кинетика — учение о скорости различных процессов, в том числе химических реакций. Критерием принципиальной осущест- вимости реакций является неравенство Но это неравенство не является полной гарантией фактического течения процесса в данных условиях, не является достаточным для оценки кинетических возможностей реакции. Так, Однако эти реакции при стандартных условиях идут только в присутствии катализатора (платина для первой и вода для второй). Катализатор как бы снимает кинетический «тормоз» и проявляется термодинамическая природа вещества. Скорость химических реакций зависит от многих факторов, основные из которых — концентрация (давление) реагентов, температура и действие катализатора. Эти же факторы определяют и достижение равно- весия в реагирующей системе. Пример 1. Во сколько раз изменится скорость прямой и обратной реакции в системе 2S02(r) + 02(г) <± 2S03(r) если объем газовой смеси уменьшится в три раза? В какую сторону сместится равновесие системы? Решение. Обозначим концентрации реагирующих веществ: [S02] = а, [02] = b, [SO3] = с. Согласно закону действующих масс, скорости прямой и обратной реакций до изменения объема равны На нейтрализацию 31 см3 0,16 н. раствора щелочи требуется 217 см3 раствора H2S04? Чему равны молярная концентрация эквивалента и титр раствора H2S04? Ответ: 0,023 н.; 1,127- 10-3 г/см3. Какой объем 0,3 н. раствора кислоты требуется для нейтрализации раствора, содержащего 0,32 г NaOH в 40 см3? Ответ: 26,6 см3. На нейтрализацию 1 л раствора, содержащего 1,4 г КОН, требуется 50 см3 раствора кислоты. Вычислите молярную концентрацию эквивалента раствора кислоты. Ответ: 0,5 н. Какая масса HN03 содержалась в растворе, если на нейтрализацию его потребовалось 35 см3 0,4 н. раствора NaOH? Каков титр раствора NaOH? Ответ: 0,882 г; 0,016 г/см3. Какую массу NaN03 нужно растворить в 400 г воды, чтобы приготовить 20%-ный раствор? Ответ: 100 г. Смешали 300 г 20%-ного раствора и 500 г 40%-ного раствора NaCI. Чему равна массовая доля полученного раствора: Ответ: 32,5%. Смешали 247 г 62%-ного и 145 г 18%-ного раствора серной кислоты. Какова массовая доля полученного раствора? Ответ: 45,72%. Из 700 г 60%-иой серной кислоты выпариванием удалили 200 г воды. Чему равна массовая доля оставшегося раствора? Ответ: 84%. Из 10 кг 20%-ного раствора при охлаждении выделилось 400 г соли. Чему равна массовая доля охлажденного раствора? Ответ: 16,7%. Свойства растворов Пример 1. Вычислите температуры кристаллизации и кипения 2%-ного водного раствора глюкозы. Решение. По закону Рауля понижение температуры кристал­лизации и повышение температуры кипения раствора (ΔT) по сравнению с температурами кристаллизации и кипения раст­ворителя выражаются уравнением Вычислите массовую долю (%) водного раствора глицерина С3Н5(ОН)3, зная, что этот раствор кипит при 100,39°С. Эбуллиоскопическая константа воды 0,52°. Ответ: 6,45%. Вычислите молярную массу неэлектролита, зная, что раствор, содержащий 2,25 г этого вещества в 250 г воды, кристаллизуется при - 0,279 С. Крископическая константа воды 1,86 . Ответ: 60 г/моль. Вычислите температуру кипения 5%-ного раствора нафталина C10H8 в бензоле. Температура кипения бензола 80,2°С. Эбуллиоскопическая константа его 2,57°. Ответ: 81,25°С. Раствор, содержащий 25,65 г некоторого неэлектролита в 300 г воды, кристаллизуется при -0,465 С. Вычислите молярную массу растворенного вещества. Криоскопическая константа воды 1,86°. Ответ: 342 г/моль. Вычислите криоскопическую константу уксусной кисло­ты, зная, что раствор, содержащий 4,25 г антрацена C14Н10 в 100 г уксусной кислоты, кристаллизуется при 15,718 С. Температура кристаллизации уксусной кислоты 16,65 С. Ответ: 3,9 . При растворении 4,86 г серы в 60 г бензола температура кипения его повысилась на 0,81 . Сколько атомов содержит мо­лекула серы в этом растворе. Эбулиоскопическая константа бен­зола 2,57 . Ответ 8. Температура кристаллизации раствора, содержащего 66,3 г некоторого неэлектролита в 500 г воды, равна -0,558°С. Вы­числите молярную массу растворенного вещества. Криоскопичес­кая константа воды 1,86 . Ответ: 442 г/моль. Какую массу анилина C6H5NH2 следует растворить в 50 г этилового эфира, чтобы температура кипения раствора была выше температуры кипения этилового эфира на 0,53°. Эбулиоскопи­ческая константа этилового эфира 2,12°. Ответ: 1,16 г.

Похожие:

	Методические указания по выполнению графических работ для студентов... Методические указания предназначены для самостоятельного изучения предмета, выполнения контрольной работы и подготовки к экзамену...		Российской федерации Химия. Программа, методические указания, решение типовых задач и контрольные задания для студентов-заочников факультета механизации...
	Методические указания и контрольные задания для студентов-заочников Методические указания и контрольные задания для студентов-заочников образовательных учреждений среднего профессионального образования...		Методические указания, программа и контрольные задания для студентов... Математика. Экономико-математические модели : программа, методические указания и контрольные задания для студентов 4 – 5-го курсов...
	Методические указания составлены в соответствии с примерной программой... Методические указания и контрольные задания для студентов заочников образовательных учреждений среднего профессионального образования...		Методические указания и контрольные задания для студентов заочного... Методические указания предназначены для студентов заочного отделения по специальности 120301 «Землеустройство» исодержат программу...
	Методические указания и задания по выполнению домашней контрольной... Методические указания и задания по выполнению домашней контрольной работы для студентов-заочников		Методические указания и контрольные задания для студентов-заочников... Методические указания составлены в соответствии и примерной (рабочей) программой профессионального модуля пм. 01. Предоставление...
	Методические указания и контрольные задания для студентов-заочников... Методические указания составлены в соответствии и примерной (рабочей) программой профессионального модуля пм. 02. Предоставление...		Методические указания и контрольные задания для студентов-заочников... Методические указания составлены в соответствии и примерной (рабочей) программой профессионального модуля пм. 01. Ведение расчетных...