Контрольные вопросы

1. Дать определение тепловому эффекту химической реакции.

2. Дать понятие экзотермических и эндотермических реакций.

3. Закон Гесса. Следствия закона Гесса.

4. 1-й закон термодинамики.

5. Энтальпия химической реакции.

6. Сформулировать закон Гесса.

7. Рассчитать энтальпию следующих химических реакций:

1) 3Fe₂O_{3 (к)}+CO _(г)=2Fe₃O_{4 (к)}+CO_{2 (г)}.

2) Fe₃O_{4 (к)}+CO _(г)=3FeO _(к)+CO_{2 (г)};

3) СН_4(г) + СO_2(г) = 2Н_{2 (г)}+2СО_(г);

4) 2FeO _(к)+0,5O_{2 (г)}=Fe₂O_{3 (к)}

8. Определить энтальпию реакции:

Fe₃O_{4 (к)} + CO _(г) = 3FeO _(к) + CO_{2 (г)}, если известны энтальпии реакций

1) Fe₃O_4(к)+4CO_(г)= 3Fe_(к) + 4CO_{2 (г)} = – 14,83 кДж/моль

2) FeO _(к) + CO _(г) = Fe _(к) + CO_{2 (г)} = –18,14 кДж/моль

Лабораторная работа №4 Химическое равновесие

Цель работы: Изучение влияния различных факторов на химическое равновесие.

Приборы, оборудование и реактивы: штатив для пробирок, пробирки, горелка, зажим для пробирок, ацетат натрия, фенолфталеин, 1М растворы FeCl₃, KSCN, NH4SCN, 1М и 2М растворы уксусной кислоты, 1М растворы NaCH₃COO, HCl, CH₃COONH₄, NaOH.

Теоретическая часть

Под химическим равновесием понимают неизменное во времени состояние системы, содержащей исходные вещества и продукты реакции, рассматриваемое при постоянных давлении, объеме и температуре. Выделяют следующие признаки равновесия:

1. При неизменных внешних условиях состав системы сохраняется сколь угодно долго.

2. К состоянию равновесия система может прийти как при протекании прямой, так и обратной реакций.

3. При любом внешнем воздействии система приходит к новому состоянию равновесия.

Истинное химическое равновесие является динамическим, так как скорости прямой и обратной реакций не равны нулю, а нулю равна наблюдаемая скорость процесса.

Химическая реакция может быть обратимой и необратимой. В необратимых реакциях теоретический выход продукта равен единице, так как реагенты, взятые в стехиометрических количествах полностью превращаются в продукты (труднорастворимые вещества, выпадающие в осадок; газ, удаляемый из сферы реакции; малодиссоциирующее вещество).

При достижении равновесия, например для газофазной реакции:

aA + bB = cC + dD

можно записать:

(4.1)

где p – парциальное давление компонента в системе.

Под знаком логарифма в квадратных скобках стоит произведение равновесных значений парциальных давлений продуктов и реагентов в степенях, равных стехиометрическим коэффициентам. Это произведение принято называть константой равновесия химической реакции

(4.2)

Помимо константы равновесия, выраженной через парциальные давления (1), в термодинамических расчетах используют константы равновесия, выраженные через другие переменные, например, мольную долю, x, или молярность, с. В этом случае для той же реакции можно записать:

(4.3)

и

(4.4)

Взаимосвязь между K_p, K_x и K_c устанавливается с помощью закона Дальтона и уравнения состояния идеального газа (уравнения Менделеева-Клапейрона).

Для гетерогенных реакций концентрации конденсированных фаз принимаются равными единице и в константах равновесия не указываются.

Принцип Ле Шателье - Брауна

Если на систему, находящуюся в состоянии равновесия, оказать воздействие извне, изменяя какое-нибудь из условий, определяющих положение равновесия, то в системе усилится то из направлений процесса, протекание которого ослабляет произведенное воздействие.

Давление. Увеличение давления (для газов) смещает равновесие реакции в направлении, ведущем к уменьшению объема (т.е. к образованию меньшего числа молекул газообразных веществ).

Температура. Увеличение температуры смещает положение равновесия в направлении эндотермической реакции (т.е. в сторону реакции, протекающей с поглощением теплоты)

Концентрация. Увеличение концентрации исходных веществ и удаление продуктов из сферы реакции смещает равновесие в направлении прямой реакции.

Катализаторы не влияют на положение равновесия.