Поможем в ✍️ написании учебной работы

Имя

Поможем с курсовой, контрольной, дипломной, рефератом, отчетом по практике, научно-исследовательской и любой другой работой

Выберите тип работыЧасть дипломаДипломная работаКурсовая работаКонтрольная работаРешение задачРефератНаучно - исследовательская работаОтчет по практикеОтветы на билетыТест/экзамен onlineМонографияЭссеДокладКомпьютерный набор текстаКомпьютерный чертежРецензияПереводРепетиторБизнес-планКонспектыПроверка качестваЭкзамен на сайтеАспирантский рефератМагистерская работаНаучная статьяНаучный трудТехническая редакция текстаЧертеж от рукиДиаграммы, таблицыПрезентация к защитеТезисный планРечь к дипломуДоработка заказа клиентаОтзыв на дипломПубликация статьи в ВАКПубликация статьи в ScopusДипломная работа MBAПовышение оригинальностиКопирайтингДругое

Нажимая кнопку "Продолжить", я принимаю политику конфиденциальности

 

План занятия

1. Проверка посещаемости и информация

2. Программированный контроль и опрос

3. Решение типовых задач

4. Подведение итогов занятия

 

Контрольные вопросы и задания по теме занятия

1. Что называют химическим потенциалом? Определение. Формула для расчета. Размерность.

2. Уравнение для расчета химического потенциала вещества, находящегося в растворе.

3. Стандартный химический потенциал. Физический смысл данной величины.

4. Термодинамика химического равновесия

5. Что называют стехиометрическим соотношением концентраций Пс?

6. Стандартное изменение энергии Гиббса, его связь с константой равновесия. Вывод формулы.

7. Закон действующих масс. Математическое выражение. Определение.

8. Уравнение изотермы химической реакции. Ее значение для термодинамических определений.

9. Влияние температуры на химическое равновесие.

10. Интегральная и дифференциальная формы изобары и изохоры химической реакции.

11. Термодинамическое обоснование принципа Ле – Шателье.

а). Основная литература:

1. Физическая и коллоидная химия [Текст]: учеб. пособие для вузов / А.П. Беляева [и др.]. -  М., ГЭОТАР – Медиа, 2010. – 69 – 74 с.

 

Эталоны решения типовых задач

Расчет константы равновесия по изменению стандартной энергии Гиббса. Выявление практической обратимости реакции в стандартном состоянии.

 

Задача 1

Рассчитайте константу химического равновесия реакции гидролиза глицил-глицина при 310 К, если ∆G0 = - 15,08 кДж/моль. Обратима ли практически данная реакция?

R = 8,31∙10-3 кДж/моль∙К

 

Решение:

или

Ответ: 10^-5 < 349 < 10⁵ , т.е. реакция обратима.

 

Расчет по уравнению изотермы реакции. Определение направления обратимой реакции в состоянии, отличающемся от стандартного.

 

Задача 2

Для реакции СО (г) + Сl₂ (г) → СОСl₂ (г) константа равновесия равна 6,386 при 600ºС. В каком направлении она будет протекать, если в 1 л реакционной смеси будет находиться:

a) 1 моль СО; 1 моль Сl2; 4 моль СОСl2;

b) 1 моль СО; 1 моль Сl2; 8 моль СОСl2;

c) 1 моль СО; 1,565 моль Сl2; 10 моль СОСl2;

 

Решение:

При постоянном объеме концентрации газов пропорциональны их количествам, поэтому при расчете величины ПС, входящей в уравнение изотермы, подставляем количества веществ:

a)

b)

c)

Ответ:

a) Самопроизвольно будет протекать прямая реакция, так как ПС < KP; 4 < 6,386

b) Самопроизвольно будет протекать обратная реакция, так как ПС > KP; 8 > 6,386

c) Система находится в состоянии равновесия так как ПС = KP; 6,386 = 6,386

 

Задача 3

Реакция образования иодида водорода  протекает в условиях Робщ.=2 атм.; исходные количества веществ: иода – 1 моль; водорода – 1 моль; иодоводорода – 2 моль; константа этой реакции при 420⁰С . В каком направлении будет протекать реакция в заданных условиях.

 

Решение:

Направление процесса в стандартных условиях можно определить по знаку – изменению свободной энергии системы. Энергия Гиббса реакции  и константа равновесия связаны между собой уравнением изотермы химической реакции:

По закону Дальтона рассчитывают парциальные давления участников реакции:

 - число молей i – того компонента

 - общее число молей газообразных веществ в смеси.

T = 420+273 = 693 K

В данных условиях будет протекать процесс образования иодоводорода.

 

Расчет константы равновесия и стандартной энтальпии реакции по двум константам при разных температурах по уравнению изобары реакции.

 

Задача 4

Константы равновесия реакции:

Fe₃O₄ (тв) + 4СО (г) → 3Fe (тв) + 4СО₂ (г)

При 1091 К и 1312 К равны 2,49 и 4,50 соответственно. Рассчитайте:

a) стандартную энтальпию реакции;

b) константу равновесия реакции при 1200 К.

 

Решение:

a) По уравнению изобары химической реакции при Т₁ = 1091 К и Т₂ = 1312 К рассчитываем ∆Н⁰.

b) Пусть Т1 = 1091 К и Т3 = 1200 К.

Ответ: a) ∆Н⁰ = 30,7 кДж/моль b) Кр 1200 = 3,48

 

Задачи для самостоятельной работы

1. Константа равновесия реакции тепловой денатурации химотрипсиногена при рН = 2 и 50ºС равна 32,7. Вычислите значение стандартной энтальпии процесса, если известно, что .

2. Для некоторой реакции при 227 К, ∆Н⁰ = - 50 кДж/моль, а ∆S⁰ = - 100 Дж/моль∙К. Вычислите константу равновесия реакции при указанной температуре.

3. Для реакции 2 NO₂ (г) → N₂O₄ (г) рассчитайте ∆G⁰ при 298 К, найдите температуру, при которой оба направления процесса равновероятны, если ∆Н⁰ = - 57 кДж/моль, ∆S⁰ = - 176 кДж/моль∙К.

4. При 1500ºС константа равновесия реакции: 2 СH₄ (г)→C₂H₂ (г)+3 H₂ (г) ∆Н⁰ = + 376, 5 кДж/моль равна 1,5. Рассчитайте константу равновесия при 1700ºС.

5. Для реакции: 2 СH₄ (г) + СО₂ (г) → 2 CО (г) + 2 H₂ (г) ∆Н⁰ = + 376, 5 кДж/моль, константа равновесия при 958 К равна 1. Рассчитайте константы равновесия при 900 К и 1000 К.

6. Для реакции: Н₂О (г) + СО (г) → СО₂ (г) + Н₂ (г) Константы равновесия равны при 800ºС К = 2,87, а при 1000ºС К = 1,39. Вычислите стандартную энтальпию этой реакции:

a) по уравнению изобары

b) по одному из следствий закона Гесса

Сопоставьте полученные данные.

7. Для реакции: COCl₂ (г) → CO (г) + Cl₂ (г) Константы равновесия при 127ºС К = 33400, а при 227ºС К = 1520. Вычислите стандартную энтальпию этой реакции в указанном температурном интервале.

8. Реакция образования оксида азота (II)  протекает в условиях: Р_общ.= 2атм., исходные количества веществ – азота – 1 моль; кислорода – 1 моль; оксида азота (II) – 2 моль; константа равновесия этой реакции при t=500⁰С равна 0,25. В каком направлении будет протекать реакция в заданных условиях.

9. Изменение свободной энергии Гиббса реакции образования иодоводорода  протекающей при t = 420⁰С равно –14519,2 кДж. Исходные количества веществ: иода-1 моль; водорода – 1 моль; иодоводорода – 2 моль. Общее давление в системе 2 атм. Рассчитайте K_p в заданных условиях.

Задания в тестовой форме

«ТЕРМОДИНАМИЧЕСКИЕ ПОТЕНЦИАЛЫ. ТЕРМОДИНАМИКА ХИМИЧЕСКОГО РАВНОВЕСИЯ»

Задание: Укажите один или несколько вариантов правильных ответов

1. Химическим потенциалом вещества (Х) в данной системе называется величина, которая определяется

A. энергией Гиббса, приходящейся на 1 г вещества

B. энергией Гиббса, приходящейся на 1 моль вещества

C. внутренней энергией системы

D. энтальпией образования, приходящейся на 1 моль вещества

 

2. Химический потенциал обозначается буквой

 

A. υ           

B. Е 

C. μ

D. n

 

3. Выберете правильную формулу для расчета величины химического потенциала

 

A. Н = Е + pV    

B.  

C. S = K_Б ln w   

D. μ = μ₀(х) + RT ln C(x)

4. Химический потенциал измеряется в

 

A. кал                                             

B. Дж/моль

C. кДж/моль                         

D. ккал

5. Химический потенциал вещества (Х), находящегося в растворе зависит от

 

A. концентрации растворенного вещества в растворе

B. температуры

C. давления

D. природы растворителя

 

6. Стандартный химический потенциал μ⁰(х) равен химическому потенциалу вещества при

 

A. Р = 1 атм                 

B. Т = 298 К

C. концентрации вещества 1 моль/л                

D. концентрации вещества 1 г на 1000 г растворителя

 

7. Для обратимой реакции аА + вВ       рР + qQ стехиометрическим соотношением концентраций веществ, участвующих в реакции является выражением

 

A.                           

B.         

C.

D.

8. ΔG⁰ реакции связаны с константой равновесия следующим соотношением

 

A. ΔG⁰ = RT lg K_р  

B. ΔG⁰ = - RT lg K_р

C. ΔG⁰ = - RT ln K_р

D. ΔG⁰ = RT ln K_р

 

9. Равновесные концентрации вещества (Х) обозначают

A. буквой С(х)

B. буквой С_равн.

C. круглыми скобками                         

D. квадратными скобками

 

10. В состоянии термодинамического равновесия изменение энергии Гиббса системы

 

A. Δ G = 0                             

B. Δ G > 0

C. Δ G < 0                             

D. Δ G = 1

 

11. Уравнение изотермы химической реакции имеет вид

 

A. ΔG⁰ = RT ln K_р

B.  

C.

D. ΔG⁰ = - RT ln K_р

 

12. Процесс будет протекать самопроизвольно, если

 

A. П_с > К_р                            

B. П_с = К_р

C. П_с < К_р                             

D. К_р = 1

 

 

13. Интегральная форма изобары химической реакции имеет вид

 

A.  

B.

C.

D.

14. Дифференциальная форма изобары химической реакции имеет вид

 

A.

B.

C.

D.

 

15. Если реакция протекает в условиях р = const, то при повышении температуры Т₂ > Т₁

 

A. увеличится выход продуктов в прямой реакции, если реакция эндотермическая

B. увеличится выход продуктов в прямой реакции, если реакция экзотермическая

C. равновесие реакции не сместится, если она не сопровождается тепловым эффектом

D. уменьшится выход продуктов, если реакция экзотермическая

 

16. Нужно ли повышать температуру в условиях Р = const экзотермической реакции, чтобы увеличить выход продуктов реакции: Т₂ > Т₁

 

A. Да                                     

B. Нет

C. Не знаю

 

17. Дифференциальная форма изохоры химической реакции имеет вид

A.                   

B.

C.

D.

 

18. Рассчитать К_р, при изменении температуры, если известен тепловой эффект реакции, можно по уравнению

 

A. изотермы химической реакции

B. изобары химической реакции

C. изохоры химической реакции

 

Занятие № 4