ФизХим_решен_задач

Кафедра экологии, агрохимии и защиты растений

ФИЗИЧЕСКАЯ И КОЛЛОИДНАЯ ХИМИЯ

Методические указания по решению задач

Миасское

2014

Методические указания предназначены для студентов 2 курса направлений 110100 – Агрохимия и агропочвоведение и 110900 – Технология производства и переработки сельскохозяйственной продукции

Составитель:

Калганов А.А., доцент кафедры экологии, агрохимии и защиты растений, кандидат биологических наук

Рецензенты:

Хохлов А.В., канд. техн. наук, доцент, Согрина Е.И., учитель химии высшей категории.

Рекомендовано для опубликования методической комиссией Института агроэкологии.

©Челябинская государственная агроинженерная академия

©Институт агроэкологии, 2014

ВВЕДЕНИЕ

Предметом физической химии является объяснение химических явлений на основе более общих законов физики, что в свою очередь предполагает решение большого количества расчетных задач, и ввиду этого, вызывает большие трудности у студентов. На решение этой проблемы и направлены данные методические указания.

Содержащиеся в методических указаниях примеры и задачи охватывают основные разделы курса физической и коллоидной химии. В каждой главе даны краткие теоретические указания, содержащие необходимые для расчетов уравнения и формулы, затем следуют примеры с подробным решением и предлагаются задачи для самостоятельного решения.

Все необходимые для расчетов данные, как правило, включены в условия задач или находятся в приложениях, что обеспечивает возможность их решения без дополнительной литературы.

Данные методические указания являются приложением к методическим указаниям к выполнению лабораторных работ по курсу «Физическая и коллоидная химия», и предназначены как для аудиторной, так и для самостоятельной работы студентов.

3

1. ХИМИЧЕСКАЯ ТЕРМОДИНАМИКА

Краткие теоретические положения

К важнейшим величинам, характеризующим химические системы, относятся внутренняя энергия U, энтальпия Н, энтропия S и энергия Гиббса (изобарно-изотермический потенциал) G. Все эти величины представляют собой функции состояния, т. е. зависят только от состояния системы, но не от способа, которым это состояние достигнуто.

Протекание химической реакции сопровождается изменением внутренней энергии реагирующих систем. Если внутренняя энергия системы уменьшается (∆U < 0), то реакция протекает с выделением энергии (экзотермические реакции). Если же внутренняя энергия системы возрастает (∆U > 0), то процесс сопровождается поглощением энергии из внешней среды (эндотермические реакции).

Если в результате протекания химической реакции система поглотила количество теплоты Q и совершила работу А, то изменение внутренней энергии ∆U определяется уравнением:

∆U = Q – А.

Согласно закону сохранения энергии, ∆U зависит только от начального и конечного состояний системы, но не зависит от способа осуществления процесса (реакции).

Тепловой эффект (теплота) химической реакции – количество теплоты, выделившейся либо поглотившейся в ходе реакции. Тепловой эффект относят, как правило, к числу молей прореагировавшего исходного вещества, стехиометрический коэффициент перед которым максимален.

Основной закон термохимии – это закон Гесса, являющийся частным случаем первого начала термодинамики:

Тепловой эффект химической реакции, проводимой в изобар- но-изотермических или изохорно-изотермических условиях, зависит только от вида и состояния исходных веществ и продуктов реакции и не зависит от пути её протекания.

Математическая форма записи данного закона имеет вид:

H 0 ( Hобр0 )прод ( Hобр0 )исх ,

что и применяется для расчета тепловых эффектов химических реак-

4

ций.

Первое начало термодинамики позволяет рассчитать энергетический эффект процесса, однако не дает ответа на вопросы о том, будет ли процесс протекать самопроизвольно, о направлении и глубине протекания процесса. Для этого используется величина энтропии S. Энтропия есть функция состояния, описывающая степень неупорядоченности системы. И поскольку энтропия – это функция состояния, изменение ее в ходе химического процесса определяется только видом и состоянием исходных веществ и продуктов реакции и не зависит от пути реакции; оно может быть рассчитано по уравнению:

S 0 Sпрод0 Sисх0

Для многих веществ величины абсолютной энтропии в стандартных условиях приведены в справочной литературе, а также в приложении данных методических указаний.

Изменение энтропии однозначно определяет направление и предел самопроизвольного протекания процесса лишь для наиболее простых систем – изолированных. На практике же большей частью приходится иметь дело с системами, взаимодействующими с окружающей средой. Для характеристики процессов, протекающих в закрытых системах, было введена термодинамическая функция состо-

яния: изобарно-изотермический потенциал (свободная энергия Гиб-

бса) G. Эта функция связана с энтальпией и энтропией соотношением:

∆G = ∆H – T∆S.

Направление и предел самопроизвольного протекания процесса в любых системах определяет общий принцип минимума свободной энергии:

Самопроизвольно могут протекать только те процессы, которые приводят к понижению свободной энергии системы; система приходит в состояние равновесия, когда свободная энергия достигает минимального значения.

То есть для самопроизвольного процесса характерно ∆G < 0. Рассчитать величину ∆G процесса можно и на основании форму-

лы:

G2980 ( Gобр0 )прод ( Gобр0 )исх

Величина стандартного изменения изобарно-изотермического потенциала в ходе химической любой реакции ΔG°298 есть мера химиче-

5

ского сродства исходных веществ.

Примеры решения задач

1.Определить тепловой эффект реакции горения бензола C6H6.

Дано: C6H6 + 7,5O2 = 6CO2 + 3H2O

Найти: ∆H0

Решение.

Исходя из следствия из закона Гесса: H 0 ( Hобр0 )прод ( Hобр0 )исх Для данной реакции:

H 0 6 Hобр0 (CO2 ) 3 Hобр0 (H2O) Hобр0 (C6H6 ) 7,5 Hобр0 (O2 )

В приложении 1 находим теплоты образования веществ:

∆H0обр(C6H6) = 83 кДж/моль		∆H0обр (O2) = 0 кДж/моль
∆H0обр (CO2) = –394 кДж/моль		∆H0обр (H2O) = –242 кДж/моль
Подставляем:
H 0 6 ( 394) 3 ( 242) 83 7,5 0 2364 726 83 3173
кДж/моль	∆H0 < 0 реакция экзотермическая
		Ответ: –3,173 МДж/моль

2.Какое количество энергии выделится в организме при полном окислении 34,8 г глюкозы?

Дано: m(C6H12O6) = 34,8 г

Найти: Q

Решение.

Полное окисление глюкозы протекает по уравнению

C6H12O6 + 6O2 = 6CO2 + 6H2O

Находим тепловой эффект реакции:

H 0 6 Hобр0 (CO2 ) 6 Hобр0 (H2O) Hобр0 (C6H12O6 ) 6 Hобр0 (O2 )

В приложении находим теплоты образования веществ:

∆H0обр(C6H12O6) = –1273 кДж/моль	∆H0обр (O2) = 0 кДж/моль
∆H0обр (CO2) = –394 кДж/моль	∆H0обр (H2O) = –242 кДж/моль

H 0 6 ( 394) 6 ( 242) 1273 6 0 2543 кДж/моль

Таким образом, при окислении 1 моль глюкозы (то есть, m=n∙M=1моль∙180 г/моль=180 граммов) выделяется 2543 кДж энергии, а при окислении 34,8 граммов – х кДж (Q).

6

Q= 34,8 г 2543 кДж 492 кДж 180 г

Ответ: 492 кДж

3.При растворении в калориметре 2,5 г нитрата калия в 500 мл воды изменение температуры составило 0,3°. Определить постоянную калориметра.

Дано: m(KNO3) = 2,5 г, V(H2O) = 500 мл, T = 0,3°

Найти: K

Решение.

Воспользуемся формулой для расчета ∆H в ходе калориметрических

определений

H K T M q

Величину ∆H для данной соли берем из приложения 2 на основе моляльности полученного раствора

Сm			q			2,5			0,05 моль / кг(Н2О)
		M m(H2O)кг
						101 0,5
Из приложения для KNO3								при Cm = 0,05 моль/кг ∆H = 34,94кДж/моль
Выражаем постоянную калориметра К и подставляем данные
K	H q			34,94 2,5			2,9 кДж моль/градус
	T M
				0,3 101

Ответ: 2,9 кДж·моль/градус

4.Определить изменение энтальпии, энтропии и энергии Гиббса в

ходе реакции 2NO(г.) + O2(г.) = 2NO2(г.) при станд. усл. Поясните полученные данные.

Дано: 2NO(г.) + O2(г.) = 2NO2(г.) Найти: ∆H0, ∆S0, ∆G0298.

Решение.

Исходные формулы: H 0 ( Hобр0 )прод ( Hобр0 )исх

S 0 Sпрод0 Sисх0

G2980 ( Gобр0 )прод ( Gобр0 )исх

Для данной реакции:

H 0 2 Hобр0 (NO2 ) 2 Hобр0 (NO) Hобр0 (O2 )S 0 2 S 0 (NO2 ) 2 S 0 (NO) S 0 (O2 )

7

G2980 2 Gобр0 (NO2 ) 2 Gобр0 (NO) Gобр0 (O2 )

В приложении находим термодинамические данные веществ:

		Вещество	∆H0обр,	S0,	∆G0обр,
			кДж/моль	Дж/(моль·К)	кДж/моль
		NO(г.)	91	211	88
		O2(г.)	0	205	0
		NO2(г.)	34	240	52
Подставляем:
H 0		2 34 2 91 0 68 182 114 кДж/моль,
		∆H0 < 0 реакция экзотермическая;
S 0		2 240 2 211 205 480 627 147 Дж/(моль·К),

∆S0 < 0 реакция протекает с увеличением упорядоченности в системе;

G2980 2 52 2 88 0 104 176 72 кДж/моль,

∆G0298 < 0 возможно самопроизвольное протекание реакции при стандартных условиях.

Ответ: –114 кДж/моль, –147 Дж/(моль·К), –72 кДж/моль.

5.Определить возможность самопроизвольного протекания ре-

акции I2(кр.) + H2S(г.) = 2HI(г.) + S(кр.) при стандартных условиях и при 1000 °С. При какой T будет наблюдаться равновесие в системе?

Дано: I2(кр.) + H2S(г.) = 2HI(г.) + S(кр.) Найти: ∆G0298, ∆G01273, Травн.

					Решение.
При стандартных условиях:
G2980		2 Gобр0		(HI) Gобр0	(S) Gобр0	(I2 ) Gобр0 (H2S)
Из приложения:
				∆H0обр,	S0,		∆G0обр,
			кДж/моль		Дж/(моль·К)		кДж/моль
		I2(кр.)		0	116		0
		H2S(г.)		–21	206		–34
		HI(г.)		27	207		2
		S(кр.)		0	32		0
G0		2 2	0 0 ( 34)		4 34 38 кДж/моль,
298

8

∆G0298 > 0 при стандартных условиях реакция самопроизвольно не протекает.

Для определения самопроизвольности протекания при 1000 °С используем основное термодинамическое уравнение:

∆G = ∆H – T∆S.

Для этого находим ∆H0 и ∆S0:

H 0 2 Hобр0 (HI) Hобр0 (S) Hобр0 (I2 ) Hобр0 (H2S)

H 0	2 27 0 0 ( 21) 54 21 75 кДж/моль
S 0	2 S 0 (HI) S 0 (S) S 0 (I2 ) S 0 (H2S)
S 0	2 207 32 116 206 446 322 124 Дж/(моль·К).
Находим ∆G01273:
G0		75 1273 0,124 83 кДж/моль
1273
∆G01273 < 0 при 1000 °С реакция протекает самопроизвольно.
	Для химического равновесия характерно ∆G = 0, поэтому выра-
зим температуру из основного термодинамического тождества:
		∆H – T∆S = 0			=>	T	H
							S
Подставляем: Tравн			75	605 K= 332		°С
			0,124

Ответ: 332 °С

Задачи для самостоятельного решения

1.Сколько теплоты надо затратить для разложения 200 г карбоната магния?

2.Найти количество теплоты, выделяющейся при взрыве 10 л газообразного водорода, взятого при нормальных условиях.

3.Вычислить изменение температуры при растворении 2 г NH4NO3 в 100 мл воды. Постоянная калориметра К = 128 Дж/град.

4.Рассчитать H°, S°, G° химической реакции при стандартных условиях: 4HCl(г.) + O2(г.) 2Cl2(г.) + 2H2O(г.) . Будет ли процесс самопроизвольным?

5.При какой T будет наблюдаться равновесие (ΔG=0) в системе:

Fe2O3(кр.) + C(графит) = Fe(кр.) + CO(г.)?

6.Определить возможность самопроизвольного протекания химической реакции CuO(кр.) + CO(г.) = Cu(кр.) + CO2(г.) при стандартных

9

условиях и при температуре 1500 ºС. Изменением энтальпии и энтропии при изменении температуры пренебречь.

7.Рассчитать H°, S°, G° химической реакции при стандартных

условиях 2CO + 4H2 = CH4 + 2H2O. Будет ли процесс самопроизвольным?

8.Построить график зависимости ΔG от Т для химической реакции:

Fe3O4(кр.) + H2(г.) = 3FeO(кр.) + H2O(г.). Из графика определить условия самопроизвольного протекания реакции.

10