Методика решения задач по теоретическим основам химической технологии (стр. 6 из 16)
3. Рассчитайте, достаточно ли теплоты, выделяющейся при сгорании 200 кг каменного угля, содержащего 82% углерода, для полного разложения 162 кг карбоната кальция, если для разложения 1 моль СаСО3 необходимо 180 кДж теплоты, а при сгорании 1 моль углерода, входящего в состав каменного угля, выделяется 402 кДж теплоты.
4. Процесс алюминотермии выражается химическим уравнением
8Al + 3 Fe3O4 = 4Al2O3 + 9Fe ΔH<0. Рассчитайте, сколько теплоты выделится при сгорании 1 кг термита.
5. Возможен ли обжиг колчедана массой 1т по следующему уравнению химической реакции 4FeS2 + 11O2 →2 Fe2O3 + 8SO2 ∆H<0
6. Вычислите тепловой эффект образования NH3 из простых веществ, при стандартном условии по тепловым эффектам реакции:
2H2 + O2 = 2H2O(ж) ΔН01 = -571, 68 кДж,
NH3 + 3O2 = 6H2O(ж) + 2N2 ΔН02 = -1530,28 кДж.
7. Стандартный тепловой эффект реакции сгорания этана равен -1560 кДж. Рассчитайте стандартную теплоту образования этана, если известно, что
ΔfН0298 (H2O)= -285,84 кДж/моль и ΔfН0298(СО2) = -396,3 кДж/моль.
8. Вычислите тепловой эффект реакции восстановления оксида железа водородом, пользуясь следующими данными.
FeO + CO = Fe + CO2 ΔН = -13,19 кДж
CO + 1/2O2 = CO2ΔН = -283,2 кДж
2H2 + 1/2O2 = 2H2O(г) ΔН = -242 кДж
9. Протекание, какой из приведенных реакций восстановления оксида железа (III) наиболее вероятно при 298 К.
Fe2O3(k) + 3H2(г) = 2Fe(к) + 3H2O(к)
Fe2O3(k) + 3С(графит) = 2Fe(к) + 3СO(к)
Fe2O3(k) + 3СО(г) = 2Fe(к) + 3СО2(к)
10. В какой их перечисленных ниже реакций тепловой эффект ΔН0298 будет стандартной теплотой SO3(г)
а) S(г) + 3/2 O2 = SO3(г)
а) S(г) + 1/2 O2 = SO3(г)
а) S(к) + 3/2 O2 = SO3(г)
3.1.2 Химическое равновесие
При протекании химической реакции через некоторое время устанавливается равновесное состояние (химическое равновесие). Слово «равновесие» означает состояние, в котором сбалансированы все противоположно направленные на систему воздействия. Тело, находящееся в состоянии устойчивого равновесия, обнаруживает способность возвращаться в это состояние после какого-либо возмущающего воздействия.
Примером тела, находящегося в состоянии устойчивого равновесия, может служить шарик, лежащий на дне ямки. Если его толкнуть в одну или другую сторону, он вскоре снова возвращается в состояние устойчивого равновесия. В отличие от этого шарик, лежащий на краю ямки, находится в состоянии неустойчивого равновесия — достаточно ничтожного толчка, чтобы он необратимо скатился в ямку.
Оба этих примера являются примерами статического равновесия. В химии, однако, приходится сталкиваться не столько со статическими равновесиями, столько с динамическими («подвижными»). Динамическое равновесие устанавливается, когда оказываются сбалансированными два обратимых или противоположных процесса. Динамические равновесия подразделяют на физические и химические. Наиболее важными типами физических равновесий являются фазовые равновесия. Система находится в состоянии химического равновесия, если скорость прямой реакции равна скорости обратной реакции.
Например, если скорость протекания реакции (константа скорости к1)
k1
А(г) + В(пар)
АВ(г)равна скорости обратной реакции (константа скорости k2)
k2
АВ(г)
А(г) + В(пар)то система находится в динамическом равновесии. Подобные реакции называются обратимыми, а их уравнения записывают с помощью двойной стрелки:
k1
А(г) + В(пар)
АВ(г)k2
Реакции, протекающие слева направо, называются прямой, справа налево – обратной.
Нужно подчеркнуть, что реакционная система остается в состоянии динамического равновесия лишь до тех пор, пока система остается изолированной. Изолированной называют такую систему, которая не обменивается с окружающей средой ни веществом, ни энергией.
Состояние химического равновесия обратимых процессов количественно характеризуется константой равновесия. Так, для обратимой реакции общего вида
k1
аA +bB
сC + dD (1.2.1)k2
константа равновесия К, представляющая собой отношение констант скорости прямой и обратной реакций, запишется
(1.2.2)где, Кс– константа скорости реакции, зависящая от концентрации реагирующих компонентов; Сiили [ i ]- равновесная молярная концентрация i-того компонента;
a, b, c, d – стехиометрические коэффициенты веществ.
В правой части уравнения (1.2.2) стоят концентрации взаимодействующих частиц, которые устанавливают при равновесии, - равновесные концентрации.
Уравнение (1.2.2) представляет собой математическое выражение закона действующих масс при химическом равновесии. Для реакции с участием газов константа равновесия выражается через парциальные давления, а не через их равновесные концентрации. В этом случае константу равновесия обозначают символом Кр.
Рi- равновесные парциальные давления i-того компонента.
Сi- равновесная молярная концентрация компонентов.
a, b, c, d – стехиометрические коэффициенты веществ.
Состояние химического равновесия при неименных внешних условиях теоретически может сохраняться бесконечно долго. В реальной действительности, т.е. при изменении температуры, давления или концентрации реагентов, равновесии может «сместиться» в ту или иную сторону протекания процесса.
Изменения, происходящие в системе в результате внешних воздействий, определяется принципом подвижного равновесия – принципом Ле Шателье – Брауна. При воздействие на равновесную систему, любого внешнего фактора, равновесие в системе смещается в таком направлении, чтобы уменьшить воздействие этого фактора.
1. Влияние давления на равновесие химической реакции (для реакции, проходящей в газовой фазе).
aA + bB
cC + dD- если реакция идет с увеличением количества компонентов a + b < c + d, то повышение давления смещает равновесие химической реакции справа налево.
- если реакция идет с уменьшением количества компонентов a + b> c + d, при увеличении давления сдвиг равновесия произойдет слева направо.
- если количество компонентов одинаково a + b = c + d, то изменение давления не повлияет на положении равновесия.
2. Влияние инертного газа. Введение инертного газа подобно эффекту уменьшения давления (Ar, N2, водяной пар). Инертный газ не участвует в реакции.
3. Влияние изменения концентрации реагирующих веществ. При введение дополнительного количества вещества равновесие химической реакции сместиться в ту сторону где концентрация вещества уменьшается.
4. Влияние температуры на химическое равновесие реакции.
Если к равновесной системе подводится теплота, то в системе происходят изменения, чтобы ослабить это воздействие, т.е. процессы с поглощением теплоты. При экзотермических реакциях снижение температуру сместит равновесие слева направо, а при эндотермических реакциях повышение температуры сместит равновесие справа налево.
Зависимость Кр от температуры – уравнение Вант – Гоффа.
; 
;(
); lnkT1 – lnkT2 = 
Примеры решения задач
1. Реакция соединения азота и водорода обратима и протекает по уравнению
N2 + 3Н2 2NН3. При состоянии равновесия концентрации участвующих в ней веществ были: [N2] = 0,01 моль/л, [Н2] = 2,0 моль/л, [NH3] = 0,40 моль/л. Вычислить константу равновесия и исходные концентрации азота и водорода.
Решение:
Для приведенной реакции
Подставляя значение равновесных концентраций, получим
= 2Согласно уравнению реакции из 1 моль азота и 3 моль водорода получаем
2 моль аммиака, следовательно, на образование 0,4 моль аммиака пошло
0,2 моль азота и 0,6 моль водорода. Таким образом, исходные концентрации будут [N2] = 0,01 моль/л + 0,2 моль/л = 0,21 (моль/л),