Экзотермические реакции

БОЛЬШАЯ ЛЕНИНГРАДСКАЯ БИБЛИОТЕКА - РЕФЕРАТЫ - Экзотермические реакции

Экзотермические реакции

Содержание

Вопрос 1

Вопрос 2

Вопрос 3

Вопрос 4

Вопрос 5

Вопрос 6

Вопрос 7

Вопрос 8

Вопрос 9

Вопрос 10

Список литературы

Вопрос 1

Как рассчитать эквивалентную массу основания? Привести примеры

Эквивалентной массой элемента называют такое его количество, которое соединяется единицей (точнее 1,008)массы водорода или с 8 единицами массы кислорода или замещает эти же количества в их соединениях.

Эквивалентная масса основания равна сумме эквивалентных масс металла и гидроксильной группы.

Так, например, чтобы вычислить эквивалентную массу основания, необходимо его молярную массу разделить на кислотность основания, определяемую числом вступающих в реакцию гидроксильных групп.

Мeg(NaOH) = = 40 г/моль;

Мeg(Ca(OH)2) = 74/2 = 37 г/моль.

Вопрос 2

Дать определение химическому равновесию. Что такое константа химического равновесия? Какие факторы влияют на химическое равновесие?

Состояние, в котором в обратимой реакции концентрации участвующих в этой реакции веществ остаются постоянными, называется состоянием химического равновесия.

В состоянии равновесия молекулы не перестают испытывать соударения, и между ними не прекращается взаимодействие, но концентрации веществ остаются постоянными. Эти концентрации называются равновесными.

Равновесная концентрация - концентрация вещества, участвующего в обратимой химической реакции, достигшей состояния равновесия.

Равновесная концентрация обозначается формулой вещества, взятой в квадратные скобки, например:

сравновесная(Н2) = [H2] или сравновесная(HI) = [HI].

Как и любая другая концентрация, равновесная концентрация измеряется в молях на литр.

Если бы в рассмотренных нами примерах мы взяли другие концентрации исходных веществ, то после достижения равновесия получили бы другие значения равновесных концентраций. Эти новые значения (обозначим их звездочками) будут связаны со старыми следующим образом:

В общем случае для обратимой реакции

aA + bB  dD + fF

в состоянии равновесия при постоянной температуре соблюдается соотношение

Это соотношение носит название закон действующих масс, который формулируется следующим образом:

при постоянной температуре отношение произведения равновесных концентраций продуктов реакции, взятых в степенях, равных их коэффициентам, к произведению равновесных концентраций исходных веществ, взятых в степенях, равных их коэффициентам, есть величина постоянная.

Постоянная величина (КС) называется константой равновесия данной реакции. Индекс " с" в обозначении этой величины показывает, что для расчета константы использовались концентрации.

Если константа равновесия велика, то равновесие сдвинуто в сторону продуктов прямой реакции, если мала, то - в сторону исходных веществ. Если константа равновесия очень велика, то говорят, что реакция " практически необратима" , если константа равновесия очень мала, то реакция «практически не идет» .

Константа равновесия - для каждой обратимой реакции величина постоянная только при постоянной температуре. Для одной и той же реакции при разных температурах константа равновесия принимает разные значения.

Приведенное выражение для закона действующих масс справедливо только для реакций, все участники которых представляют собой либо газы, либо растворенные вещества. В других случаях уравнение для константы равновесия несколько меняется.

Например, в протекающей при высокой температуре обратимой реакции

С(гр) + СО2  2СО(г)

участвует твердый графит С(гр). Формально, пользуясь законом действующих масс, запишем выражение для константы равновесия этой реакции, обозначив ее К':

Твердый графит, лежащий на дне реактора, реагирует только с поверхности, и его " концентрация" не зависит от массы графита и постоянна при любом соотношении веществ в газовой смеси.

Умножим правую и левую части уравнения на эту постоянную величину:

Получившаяся величина и есть константа равновесия этой реакции:

Аналогичным образом, для равновесия другой обратимой реакции, протекающей также при высокой температуре,

CaCO3(кр)  СаО(кр) + СО2(г),

получим константу равновесия

КС = [CO2]

В этом случае она просто равна равновесной концентрации углекислого газа.

С метрологической точки зрения константа равновесия не является одной физической величиной. Это группа величин с различными единицами измерений, зависящими от конкретного выражения константы через равновесные концентрации. Например, для обратимой реакции графита с углекислым газом [Kc] = 1 моль/л, такая же единица измерений и у константы равновесия реакции термического разложения карбоната кальция, а константа равновесия реакции синтеза йодоводорода - величина безразмерная. В общем случае [Kc] = 1 (моль/л)n.

При постоянстве внешних условий система может находиться в состоянии равновесия сколь угодно долго. Если изменить эти условия (т.е. оказать на систему какое-либо внешнее воздействие), равновесие нарушается; в системе возникает самопроизвольный процесс, который продолжается до тех пор, пока система опять не достигнет состояния равновесия (уже при новых условиях). Рассмотрим, как влияют на положение равновесия некоторые факторы.

1. Влияние давления и концентрации

Рассмотрим несколько возможных случаев смещения равновесия.

1.     В систему добавлено исходное вещество. В этом случае

;

По уравнению изотермы химической реакции (I.100 – I.101) получаем: ΔF < 0; ΔG < 0. В системе возникнет самопроизвольный химический процесс, направленный в сторону расходования исходных веществ и образования продуктов реакции (химическое равновесие смещается вправо).

2.     В систему добавлен продукт реакции. В этом случае

;

Согласно уравнению изотермы химической реакции, ΔF > 0; ΔG > 0. Химическое равновесие будет смещено влево (в сторону расходования продуктов реакции и образования исходных веществ).

3. Изменено общее давление (для реакций в газовой фазе).

Парциальные давления всех компонентов Рi в этом случае изменяются в одинаковой степени; направление смещения равновесия будет определяться суммой стехиометрических коэффициентов Δn.

Учитывая, что парциальное давление газа в смеси равно общему давлению, умноженному на мольную долю компонента в смеси (Рi = РХi), изотерму реакции можно переписать в следующем виде (здесь Δn = Σ(ni)прод Σ(ni)исх):

                                    (I.102)

                                                                 (I.103)

Примем, что Р2 > Р1. В этом случае, если Δn > 0 (реакция идет с увеличением числа молей газообразных веществ), то ΔG > 0; равновесие смещается влево. Если реакция идет с уменьшением числа молей газообразных веществ (Δn < 0), то ΔG < 0; равновесие смещается вправо. Иначе говоря, увеличение общего давления смещает равновесие в сторону процесса, идущего с уменьшением числа молей газообразных веществ. Уменьшение общего давления газов в смеси (Р2 < Р1) будет смещать равновесие в сторону реакции, идущей с увеличением числа молей газообразных веществ.

Необходимо отметить, что изменение концентрации или давления, смещая равновесие, не изменяет величину константы равновесия, которая зависит только от природы реагирующих веществ и температуры.

2. Влияние температуры на положение равновесия

Повышение либо понижение температуры означает приобретение либо потерю системой энергии и, следовательно, должно изменять величину константы равновесия.

Запишем уравнение (I.99) в следующем виде:

                                                                   (I.104)

                                                                          (I.105)

Продифференцировав выражение (I.105) по температуре, получаем для зависимости константы равновесия от температуры уравнение (I.106) – изобару Вант-Гоффа:

                                                                                   (I.06)

Рассуждая аналогичным образом, для процесса, проходящего в изохорных условиях, можно получить изохору Вант-Гоффа:

                                                                                   (I.107)

Изобара и изохора Вант-Гоффа связывают изменение константы химического равновесия с тепловым эффектом реакции в изобарных и изохорных условиях соответственно. Очевидно, что чем больше по абсолютной величине тепловой эффект химической реакции, тем сильнее влияет температура на величину константы равновесия. Если реакция не сопровождается тепловым эффектом, то константа равновесия не зависит от температуры.

Экзотермические реакции: ΔH° < 0 (ΔU° < 0). В этом случае, согласно (I.106, I.107), температурный коэффициент логарифма константы равновесия отрицателен. Повышение температуры уменьшает величину константы равновесия, т.е. смещает равновесие влево.

Эндотермические реакции: ΔH° > 0 (ΔU° > 0). В этом случае температурный коэффициент логарифма константы равновесия положителен; повышение температуры увеличивает величину константы равновесия (смещает равновесие вправо).

Графики зависимостей константы равновесия от температуры для экзотермических и эндотермических реакций приведены на рис.

Рис. Зависимость константы равновесия от температуры

Вопрос 3

Какие химические уравнения называются «термохимическими»? Какую информацию несет знак теплового эффекта химической реакции?

Вопрос 4

Охарактеризовать различные способы выражения концентрации растворов (как минимум пять способов).

Концентрация - величина, характеризующая относительное содержание данного компонента в многокомпонентной системе.

Количественный состав раствора чаще всего выражается с помощью понятия «концентрации», под которым понимается содержание растворенного вещества (в определенных единицах) в единице массы или объема.

Договорились растворенное вещество обозначать через X, а растворитель - через S.

Чаще всего для выражения состава раствора используют массовую долю, молярную концентрацию (молярность), мольную долю, нормальную концентрацию

Массовая доля - это отношение массы растворенного вещества к общей массе раствора. Для бинарного раствора:

                                                               (1)

где ω(Х) - массовая доля растворенного вещества X; m(Х) масса растворенного вещества X, г; m(S) - масса растворителя S, г; m= [m(Х) + m(S)] - масса раствора, г.

Массовую долю выражают в долях единицы или в процентах (например: ω = 0,01 или ω = 1%).

Молярная концентрация (молярность) показывает число молей растворенного вещества, содержащегося в 1 литре раствора:

С(Х) = v(Х) / V,                                                                             (2)

где С(Х) - молярная концентрация растворенного вещества X, моль/л; v(Х) - количество растворенного вещества X, моль; V - объем раствора, л.

Как следует из (2), молярная концентрация выражается в моль/л. Эта размерность иногда обозначается М, например: 2МNаОН.

Мольная доля растворенного вещества - безразмерная величина, равная отношению количества растворенного вещества к общему количеству веществ в растворе:

                                                                            (3)

где N(Х) - мольная доля растворенного вещества X; v(Х) - количество растворенного вещества X, моль; v(S) - количество вещества растворителя S, моль.

Нетрудно представить, что сумма мольных долей растворенного вещества и растворителя равна 1:

N(X) + N(S) = 1.                                                                             (4)

При решении многих задач полезно переходить от молярной концентрации к массовой доле, мольной доле и т.д. Например, молярная и процентная концентрации взаимосвязаны так:

C(X) = 10 ∙ ω(X) ∙ ρ / M(X),                                                           (5)

ω(X) = C(X) ∙ M(X) / (10 ∙ ρ)                                                                   (6)

где ω(Х) - массовая доля растворенного вещества, выраженная в %; М(Х) - молярная масса растворенного вещества, г/моль; р = m/(1000 V) - плотность раствора, г/мл.

Нормальность раствора обозначает число грамм-эквивалентов данного вещества в одном литре раствора или число миллиграмм-эквивалентов в одном миллилитре раствора.

Грамм - эквивалентом вещества называется количество граммов вещества, численно равное его эквиваленту. Для сложных веществ - это количество вещества, соответствующее прямо или косвенно при химических превращениях 1 грамму водорода или 8 граммам кислорода.

Эоснования = Моснования / число замещаемых в реакции гидроксильных групп

Экислоты = Мкислоты / число замещаемых в реакции атомов водорода

Эсоли = Мсоли / произведение числа катионов на его заряд

Моляльность раствора mi- количество i-го компонента (в молях) в 1000 г растворителя

Вопрос 5

Что такое фермент? Привести примеры использования.

«Ферменты (от латинского слова fermentum – закваска) – белки, которые обладают каталитической активностью и характеризуются очень высокой специфичностью и эффективностью действия. Все процессы в живом организме- дыхание, пищеварение, мышечное сокращение, фотосинтез и другие – осуществляются с помощью ферментов.

Ферменты находятся во всех живых клетках и составляют большую часть всех их белков. Они во много миллионов раз ускоряют самые разнообразные химические превращения, из которых складывается обмен веществ.

Под действием различных ферментов составные компоненты пищи: белки, жиры и углеводы – расщепляются до более простых соединений, из которых затем в организме синтезируются новые макромолекулы, свойственные данному типу. »

Области применения ферментов

Кормовые добавки (увеличение питательной ценности кормов, гидролиз некрахмальных полисахаридов и белков кормов)

«Европейская диета» (пшеница ячмень): ксиланазы, бета-глюканазы, маннаназы, ферулоил/кумароил-эстеразы, альфа-L-арабинофуранозидазы

«Американская диета» (соя кукуруза): пектиназы, арабиназы, галактаназы, маннаназы, альфа-галактозидазы, протеазы, фитазы

Пищевая промышленность (гидролиз некрахмальных полисахаридов, уменьшение вязкости растворов, увеличение выхода целевого продукта)

Производство пива: бета-глюканазы, целлюлазы, протеазы

Производство спирта: бета-глюканазы, целлюлазы, амилазы

Производство белковых гидролизатов: протеазы, кератиназы

Текстильная промышленность (изменение свойств поверхности текстильных изделий)

Джинсовые изделия (удаление индиго): целлюлазы

Биополировка, удаление ворса, предотвращение пиллинга: целлюлазы

Биоскоринг (биоотварка) хлопка: пектиназы, целлюлазы, протеазы, кутиназы, эстеразы

Облагораживание шерсти: протеазы

Целлюлозно-бумажная промышленность (биоотбеливание пульпы, удаление тонеров и чернил при вторичной переработке бумаги/макулатуры):

·                    ксиланазы

·                    маннаназы

·                    целлюлазы

Производство моющих средств (разрушение загрязнений, придание свежести тканям, предотвращение пиллинга):

·                    щелочные протеазы

·                    щелочные липазы

·                    щелочные амилазы

·                    щелочные целлюлазы

·                    щелочные пектиназы

Вопрос 6

Что такое «ионное произведение воды», «водородный показатель среды»? Чему равен водородный показатель нейтральной среды?

КH2O = 1.10-4

Данная константа для воды называется ионным произведением воды, которое зависит только от температуры.

При диссоциации воды на каждый ион Н+ образуется один ион ОН-, следовательно, в чистой воде концентрации этих ионов одинаковы: [Н+] = [ОН-]. Используя значение ионного произведения воды, находим:

[H+] = [ОН-] =  моль/л

Таковы концентрации ионов Н+ и ОН- в чистой воде. Рассмотрим, как изменится концентрация при добавлении других веществ, например, соляной кислоты, которая диссоциирует в воде на ионы Н+ и Сl-. Концентрация ионов Н+ в растворе станет увеличиваться, но ионное произведение воды от концентрации не зависит - в таком случае уменьшается концентрация [ОН-].

Напротив, если к воде добавить щелочь, то концентрация [ОН-] увеличится, а [Н+] уменьшится. Концентрации [Н+] и [ОН-] взаимосвязаны: чем больше одна величина, тем меньше другая, и наоборот.

Кислотность растворов обычно выражают через концентрацию ионов Н+. В кислых растворах [Н+] > 10-7 моль/л, в нейтральных [Н+] = 10-7 моль/л, в щелочных [Н+] < 10-7 моль/л.

Чтобы не писать числа с показателем степени, кислотность раствора часто выражают через отрицательный логарифм концентрации ионов водорода, называя эту величину водородным ателем и обозначая ее рН:

pН = -lg[Н+]

Величина рН впервые была введена датским химиком С. Серенсоном. Буква «р» - начальная от датского слова potenz (степень), «Н» - символ водорода.

В кислых растворах рН < 7, в нейтральных рН = 7, в щелочных pH > 7

Вопрос 7

Что собой представляет ряд напряжений металлов? По какому принципу выстроен этот ряд?

Восстановительная активность металлов (свойство отдавать электроны) уменьшается, а окислительная способность их катионов (свойство присоединять электроны) увеличивается в указанном ряду слева направо.

Вопрос 8

При эмульсионном способе химической очистки эмульгатор разбавляется водой, и полученная эмульсия используется для чистки особо загрязненных тканей. Рассчитать массовую концентрацию компонентов эмульгатора в водном растворе, если 2,5 г эмульгатора АМ-31 состава (авироль – 30%, моноалкиламид – 10%, тетрахлорэтилен – 60%) добавлено к 1 л воды.

Масса авиролья равна:

2,5 г* 0,3 = 0,75 г

Масса моноалкиламида равна:

2,5 г* 0,1 = 0,25 г

Масса тетрахлорэтилена равна:

2,5 г* 0,6 = 1,5 г

Масса раствора равна:

0,75+0,25+1,5+1000 = 1002,5 г

Массовая концентрация авиролья равна:

0,75/1002,5 *100 = 0,075 %

Массовая концентрация моноалкиламида равна:

0,25/1002,5 *100 = 0,025%

Массовая концентрация тетрахлорэтилена равна:

1,5/1002,5 *100 = 0,15 %

Вопрос 9

При какой концентрации раствора степень диссоциации азотистой кислоты HNO2 будет равна 0,2? Константа диссоциации азотистой кислоты 4*10 -4.

Между константой диссоциации К и степенью диссоциации a существует следующая зависимость (закон разбавления Оствальда): a=Ö КV, или a=Ö К/С, где V – разбавление раствора ( V = 1/C ); С – концентрация электролита (моль/л).

Из этой зависимости следует, что степень диссоциации увеличивается при уменьшении концентрации (т.е. при разбавлении раствора), а также при увеличении К (т.е. у более сильных электролитов).

Из закона разбавления могут быть получены формулы, связывающие константу диссоциации слабого электролита, степень диссоциации и концентрацию иона (Сиона). Действительно, так как

К = (СКt CAn ) / C и CKt = CAn , то Сиона = Ö К/С.

Нетрудно видеть, что также Сиона = a С и Сиона = К/С.

По закону Оствальда:

a = Ö К/С = Ö (4 х 10-4) / 0,2 = 4,5 х 10-2, или 4,5%.

Вопрос 10

На некоторых дорогостоящих автомобилях престижных марок кузов в целях защиты от коррозии покрыт слоем олова. Будет ли происходить коррозия железа при нарушении такого покрытия (например, в результате появления царапины)? Изобразить схему возникающего при этом гальванического элемента. Среда кислая. Рассчитать его ЭДС для стандартных условий.

Е (Fe) = -0.44 B

Е (Sn) = -0.14 B

При наличии дефектов на белой жести процесс коррозии существенно иной, чем оцинкованного железа. Поскольку олово электроположительнее железа, то растворению подвергается железо, а катодом становится олово (рис. 3). В результате при коррозии слой олова сохраняется, а под ним активно корродирует железо.

Е = -0,14- (-0,44) = 0,3 В

Список литературы

1.       Цитович И.К. Курс аналитической химии. – М.: Высшая школа, 1968. – 474 с.

2.       Пилипенко А.Т., Пятницкий И.В. Аналитическая химия. – М.: Химия, 2002. – с. 480.

3.       Барсуковва З. А. Аналитическая химия. – М.: Высшая школа, 2003. – 320

4.       Химия / Под. ред. В. Шретера . – М.: Химия, 1989. – с.62-63.

5.       Пасынский А.Г. Коллоидная химия. – М.: Высшая школа, 1968. – 231с.

6.       Воронин Г.Ф. Основы термодинамики. М.: Изд-во Моск. ун-та, 1987.

7.       Герасимов Я.И. Курс физической химии. Т.1, 2. М.: Химия, 1969.

8.       Горшков В.И., Кузнецов И.А. Основы физической химии. М.: Изд-во Моск. ун-та, 2003.

9.       Полторак О.М. Термодинамика в физической химии. М.: Высшая школа, 1991.

10.  Семиохин И.А. Физическая химия для геологов. Изд-во Моск. ун-та, 1991

11.  Девис С, Джеймс А. Электрохимический словарь. М.: Мир, 1979.

12.  Кузнецова Е.М., В.М.Байрамов, Н.В.Федорович, В.Ф.Шевельков. Физическая химия в вопросах и ответах. М.: Изд-во Моск. ун-та, 1981

13.  Кузнецова Е.М., Агеев Е.П. Термодинамика в вопросах и ответах. Хим. фак-т МГУ им. М.В.Ломоносова. 1997

14.  Термодинамика. Основные понятия. Терминология. Буквенные обозначения величин. М.: Наука, 1984.