Химическая термодинамика позволяет определить константу равновесия химической реакции при какой-либо температуре по уравнению изобары или изохоры химической реакции:
Уравнение изобары химической ре-акции в дифференциальном виде (р=const)
Уравнение изохоры химической ре-акции в дифференциальном виде (V=const)
Уравнение, позволяющее рассчитать тепловой эффект химической реакции по константам равновесия при разных температурах:
где ln В – постоянная интегрирования.
Полученное уравнение представляет собой уравнение прямой в координатах T Kp/1 ln , тангенс угла которой равен отношению теплового эффекта химической реакции к универсальной газовой постоянной. Эту зависимость можно использовать для графического нахождения теплового эффекта химической реакции:
26 Влияние температуры, давления и добавки индифферентных газов на равновесие.
Принцип Ле-Шателье Влияние давления на смещение химического равновесия
Давление влияет на химическое равновесие в газовой фазе и равновесие гетерогенных реакций с участием газообразных веществ. Для выяснения зависимости константы равновесия от давления используется константа равновесия, выраженная через мольные доли компонентов К х (К р и К с от давления не зависят).
а) если в ходе химической реакции число моль компонентов увеличивается (Δν > 0), то при повышении общего давления (Р) константа равновесия, выраженная через мольную долю (К х), уменьшается. Равновесие сдвигается в сторону исходных веществ.
б) если в ходе химической реакции число моль компонентов уменьшается (Δν
Выражение d ln Kp / dT называется температурным коэффициентом константы равновесия, знак которого определяется только знаком теплового эффекта (R>0, Т 2>0).Определение знака теплового эффекта процесса, при расчете которого возможны три случая:
а) если реакция эндотермическая (ΔН > 0), то 0 / ln dT K dp , с увеличением температуры константа скорости химической реакции тоже увеличивается, равновесие сдвигается в сторону образования продуктов реакции.
б) если реакция экзотермическая (ΔН
Дата добавления: 2015-01-30 ; просмотров: 20 | Нарушение авторских прав
Видео:Задачи на ТЕПЛОВОЙ ЭФФЕКТ | Термохимические уравненияСкачать
Тепловой эффект химической реакции. Термохимические уравнения
Тепловой эффект химической реакции. Термохимические уравнения.
Химические реакции протекают либо с выделением теплоты, либо с поглощением теплоты.
Экзотермические реакции протекают с выделением теплоты (теплота указывается со знаком «+»). Эндотермическиереакции – с поглощением теплоты (теплота Q указывается со знаком «–»).
Тепловой эффект химической реакции – это изменение внутренней энергии системы вследствие протекания химической реакции и превращения исходных веществ (реагентов) в продукты реакции в количествах, соответствующих уравнению химической реакции.
При протекании химических реакций наблюдаются некоторые закономерности, которые позволяют определить знак теплового эффекта химической реакции:
Реакции, которые протекают самопроизвольно при обыных условиях, скорее всего экзотермические. Для запуска экзотермических реакций может потребоваться инициация – нагревание и др.
Например, после поджигания горение угля протекает самопроизвольно, реакция экзотермическая:
Реакции образования устойчивых веществ из простых веществ экзотермические, реакции разложения чаще всего – эндотермические.
Например, разложение нитрата калия сопровождается поглощением теплоты:
Реакции, в ходе которых из менее устойчивых веществ образуются более устойчивые, чаще всего экзотермические. И наоборот, образование более устойчивых веществ из менее устойчивых сопровождается поглощением теплоты. Устойчивость можно примерно определить по активности и стабильности вещества при обычных условиях. Как правило, в быту нас окружают вещества сравнительно устойчивые.
Например, горение амиака (взаимодействие активных, неустойчивых веществ — аммиака и кислорода) приводит к образованию устойчивых веществ – азота и воды. Следовательно, реакция экзотермическая:
Количество теплоты обозначают буквой Q, измеряют в кДж (килоджоулях) или Дж (джоулях).
Количество теплоты, выделяющейся в результате реакции, пропорционально количеству вещества, вступившего в реакцию.
В термохимии используются термохимические уравнения . Это уравнение реакции с указанием количества теплоты, выделившейся в ней (на число моль вещества, равное коэффициентам в уравнении).
Например, рассмотрим термохимическое уравнение сгорания водорода:
Из термохимического уравнения видно, что 484 кДж теплоты выделяются при сгорании 2 моль водорода, 1 моль кислорода. Также можно сказать, что при образовании 2 моль воды выделяется 484 кДж теплоты.
Теплота образования вещества – количество теплоты, выделяющееся при образовании 1 моль данного вещества из простых веществ.
Например, при сгорании алюминия:
теплота образования оксида алюминия равна 1675 кДж/моль. Если мы запишем термохимическое уравнение без дробных коэффициентов:
теплота образования Al2O3 все равно будет равна 1675 кДж/моль, т.к. в термохъимическом уравнении приведен тепловой эффект образования 2 моль оксида алюминия.
Теплота сгорания – количество теплоты, выделяющееся при горении 1 моль данного вещества.
Например, при горении метана:
теплота сгорания метана равна 802 кДж/моль.
Разберемся, как решать задачи на термохимические уравнения (задачи на термохимию) из ЕГЭ. Для этого разберем несколько примеров термохимических задач.
1. В результате реакции, термохимическое уравнение которой:
получено 98 л (н.у.) оксида азота (II). Определите количество теплоты, которое затратили при этом (в кДж). (Запишите число с точностью до целых.).
Решение.
Из термохимического уравнения видно, что на образование 2 моль оксида азота (II) потребуется 180 кДж теплоты. 2 моль оксида азота при н.у. занимают объем 44,8 л. Составляем простую пропорцию:
на получение 44,8 л оксида азота (II) затрачено 180 кДж теплоты,
на получение 98 л оксида азота затрачено х кДж теплоты.
Отсюда х= 180*98/44,8 = 393,75 кДж. Округляем ответ до целых, как требуется в условии: Q=394 кДж.
Ответ: потребуется 394 кДж теплоты.
2. В результате реакции, термохимическое уравнение которой
выделилось 1452 кДж теплоты. Вычислите массу образовавшейся при этом воды (в граммах). (Запишите число с точностью до целых.)
Решение.
Из термохимического уравнения видно, что при образовании 2 моль воды выделится 484 кДж теплоты. Масса 2 моль воды равна 36 г. Составляем простую пропорцию:
при образовании 36 г воды выделится 484 кДж теплоты,
при образовании х г воды выделится 1452 кДж теплоты.
Отсюда х= 1452*36/484 = 108 г.
Ответ: образуется 108 г воды.
3. В результате реакции, термохимическое уравнение которой
израсходовано 80 г серы. Определите количество теплоты, которое выделится при этом (в кДж). (Запишите число с точностью до целых).
Решение.
Из термохимического уравнения видно, что при сгорании 1 моль серы выделится 296 кДж теплоты. Масса 1 моль серы равна 32 г. Составляем простую пропорцию:
при сгорании 32 г серы выделится 296 кДж теплоты,
при сгорании 80 г серы выделится х кДж теплоты.
Отсюда х= 80*296/32 = 740 кДж.
Ответ: выделится 740 кДж теплоты.
Видео:Решение задач на термохимические уравнения. 8 класс.Скачать
Расчет теплового эффекта химической реакции по уравнению изобары аналитический и графический способы
ЛЕКЦИЯ № 5. Химическое равновесие
1. Понятие химического равновесия. Закон действующих масс
При протекании химической реакции через некоторое время устанавливается химическое равновесие. Существует два признака химического равновесия: кинетический, термодинамический. В кинетическом – ?пр = ?обр, в термодинамическом – характеризует химическую реакцию при условиях P, t – const (?G = 0); при условиях V, Т – const (?F = 0).
Химический потенциал – функция, которая характеризует состояние i-го компонента при определенных внешних условиях.
где n1 – число молей i-го компонента.
Если к бесконечно большому количеству раствора прибавить определенное количество какого-нибудь компонента, то химический потенциал системы определяется изменением изобарного потенциала при изобарных условиях или изменением изохорного потенциала при изохорных условиях.
Химический потенциал зависит от концентрации данного компонента
где Рi– парциальное давление – вклад каждого компонента в общее давление или давление, которое компонент имел бы, если бы находился в смеси.
Парциальное давление – элементарная функция (можно складывать). Пример (O2, N2, H2) – их общее давление
?0– значение химического потенциала при стандартных условиях.
Химический потенциал характеризует способность данного компонента выходить из данной фазы путем испарения, растворения, кристаллизации и т. д. Переход этот происходит произвольно.
В результате химического равновесия скорость прямой реакции уменьшается, а скорость обратной реакции увеличивается.
Концентрации, которые соответствуют химическому равновесию, называются равновесными концентрациями. Связь между равновесными концентрациями устанавливается законом действующих масс (ЗДМ). Этот закон в 1867 г. вывели К. М. Гульберги П. Вааге.
Кинетический вывод ЗДМ
f – фугитивность – парциальное давление для реальных газов. Возникает вопрос, будут ли равняться Кpи Кс.
Кpи Кc– отличаются на RT ?vi в сумме стехиометрических коэффициентов.
если ?vi = 0, то Kp = Kc. ?vi = 1 + 1 – 1 – 1 =0 – когда стехиометрический коэффициент = 1.
2. Уравнение изотермы химической реакции
Если реакция протекает обратимо, то ?G= 0.
Если реакция протекает необратимо, то ?G? 0 и можно рассчитать изменение ?G.
где ? – пробег реакции – величина, которая показывает, сколько молей изменилось в ходе реакции. I сп – характеризует равновесное и неравновесное состояние реакции, II сп – характеризует только неравновесные состояния.
это уравнение изотермы химической реакции.
С помощью уравнения изотермы химической реакции можно судить о направлении протекания реакции.
3. Уравнения изохоры, изобары химической реакции
Зависимость К от температуры
По ним судят о направлении протекания реакции:
4. Расчет KP (метод Темкина-Шварцмана)
термодинамический метод расчета Kp.
Пример. Расчет Kpдля реакции PbS04 распадается на РbО и S03.
Результаты вычислений занесены в таблицу 2.
5. Расчет равновесного состава химического равновесия
Равновесный состав можно рассчитать только для газовой системы
Исходная концентрация всех компонентов
Изменение каждого компонента по числу молей (или стехиометрическому коэффициенту):
??– (пробег реакции) – химическая переменная.
Она показывает изменение количества вещества по числу молей. Если реакция не началась, то ?? = 0. Если количество исходных веществ превратилось в такое же количество продуктов реакции, то ?? = 1.
Рассчитать равновесный состав по третьему компоненту при условии, что А = а моль/л; В = в моль/л.
Рассчитываем по 4 компоненту:
Газообразные вещества реагируют по уравнению:
Найти парциальное давление каждого компонента.
Вещества А и В превращаются в С в количестве Х. Исходные вещества А= 2 моль, В= 1 моль.
Для того, чтобы найти парциальное давление, мы должны Роб умножить на мольную долю. Мольная доля определяется отношением числа молей каждого компонента, отнесенного к общему числу молей всех компонентов.
где En– общее число молей, участвующих в этой газовой смеси.
где РА – парциальное давление.
🌟 Видео
Экзо- и эндотермические реакции. Тепловой эффект химических реакций. 8 класс.Скачать
Химическая термодинамика позволяет определить константу равновесия химической реакции при какой-либо температуре по уравнению изобары или изохоры химической реакции:
Уравнение изохоры химической ре-акции в дифференциальном виде (V=const)
Уравнение, позволяющее рассчитать тепловой эффект химической реакции по константам равновесия при разных температурах:
Полученное уравнение представляет собой уравнение прямой в координатах T Kp/1 ln , тангенс угла которой равен отношению теплового эффекта химической реакции к универсальной газовой постоянной. Эту зависимость можно использовать для графического нахождения теплового эффекта химической реакции:
Давление влияет на химическое равновесие в газовой фазе и равновесие гетерогенных реакций с участием газообразных веществ. Для выяснения зависимости константы равновесия от давления используется константа равновесия, выраженная через мольные доли компонентов К х (К р и К с от давления не зависят).
