Составьте термохимическое уравнение реакции разложения карбоната кальция, если при разложении 40 г карбоната кальция поглощается 70,8 кДж теплоты
Уравнение реакции
Практическая работа «Влияние условий на скорость химических реакций»
Практическая работа «Химическое равновесие и условия его смещения»
Исходное сырье
Абсорбция триоксида серы
Для гомогенной реакции А + В ® ... при одновременном увеличении молярной концентрации исходных веществ в 3 раза скорость реакции возрастет в
Решение производственных задач по теме «Химическое равновесие»
Оценка эффективности производства
Навигация
Составьте термохимическое уравнение реакции разложения карбоната кальция, если при разложении 40 г карбоната кальция поглощается 70,8 кДж теплоты
Прикладные аспекты темы "Скорость химической реакции и катализ" на уроках химии в средней школе
67664
знака
5
таблиц
17
изображений
1. Составьте термохимическое уравнение реакции разложения карбоната кальция, если при разложении 40 г карбоната кальция поглощается 70,8 кДж теплоты.
Ответ. CaCO3 = CaO + CO2
– 177 кДж/моль.
2. Сколько теплоты выделится при полном сгорании 1 м3 смеси, состоящей из 30% (по объему) этилена и 70% ацетилена, если при сгорании 1 моль этих веществ выделяется соответственно 1400 и 1305 кДж?
Ответ. 59 531 кДж.
3. Вычислите теплоту сгорания ацетилена С2Н2, если теплота образования углекислого газа 393,5 кДж/моль, водяного пара – 242 кДж/моль, ацетилена – 226,8 кДж/моль.
Ответ. 1604,4 кДж.
1.1.3 Химическое равновесие
Необратимых реакций нет, любой процесс, рассматриваемый как необратимый, может быть превращен в обратимый (и наоборот). Разложение карбоната кальция:
Реакция необратима, если она осуществляется в открытой системе (т. е. где из сферы реакции возможно улетучивание оксида углерода(IV)). Однако в замкнутой системе процесс идет не полностью. Когда в системе устанавливается определенное давление газа, препятствующее разложению, процесс становится обратимым. Для обратимой реакции, записываемой в общем виде:
aA + bB = cC + dD,
скорость прямой реакции uпр определяется из соотношения:
где k1 – константа скорости прямой реакции, cA и cB – молярные концентрации веществ А и В. Концентрации веществ А и В уменьшаются, и, следовательно, скорость прямой реакции понижается. Появление в системе продуктов С и D означает возможность протекания обратного процесса, скорость которого uобр математически выражается следующим образом:
По мере накопления в системе веществ С и D скорость обратного процесса непрерывно возрастает до выравнивания скоростей прямой и обратной реакций: uпр = uобр. Подобное состояние системы называется химическим равновесием. Соотношение между концентрациями при равновесии выражается формулой:
где Kp – константа равновесия, [A], [B], [C], [D] – равновесные концентрации веществ. Величина константы химического равновесия зависит от природы реагирующих веществ и от температуры. Если Kp > 1, то uпр > uобр, если Kp < 1, то uпр < uобр. Смещение равновесия в зависимости от изменения условий определяется универсальным принципом Ле Шателье: если на систему, находящуюся в состоянии химического равновесия, оказывать воздействие, выражающееся в изменении концентрации, температуры или давления, то равновесие смещается в направлении, способствующем ослаблению этого воздействия.
Пример 1. Почему лакмус (HInd) в кислой среде (избыток H3О+) – красный, а в щелочной (избыток гидратированного ОН–, рН > 7) – cиний?
Решение
Уравнение диссоциации индикатора можно представить в виде:
HInd 
Н+ + Ind–.
В состоянии химического равновесия:
1) При избытке в растворе гидратированного Н+ (кислая среда, рН < 7) Кр < 1. Химическое равновесие сдвигается в сторону обратной реакции, т. е. в растворе накапливаются недиссоциированные молекулы индикатора красного цвета.
2) Избыток ОН– (щелочная среда, рН > 7) нейтрализует ионы гидроксония, т. е. уменьшает их концентрацию, что сдвигает равновесие вправо (Кр > 1), в сторону накапливания гидратированных анионов индикатора синего цвета Ind–.
Пример 2. Вывести математическое выражение Кр для реакции:
2SO2 + O2 = 2SO3 + Q.
Используя численное значение Кр и принцип Ле Шателье, объяснить, как можно предсказать сдвиг равновесия вправо.
Решение
Сместить равновесие вправо можно с помощью следующих воздействий.
1) Увеличить концентрацию реагирующих веществ. Такое воздействие можно описать неравенством:
Число молекул SO2 и O2 в единице объема увеличивается, столкновения между ними становятся чаще и концентрация SO3 тоже возрастает.
2) Уменьшить концентрацию продукта реакции. При уменьшении концентрации (отводе) SO3 результат подобен предыдущему. Новые порции исходных веществ будут реагировать для компенсации удаляемого продукта.
3) Понизить температуру. Прямая реакция – экзотермическая, поэтому для сдвига равновесия вправо систему следует охлаждать. Потерянное тепло будет восполняться вследствие усиления прямой реакции. (Наоборот, повышение температуры вызовет сдвиг равновесия влево.)
4) Повысить давление. Исходные вещества – газообразные, продукт – жидкое вещество (в виде пара). Прямая реакция идет с уменьшением объема, следовательно, увеличивая давление, мы смещаем равновесие вправо, а уменьшая – влево. Если бы реакция шла без изменения объема, то изменение давления не влияло бы на равновесие.
5) Использование катализатора не вызывает смещения равновесия. Катализатор, заметно влияющий на скорость химической реакции, равно ускоряет обе реакции – прямую и обратную.
Алгоритм 9. Использование принципа Ле Шателье
Задание. При определенных условиях реакция хлороводорода с кислородом является обратимой:
4НСl (г.) + O2 (г.) 2Сl2 (г.) + Н2O (г.), DH = –116,4 кДж.
Какое влияние на равновесное состояние системы окажут:
а) увеличение давления;
б) повышение температуры;
в) увеличение концентрации кислорода;
г) введение катализатора?
Алгоритм 10. Вычисление константы равновесия реакции
Задача. Вычислите константу равновесия для реакции
СО2 + Н2СО + Н2О,
если равновесная концентрация углекислого газа равна 0,02 моль/л, водорода – 0,005 моль/л, а угарного газа и воды – по 0,01 моль/л.
Алгоритм 11. Вычисление исходных концентраций веществ
Задача. Обратимая реакция выражается уравнением
2SO2 + O2 2SO3.
Известны равновесные концентрации: для оксида серы(IV) – 0,0002 моль/л, для кислорода – 0,004 моль/л, для оксида серы(VI) – 0,003 моль/л. Найдите исходные концентрации кислорода и сернистого газа.
Задания для самоконтроля
Похожие работы
... есть среднее из двух или трех определений. Обсуждаются только те результаты, которые были воспроизводимы в каждом опыте. ГЛАВА 3. ПОЛУЧЕНИЕ ПРЕПАРАТОВ ПРОТЕИНАЗЫ PENICILLIUM WORTMANNII 2091 И ИССЛЕДОВАНИЕ ИХ ФИЗИКО-ХИМИЧЕСКИХ СВОЙСТВ. Известно, что микроорганизмы синтезируют богатые набором ферментов комплексы. Поэтому важным этапом в получении препаратов направленного действия является ...
... проектов в обучении химии; · использование цифровых лабораторий как современного информационного оборудования в проведении химического эксперимента, в частности использование цифровой лаборатории «Архимед» [20]. Дистанционное и открытое образование. В основе концепции открытого образования лежит творческий характер обучения. Такая форма образовательного процесса включает ученика в ...
... инженерию. Необходимо отметить, что если базовый стандарт по химии не предусматривает изучение вопросов биотехнологии, то таковой по биологии содержит наиболее общие её аспекты: достижения генной инженерии и перспективы биотехнологии. 2.2 Межпредметные связи по изучению аспектов биотехнологии в средней школе По программе Р.Г. Ивановой и Л.А. Цветкова в 10 классе предусмотрено изучение темы ...
... самообразования; повышает прочность и осознанность знаний; вырабатывает навыки общения. Необходимость использования в учебном процессе самостоятельной работы учащихся с учебником не вызывает сомнений. Учебник – это основной источник знаний по предмету, средство формирования учебных умений и овладения приемами познавательной деятельности. В процессе обучения учебник выполняет информативную, ...
0 комментариев