Лабораторна робота №4

ЗАКОНОМІРНОСТІ ПЕРЕБІГУ ХІМІЧНИХ ПРОЦЕСІВ

Мета роботи: навчитися експериментально визначати тепловий ефект хімічної реакції, вплив концентрації реагуючих речовин на швидкість хімічних реакцій та зміщення хімічної рівноваги, вести розрахунки за термохімічними рівняннями, визначати швидкість хімічних реакцій, виявляти умови зміщення хімічної рівноваги.

4.1. Загальні відомості

4.1.1. Енергетика хімічних процесів.

Взаємний перехід різних форм енергії у процесах, енергетику будь-якого процесу вивчає термодинаміка. Енергетичні зміни у хімічних системах (хімічні реакції, фазові переходи, адсорбція та ін.) вивчає хімічна термодинаміка. У більшості випадків ці зміни супроводжуються виділенням (екзотермічні процеси) або поглинанням (ендотермічні процеси) теплоти.

Хімічна термодинаміка вивчає системи, які характеризуються параметрами: тиск (Р), температура (Т), об’єм (V); властивостями (функціями): внутрішня енергія (U), ентальпія (Н), ентропія (S), енергія Гіббса (G), які зумовлюються кінцевими і початковими станами системи і не залежать від шляху переходу.

Енергетичний ефект виникає за рахунок зміни внутрішньої енергії ∆U і ентальпії ∆Н.

Теплота Q, що поглинається системою витрачається на зміну внутрішньої енергії (∆U = U₂ – U₁) і здійснення роботи А. Тобто Q=∆U+A.

При постійному об`ємі, в ізохорних процесах Q_(V) = ∆U

При постійному тиску в ізобарних процесах

Q_(P) = ∆U + A; A = P∆V; Q_(P) = ∆U+ P∆V.

Сума U + PV має назву ентальпії (Н). Отже теплота реакції при ізобарному процесі дорівнює зміні ентальпії Q_(P) = ∆H. В екзотермічних процесах ∆H < 0; в ендотермічних процесах ∆H> 0.

В термохімічних рівняннях вказаний фазовий стан речовин, тепловий ефект і коефіцієнти, які можуть бути дробовими числами.

Н₂ (г)+1/2О₂ (г) = Н₂О(р); ∆H_р-ції = -285,8 (кДж/моль)

Теплоти утворення речовин за стандартних умов: Т = 298 К, Р = 101,325 кПа, табличні данні - ∆H⁰_298(утв) або ∆H⁰_{f 298} (f – утворення, від англ. formation). (Додаток Б).

Згідно закону Гесса тепловий ефект хімічної реакції

∆ H_р-ції= Σn∆H⁰_{f прод. р-ції} - Σn∆H⁰_{f вихід. реч.:}кДж/моль (n – коефіцієнти рівняння).

∆H⁰_f298 простих речовин, стійких у стандартному стані = 0.

Більшість процесів ґрунтується на двох явищах, які відбуваються одночасно: зміні упорядкування системи і передаванні енергії. Мірою невпорядкованості системи є ентропія (S). S зростає при розчиненні речовин, плавленні, випаровуванні, при ослабленні або розриві зв’язків між атомами, тощо. S зменшується з упорядкуванням системи: при конденсації, кристалізації, полімеризації, зміцненні зв’язків, тощо. Зміна ентропії хімічної реакції:

∆Sр-ції.=ΣnS⁰прод. р-ції – Σn S⁰вихід. реч.; S⁰=Дж/моль·К

Рушійна сила процесу складається з одночасної дії ентальпійного та ентропійного факторів. За умов: P-const і T-const, сумарний ефект цих факторів характеризується зміною енергії Гіббса ∆G – (ізобарно-ізотермічний або ізобарний потенціал) ∆G=∆H-T∆S

∆Gр-ції=Σn∆G⁰_f прод. р-ції - Σn∆G⁰_f вихід. реч. (кДж/моль)

∆Gр-ції визначає ймовірність самодовільного перебігу хімічних процесів.

∆G<0 – ймовірний, чим менше значення ∆G – тим сильніше прагнення даної реакції до перебігу.

∆G=0 – стан рівноваги і ∆H=T∆S.

4.1.2. Основи хімічної кінетики

Вчення про швидкість і механізм хімічних реакцій називається хімічною кінетикою.

Для гомогенних процесів (система складається з однієї фази) що відбуваються без зміни об’єму, швидкість хімічної реакції (V_р-ції) визначають як зміну концентрації (∆С) реагуючих речовин, або продуктів реакції в одиницю часу (∆τ).

V_р-ції = ∆С/∆τ (моль/л·с)

Для гетерогенних процесів (система складається з двох або більше фаз) – швидкість хімічних реакцій характеризує інтенсивність хімічного процесу тобто число елементарних актів взаємодії або розкладання за одиницю часу на одиницю поверхні поділу фаз.

Швидкість хімічної реакції залежить від:

1) концентрації реагуючих речовин:

згідно закону діючих мас (М.М. Бекєтов, К. Гульдберг, П. Вааге) швидкість хімічної реакції прямопропорційна добутку концентрацій реагуючих речовин у ступенях, які дорівнюють коефіцієнтам.

Для рівняння , швидкість хімічної реакції дорівнює: V_р-ції = С_А^a · С_В^b ,

де – константа швидкості, чисельно дорівнює V_р-ції, якщо (С -концентрація, моль/л), , - рівноважні концентрації реагентів, моль/л.

2) температури:

підвищення температури реагуючих речовин внаслідок збільшення швидкості молекул зумовлює зростання загальної енергії системи, збільшення відносного вмісту активних молекул, що рівнозначно зростанню V_р-ції . Залежність швидкості хімічної реакції від температури виражається правилом Вант-Гоффа: підвищення температури на кожні 10 градусів збільшує швидкість реакції в 2 - 4 рази.

γ – температурний коефіцієнт (γ = 2 - 4)

3) використання спеціальних речовин, які змінюють V_р-ції, цей процес називається каталізом; речовини які збільшують V_р-ції називаються каталізаторами, а які зменшують V_р-ції – інгібіторами.

4) природи реагуючих речовин – будови атомів, будови молекул, міцності хімічних зв’язків.

5) інших факторів: освітлення, опромінювання тощо.

4.1.3. Хімічна рівновага

Стан хімічної системи, коли швидкість прямої і зворотної реакцій однакові, називається хімічною рівновагою.

^{пряма зворотна}

V_{пр. р-ції} = k₁С_А^а· С_В^b,

або при хімічній рівновазі:

= k₂С_С^с· С_D^d

або при хімічній рівновазі:

K_p – константа рівноваги

У випадку хімічної реакції між газоподібними речовинами К_р процесу можна виразити за допомогою парціальних тисків (Р) газів, що беруть участь у реакції:

Напрям зміщення хімічної рівноваги при зміні концентрації реагуючих речовин температури і тиску (для газових реакцій) якісно визначається принципом Ле-Шательє: якщо на систему, що перебуває у стані рівноваги, чиниться який-небудь зовнішній вплив (змінюється С, Т, Р), то він сприяє перебігу тієї з двох протилежних реакцій, яка послаблює цей вплив.

Розглянемо реакцію синтезу амоніаку:

,

Щоб змістити рівновагу в сторону прямої реакції утворення NH₃ необхідно: а) збільшити концентрацію N₂ або Н₂; б) оскільки пряма реакція екзотермічна, необхідно знизити температуру: в) збільшити тиск тому, що реакція супроводжується утворенням меншої кількості газоподібних молекул.

4.2. Завдання для самостійного розв’язання

4.2.1. Відповісти на запитання

1. Як можна теоретично розрахувати та експериментально визначити: а) тепловий ефект хімічної реакції; б) швидкість хімічної реакції?

2. Привести приклади рівнянь необоротних реакцій, що протікають з утворенням слабких електролітів, газоподібних речовин; оборотних реакцій.

3. Охарактеризувати фактори та закономірності протікання хімічних процесів.

4.2.2. Розв’язати задачі

1. Визначити, за якої температури реакція:

С(графіт) + H₂O(г) → CO(г) + H₂(г) ∆G₂₉₈

стає термодинамічно можливою (G₂₉₈<0) (980 К)

2. Визначити початкову швидкість реакції із константою швидкості прямої реакції k у розчині, отриманому змішуванням 2л 0,6М розчину CH₃COOH і 3л 1М розчину NH₄OH.

(0,144)

3. У скільки разів збільшиться швидкість реакції при збільшенні температури від 50 С до 90 С? Температурний коефіцієнт реакції дорівнює 2,5. (39,06)

4. Як треба змінити температуру, тиск, концентрацію, щоб змістити хімічну рівновагу даних реакцій в сторону прямої реакції:

а) H₂(г)+I₂(г)↔2HI; ∆H₂₉₈>0

б) 2H₂S(г)↔2H₂(г)+2S(тв.); ∆H₂₉₈>0

в) PCl₅(г) ↔PCl₃(г)+Cl₂(г); ∆H₂₉₈<0

4.2.3 Виконати завдання

Визначити стандартну зміну ізобарного потенціалу за стандартних умов та температури Т, користуючись таблицями термодинамічних величин (Додаток Б) для процесів: