Тема: 1.4. Закономерности химических процессов.

Методические указания к выполнению

Внеаудиторной самостоятельной работы №4

Тема: 1.4. Закономерности химических процессов.

Время контроля: занятие №16 (1 семестр)

Учебно-методическое и информационное обеспечение:

Основные источники:

1. Учебно-методическое пособие по химии для студентов 1 курса, глава 1.4.

2. Рудзитис Г.Е., Фельдман Ф.Г. Химия: учебник для 11 кл. - М. Просвещение, 2014, гл.3

3. Химия. 11 класс. Углубленный уровень: учебник / Еремин В.В., Кузьменко Н.Е., Теренин В.И., Дроздов А.А., Лунин В.В., М., Дрофа, 2014., стр.264-309.

 

Интернет-ресурсы:

1. Образовательный ресурс по химии «Алхимик» https://www.alhimik.ru/

2. Видео уроки по химии URL https://www.videouroki. net/filecom.php? fileid=98665112

Требования к оформлению работы: (см. Указания по выполнению внеаудиторной самостоятельной работы)

 

Студент должен знать:

- знать важнейшие понятия термодинамики: система, фаза, параметры системы, функции состояния, внутренняя энергия, термодинамическое равновесие; виды систем: открытые – закрытые - изолированные и гомогенные - гетерогенные; тепловой эффект реакции, экзотермические и эндотермические реакции, теплота образования сложного вещества, теплота сгорания, энтальпия, стандартные условия, энтропия, абсолютный ноль.

- знать первый закон термодинамики (закон сохранения энергии), его общефилософский смысл, формулировку закона Джоуля – Гельмгольца, Лавуазье-Лапласа и формулировку Гесса, следствие из закона Гесса; соотношение изменения энтальпии, внутренней энергии и теплового эффекта реакции при изохорном процессе;

- знать второй закон термодинамики (закон возрастания энтропии) и его применение для химических процессов (определение возможности самопроизвольного процесса по изменению свободной энергии Гиббса), постулат Планка;

- знать понятие скорости химической реакции и порядка реакции, ее зависимость природы вещества (энергия активации), от температуры (формула Вант-Гоффа), от концентрации (кинетическое уравнение) и давления, от площади поверхности (для гетерогенных процессов) и присутствия катализаторов;

- знать понятие обратимых и необратимых химических реакций, характеристику химического равновесия (постоянство параметров, равная скорость прямой и обратной реакции), влияние условий химической реакции на сдвиг равновесия (правило Ле Шателье), понятие константы равновесия (закон действующих масс) и значение величины константы равновесия.

Студент должен уметь:

- уметь правильно использовать понятия при ответах;

- уметь давать термодинамическую характеристику химической реакции (тепловой эффект, изменение энтальпии и внутренней энергии, концентрации веществ, давления или объема), вести расчеты по термохимическим уравнениям, рассчитывать тепловой эффект реакции по следствию из закона Гесса;

- уметь рассчитывать изменение энергии Гиббса в химических процессах по следствию из закона Гесса и делать выводы относительно возможности протекания самопроизвольных процессов

- уметь делать расчеты по формуле Вант-Гоффа и кинетическому уравнению, делать выводы о влиянии условий на скорости реакции; пояснять принцип работы катализаторов (теория активного комплекса);

- уметь записывать необратимые и обратимые реакции; пояснять смещение химического равновесия при изменении условий (по правилу Ле Шателье); записывать константу равновесия и пояснять зависимость ее величины от смещения равновесия в сторону прямой или обратной реакции.

Виды самостоятельной работы студентов:

1. Составление словаря терминов

2. Ответы на вопросы и выполнение упражнений

4. Составление алгоритма по определению смещения равновесия при изменении условий;

3. Написание эссе.

 

Вопросы и содержание материала для самостоятельного изучения,

алгоритм выполнения самостоятельной работы:

I. Составить словарь терминов и выучить их:

Система гомогенная, гетерогенная, открытая, изолированная, фаза, внутренняя энергия, термодинамическое равновесие, тепловой эффект реакции, экзо- и эндотермические реакции, обратимые реакции, теплота образования и теплота сгорания сложного вещества, энтальпия, энтропия, энергия Гиббса, абсолютный ноль температуры, скорость реакции, катализаторы, ферменты, константа равновесия.

 

II. Ответьте на вопросы и выполните упражнения

1. Что такое «изолированная система»? Может ли существовать такая система в природе? Если может - приведите примеры. Если не может – объясните, зачем придумали такое понятие.
2. Что такое «фаза»? В чем отличие гомогенных систем от гетерогенных? Приведите примеры таких систем.
3. Что такое «функции состояния»? Чем они отличаются от параметров системы? Какие функции состояния вы знаете?
4. Что такое «термодинамическое равновесие»? В чем суть нулевого начала термодинамики?
5. Что такое энергия? Виды энергии? Чем отличается внутренняя энергия от остальных?
6. В чем суть первого начала термодинамики? Что такое экзо- и эндотермические процессы?

Как изменяется внутренняя энергия системы при экзотермических и эндотермических процессах?

1. Что такое «энтальпия»? как изменяется энтальпия при экзо- и эндотермических процессах? Чем похожа и чем отличается энтальпия от внутренней энергии?
2. Что такое «термохимические уравнения»? Чем они отличаются от обычных химических уравнений?
3. При сгорании 10,8 г алюминия в кислороде выделилось 335 кДж. Сколько энергии нужно потратить для получения 10,8 г алюминия при разложении оксида алюминия? Какой закон можно использовать для ответа на этот вопрос, не выполняя термохимических расчетов по уравнению реакции?
4. Что такое «теплота образования»? Рассчитайте теплоту образования оксида алюминия если известно, что при окислении 10,8 г алюминия кислородом выделяется 335 кДж тепла?
5. Что такое «теплота сгорания вещества»? Рассчитайте примерное количество тепла, которое выделится при сгорании 12 кг угля, если теплота сгорания угля равна 402,24 кДж /моль?
6. Пользуясь таблицей термодинамических величин рассчитайте по закону Гесса тепловой эффект реакции разложения карбоната кальция на оксиды.
7. Что такое «калориметрия»? Виды калориметрии? Для чего она используется в медицине?
8. Что такое «обратимые» и «необратимые» процессы? Приведите примеры. Какие из них протекают в живых организмах? Почему? Что такое гомеостаз?
9. Что такое «энтропия»? От чего зависит величина энтропии? Как изменяется энтропия в самопроизвольных процессах? Приведите примеры.
10. Какая из реакций приводит к увеличению энтропии?

2H_2(г) + O_2(г) = 2H₂O_(ж) или 2NH_3(г) = N_2(г) + 3H_2(г) Ответ поясните.

1. Когда величина энтропии равна нулю? Почему? Что такое «абсолютный ноль температуры»? На основании какого закона введено это понятие?
2. Что такое «энергия Гиббса»? Зачем была введена эта функция состояния? При каких значениях ΔG возможно самопроизвольное протекание процесса?
3. Пользуясь таблицей термодинамических величин, рассчитайте по закону Гесса ΔG обоих процессов и определите возможность протекания этих химических реакций:

а) BaO + Ag → Ba + Ag₂O б) Ba + Ag₂O → BaO + Ag

1. Рассчитайте изменение энтропии при процессе фотосинтеза. Может ли этот процесс протекать самопроизвольно? За счет чего он протекает?

 

Термодинамические величины для некоторых веществ (при стандартных условиях).

вещество	ΔGо(кДж/моль)	ΔH0 (кДж/моль)	ΔS0(Дж/моль)
С6Н6()	124,5	49,04	173,2
C2H5OH ()	-174,77	-227,6	160,7
CH4 ()	-50,79	-74,85	186,19
C2H2()	203,2	226,75
C2H6	-32,89	-84,67	229,5
Ag2O	-10,82	-30,56	121,7
Al2O3	-1576,4	-1675,0	50,94
BaO	-528,4	-556,6	70,3
BaCO3	-1138,8	-1202,0	112,1
CO	-137,27	-110,5	197,4
CO2	-394,38	-393,5	213,6
CaO	-604,2	-635,1	39,7
CaCO3	-1128,8	-1206,0	92,9
H2O(т)	-237,2	-285,82	70,1
H2O(ж)	-228,4	-241,84	188,8
Fe2O3	-741,5	-821,32	89,96

 

 

№21 Что такое скорость химической реакции? Перечислите факторы, от которых зависит скорость химической реакции.

№22 Почему скорость реакции зависит от концентрации? Как она зависит? (кинетическое уравнение). Почему скорость большинства химических реакций уменьшается с течением времени?

№23 Когда скорость химических реакций зависит от давления? Измениться ли скорость реакции между водородом и кислородом, если в их смесь (сохранив температуру и общее давление) ввести азот? Ответ поясните.

№24 От чего зависит скорость гетерогенной химической реакции и почему? Приведите пример, как можно увеличить скорость таких реакций.

№25 В растворе протекает реакция А + В = 2С. Исходная концентрация вещества А (С_А) равно 0,80 моль/л, начальная концентрация вещества В равно 1,00 моль/л. Через 20 мин концентрация вещества А (С_А^*) стала 0,75 моль/л. Какой стала через это время концентрация вещества В и С? Чему равна средняя скорость реакции по веществу В?

№26 Химическая реакция протекает по уравнению 2СО + О₂ = 2СО ₂. Запишите кинетическое уравнение для этой реакции. Чему будет равна скорость реакции, если концентрацию кислорода увеличить в 3 раза? Запишите кинетическое уравнение для этой реакции. Как изменилась скорость реакции? Б) Чему будет равна скорость реакции, если концентрацию СО увеличить в 3 раза? Как изменилась скорость реакции?

№27 Запишите кинетическое уравнение для реакций. Как можно увеличить скорость первой реакции не изменяя температуру? Почему?

А) 2С_(тв) + О_2(г) → 2СО _(г) Б) СН_4(г) + 2О_2(г) → СО_{2 (г)} + 2Н₂О

 

№28 При 30⁰С скорость реакции 0,01моль/л мин. Чему она будет равна А) при 0⁰С? Б) при 60⁰С? Температурный коэффициент реакции равен 2.

№29 В закрытом сосуде протекала реакция 2NO_(г) + O_2(г) = 2NO_2(г) Объем сосуда уменьшили в 4 раза. Как изменится скорость химической реакции и почему? Для простоты вычислений предположите, что начальные концентрации веществ были одинаковые.

№30 Почему надо особенно строго контролировать концентрацию лекарственных препаратов, используемых в энзимотерапии?

№31 Почему все биохимические анализы проводят при 37-39⁰С?

№32 Почему для длительного хранения продуктов используют маринады, в состав которых входит кислота?

№33 Напишите константу равновесия для этих реакций

А) 2NH_3(г) ↔ N_2(г) + 3H_2(г) ΔН = + 92,4 кДж

Б) H_2(г)+ S_(тв) ↔ H₂S_(г) ΔН = - 21 кДж

Какое из равновесий не будет смещаться при изменении давления? Почему?

Куда сдвинется каждое из равновесий при увеличении концентрации водорода? Почему?

Как надо изменить температуру, чтобы равновесие сдвинуть к продуктам реакции? Почему?

№34 Пользуясь алгоритмом (см. ниже), определите в какую сторону будет смещаться равновесие в системе:

А) 2SO_2(г) + O_{2 (г)} ↔ 2SO_3(г) ΔН = -196,6 кДж При повышении концентрации сернистого газа и при повышении температуры.

Б) CO_2(г) +C_(тв) ↔ 2CO_(г) ΔН = +172 кДж При повышении концентрации угарного газа и при повышении давления.

В) O_2(г) + 2C_(тв) ↔2CO_(г) ΔН = -221 кДж При понижении давления и при повышении температуры.

Алгоритм. Чтобы определить в какую сторону сдвинется равновесие в системе надо:

I. Определяем, как меняется данный параметр (температура, давление или концентрация) в прямой и обратной реакции, и записать это под уравнением. Можно пользоваться условными обозначениями параметров, а стрелки вверх или вниз обычно обозначают повышение, увеличение, возрастание или наоборот.

Например: 1) в прямой реакции концентрация вещества СО (Н₂, О₂ и т.д.) (увеличивается, уменьшается), потому что это вещество (вступает в реакцию и расходуется; образуется в ходе реакции); в обратной реакции наоборот…

Или 2) в прямой реакции тепло (выделяется, поглощается) т.к. реакция (экзотермическая, эндотермическая), потому что (ΔН < 0, ΔН > 0). А в обратной реакции наоборот…

Или 3) в прямой реакции число газовых молекул (не изменяется, увеличивается, уменьшается), поэтому давление (не изменяется, увеличивается, уменьшается). В обратной реакции…

II. Записываем нужную фразу, выбирая из скобок подходящие по смыслу слова: «По принципу Ле Шателье

1) если повысить температуру (↑t), то система стремиться понизить температуру и для этого увеличивает скорость (прямой, обратной) реакции, равновесие при этом сдвигается в сторону (исходных веществ, продуктов реакции).

2) если увеличить концентрацию О₂(Н₂, СО, СО₂)_, то система стремиться понизить эту концентрацию и для этого увеличивает скорость (прямой, обратной) реакции, и равновесие сдвигается в сторону (исходных веществ, продуктов реакции).

3) Если уменьшить давление, то система стремиться увеличить давление и для этого увеличивает скорость (прямой, обратной) реакции, и равновесие сдвигается в сторону (исходных веществ, продуктов реакции).