4.2. Примеры решения типовых задач
Задача 1.
Рассчитать теплоту образования CuCl2 по реакции: Cu(T) + Cl2(T) = CuCl2(T) при 500С, если ∆H298(CuCl2(T)) = –205,9 кДж/моль, а молярные теплоемкости веществ имеют следующие значения :
Cp(Cu(T)) = 22,6 + 6,28·10-3·T Дж/(моль·К);
Cp(Cl2) = 36,7 + 1,05·10-3·T Дж/(моль·К);
Cp(CuCl2(T)) = 64,5 + 50,2·10-3·T Дж/(моль·К);
Решение.
Используем
уравнение Кирхгоффа 
где
∆Cp = Cp(CuCl2) – (Cp(Cu(T)) + Cp(Cl2(T))).
Найдем ∆Cp:
∆Cp = 64,5 + 50,2·10-3·T – 22,6 – 6,28·10-3·T – 36,7 + 1,05·10-3·T;
∆Cp = 5,2 + 42,9·10-3·T
Представим ∆Cp выражением ∆Cp = a + bT, где a = 5,2; b = 42,9·10-3.
Определим теплоту образования CuCl2 при температуре 500С или 773 К:
.
Подставляя числовые значения a, b, T, ∆H298 (из условия задачи), получим:
∆H773 = –191,8 (кДж/моль).
II. Химическая кинетика. Химическое равновесие.
Вопросы:
1. Понятия скорости гомогенной и гетерогенной химических реакций. Факторы, влияющие на скорость реакции: 1) концентрации веществ; 2)давление; 3) температура;
4) катализатор, ингибитор; 5) природа веществ и их агрегатное состояние.
2. Влияние концентрации (давления) реагирующих веществ на скорость реакции. Закон действующих масс (ЗДМ) – основной закон химической кинетики (Гульдберг и Вааге, 1864-67г.г.) – для элементарных химических реакций и для состояния химического равновесия (в закрытых или обратимых системах). Константа скорости реакции.
Понятия молекулярности и порядка химической реакции.
3. Методы расчета и регулирования скорости химической реакции.
4. Влияние температуры на скорость реакции. Правило Вант-Гоффа и уравнение Аррениуса.
5. Механизмы химических реакций. Стадийность процессов. Лимитирующая стадия. Простые (элементарные) и сложные процессы: последовательные и др.
6. Химическое равновесие (истинное и кажущееся). Связь между изменением энергии Гиббса и константой равновесия. Уравнения изотермы и изобары химической реакции. Уравнения Клаузиуса-Клапейрона, Вант-Гоффа.
Влияние изменения внешних условий на состояние химического равновесия.
Принцип Ле Шателье – Брауна.
Самостоятельная работа:
1. Определение константы скорости, скорости и времени протекания химических реакций 1-го и 2-го порядков.
2.Теория активации (активного комплекса) С.Аррениуса.
3. Явление катализа. Катализаторы, ингибиторы и механизм их воздействия.
Химическое равновесие
(истинное и кажущееся). Связь между изменением энергии Гиббса и константой равновесия. Уравнения изотермы и изобары химической реакции. Уравнения Клаузиуса-Клапейрона, Вант-Гоффа.
Влияние изменения внешних условий на состояние химического равновесия.
Принцип Ле Шателье – Брауна.
В
состоянии равновесия состав реакционной
смеси, определяется концентрациями
газообразных или растворенных веществ
(например, в системе А
В
-концентрациями
А и В).
Концентрации этих веществ в равновесных
условиях системы называют равновесными
концентрациями.
Отношение концентраций СВ/СА выражают константой равновесия (КС) :
КС = СВ/СА.
Если реагенты А и В - газообразные, то константу равновесия (Кр) можно выразить через соотношение равновесных парциальных давлений газов:
Кр = рВ / рА ,
где рА и рВ – парциальные давления газообразных веществ А и В.
(Парциальное давление – давление компонента газовой смеси, которое он имел бы при предоставлении ему объема, занимаемого всей смесью газов).
Связь между КС и КР устанавливают с помощью уравнений р = СмRТ и – ∆G = Амах, получая выражение:
КР = КС (RТ)∆п ,
где ∆п – разность сумм стехиометрических коэффициен-тов у продуктов и исходных веществ в уравнении данной химической реакции.
В состоянии термодинамического равновесия ∆G = 0.
Константы химического равновесия КС и КР связаны со стандартной энергией Гиббса реакции простыми соотношениями:
∆G0 = – RТ ln КС и ∆G0 = – RТ ln КР .
Константа равновесия реакции дает представление о выходе продуктов реакции при заданной температуре.
Так, например, если константа равновесия КС процесса
А
В
при температуре Т равна единице (КС = СВ/СА = 1), то равновесный состав реакционной смеси характеризуется равенством концентраций СА и СВ , т.е. процесс А → В при температуре Т идет самопроизвольно до тех пор, пока концентрация вещества В не станет равной концентрации вещества А в смеси этих веществ.
Самостоятельная работа: вопросы лекции 3, 7.
Фазовое равновесие
1. Агрегатные (физические) состояния веществ: газообразное (идеальные и реальные газы, уравнения их состояния, состав земной атмосферы, воздуха), плазменное, конденсированные жидкое (в том числе - жидкокристаллическое) и твердое (аморфное и кристаллическое),– особенности их структуры и свойств.
Типы кристаллов, химических связей и свойства твердых веществ.
2. Молекулярно-кинетические теории газов и жидкостей. Жидкие кристаллы. Понятия: давление насыщенного пара, температура кипения, вязкость, сверхтекучесть и поверхностное натяжение жидкости.
3. Твердые вещества в аморфном и кристаллическом состояниях, особенности их свойств. Типы кристаллических структур веществ и их свойства. Понятия изо- и полиморфизма. Кристаллы с несколькими типами химической связи. Супер- и супрамолекулярные соединения класса клатратов: слоистые (интеркаляты), газовые гидраты и др. Реальные кристаллы. Типы дефектов в кристаллах. Ионная и суперионная проводимости. Соединения переменного состава (нестехиометрические) и явление сверхпроводимости.
5. Диаграммы состояния одно- и двухкомпонентных систем. Диаграммы плавкости.
1. Гетерогенное химическое и фазовое равновесие (фазовые равновесия в гетерогенных системах). Понятие о термическом анализе.
2. Диаграммы состояния (фазовые) гетерогенных систем. Понятия: независимый компонент системы, степень свободы. Правило фаз Гиббса. Правило рычага и его применение.
Самостоятельная работа:
1. Построение диаграмм состояния одно- и двухкомпонентных систем и их анализ. Правила: фаз Гиббса, рычага – и их использование в фазовом анализе.