![]() |
|
сделать стартовой | добавить в избранное |
![]() |
Вычисление теплового эффекта реакций |
7. Вычислить тепловой эффект реакции при стандартных условиях: Fe2O3 (т) 3 CO (г) = 2 Fe (т) 3 CO2 (г),если теплота образования: Fe2O3 (т) = – 821,3 кДж/моль;СО(г) = – 110,5 кДж/моль; СО2 (г) = – 393,5 кДж/моль. Fe2O3 (т) 3 CO (г) = 2 Fe (т) 3 CO2 (г), Решение. Зная стандартные тепловые эффекты сгорания исходных веществ и продуктов реакции, рассчитываем тепловой эффект реакции при стандартных условиях: 16. Зависимость скорости химической реакции от температуры. Правило Вант-Гоффа. Температурный коэффициент реакции. К реакциям приводят только столкновения между активными молекулами, средняя энергия которых превышает среднюю энергию участников реакции. При сообщении молекулам некоторой энергии активации Е (избыточная энергия над средней) уменьшается потенциальная энергия взаимодействия атомов в молекулах, связи внутри молекул ослабевают, молекулы становятся реакционноспособными. Энергия активации не обязательно подводится извне, она может быть сообщена некоторой части молекул путем перераспределения энергии при их столкновениях. По Больцману, среди молекул находится следующее число активных молекул обладающих повышенной энергией: ·e – E / где Е – энергия активации, показывающая тот необходимый избыток энергии, по сравнению со средним уровнем, которым должны обладать молекулы, чтобы реакция стала возможной; остальные обозначения общеизвестны. При термической активации для двух температур 1 и 2 отношение констант скоростей будет: ,(2) откуда,(3) что позволяет определять энергию активации по измерению скорости реакции при двух различных температурах Т1 и Т2. Повышение температуры на 100 увеличивает скорость реакции в 2 – 4 раза (приближенное правило Вант-Гоффа). Число, показывающее, во сколько раз увеличивается скорость реакции (следовательно, и константа скорости) при увеличении температуры на 100 называется температурным коэффициентом реакции: (4) Или .(5) Это означает, например, что при увеличении температуры на 1000 для условно принятого увеличения средней скорости в 2 раза ( = 2) скорость реакции возрастает в 210, т.е. приблизительно в 1000 раз, а при = 4 –в 410, т.е. в 1000000 раз. Правило Вант-Гоффа применимо для реакций, протекающих при сравнительно невысоких температурах в узком их интервале. Резкое возрастание скорости реакции при повышении температуры объясняется тем, что число активных молекул при этом возрастает в геометрической прогрессии. 25. Уравнение изотермы химической реакции Вант-Гоффа. В соответствии с законом действующих масс для произвольной реакции а A b B = c C d D уравнение скорости прямой реакции можно записать: , а для скорости обратной реакции: . По мере протекания реакции слева направо концентрации веществ А и В будут уменьшаться и скорость прямой реакции будет падать. С другой стороны, по мере накопления продуктов реакции C и D скорость реакции справа налево будет расти. Наступает момент, когда скорости &upsilo ; 1 и &upsilo ; 2 становятся одинаковыми, концентрации всех веществ остаются неизменными, следовательно, , Откуда Kc = k1 / k2 = .
Постоянная величина Кс, равная отношению констант скоростей прямой и обратной реакций, количественно описывает состояние равновесия через равновесные концентрации исходных веществ и продуктов их взаимодействия (в степени их стехиометрических коэффициентов) и называется константой равновесия. Константа равновесия является постоянной только для данной температуры, т.е. Кс = f (Т). Константу равновесия химической реакции принято выражать отношением, в числителе которого стоит произведение равновесных молярных концентраций продуктов реакции, а в знаменателе – произведение концентраций исходных веществ. Если компоненты реакции представляют собой смесь идеальных газов, то константа равновесия (Кр) выражается через парциальные давления компонентов: Kp = . Для перехода от Кр к Кс воспользуемся уравнением состояния P · V = ·R· . Поскольку , то P = C·R· . Тогда . Из уравнения следует, что Кр = Кс при условии, если реакция идет без изменения числа моль в газовой фазе, т.е. когда (с d) = (a b). Если реакция протекает самопроизвольно при постоянных Р и Т или V и Т, то значенияG и F этой реакции можно получить из уравнений: , где С А, С В, С С, С D – неравновесные концентрации исходных веществ и продуктов реакции. , где Р А, Р В, Р С, Р D – парциальные давления исходных веществ и продуктов реакции. Два последних уравнения называются уравнениями изотермы химической реакции Вант-Гоффа. Это соотношение позволяет рассчитать значения G и F реакции, определить ее направление при различных концентрациях исходных веществ. Необходимо отметить, что как для газовых систем, так и для растворов, при участии в реакции твердых тел (т.е. для гетерогенных систем) концентрация твердой фазы не входит в выражение для константы равновесия, поскольку эта концентрация практически постоянна. Так, для реакции 2 СО (г) = СО 2 (г) С (т) константа равновесия записывается в виде . Зависимость константы равновесия от температуры (для температуры Т2 относительно температуры Т1) выражается следующим уравнением Вант-Гоффа: , где Н0 – тепловой эффект реакции. Для эндотермической реакции (реакция идет с поглощением тепла) константа равновесия увеличивается с повышением температуры, система как бы сопротивляется нагреванию. 34. Осмос, осмотическое давление. Уравнение Вант-Гоффа и осмотический коэффициент. Осмос – самопроизвольное движение молекул растворителя через полупроницаемую мембрану, разделяющую растворы разной концентрации, из раствора меньшей концентрации в раствор с более высокой концентрацией, что приводит к разбавлению последнего. В качестве полупроницаемой мембраны, через маленькие отверстия которой могут селективно проходить только небольшие по объему молекулы растворителя и задерживаются крупные или сольватированные молекулы или ионы, часто служит целлофановая пленка – для высокомолекулярных веществ, а для низкомолекулярных – пленка из ферроцианида меди. Процесс переноса растворителя (осмос) можно предотвратить, если на раствор с большей концентрацией оказать внешнее гидростатическое давление (в условиях равновесия это будет так называемое осмотическое давление, обозначаемое буквой ).
Для расчета значения в растворах неэлектролитов используется эмпирическое уравнение Вант-Гоффа: = C R , где С – моляльная концентрация вещества, моль/кг; R – универсальная газовая постоянная, Дж/моль · К. Величина осмотического давления пропорциональна числу молекул (в общем случае числу частиц) одного или нескольких веществ, растворенных в данном объеме раствора, и не зависит от их природы и природы растворителя. В растворах сильных или слабых электролитов общее число индивидуальных частиц увеличивается вследствие диссоциации молекул, поэтому в уравнение для расчета осмотического давления необходимо вводить соответствующий коэффициент пропорциональности, называемый изотоническим коэффициентом. i · C · R · , где i – изотонический коэффициент, рассчитываемый как отношение суммы чисел ионов и непродиссоциировавших молекул электролита к начальному числу молекул этого вещества. Так, если степень диссоциации электролита, т.е. отношение числа молекул, распавшихся на ионы, к общему числу молекул растворенного вещества, равна и молекула электролита распадается при этом на ионов, то изотонический коэффициент рассчитывается следующим образом: i = 1 ( – 1) · &g ; 1). Для сильных электролитов можно принять = 1, тогда i = , и коэффициент i (также больше 1) носит название осмотического коэффициента. Явление осмоса имеет большое значение для растительных и животных организмов, поскольку оболочки их клеток по отношению к растворам многих веществ обладают свойствами полупроницаемой мембраны. В чистой воде клетка сильно набухает, в ряде случаев вплоть до разрыва оболочки, а в растворах с высокой концентрацией солей, наоборот, уменьшается в размерах и сморщивается из-за большой потери воды. Поэтому при консервировании пищевых продуктов к ним добавляется большое количество соли или сахара. Клетки микроорганизмов в таких условиях теряют значительное количество воды и гибнут. Осмотическое давление обеспечивает движение воды в растениях за счет различия осмотических давлений между клеточным соком корней растений (5-20 бар) и почвенным раствором, дополнительно разбавляемом при поливе. Осмотическое давление обусловливает в растении подъем воды от корней до вершины. Таким образом, клетки листьев, теряя воду, осмотически всасывают ее из клеток стебля, а последние берут ее из клеток корня. 43. Рассчитать эквивалентную электропроводность 1 н раствора a O3, если его удельное сопротивление равно 12,42 Ом · см. Решение. Эквивалентная электропроводность – величина электропроводности, отнесенная к одному моль – эквиваленту электролита: , где λ – эквивалентная электропроводность, Ом – 1 · см2 · моль– 1; Сэк – молярная концентрация эквивалентов раствора электролита, моль/л. Удельная электропроводность – величина, обратная удельному сопротивлению: где cудельная электрическая проводимость, Ом – 1.см – 1; ρ – удельное электрическое сопротивление, Ом · см. 52. Отличительные признаки дисперсных систем от истинных растворов.
Вещество t кип , ° С L исп , ккал/кг L исп , дж/кг Водород -252,6 107 4,48×105 Азот -195,8 47,6 1,99×105 Спирт этиловый 78,4 216 9,05×105 Вода 100 539 22, 6×105 Ртуть 357 69,7 2,82×105 Свинец 1740 204 8,55×105 Медь 2600 1150 48,2×105 Железо около 3200 1460 61,2×105 В таблице приведены значения удельной Т. и. L исп ряда веществ при нормальном внешнем давлении (760 мм рт. ст., или 101325 н/м 2 ) и температуре кипения t кип . Теплота образования Теплота' образова'ния, тепловой эффект реакции образования вещества из каких-либо исходных веществ. Различают: Т. о. из свободных атомов; Т. о. из простых веществ, отвечающих наиболее устойчивому состоянию элементов при данных давлении и температуре; теплоту сольватации , то есть Т. о. сольватных оболочек вокруг ионов при взаимодействии веществ с растворителем; теплоту кристаллизации , то есть Т. о. кристаллов из частиц (атомов, молекул, ионов), образующих решётку кристаллов, и т. д. Наиболее широко используют Т. о. из простых веществ и Т. о. из свободных атомов (или противоположную ей по знаку теплоту атомизации, то есть распада молекулы вещества на составляющие её атомы)
1. Тепловой эффект химической реакции
2. Тепловые эффекты химических реакций
4. Ионные реакции в растворах. Солевой эффект (в ТАК)
5. Аллергические реакции при переливании крови
10. Колебательные химические реакции - как пример самоорганизации в неживой природе
13. Реакции лимфоцитов на механические и осмотические воздействия при водной депривации
15. Законы сохранения в ядерных реакциях
16. Кинетика мономолекулярных реакций в плотных средах
17. Кинематика химических реакций
18. Школьные реформы 60-х годов XIX века. Школа в период реакции 70-80-х годов
19. Юмор и стили реакции личности на критическую ситуацию
20. Управление движением и вегетативными реакциями
21. Исследование времени простой реакции на свет и звук
25. Папство в период гуманизма, реформации и римо-католической реакции XV-XVII веков
26. Противоречия во взглядах на женскую сексуальную реакцию
27. Определение реакций опор твердого тела
28. Реакция деления ядер. Жизненный цикл нейтронов
30. Автоматизированная система для исследования кинетики быстрых химических реакций
31. Реакции С и О ацилирования
32. Сущность окислительно-восстановительных реакций
33. Реакция альдольно-кротоновой конденсации, и ее оптимизация
34. Реакции С и О ацилирования
35. Свечение сопровождающее биологические реакции
37. Реакция Абрамова
41. Теория окислительно-восстановительных реакций
42. О реакции пресноводной гидры на экзогенные биологически активные (гормо-нальные) соединения
44. "Дело врачей": реакция ярославской общественности
45. Полимеразная цепная реакция
46. Рефлекторные реакции и дыхание
47. Кинетика и термодинамика ферментативных реакций
48. Гравитация и электродинамика. Организация живой материи. Каталитические реакции
49. Реакция ячменя сорта Зазерский-85 на инокуляцию биопрепаратами
50. Место невербальных компонентов в парадигме агрессивных реакций человека
51. Значение крестовых походов в истории средних веков
52. Цепная реакция реформ 60-70-х годов XIX века в исторической литературе
53. Маркетинговые исследования. Реакция на рекламные щиты
58. Обострение хронического эндометрита и двустороннего сальпингоофорита с местной реакцией
59. Острые аллергические реакции
60. Патологические реакции на пищу и её компоненты, анафилаксия
62. Регенерація тканин людини. Алергічні реакції організму
63. Сбор и хранение материала, количественное определение 17 – КС по реакции Циммермана
64. Синдром системной воспалительной реакции и сепсис
66. Особливості емоційних реакцій молодших школярів
68. Невротические расстройства, психогенные реакции у умственно отсталых детей и подростков
69. Роль индивидуально-психологических особенностей в формировании реакции на здоровье-заболевание
73. Экспериментальные исследования процесса тепломассообмена и химических реакций углерода с газами
74. Определение реакций опор составной конструкции
75. Нерівноважні поверхневі структури реакційно-дифузійних систем типу активатор-інгібітор
77. Выбор реактора для проведения реакции окисления сернистого ангидрида в серный ангидрид
80. Кинетика химических реакций
81. Классификация химических реакций
82. Простые эфиры. Краун-эфиры. Представления о межфазном катализе. Реакции простых эфиров
83. Реакции присоединения молекул НХ с кислым атомом водорода к ненасыщенным соединениям
85. Реакция катализа и промышленные катализаторы
89. Сравнительный анализ рециркуляционных схем на примере реакции изомеризации
90. Химическая реакция в смеси идеальных газов. Константа химического равновесия в смеси идеальных газов
91. Цепные неразветвлённые реакции. Тройные соударения и тримолекулярные реакции
93. Энергетика химических реакций
94. Окисно-відновні реакції і електрохімічні процеси в гальванічних елементах. Електродні потенціали
95. Примеры решения задач по реакциям электролиза
96. Исследование кинетики реакции
97. Кооперативные межмакромолекулярные реакции с участием лигносульфонатов
98. Место реакции Белоусова-Жаботинского в химии и современной науке