Свободная энергия Гиббса (или просто энергия Гиббса , или потенциал Гиббса , или термодинамический потенциал в узком смысле) - это величина, показывающая изменение энергии в ходе химической реакции и дающая таким образом ответ на вопрос о принципиальной возможности протекания химической реакции.
аправление протекания химической реакции определяет энергия Гиббса (∆G). Еще энергию Гиббса называют изобарно - изотермическим потенциалом. Размерность энергии Гиббса кДж/моль.
При постоянном давлении и температуре (р=const, T=cons)t реакция самопроизвольно протекает в том направлении, которому отвечает убыль энергии Гиббса. Если ∆G < 0, то реакциясамопроизвольно протекает в прямом направлении. Если ∆G > 0, то самопроизвольное протекание процесса в прямом направлении в данных условиях невозможно, а возможно протекание обратного процесса. Если ∆G = 0, то реакция может протекать как в прямом направлении, так и в обратном, и система находится в состоянии равновесия.
Изменение энергии Гиббса в ходе химической реакции (∆ ) не зависит от пути процесса и может быть рассчитано по следствию из закона Гесса: изменение энергии Гиббса в результате химической реакцииравно сумме энергий Гиббса продуктов реакции за вычетом суммы энергий Гиббса исходных веществ с учетом стехиометрических коэффициентов. Например, стандартная энергия Гиббса реакции
aA + bB = сС + dD
где ∆G 0 – стандартная энергия Гиббса образования вещества, кДж/моль.
Энергия Гиббса образования простых веществ равна нулю. ∆ имеет ту же размерность, что и энтальпия, и поэтому обычно выражается в кДж.
Изменение стандартной энергии Гиббса химической реакции может быть также вычислено по уравнению:
∆ = ∆ – Т∆ , где
Т – абсолютная температура,
∆ – изменениеэнтропии.
∆H х.р. – изменениеэнтальпии.
При химическом взаимодействии одновременно изменяется энтальпия, характеризующая теплосодержание системы, и энтропия, характеризующая стремление системы к беспорядку. Уменьшение энтальпии и рост энтропии - две движущих силы любого химического процесса. В состоянии равновесия ∆ =0, значит:
∆ – Т∆ =0 и
Если пренебречь изменениями ∆H 0 х.р. и ∆S 0 х.р с увеличением температуры, то можно определить температуру, при которой устанавливается равновесие химической реакции для стандартного состояния реагентов:
Т равн. =
Многие химические реакции протекают самопроизвольно, т.е. без затрат энергии извне. Одной из движущих сил самопроизвольного химического процесса является уменьшение энтальпии системы, т.е. экзотермический тепловой эффект реакции. Другой – стремление частиц (молекул, ионов, атомов) к хаотическому движению, беспорядку. Мерой хаотичности, неупорядоченности состояния системы служит термодинамическая функция, называемая энтропией (S).
При переходе системы из более упорядоченного состояния в менее упорядоченное состояние (нагревание, испарение, плавление) энтропия возрастает (DS>0). В случае перехода системы из менее упорядоченного состояния в более упорядоченное (охлаждение, конденсация, кристаллизация) энтропия системы уменьшается (DS<0).
В изолированных системах самопроизвольно идут только такие процессы, которые сопровождаются возрастанием энтропии (S>0) – это суть второго закона термодинамики.
Энтропия вещества в стандартном состоянии называется стандартной энтропией (So) и имеет единицу измерения Дж/моль К
Энтропия вещества в газообразном состоянии существенно выше, чем в жидком и твердом состояниях, поэтому об изменении энтропии в химической реакции судят по изменению числа молей газообразных веществ.
Возможность самопроизвольного протекания химического процесса определяется двумя факторами:
Стремлением к образованию прочных связей между частицами, к возникновению более сложных веществ, что сопровождается понижением энергии системы – энтальпийный фактор (DH<0);
Стремлением к разъединению частиц, к беспорядку, что характеризуется возрастанием энтропии – энтропийный фактор (DS>0).
Эти факторы объединяет функция, называемая энергией Гиббса (DG), равная: DG = DH - T DS. (D- это дельта типа, треугольник короче)
Изменение энергии Гиббса служит критерием самопроизвольного протекания химической реакции:
Химическая реакция принципиально возможна, если энергия Гиббса в ходе реакции уменьшается (DG<0);
Химическая реакция не может протекать самопроизвольно, если энергия Гиббса системы возрастает (DG>0), протекает обратная реакция;
Химическая реакция может протекать как в прямом, так и в обратном направлении, т.е. система находится в состоянии равновесия (DG=0).
Из уравнения DG=DH-T DS следует:
Если DН<0 и DS>0, то всегда DG<0, т.е. реакция с выделением теплоты и увеличением степени беспорядка возможна при любых температурах;
Если DH>0 и DS<0, то всегда DG>0, т.е. реакция с поглощением теплоты и увеличением степени порядка невозможна ни при каких условиях;
DH>0, DS<0. Реакция будет протекать в прямом направлении только при условии, что |T DS|>|DH|. Эти реакции протекают при высокой температуре;
DH<0, DS>0. Условие самопроизвольного протекания реакции: |DH|>|T DS|. Такие реакции идут обычно при низких температурах.
Температуру, при которой происходит смена знака энергии Гиббса реакции, можно определить из условия равновесия:
Тр = DH/DS, где Тр – температура, при которой устанавливается равновесие.
Изменение энергии Гиббса системы при образовании 1 моль вещества из простых веществ, устойчивых в стандартных условиях, называется стандартной энергией Гиббса образования вещества (DGof). Стандартная энергия Гиббса образования простых веществ принимается равной нулю.
Стандартную энергию Гиббса химической реакции (DGor) можно рассчитать как сумму стандартных энергий Гиббса образования продуктов реакции за вычетом суммы энергий Гиббса образования исходных веществ с учетом стехиометрических коэффициентов .
В предыдущих параграфах мы рассмотрели несколько примеров, показывающих, что при определенных условиях каждая химическая реакция самопроизвольно протекает в определенном направлении. Так, при низких температурах экзотермическая реакция образования парообразной воды
практически нацело протекает в прямом направлении. Но при высоких температурах эта реакция начинает идти в обратном направлении: водяной пар разлагается на водород и кислород. Во всех случаях в результате реакции может быть достигнуто состояние устойчивого химического равновесия, но само положение равновесия при разных условиях оказывается различным.
Возникает вопрос; в чем причина определенной направленности химических процессов, какие факторы обусловливают то или иное состояние химического равновесия?
Известно, что в механических системах устойчивое равновесие соответствует минимуму потенциальной энергии системы. Так, шарик самопроизвольно скатывается из положения а на наклонной поверхности (рис. 69), причем его потенциальная энергия переходит сначала в кинетическую энергию движения шарика как целого, а затем в энергию теплового движения молекул. В положении б шарик находится в равновесии.
Естественно предположить, что и химические процессы должны самопроизвольно протекать в направлении уменьшения внутренней энергии системы, т. е. в направлении, отвечающем положительному тепловому эффекту реакции. Действительно, опыт показывает, что при обычных условиях самопроизвольно протекают преимущественно экзотермические реакции.
Однако попытка объяснить направленность химических процессов только стремлением к минимуму внутренней энергии приводит к противоречиям с фактами.
Рис. 69. Шарик самопроизвольно скатывается из положения а в положение б.
Рис. 70. Сосуд, состоящий из дзух частей: в части А находится разреженный газ, в часта Б - вакуум.
Так, уже при обычных температурах самопроизвольно протекают эндотермические процессы растворения многих солей и некоторые эндотермические химические реакции. С повышением температуры все большее число реакций начинает самопроизвольно протекать в направлении эндотермического процесса; примерами таких реакций могут служить упомянутое выше разложение воды или протекающий при высоких температурах синтез оксида азота
Более того, принцип стремления к минимуму внутренней энергии требует, чтобы все экзотермические реакции доходили до конца, т. е. исключает возможность обратимых реакций; однако такие реакции реально существуют.
Вспомним теперь, что среди механических систем имеются такие, поведение которых тоже нельзя описать только направленностью процессов к достижению минимума потенциальной энергии. Это системы, состоящие из очень большого числа частиц. Например, молекулы, входящие в состав воздуха, распределяются вокруг Земли в виде атмосферы многокилометровой толщины, но не падают на Землю, хотя минимуму потенциальной энергии каждой молекулы соответствует наиболее низкое ее положение.
Из громадного числа частиц состоят и химические системы. Поэтому неудивительно, что и здесь тенденция к достижению минимума внутренней энергии не является единственным фактором, определяющим их поведение.
Для того чтобы составить представление о втором факторе, влияющем на направление реакций, рассмотрим какой-либо самопроизвольно протекающий процесс, не сопровождающийся тепловым эффектом. Примером такого процесса может служить расширение разреженного газа.
Пусть в части А сосуда, разделенного на две части (рис. 70), находится разреженный газ. В таком газе среднее расстояние между молекулами велико; при этом условии внутренняя энергия газа не зависит от степени его разрежения. Вторая половина сосуда (Б) газа не содержит. Если открыть кран, соединяющий обе части сосуда, то газ самопроизвольно распространится по всему сосуду.
Внутренняя энергия газа при этом не изменится; тем не менее, самопроизвольно произойдет именно процесс расширения газа, а обратный процесс - самопроизвольное сжатие газа - не происходит.
Причины такой направленности процесса можно понять, если сначала рассмотреть систему, содержащую небольшое число молекул. Пусть в сосуде находятся всего две молекулы, которые обозначим 1 и 2. Равномерное распределение газа между обеими частями сосуда, соответствующее определенному макросостоянию газа, может осуществиться двумя микросостояниями;
Макросостояние, при котором весь газ сосредоточен в одной из частей сосуда (например, в части А), осуществляется единственным микросостоянием:
Очевидно, что то или иное макросостояние системы тем более вероятно, чем большим числом микросостояний оно может осу-ществиться. В рассматриваемом случае (две молекулы) равномерное распределение газа по сосуду вдвое вероятнее, чем переход всего газа в часть сосуда А.
Пусть теперь в сосуде находится четыре молекулы, которые мы вновь пронумеруем. Переходу всего газа в часть сосуда А по-прежнему соответствует единственное микросостояние:
Между тем, равномерное распределение газа между обеими частями сосуда может теперь осуществляться шестью различными микросостояниями:
Теперь, следовательно, вероятность равномерного распределения молекул газа по всему объему сосуда оказывается заметно более высокой, чем вероятность их перехода в одну из его частей. Естественно, что равномерное распределение газа будет наблюдаться гораздо чаще, чем полное его сосредоточение в части сосуда.
Если в сосуде находится шесть молекул, то переходу их в одну из частей сосуда (т. е. самопроизвольному сжатию газа до половины занимаемого им первоначального объема), как и раньше, соответствует только одно микросостояние. Но равномерному распределению газа между обеими частями сосуда отвечает уже 20 возможных комбинаций молекул, т. е. 20 различных микросостояний:
Теперь явление самопроизвольного сжатия газа, т. е. сосредоточения всех его молекул в одной из частей сосуда, будет наблюдаться еще реже; равномерное же распределение газа по всему сосуду становится еще более вероятным.
Таким образом, с ростом числа молекул вероятность беспорядочного, равномерного распределения газа в сосуде очень быстро возрастает, а самопроизвольное сжатие газа становится все менее вероятным процессом. Если мы вспомним теперь, что макроскопические количества газа содержат огромное число молекул, то станет ясно, что в реальном опыте самопроизвольное сжатие газа представляет собой процесс практически невозможный, и что самопроизвольно будет протекать обратный процесс расширения газа, приводящий к равномерному, беспорядочному распределению его молекул по всему объему сосуда.
Рассмотренное нами явление расширения газа представляет собой пример проявления принципа направленности процессов к наиболее вероятному состоянию, т. е. к состоянию, которому соответствует максимальная беспорядочность распределения частиц. Направление самопроизвольного протекания химических реакций и определяется совокупным действием двух факторов: тенденцией к переходу системы в состояние с наименьшей внутренней энергией и тенденцией к достижению наиболее вероятного состояния.
Так, в приведенном примере с воздухом тенденция к минимуму потенциальной энергии заставляет молекулы, входящие в состав воздуха, падать на Землю, а тенденция к максимальной вероятности заставляет их беспорядочно распределяться в пространстве.
В результате создается некоторое равновесное распределение молекул, характеризующееся более высокой их концентрацией у поверхности Земли и все большим разрежением по мере удаления от Земли.
В системах соль-вода минимум внутренней энергии в большинстве случаев соответствует кристаллическому состоянию соли. Однако наиболее вероятное состояние системы достигается при беспорядочном распределении соли в жидкой воде. В результате совместного действия этих двух факторов устанавливается равновесие, соответствующее определенной концентрации насыщенного раствора соли.
При химических реакциях в силу принципа направленности процессов к минимуму внутренней энергии атомы соединяются в такие молекулы, при образовании которых выделяется наибольшее количество энергии. В силу же принципа направленности процессов к наиболее вероятному состоянию протекают такие реакции, в ходе которых возрастает число частиц (например, реакции разложения молекул на атомы) или чисто возможных состояний атомов.
Так, в случае реакции
минимальной внутренней энергии системы соответствует аммиак, образующийся при протекании реакции до конца вправо. Однако наиболее вероятному состоянию системы отвечает азото-водородная смесь, образующаяся при полном разложении аммиака, ибо при этом в 2 раза возрастает число молекул газов. Вследствие действия обоих фактором в системе устанавливается равновесие, отвечающее определенному при данной температуре соотношению концентраций всех веществ.
В случае реакции
минимальной внутренней энергии отвечает азото-кислородная смесь, образующаяся при полном разложении оксида азота. Поскольку в ходе этой реакции число частиц не изменяется, то протекание реакции до конца как в прямом, так и в обратном направлении не увеличивает вероятности состояния системы. Не изменяется при этом и число возможных состояний атомов: в исходных веществах каждый атом и азота, и кислорода связан с атомом того же элемента (молекулы и ), а в продукте реакции каждый атом связан с атомом другого элемента (молекула ). Иначе обстоит дело при частичном протекании процесса в прямом или в обратном направлении. В результате частичного прохождения реакции, т. е. при сосуществовании исходных веществ и продуктов реакции, атомы азота и кислорода находятся в двух состояниях: часть их связана в молекулы и , а часть - в молекулы .
Таким образом, число возможных микросостояний рассматриваемой системы, а следовательно, и вероятность соответствующего ее макросостояния возрастают при частичном протекании реакции. Итак, тенденция к уменьшению внутренней энергии способствует протеканию данной реакции до конца в обратном направлении, а тенденция к увеличению вероятности состояния вызывает ее частичное протекание в прямом направлении. Вследствие одновременного действия обоих факторов часть азотокислородной смеси при нагревании превращается в и устанавливается равновесие между исходными веществами и продуктом реакции.
Тенденция к переходу в состояние с наименьшей внутренней энергией проявляется при всех температурах в одинаковой степени. Тенденция же к достижению наиболее вероятного состояния проявляется тем сильнее, чем выше температура. Поэтому при низких температурах в большинстве случаев практически сказывается только влияние первой из этих тенденций, в результате чего самопроизвольно протекают экзотермические процессы. По мере возрастания температуры равновесие в химических системах все больше и больше сдвигается в сторону реакций разложения или увеличения числа состояний атомов. При этом каждой температуре отвечает состояние равновесия, характеризующееся определенным соотношением концентраций реагирующих веществ и продуктов реакции.
Оба рассмотренных фактора, а также результат их совместного действия можно выразить количественно. Величины, с помощью которых это делается, изучаются в разделе физики - термодинамике и называются термодинамическими величинами. К ним относятся, в частности, внутренняя энергия, энтальпия, энтропия и энергия Гиббса.
Итак, имеем два критерия возможности самопроизвольного протекания химического процесса – изменение энтальпии DН, которое отражает взаимодействие атомов, образование химических связей, то есть определенное упорядочение системы и изменение энтропии DS, которое отражает противоположную тенденцию к беспорядочному расположению частиц. Если DS=0, то движущей силой процесса будет стремление системы к минимуму внутренней энергии, то есть критерий процесса – уменьшение энтальпии или DН<0.
Если DН=0, то критерий самопроизвольного протекания процесса DS>0.
Чтобы иметь возможность количественно сопоставить эти два критерия, нужно, чтобы они выражались в одинаковых единицах (DН – кДж, DS – Дж/К). Очевидно, чтобы выразить энтропийный фактор в единицах энергии, его нужно домножить на температуру. Это тем более логично, что повышение Т способствует увеличению беспорядка в системе. Тогда ТDS – энтропийный фактор процесса, DН – энтальпийный. В состоянии равновесия оба этих фактора должны быть равны:
DН= ТDS . (8.12)
Это уравнение универсально, оно относится и к равновесию жидкость – пар и к другим фазовым превращениям, а также к химическим реакциям. Благодаря этому равенству можно рассчитать изменение энтропии в равновесном процессе, так как при равновесии:
Однако нас интересует количественный критерий принципиальной возможности протекания процесса. В механике критерий падения тела это уменьшение его гравитационного потенциала, который не зависит от пути перемещения тела. По аналогии химический процесс можно охарактеризовать своим потенциалом, который должен уменьшаться в ходе самопроизвольного процесса. Этот потенциал при постоянной температуре и давлении принято называть изобарно – изотермическим потенциалом Гиббса G. Убыль этого потенциала не зависит от пути процесса и равна максимальной работе, которую можно получить, переходя от данного состояния к равновесному (за вычетом работы против внешнего давления).
DG=W р max . (8.13)
То есть энергия Гиббса – это часть энергетического эффекта химической реакции, которую можно превратить в работу, ее называют свободной энергией.
В таком случае условием возможности протекания процесса будет DG<0, но поскольку в состоянии равновесия DG=0, то из уравнения (1) получаем:
DG=DН - ТDS , (8.14)
Таким образом, мы определяем G=Н – ТS и можем нарисовать его изменение в ходе процесса (рисунок 8.5):
где А – исходные вещества;
В – продукты реакции.
В левой части графика (8.5) – уменьшение значения G, идет прямая реакция. Для нее DG<0. Справа от положения равновесия идет обратная реакция, для нее DG<0. В состоянии равновесия DG=0.
Как влияют величины энтальпийного и энтропийного фактора на протекание процесса?
Возможны следующие случаи (рисунок 8.6):
1) экзотермическая реакция, DН<0:
а) DS>0, тогда для любого Т DG будет меньше нуля и процесс идет всегда, причем до конца;
б) DS<0, в этом случае все будет зависеть от соотношения абсолютных значений энтальпийного и энтропийного фактора, DG<0 – реакция идет, DG>0 – реакция не идет.
Экзотермические реакции, сопровождаются уменьшением энтропии, идут при низких температурах, увеличение Т способствует протеканию обратной реакции (Принцип Ле Шателье).
2) Эндотермическая реакция, DН>0:
а) DS>0, реакция возможна только если | ТDS|>|DН|, тогда DG>0, то есть при высоких температурах;
б) если же, DS<0, то DG>0 при любых температурах и процесс самопроизвольно идти не может.
Пример – реакция окисления глюкозы до CO 2 и H 2 O:
С 6 Н 12 О 6 + 6О 2 ®6СО 2 + 6Н 2 О DН= - 2810 кДж.
Энтропия при этом, очевидно, возрастает. Следовательно, обратный процесс принципиально не может идти самопроизвольно. Для его протекания требуется энергия извне (фотосинтез).
Следует отметить, что в вопросе о возможности протекания процесса термодинамический критерий – истина в последней инстанции. Если изменение значения энергии Гиббса положительные DG>0, никакие катализаторы не помогут провести процесс. При изменении значения энергии Гиббса отрицательные DG<0 процесс может быть заморожен.
До сих пор рассматривали процессы, протекающие при постоянном давлении. Если обратиться к процессам, протекающим при постоянном объеме, получим другое значение термодинамического потенциала – потенциал Гельмгольца:
DF = DU - ТDS , (8.15)
Для решения вопроса о возможности протекания процесса, для расчетов энергии Гиббса DG необходимо установить, от чего она зависит и стандартизировать ее.
Значении DН зависит от температуры и давления и в первом приближении мы считаем, что эта зависимость незначительна и пользуемся стандартными значениями DН°. значение DS кроме давления и температуры зависит еще от концентрации (S=S° - RlnC), следовательно, значение DG также будет зависеть от концентрации реагирующих веществ, а они в ходе процесса меняются. Рассмотрим эту зависимость.
аА®bВ (для простоты)
DG=DН - ТDS, как для всякой реакции.
Считая, что DН слабо зависит от Т, DН = DН° = bDН° f (B) - aDН° f (A),
DS = bS(B) – aS(A) = b(S° B – Rln(B)) – a(S° A – Rln(A)),
Перегруппировав и вспомнив свойства логарифмов получим:
DS= S° - Rln(B b /A a) ,
Подставив в уравнение для DG, получим
DG=DН° - ТDS° + Rln(B b /A a) = DG + RTln(B b /A a), (8.16)
Это уравнение изотермы Вант-Гоффа.
где DG°=DН° - ТDS° - термодинамический потенциал, определенный для единичных концентраций или для чистых веществ, то есть стандартный термодинамический потенциал - он определен для единичных концентраций начальных и конечных веществ и для общего давления 1 атм, но может быть разным для разных температур.
Вопросы для самоконтроля
1. Какие реакции называются: а) экзотермическими; б) эндотермическими?
2. Что называется тепловым эффектом реакции? В каких единицах он выражается?
3. Что называется энтальпией? Какой знак имеет изменение энтальпии для экзотермических реакций и эндотермических реакций?
4. Какие условия называются стандартными?
5. Как формулируется закон Гесса?
6. Что называется теплотой образования вещества? Сформулируйте первое следствие из закона Гесса.
7. Что называется теплотой сгорания вещества? Сформулируйте второе следствие из закона Гесса.
8. Сформулируйте третий закон термодинамики.
9. Что такое фаза химической системы?
10. Как называются функции состояния системы и от чего они зависят?
11. В результате каких процессов внутренняя энергия системы увеличивается? Какой знак будет иметь работа, если Q = 0 ?
12. Увеличится ли внутренняя энергия системы, если Q = 0 и W= 0?
13. К системе подведена теплота 200 кДж, система совершила работу против действия внешних сил, равную 150 кДж. На какую величину изменилась внутренняя энергия системы? Какой знак имеет Δ U?
14. Приведите два пути окисления серы до SO 3 . Составьте энтальпийную диаграмму процесса.
15. Газовые выбросы тепловых станций и двигателей внутреннего сгорания содержат оксиды азота. Реакции их образования очень сложны, но в наиболее простом виде их можно представить уравнениями:
a) ½ N 2 + ½ O 2 = NO.
6) NO + ½ O 2 = NO 2 .
Определите стандартные энтальпии этих реакций при 298 К и укажите, какая и: них - эндотермическая, какая - экзотермическая.
16. Термитная смесь состоит из порошка алюминия и Fe 2 O 3 . Запишите уравнение реакции между этими веществами и рассчитайте энтальпию этой реакции.
17. Приведите примеры самопроизвольных процессов, сопровождающихся понижением энтальпии системы (экзотермических процессов).
18. Приведите примеры самопроизвольных процессов, сопровождающихся переходом системы из более упорядоченного в менее упорядоченное состояние.
19. Какой знак имеет энтропия процессов: а) сублимации иода; б) перехода белого олова в серое?
20. Можно ли предсказать влияние температуры на направление химической реакции, если известна ее энтальпия? Ответ подтвердите на примере какой-либо реакции.
22. Возможно ли самопроизвольное окисление азота по уравнению:
½ N 2 + О 2 = NO 2
при стандартных состояниях N 2 , O 2 , и NO 2 , при 298 К и других температурах? Ответ подтвердите расчетом.
23. В чем разница между энергией Гиббса и стандартной энергией Гиббса химической реакции?
|
I закон термодинамики позволяет рассчитывать тепловые эффекты различных процессов, но не дает информацию о направлении протекания процесса.
Для протекающих в природе процессов известны две движущие силы:
1. Стремление системы перейти в состояние с наименьшим запасом энергии;
2. Стремление системы к достижению наиболее вероятного состояния, которое характеризуется максимальным количеством независимых частиц.
Первый фактор характеризуется изменением энтальпии. Рассматриваемый случай должен сопровождаться выделением теплоты, следовательно, DH < 0.
Второй фактор определяется температурой и изменением энтропии .
Энтропия (S) - термодинамическая функция состояния системы, которая отражает вероятность реализации того или иного состояния системы в процессе теплообмена.
Как и энергия, энтропия не относится к числу экспериментально определяемых величин. В обратимом процессе, протекающем в изотермических условиях, изменение энтропии можно рассчитать по формуле:
Это означает, что при необратимом протекании процесса энтропия возрастает благодаря переходу в теплоту части работы.
Таким образом, в обратимых процессах система совершает максимально возможную работу. При необратимом процессе система всегда совершает меньшую работу.
Переход потерянной работы в теплоту является особенностью теплоты как макроскопически неупорядоченной формы передачи энергии. Отсюда возникает трактовка энтропии как меры беспорядка в системе:
При увеличении беспорядка в системе энтропия возрастает и, наоборот, при упорядочиваниии системы энтропия уменьшается.
Так, в процессе испарения воды энтропия увеличивается, в процессе кристаллизации воды - уменьшается. В реакциях разложения энтропия увеличивается, в реакциях соединения - уменьшается.
Физический смысл энтропии установила статистическая термодинамика. Согласно уравнению Больцмана:
От соотношения величин, стоящих в левой и правой части последнего выражения, зависит направление самопроизвольного протекания процесса.
Если процесс проходит в изобарно-изотермических условиях, то общая движущая сила процесса называется свободной энергией Гиббса или изобарно-изотермическим потенциалом (DG) :
| . | (15) |
Величина DG позволяет определить направление самопроизвольного протекания процесса:
Если DG < 0, то процесс самопроизвольно протекает в прямом направлении;
Если DG > 0, то процесс самопроизвольно протекает в обратном направлении;
Если DG = 0, то состояние является равновесным.
В живых организмах, представляющих собой открытые системы, главным источником энергии для многих биологических реакций - от биосинтеза белка и ионного транспорта до сокращения мышц и электрической активности нервных клеток - является АТФ (аденозин-5¢-трифосфат).
Энергия выделяется при гидролизе АТФ:
АТФ + H 2 O ⇄ АДФ + H 3 PO 4
где АДФ - аденозин-5¢-дифосфат.
DG 0 данной реакции составляет -30 кДж, следовательно процесс протекает самопроизвольно в прямом направлении.
Анализ соотношения энтальпийного и энтропийного факторов в уравнении для расчета изобарно-изотермического потенциала позволяет сделать следующие заключения:
1. При низких температурах преобладает энтальпийный фактор, и самопроизвольно протекают экзотермические процессы;
2. При высоких температурах преобладает энтропийный фактор, и самопроизвольно протекают процессы, сопровождающиеся увеличением энтропии.
На основании изложенного материала можно сформулировать II закон термодинамики:
В изобарно-изотермических условиях в изолированной системе самопроизвольно протекают те процессы, которые сопровождаются увеличением энтропии.
Действительно, в изолированной системе теплообмен невозможен, следовательно, DH = 0 и DG » -T×DS. Отсюда видно, что если величина DS положительна, то величина DG отрицательна и, следовательно, процесс самопроизвольно протекает в прямом направлении.
Другая формулировка II закона термодинамики:
Невозможен некомпенсированный переход теплоты от менее нагретых тел к более нагретым.
В химических процессах изменения энтропии и энергии Гиббса определяют в соответствии с законом Гесса:
| , | (16) |
| . | (17) |
Реакции, для которых DG < 0 называют экзэргоническими .
Реакции, для которых DG > 0 называют эндэргоническими .
Величину DG химической реакции можно также определить из соотношения:
DG = DH - T×DS.
В табл. 1 показана возможность (или невозможность) самопроизвольного протекания реакции при различных сочетаниях знаков DH и DS.
Эталоны решения задач
1. Некоторая реакция протекает с уменьшением энтропии. Определить, при каком условии возможно самопроизвольное протекание данной реакции.
Условием самопроизвольного протекания реакции является уменьшение свободной энергии Гиббса, т.е. DG < 0. Изменение DG можно рассчитать по формуле:
Так как в ходе реакции энтропия уменьшается (DS < 0), то энтропийный фактор препятствует самопроизвольному протеканию данной реакции. Таким образом, самопроизвольное протекание данной реакции может обеспечить только энтальпийный фактор. Для этого необходимо выполнение следующих условий:
1) DH < 0 (реакция экзотермическая);
2) 
(процесс должен протекать при низких температурах).
2. Эндотермическая реакция разложения протекает самопроизвольно. Оценить изменение энтальпии, энтропии и величины свободной энергии Гиббса.
1) Так как реакция эндотермическая, то DH > 0.
2) В реакциях разложения энтропия возрастает, следовательно DS > 0.
3) Самопроизвольное протекание реакции свидетельствует о том, что DG < 0.
3. Вычислить стандартную энтальпию хемосинтеза, протекающего в бактериях Thiobacillus denitrificans:
6KNO 3(тв.) + 5S (тв.) + 2CaCO 3(тв.) = 3K 2 SO 4(тв.) + 2CaSO 4(тв.) + 2CO 2(газ) + 3N 2(газ)
по значениям стандартных энтальпий образования веществ:
Запишем выражение первого следствия из закона Гесса с учетом того, что стандартные энтальпии образования серы и азота равны нулю:
= (3× K 2 SO 4 + 2× CaSO 4 + 2× CO 2) -
- (6× KNO 3 + 2× CaCO 3).
Подставим значения стандартных энтальпий образования веществ:
3×(-1438) + 2×(-1432) + 2×(-393,5) - (6×(-493) + 2×(-1207)).
2593 кДж.
Так как < 0, то реакция экзотермическая.
4. Вычислить стандартную энтальпию реакции:
2C 2 H 5 OH (жидк.) = C 2 H 5 OC 2 H 5(жидк.) + H 2 O (жидк.)
по значениям стандартных энтальпий сгорания веществ:
C 2 H 5 OH = -1368 кДж/моль;
C 2 H 5 OC 2 H 5 = -2727 кДж/моль.
Запишем выражение второго следствия из закона Гесса с учетом того, что стандартная энтальпия сгорания воды (высший оксид) равна нулю:
2× C 2 H 5 OH - C 2 H 5 OC 2 H 5 .
Подставим значения стандартных энтальпий сгорания веществ, участвующих в реакции:
2×(-1368) - (-2727).
Следствия из закона Гесса позволяют вычислять не только стандартные энтальпии реакций, но и величины стандартных энтальпий образования и сгорания веществ по косвенным данным.
5. Определить стандартную энтальпию образования оксида углерода (II) по следующим данным:
Из уравнения (1) видно, что стандартное изменение энтальпии данной реакции соответствует стандартной энтальпии образования CO 2 .
Запишем выражение первого следствия из закона Гесса для реакции (2):
CO = CO 2 - .
Подставим значения и получим:
CO = -293,5 - (-283) = -110,5 кДж/моль.
Эту задачу можно решить и другим способом.
Вычитая из первого уравнения второе, получим:
6. Вычислить стандартную энтропию реакции:
CH 4(газ) + Cl 2(газ) = CH 3 Cl (газ) + HCl (газ) ,
по значениям стандартных энтропий веществ:
Стандартную энтропию реакции вычислим по формуле:
= ( CH 3 Cl + HCl) - ( CH 4 + Cl 2).
234 + 187 - (186 + 223) = 12 Дж/(моль×K).
7. Вычислить стандартную энергию Гиббса реакции:
C 2 H 5 OH (жидк.) + H 2 O 2(жидк.) = CH 3 COH (газ) + 2H 2 O (жидк.)
по следующим данным:
Определить, возможно ли самопроизвольное протекание данной реакции при стандартных условиях.
Стандартную энергию Гиббса реакции вычислим по формуле:
= ( CH 3 COH + 2× H 2 O) - ( C 2 H 5 OH + H 2 O 2).
Подставляя табличные значения, получим:
129 + 2×(-237) - ((-175) + (-121) = -307 кДж/моль.
Так как < 0, то самопроизвольное протекание данной реакции возможно.
С 6 H 12 O 6(тв.) + 6O 2(газ) = 6CO 2(газ) + 6H 2 O (жидк.) .
по известным данным:
Значения стандартных энтальпии и энтропии реакции рассчитаем при помощи первого следствия из закона Гесса:
6 CO 2 + 6 H 2 O - С 6 H 12 O 6 - 6 O 2 =
6×(-393,5) + 6×(-286) - (-1274,5) - 6×0 = -2803 кДж;
6 СО 2 + 6 H 2 O - С 6 H 12 O 6 - 6 O 2 =
6×214 + 6×70 - 212 - 6×205 = 262 Дж/К = 0,262 кДж/К.
Стандартную энергию Гиббса реакции найдем из соотношения:
T× = -2803 кДж - 298,15 K×0,262 кДж/К =
9. Вычислить стандартную энергию Гиббса реакции гидратации сывороточного альбумина при 25 0 С, для которой DH 0 = -6,08 кДж/моль, DS 0 = -5,85 Дж/(моль×К). Оценить вклад энтальпийного и энтропийного фактора.
Стандартную энергию Гиббса реакции рассчитаем по формуле:
DG 0 = DH 0 - T×DS 0 .
Подставив значения, получим:
DG 0 = -6,08 кДж/моль - 298 К×(-5,85×10 - 3) кДж/(моль×К) =
4,34 кДж/моль.
В данном случае энтропийный фактор препятствует протеканию реакции, а энтальпийный - благоприятствует. Самопроизвольное протекание реакции возможно при условии, если 
, т.е., при низких температурах.
10. Определить температуру, при которой самопроизвольно пойдет реакция денатурации трипсина, если = 283 кДж/моль, = 288 Дж/(моль×К).
Температуру, при которой равновероятны оба процесса найдем из соотношения:
В данном случае энтальпийный фактор препятствует протеканию реакции, а энтропийный - благоприятствует. Самопроизвольное протекание реакции возможно при условии, если:
Таким образом, условием самопроизвольного протекания процесса является T > 983 K.
Вопросы для самоконтроля
1. Что такое термодинамическая система? Какие типы термодинамических систем вы знаете?
2. Перечислите известные Вам термодинамические параметры. Какие из них относятся к измеряемым? Какие к неизмеряемым?
3. Что такое термодинамический процесс? Как называются процессы, протекающие при постоянстве одного из параметров?
4. Какие процессы называют экзотермическими? Какие эндотермическими?
5. Какие процессы называют обратимыми? Какие необратимыми?
6. Что понимают под термином «состояние системы»? Какие бывают состояния системы?
7. Какие системы изучает классическая термодинамика? Сформулируйте первый и второй постулаты термодинамики.
8. Какие переменные называют функциями состояния? Перечислите известные вам функции состояния.
9. Что такое внутренняя энергия? Можно ли измерить внутреннюю энергию?
10. Что такое энтальпия? Какова ее размерность?
11. Что такое энтропия? Какова ее размерность?
12. Что такое свободная энергия Гиббса? Как ее можно вычислить? Что можно определить при помощи этой функции?
13. Какие реакции называют экзэргоническими? Какие эндэргоническими?
14. Сформулируйте первый закон термодинамики. В чем заключается эквивалентность теплоты и работы?
15. Сформулируйте закон Гесса и следствия из него. Что такое стандартная энтальпия образования (сгорания) вещества?
16. Сформулируйте второй закон термодинамики. При каком условии процесс самопроизвольно протекает в изолированной системе?
Варианты задач для самостоятельного решения
Вариант № 1
4NH 3(газ) + 5O 2(газ) = 4NO (газ) + 6H 2 O (газ) ,
Определить, к какому типу (экзо- или эндотермическому) относится эта реакция.
С 2 H 6(газ) + H 2(газ) = 2CH 4(газ) ,
3. Вычислить стандартную энергию Гиббса реакции гидратации b-лактоглобулина при 25 0 С, для которой DH 0 = -6,75 кДж, DS 0 = -9,74 Дж/К. Оценить вклад энтальпийного и энтропийного фактора.
Вариант №2
1. Вычислить стандартную энтальпию реакции:
2NO 2(газ) + O 3(газ) = O 2(газ) + N 2 O 5(газ) ,
используя значения стандартных энтальпий образования веществ:
Определить, к какому типу (экзо- или эндотермическому) относится эта реакция.
2. Вычислить стандартную энтальпию реакции:
используя значения стандартных энтальпий сгорания веществ:
3. Вычислить стандартную энергию Гиббса реакции тепловой денатурации химотрипсиногена при 50 0 С, для которой DH 0 = 417 кДж, DS 0 = 1,32 Дж/К. Оценить вклад энтальпийного и энтропийного фактора.
Вариант №3
1. Вычислить стандартную энтальпию реакции гидрирования бензола до циклогексана двумя способами, т.е., используя значения стандартных энтальпий образования и сгорания веществ:
Cu (тв.) + ZnO (тв.) = CuO (тв.) + Zn (тв.)
3. При восстановлении 12,7 г оксида меди (II) углем (с образованием CO) поглощается 8,24 кДж теплоты. Определить стандартную энтальпию образования CuO, если CO = -111 кДж/моль.
Вариант №4
1. Вычислить стандартную энтальпию хемосинтеза, протекающего в автотрофных бактериях Baglatoa и Thiothpix, по стадиям и суммарно:
2H 2 S (газ) + O 2(газ) = 2H 2 O (жидк.) + 2S (тв.) ;
2S (тв.) + 3O 2(газ) + 2H 2 O (жидк.) = 2H 2 SO 4(жидк.) ,
2. Вычислить стандартную энтальпию реакции:
С 6 H 12 O 6(тв.) = 2C 2 H 5 OH (жидк.) + 2CO 2(газ) ,
используя значения стандартных энтальпий сгорания веществ:
4HCl (газ) + O 2(газ) = 2Cl 2(газ) + 2H 2 O (жидк.)
по известным данным:
Вариант №5
1. Вычислить стандартную энтальпию реакции:
2CH 3 Cl (газ) + 3O 2(газ) = 2CO 2(газ) + 2H 2 O (жидк.) + 2HCl (газ) ,
используя значения стандартных энтальпий образования веществ:
Определить, к какому типу (экзо- или эндотермическому) относится эта реакция.
2. Вычислить стандартную энтальпию реакции:
С 6 H 6(жидк.) + 3H 2(газ) = C 6 H 12(жидк.) ,
используя значения стандартных энтальпий сгорания веществ:
3. Вычислить стандартную энергию Гиббса реакции денатурации трипсина при 50 0 С, для которой DH 0 = 283 кДж, DS 0 = 288 Дж/К). Оценить возможность протекания процесса в прямом направлении.
Вариант №6
1. Вычислить стандартную энтальпию хемосинтеза, протекающего в автотрофных бактериях Thiobacillus Thioparus:
5Na 2 S 2 O 3 ×5H 2 O (тв.) + 7O 2(газ) = 5Na 2 SO 4(тв.) + 3H 2 SO 4(ж.) + 2S (тв.) + 22H 2 O (ж.) ,
Определить, к какому типу (экзо- или эндотермическому) относится эта реакция.
2. Вычислить стандартную энтальпию реакции:
С 6 H 5 NO 2(жидк.) + 3H 2(газ) = С 6 H 5 NH 2(жидк.) + 2H 2 O (жидк.) ,
используя значения стандартных энтальпий сгорания веществ:
3. Оценить роль энтальпийного и энтропийного факторов для реакции:
H 2 O 2(жидк.) + O 3(газ) = 2O 2(газ) + H 2 O (жидк.)
по известным данным:
Определить температуру, при которой реакция пойдет самопроизвольно.
Вариант №7
1. Вычислить стандартную энтальпию образования CH 3 OH по следующим данным:
CH 3 OH (жидк.) + 1,5O 2(газ) = CO 2(газ) + 2H 2 O (жидк.) DH 0 = -726,5 кДж;
С (графит) + O 2(газ) = CO 2(газ) DH 0 = -393,5 кДж;
H 2(газ) + 0,5O 2(газ) = H 2 O (жидк.) DH 0 = -286 кДж.
2. Оценить возможность самопроизвольного протекания реакции:
8Al (тв.) + 3Fe 3 O 4(тв.) = 9Fe (тв.) + Al 2 O 3(тв.)
при стандартных условиях, если:
3. Вычислить значение DH 0 для возможных реакций превращения глюкозы:
1) C 6 H 12 O 6(кр.) = 2C 2 H 5 OH (жидк.) + 2CO 2(газ) ;
2) C 6 H 12 O 6(кр.) + 6O 2(газ) = 6CO 2(газ) + 6H 2 O (жидк.) .
по известным данным:
В результате какой из этих реакций выделяется большее количество энергии?
Вариант №8
1. Вычислить стандартную энтальпию образования MgCO 3 по следующим данным:
MgO (тв.) + CO 2(газ) = MgCO 3(тв.) +118 кДж;
С 2 H 6(газ) + H 2(газ) = 2CH 4(газ)
по известным данным:
3. Какие из перечисленных оксидов: CaO, FeO, CuO, PbO, FeO, Cr 2 O 3 могут быть восстановлены алюминием до свободного металла при 298 К:
Вариант №9
1. Вычислить стандартную энтальпию образования Ca 3 (PO 4) 2 по следующим данным:
3CaO (тв.) + P 2 O 5(тв.) = Ca 3 (PO 4) 2(тв.) DH 0 = -739 кДж;
P 4(тв.) + 5O 2(газ) = 2P 2 O 5(тв.) DH 0 = -2984 кДж;
Ca (тв.) + 0,5O 2(газ) = CaO (тв.) DH 0 = -636 кДж.
2. Оценить возможность самопроизвольного протекания реакции:
Fe 2 O 3(тв.) + 3CO (газ) = 2Fe (тв.) + 3CO 2(газ)
при стандартных условиях, если:
3. Определить, какие из перечисленных оксидов: CuO, PbO 2 , ZnO, CaO, Al 2 O 3 могут быть восстановлены водородом до свободного металла при 298 К, если известно:
Вариант №10
1. Вычислить стандартную энтальпию образования этанола по следующим данным:
DH 0 сгор. C 2 H 5 OH = -1368 кДж/моль;
С (графит) + O 2(газ) = CO 2(газ) +393,5 кДж;
H 2(газ) + O 2(газ) = H 2 O (жидк.) +286 кДж.
2. Вычислить стандартную энтропию реакции:
С 2 H 2(газ) + 2H 2(газ) = C 2 H 6(газ) ,
по известным данным:
3. Вычислить количество энергии, которое выделится в организме человека, который съел 2 кусочка сахара по 5 г каждый, считая, что основной путь метаболизма сахарозы сводится к ее окислению:
C 12 H 22 O 11(тв.) + 12O 2(газ) = 12CO 2(газ) + 11H 2 O (жидк.) = -5651 кДж.
Вариант №11
1. Вычислить стандартную энтальпию образования С 2 H 4 по следующим данным:
С 2 H 4(газ) + 3O 2(газ) = 2CO 2(газ) + 2H 2 O (жидк.) +1323 кДж;
С (графит) + O 2(газ) = CO 2(газ) +393,5 кДж;
H 2(газ) + 0,5O 2(газ) = H 2 O (жидк.) +286 кДж.
2. Не производя вычислений, установить знак DS 0 следующих процессов:
1) 2NH 3(газ) = N 2(газ) + 3H 2(газ) ;
2) CO 2(кр.) = CO 2(газ) ;
3) 2NO (газ) + O 2(газ) = 2NO 2(газ) .
3. Определить, по какому уравнению реакции будет протекать разложение пероксида водорода при стандартных условиях:
1) H 2 O 2(газ) = H 2(газ) + O 2(газ) ;
2) H 2 O 2(газ) = H 2 O (жидк.) + 0,5O 2(газ) ,
Вариант №12
1. Вычислить стандартную энтальпию образования ZnSO 4 по следующим данным:
2ZnS + 3O 2 = 2ZnO + SO 2 DH 0 = -890 кДж;
2SO 2 + O 2 = 2SO 3 DH 0 = -196 кДж;
H 2 O (тв.) = H 2 O (жидк.) ,
H 2 O (жидк.) = H 2 O (газ) ,
H 2 O (тв.) = H 2 O (газ) .
по известным данным:
3. Вычислить количество энергии, которое выделится при сгорании 10 г бензола, по следующим данным:
Вариант №14
1. Вычислить стандартную энтальпию образования PCl 5 по следующим данным:
P 4(тв.) + 6Cl 2(газ) = 4PCl 3(газ) DH 0 = -1224 кДж;
PCl 3(газ) + Cl 2(газ) = PCl 5(газ) DH 0 = -93 кДж.
2. Вычислить стандартное изменение энергии Гиббса образования сероуглерода CS 2 по следующим данным:
CS 2(жидк.) + 3O 2(газ) = CO 2(газ) + 2SO 2(газ) DG 0 = -930 кДж;
CO 2 = -394 кДж/моль; SO 2 = -300 кДж/моль.
3. Оценить роль энтальпийного и энтропийного факторов для реакции:
CaCO 3(тв.) = CaO (тв.) + CO 2(газ)
по известным данным:
Определить температуру, при которой реакция пойдет самопроизвольно.
Вариант №15
1. Вычислить тепловой эффект реакции образования кристаллогидрата CuSO 4 ×5H 2 O, протекающей по уравнению:
CuSO 4(тв.) + 5H 2 O (жидк.) = CuSO 4 ×5H 2 O (тв.) ,
1 Волкова С.А., Гусев С.Н. Нет не протекающих химических реакций, просто для них еще не найден катализатор Н.Ю. Коновалов Почему и как протекают химические реакции? Часто, смешивая между собой вещества, в одном случае мы сразу видим изменения, происходящие в реакции, как, например, при сливании растворов сульфата натрия и хлорида бария, а в другом – смесь, например, газообразных водорода и кислорода может находиться без видимых изменений довольно долго. Очевидно, что причина этого явления кроется в различии скоростей протекания реакций. Поразмышляем о том, почему химические реакции протекают с разными скоростями. Если мы наполним сосуд водородом и кислородом (в соотношении 2:1 - эта смесь называется гремучей), то видимых изменений не наблюдаем. Для того чтобы на стенке банки появилась хотя бы одна капелька воды, нам предстоит прождать очень долго. Однако, смешивая растворы двух солей, например сульфата натрия и хлорида бария, замечаем, что реакция протекает мгновенно. В чем же тут дело? Na2 SO4 BaCl2 2 NaCl BaSO4 t , 2 H 2 O2 2 H 2O Чтобы произошла химическая реакция, молекулы реагирующих веществ должны столкнуться друг с другом, при этом они должны обладать достаточной энергией, необходимой для преодоления энергетического барьера (межэлектронное, межъядерное отталкивание). Для разных химических реакций этот барьер может значительно отличаться. Для первой реакции он невелик, именно поэтому реагирующим частицам не составляет труда столкнуться и прореагировать, а для реакции синтеза воды он значителен, поэтому она при обычных условиях не протекает. Молекулы исходных веществ должны преодолеть непроходимый «горный хребет», как альпинисты, чтобы выйти в конечную точку маршрута. Этот «горный хребет» - есть энергия активации. Энергия активации - это некоторое 2 избыточное количество энергии, необходимое для вступление молекул в реакцию. Напрашивается вопрос: а как же заставить молекулы «преодолеть этот хребет»? Есть и другие вопросы: как определить, что такое вообще скорость химической реакции; как соотносятся понятия скорости в химии и в жизни? Из курса физики, нам известно, что такое скорость: это расстояние, на которое переместилось тело за единицу времени. При протекании химических реакций вещества не претерпевают перемещений, а происходит изменение их концентраций. Поэтому под скоростью химической реакции понимают изменение концентрации вещества в единицу времени. Для того чтобы «заставить» протекать химическую реакцию необходимо создать наиболее благоприятные условия для молекул реагирующих веществ. Нужно сообщить им дополнительную энергию – активировать их. Это можно сделать, например, изменяя внешние условия (температуру и давление). Однако нам стоит задуматься над тем, все ли химические процессы, протекающие в природе и в жизни человека, протекают «до конца». Оказывается, нет. Постараемся разобраться в причинах этого. Все химические реакции можно разделить на две большие группы: обратимые и необратимые. Необратимые химические реакции идут строго в одном направлении и сопровождаются образованием веществ, уходящих из зоны реакции. Такие реакции протекают до полного израсходования одного из исходных веществ. Необратимыми реакциями являются реакции горения, реакции ионного обмена, протекающие с образованием осадка, выделением газа, образованием очень слабого электролита (например, Н2О), а также некоторые реакции разложения. 3 Обратимыми называют химические реакции, которые при одних и тех же условиях одновременно протекают в прямом и обратном направлениях. Примером такой реакции может быть синтез йодоводорода из простых веществ. H 2 I 2 2HI Очевидно, что с течением времени происходит изменение скоростей как прямой, так и обратной реакции в связи с тем, что в ходе реакции расходуются исходные вещества. Но может сложиться такая ситуация, когда скорости прямой и обратной окажутся равны. Такое состояние системы называют химическим равновесием. Состояние химического равновесия можно представить себе в виде весов, на чашках которых находятся разновесы одинаковой массы. В данном случае весы будут неподвижны, т.е. находиться в состоянии равновесия. Однако же химическое равновесие не является неподвижным. Оно динамическое, подвижное. Это означает, что прямая и обратная химические реакции продолжают протекать, но так как скорости их равны, то концентрации всех реагирующих веществ в системе остаются постоянными. Химическое равновесие может сохраняться сколь угодно долго при неизменных внешних условиях. Однако при изменении внешних условий - изменении температуры, концентраций реагентов, давления (для газообразных веществ) произойдет нарушение равновесия, так как скорости прямой и обратной реакций становятся разными. В результате система вновь будет стремиться к достижению состояния равновесия, но уже в новых условиях. Принцип, который позволяет определить изменения, происходящие в равновесной системе, носит название принципа Ле Шателье (принцип подвижного равновесия): если на систему, находящуюся в состоянии химического равновесия, оказывается внешнее воздействие, то происходит смещение равновесия в том направлении, которое ослабляет данное воздействие. 4 Попробуем вместе поразмышлять над тем, как влияют различные факторы на смещение химического равновесия. Для примера рассмотрим следующую реакцию: 2 NO2 N 2O4 54,39кДж Для понимания сущности влияния различных факторов на смещение химического равновесия, охарактеризуем прямую и обратную реакции. Прямая реакция - экзотермическая, т.е. идет с выделением энергии и с уменьшением объема. Обратная реакция эндотермическая протекает с увеличением объема. Составив характеристику реакций, рассмотрим действие конкретных факторов на смещение равновесия. Для протекания обратной реакции нужно затратить энергию. Согласно принципу Ле Шателье, при увеличении температуры, ускорится реакция, протекающая с поглощением тепла – эндотермическая. Равновесие сместится в сторону исходного вещества, следовательно будет ускоряться обратная реакция. При уменьшении температуры, наоборот, ускорится реакция, протекающая с выделением тепла – экзотермическая. Равновесие сместится в сторону продукта, будет ускоряться прямая реакция. Так как в данную реакцию вступают газообразные вещества, то на смещение химического равновесия будет влиять изменение давления. Объемное отношение газов в этой реакции – 2:1. В прямую реакцию вступают 2 объема NO2, а образуется 1 объем N2O4. Отсюда видно, что согласно принципу Ле Шателье, при повышении давления, ускорится реакция, протекающая с уменьшением объема (прямая). При понижении давления будет ускоряться реакция, сопровождающаяся увеличением объема (обратная). Аналогичным образом на химическое равновесие влияет изменение концентраций веществ. Если увеличивать концентрацию вещества, то будет ускоряться реакция по его расходованию. Понижение концентрации 5 вещества (удаление из сферы реакции) будет вызывать ускорение синтеза данного вещества. Итак, мы выяснили, что при изменении внешних факторов, можно изменить скорость химической реакции. Однако есть и другой способ это сделать, например, добавить вещество, ускоряющее данную химическую реакцию. Такие вещества называются – катализаторами. Катализаторы – это вещества, которые изменяют скорость химической реакции, но их количество не изменяется в ходе ее протекания. В каталитических процессах скорость основной реакции может и увеличиваться, и уменьшаться. В соответствии с этим каталитическое действие может быть положительным и отрицательным. Реакции, протекающие под действием катализаторов, называются каталитическими. Вещества, ускоряющие реакцию, называются катализаторами, а замедляющие - ингибиторами. Как же действуют катализаторы? Механизмы действия катализаторов. Как уже было упомянуто выше, для того чтобы прореагировать, молекулам необходимо преодолеть определенный энергетический барьер. Но преодолеть горные массивы возможно не только путем восхождения к их вершинам. Есть и другой способ – «пробить» сквозь горы туннель. Ведь опытный инструктор никогда не поведет группу туристов по опасному и трудному пути, он выберет оптимальный вариант прохождения данного маршрута. В этом «химическим альпинистам» помогают катализаторы. Катализатор направляет химические реакции по другому пути, тем самым снижая энергию активации. Для того чтобы реакция началась, вовсе необязательно нагревать исходные вещества. Возвращаясь к уже рассмотренной химической реакции взаимодействия водорода с кислородом, можно отметить, что данная реакция может быть ускоренна как в результате нагревания, так и применения катализатора. Если данную смесь поджечь, то 6 произойдет сильный взрыв. Но можно поступить иначе, всыпав в нее небольшое количество мелко раздробленной платины. Данное действие приведет к аналогичному результату – раздастся сильный взрыв. Особенности катализаторов: - катализаторы ускоряют как прямую, так и обратную химическую реакцию. Из этого следует, что катализатор не влияет на смещение химического равновесия. Но катализаторы ускоряют момент наступления его наступления и этим обеспечивают наиболее эффективное протекание химического процесса. Рассмотрим конкретный пример. Процесс синтеза аммиака протекает обратимо. Если не использовать катализатор, то момента наступления химического равновесия можно ждать достаточно долго, при этом выход аммиака может быть более высоким. Однако если использовать железный катализатор, то равновесие наступает быстрее, хотя при этом выход аммиака будет ниже; Fe.t . p 3Н 2 N 2 2 NH 3 - как правило, катализатор вводится в систему в очень небольших количествах по сравнению с массой реагентов. Тем не менее, эффективность действия этих малых добавок необыкновенно высока. В результате реакции катализатор остается в химически неизменном состоянии и не расходуется, т.е. участие катализатора в реакции не отражается общим стехиометрическим уравнением; - катализаторы отличаются селективностью. Это значит, что они действуют на процессы избирательно, направляя его в определенную сторону. Например, этанол при пропускании над оксидом алюминия при 350°С превращается в этилен, а при 250 °С над медью превращается в уксусный альдегид; CH 3 CH 2 OH C 2 H 4 H 2 O Al 2 O3 , 350C 7 этен C CH 3 CH 2 OH Cu , 250 CH 3CHO H 2 уксусный альдегид Самыми неселективными катализаторами являются Н+ - протон и Pt – платина, так как они ускоряют многие химические реакции как в органической, так и в неорганической химии. Однако существуют катализаторы, обладающие абсолютной специфичностью (один катализатор – одна ускоряемая химическая реакция) – это биологические катализаторы или ферменты. Большинство химических реакций, протекающих в пищеварительной системе, в крови, в клетках животных и человека, являются каталитическими реакциями. Так, слюна содержит фермент птиалин, который ускоряет гидролиз крахмала до низкомолекулярных сахаров. Фермент, имеющийся в желудке, - пепсин - катализирует расщепление белков. В организме человека находится около 30000 различных ферментов; каждый из них служит эффективным катализатором соответствующей реакции; - активность катализатора сильно зависит от присутствия посторонних веществ, действие которых может быть двояким: увеличивать активность катализатора или снижать ее. Вещества, не обладающие каталитической активностью, но увеличивающие активность катализатора, называются промоторами или активаторами. Так, например, катализаторы синтеза аммиака (Fe, Mo, W, Ni, Co) значительно активируются в присутствии тугоплавких оксидов AI2O3, MgO, Сr2О3. Активатором, использующимся для ванадиевого катализатора, применяемого при производстве серной кислоты, является сульфат калия; V2 O5 .t 2SO2 O2 2SO3 8 - по соотношению агрегатного состояния катализатора и реакционной смеси катализ может быть гомогенным и гетерогенным. В случае гомогенного катализа катализатор и реагирующие вещества находятся в одном агрегатном состоянии (газ или раствор). Например, синтез сложных эфиров, кислотный гидролиз крахмала, сахарозы. Рассмотренные химические процессы ускоряются добавками растворов сильных минеральных кислот (катализатор – Н+). В случае гетерогенного катализа катализатор и реагирующие вещества находятся в разных агрегатных состояниях. В промышленности чаще используют гетерогенный катализ, это обусловлено возможностью их более легкого отделения от продуктов реакции. Таким образом, можно сказать, что каталитические процессы очень широко применяются в современной химической промышленности. Каталитическим действием часто обладают вещества, с которыми мы довольно часто встречаемся в быту. Рассмотрим конкретные примеры: металлическое железо ускоряет процессы синтеза аммиака из простых веществ, разложение перекиси водорода ускоряют ионы трехвалентного железа, двухвалентной меди, оксид кремния (IV) – речной песок, диоксид марганца и т.д. Удивительно, но даже вода обладает каталитической активностью. Если смешать кристаллический иод с металлическим алюминием, то реакции между веществами не наблюдается. Однако стоит добавить к данной смеси каплю воды, как признаки химической реакции налицо. Начинается взаимодействие йода с алюминием, которое сопровождается бурным выделением паров йода. Белая глина, в состав которой входит оксид алюминия, ускоряет реакцию отщепления воды от этанола – лабораторный способ получения этилена. Этим катализатором можно заменить довольно опасную концентрированную серную кислоту, которую обычно используют в данном процессе. А как же быть с ингибированием? Находит ли оно применение в промышленности и в быту? Бывают ли случаи, когда необходимо не 9 ускорить, а замедлить протекающую химическую реакцию? Оказывается, и такое явление имеет место. Наиболее распространенный случай - это коррозия металлов. Коррозия – это разрушение металлов и сплавов под воздействием окружающей среды. Благодаря коррозии выходят из строя металлические изделия, находящиеся в контакте с агрессивными средами. Коррозия ежегодно наносит значительные убытки. Поэтому для уменьшения потерь от коррозии применяют различные методы и, в том числе, используют ингибиторы. Их применяют для защиты металлов, находящихся в контакте с растворами кислот, щелочей, солей и т.д. Катализаторы в живых организмах. Химические реакции в живых организмах протекают с высокой скоростью благодаря наличию катализаторов белковой природы – ферментов или энзимов (от лат. fermentum – закваска, enzyme – в дрожжах). Более четкие и однозначные химические представления сформировались в связи с развитием теории химического катализа, выдвинутой шведским химиком Й.Я. Берцелиусом, который первым отметил высокую производительность биологических катализаторов. Представление о том, что в живых системах химические реакции протекают при помощи каких-то факторов, возникло более 200 лет назад. В начале XIX в. господствовало мнение о наличии «жизненных сил», управляющих процессами жизнедеятельности. В 50-х гг. XIX столетия. Л. Пастер показал, что сбраживание дрожжами сахара в спирт катализируется веществами белковой природы – ферментами. Ошибка Пастера заключалась в том, что он считал ферменты неотделимыми от живых клеток (в данном случае – дрожжевых), это ошибочное представление разделялось многими учеными, его современниками. Э. Бухнер первым показал, что в водных 10 экстрактах дрожжевых клеток находится набор ферментов, катализирующих превращение сахара в спирт, что является началом формирования науки – энзимологии. В 20-х гг. XX в. Р. Вильштетер впервые получил ряд ферментов в высокоочищенном состоянии. Однако химическую природу ферментов он не установил из-за ошибочного исходного представления о том, что ферменты – особый класс низкомолекулярных веществ. В 1926 г. Дж. Самнер впервые получил растительную уреазу в виде белковых кристаллов. Четыре года спустя Дж. Нортроп и М. Кунитц представили данные о получении кристаллов трипсина и пепсина, доказав их исключительно белковую природу. Успехи прикладной энзимологии во второй половине ХХ столетия позволили получить более 2000 ферментов в более или менее очищенном состоянии. Вещество, на которое действует фермент, называется субстратом. Так, фермент, гидролизующий жиры, называется липазой (субстрат – жиры), действующий на обычный сахар – сахаразой (субстрат – сахароза) и т.д. Ферментативно происходит окисления этилового спирта в альдегид, под действием фермента – алкагольдегидрогеназы. алкаг ольдег идрог еназа O С2 Н 5ОН H 3C C НАДНН H этанол уксусный альдегид Молочная кислота ферментативно может превращаться в пировиноградную кислоту (процесс отщепления водорода) под действием фермента лактатдегидрогеназы. H3C CH CO OH лактатдегидрогеназа H3C C C O OH OH НАДНН O молочная кислота пировиноградная кислота 11 Другой фермент окисляет молочную кислоту с образованием уксусной кислоты, углекислого газа и перекиси водорода; этот фермент называется лактатоксидазой. Ферментативные процессы в настоящее время широко применяются в биотехнологии, медицине, фармакологии, ботанике, земледелии, генетике, микробиологии. Некоторые производства: виноделие, пивоварение, по существу являются отраслями энзимологии. Многие из таких превращений невероятно сложны с точки зрения органической химии и не могут быть сегодня воспроизведены в химической лаборатории даже с помощью всего имеющегося арсенала разнообразных средств. Следует также отметить, что данные превращения протекают в очень мягких условиях (температура около 37°С, рН близко к нейтральной среде при нормальном атмосферном давлении). Такого рода процессы нельзя представить себе без участия катализаторов, причем на несколько порядков более мощных, чем используемые ныне химиками в промышленных каталитических реакциях. Ферменты могут иметь чисто белковую структуру (рибонуклеаза, уреаза – расщепляет мочевину; пищеварительные ферменты: трипсин, пепсин, папаин и др.) – простые ферменты. Однако в большинстве случаев ферменты являются сложными, т.е. они состоят из белковой части – апофермента, обычно не обладающего каталитической активностью, и небелковой группы неорганической или органической природы. Небелковая часть фермента осуществляет каталитическую функцию, а белковая часть защищает фермент от разрушения. Итак, мы окунулись в мир скоростей химических реакций. Узнали о том, почему одни химические реакции протекают с огромными скоростями, а другие очень медленно. Мы теперь можем сказать о том, какие условия нужно создать, для того чтобы ускорить или замедлить протекание химической реакции. В живых организмах, в т.ч. и организме человека, химические реакции протекают с огромными скоростями, которые 12 ускоряются биологическими катализаторами – ферментами. Продемонстрируем сказанное на опытах. Опыт 1. Каталитическое разложение пероксида водорода. Пероксид или перекись водорода является нестойким соединением и при стоянии постепенно разлагается на кислород и воду, согласно уравнению. 2Н 2 О2 2Н 2 О О2 Q Данный процесс протекает достаточно медленно, поэтому видимых изменений мы, как правило, не замечаем. Однако данный процесс часто используют в химической лаборатории для получения кислорода. Из уравнения химической реакции видно, что реакция эндотермическая (- Q), поэтому для ее ускорения нужно затратить энергию - нагреть исходное вещество. Данная реакция является каталитической, поэтому ее можно ускорить путем добавления веществ – катализаторов. Катализирующее действие на данную реакцию оказывают ионы металлов (Fe3+, Zn2+, Cu2+), оксид марганца (IV), ферменты, комплексные соединения. Возьмем несколько химических стаканов и поместитим туда 3%-рый раствор перекиси водорода. Поместитм в стакан №1 - диоксид марганца (МnO2), в стакан №2 - аммиачный раствор сульфата меди (II) (SO4, в стакан №3 - кусочек сырого картофеля, в стакан №4 - кусочек сырого мяса, в стакан №5 - кусочек вареного картофеля, в стакан №6 - кусочек вареного мяса. Пронаблюдаем, в каких стаканах произошли изменения (выделение пузырьков газа). Сделаем вывод о наличии или отсутствии каталитической активности у данных веществ. В растительных и животных клетках содержатся ферменты (например, каталаза), которые ускоряют разложение пероксида водорода. Если же мы подвергнем растительные и животные ткани нагреванию, то белки, входящие в состав данных ферментов, подвергаются денатурации, и фермент перестает выполнять свои функции. 13 Опыт 2. Горение сахара. Возьмем щипцами кусочек сахара- рафинада и попытаемся его поджечь (Осторожно!). Скорее всего у нас не получится поджечь его. Сахар начинает плавиться, чернеть, но никак не загорается. Как же поступить в этом случае? Оказывается, что данную реакцию можно ускорить, добавляя катализатор. Посыпем сахар пеплом от папиросы и снова попытаемся поджечь. Сахар загорается ярко-синим пламенем и быстро сгорает. Данное явление произошло в связи с каталитической активностью содержащихся в сигаретном пепле соединений лития. Каt.t С12 Н 22О11 12О2 12СО2 11Н 2О Нам не удалось без помощи катализатора поджечь кусочек сахара. Если взять для этих целей муку, то нас так же постигнет неудача. Но вот парадокс, на заводах по производству сахара и муки наблюдаются взрывы (реакция горения, протекающая с большой скоростью) этих веществ, даже без участия катализатора. В чем же здесь дело? Взрывы происходят в тех случаях, когда эти вещества, в виде пыли, находятся в воздухе. Это создает большую площадь соприкосновения реагирующих веществ (сахарная пыль и кислород воздуха), а как известно от этого зависит скорость химической реакции. Поэтому сотрудникам данных предприятий надо очень хорошо знать химию и применять методы, способствующие устранению причин этого явления. 14 Рассмотрим содержание и структуру урока по теме «Химическое равновесие» Урок проводим в форме практикума по решению задач на тему «Расчет количественного состава равновесных смесей». Продолжительность урока - два учебных часа Цель урока: совершенствовать умения определять количественный состав равновесных смесей. Межпредметные связи: с курсами математики (составление и решение алгебраических уравнений и систем уравнений) и физики (применение взаимосвязи физических величин для расчета количественного состава равновесных смесей). Девиз: «поверив алгебру гармонией» ХОД УРОКА I. Мобилизующее начало урока. Постановка познавательных задач. Беседа по вопросам: 1. Приведите примеры смесей, сравните смеси с чистыми веществами (на конкретных примерах: воздух, вода, духи и др.) 2. Какими способами можно выразить количественный состав смесей? Ответ на этот вопрос предполагает рассмотрение следующих способов выражения количественного состава смесей: 1) в единицах массы (кг, г, мг) и в процентах по массе (массовых долях компонентов в смеси): m(X) (Х) m(смеси) 2) в единицах объема (м, л, мл) и в процентах по объему (объемных долях компонентов в смеси): V (X) (Х) V (смеси) 15 3) в единицах количества вещества (кмоль, моль, ммоль) и в мольных (молярных) долях (X) (X) , а для газов при н.у. – (смеси) V (X) Vm * (X) (Х) (Х) (Х) V (смеси) Vm * (смеси) (смеси) 3. Что такое химическое равновесие? Какие факторы влияют на его смещение? Ответ иллюстрируйте примерами. II. Самостоятельная работа учащихся. 1. Предлагаем вспомнить обобщенный алгоритм для решения задач на смеси 1) внимательно изучите условие задачи, преобразуйте данные в условии задачи, все возможные величины выразите в единицах количества вещества 2) напишите уравнения всех упомянутых в условии задачи реакций 3) данные и искомые величины из условия задачи запишите над формулами веществ в уравнениях реакций 4) под формулами этих веществ в уравнениях реакций запишите: а) количество вещества б) если нужно, молярную массу или молярный объем газа (при н.у.) 5) сделайте стехиометрические расчеты по уравнениям реакций 6) если расчеты сделать нельзя, то введите обозначения неизвестных величин 7) составьте алгебраические уравнения или систему уравнений и решите их 8) сделайте все необходимые расчеты 2. Письменная работа по вариантам: Вариант I ЗАДАЧА: исходные концентрации азота и водорода в реакционной смеси для получения аммиака составили 4 и 10 моль/л соответственно. При наступлении 16 равновесия прореагировало 50% азота. Вычислите равновесные концентрации азота, водорода и аммиака. Решение: Прореагировало ДАНО: C(N2) = 4 моль/л *0,5 = 2 моль/л Сисх (N2) = 4 моль/л Сисх (Н2) = 10 моль/л Прореагировало 50% (N 2) Cp.(N2)-? Ср. (Н2) - ? Cp.(NH3)-? Ср. (NH3) = 4 моль/л Ср. (N2) = 4 моль/л - 2 моль/л = 2 моль/л Ср. (Н2) = 10 моль/л - 6 моль/л = 4 моль/л Ответ: 2 моль/л, 4 моль/л, 4 моль/л 17 Вариант II ЗАДАЧА: равновесные концентрации азота, водорода и аммиака в реакции синтеза аммиака имели следующие значения: 0,5 моль/л, 1,5 моль/л и 1 моль/л соответственно. Рассчитайте исходные концентрации азота и водорода ДАНО: Решение: 0,5 моль 1,5 моль p, t, kat 1 моль Ср. (N2) = 0,5 моль/л Ср. (Н2) =1,5 моль/л N2 +3H2 2NH3 Ср.(NH3) = 1 моль/л 2 моль 1 МОЛЬ 3 МОЛЬ Сисх (N2) =? Сисх (Н2) = ? Ср. (N2) = 0,5 моль/л + 0,5 моль/л = 1 моль/л Ср. (Н2) =1 ,5 моль/л +1,5 моль/л = 3 моль/л Ответ: 1 моль/л, 3 моль/л III. Упражнения в применении знаний Решение задач. ЗАДАЧА 1: Оксид углерода (II) смешали с водородом в молярном отношении 1:4 при давлении 10 МПа и температуре 327°С в замкнутом реакторе, предназначенном для синтеза метанола. После окончания процесса давление газов в реакторе при неизменной температуре уменьшилось на 10%. Определите объемную долю паров метанола в реакционной смеси и процент превращения оксида углерода (II) в метанол. Решение: ДАНО: ИСХОДНАЯ СМЕСЬ: ν (СО) = 1 моль/л 1 моль 4 моль v (Н2) = 4 моль/л СО Н2 ν (смеси) = 5 моль (СН3ОН) = ? η(СО) = ? 18 ХИМИЧЕСКАЯ РЕАКЦИЯ: РАВНОВЕСНАЯ СМЕСЬ: X МОЛЬ (1-х) моль (4-2х) моль СО Н2 СН3ОН Давление в сосуде при постоянной температуре прямо пропорционально общему количеству вещества газов, так как процесс идет в замкнутом реакторе. ν (смеси) = 5 моль - 0,5 моль = 4,5 моль 1-х+4-2х+х=4,5 2х=0,5 х=0,25 (СН3ОН) = 0,25 моль / 4,5 моль 0,0556 или 5,56% η(СО) = 0,25 моль /1 моль = 0,25 или 25% Ответ: 5,56% и 25% 19 ЗАДАЧА 2: плотность по озону газовой смеси, состоящей из паров бензола и водорода, до пропускания через контактный аппарат для синтеза циклогексана была 0,2; а после стала равна 0,25. Определите объемную долю паров циклогексана в реакционной смеси и процент превращения бензола в циклогексан. Решение: ДАНО: ИСХОДНАЯ СМЕСЬ: До реакции: 1 моль 0,9 моль Д (О3) = 0,2 С6Н6 Н2 После реакции Д (О3)=0,25 М (смеси) = 0,2*48 г/моль = 9,6 г/моль Пусть ν(смеси) = 1 моль, =» (С6Н6) = ? ν (С6Н6) = х моль, v (H2) = (1-х) моль η (С6Н6) = ? 78х + 2(1-х) = 9,6 78х+2-2х = 9,6 76х = 7,6 х = 0,1 ХИМИЧЕСКАЯ РЕАКЦИЯ: 0,0667 моль 0, 0667 моль х моль Зх моль х моль p ,t , kat С6Н6 + 3Н2 С6Н12 1 моль 3 моль 1 моль 78г/моль 2г/моль 84 г/моль 20 РАВНОВЕСНАЯ СМЕСЬ: (0,1-х) моль (0,9-Зх) моль х моль С6Н6 Н2 С6Н12 М(смеси) = 0,25*48 г/моль = 12 г/моль Пусть ν (С6Н12) = х моль, тогда ν (С6Н6) = (0,1-х) моль, a ν (H2) = (0,9-Зх) моль ν (смеси) = 0,1 - х + 0,9 - Зх + х = (1 - Зх) моль 84х + 78(0,1 - х) + 2 (0,9 - Зх) - 12 (1 - Зх) 84х + 7,8 - 78х + 1,8 - 6х = 12 – З6х З6х = 2,4 х = 0,0667 ν (смеси) = 1 - 3*0,0667 = 1 - 0,2001 = 0,7999 (моль) (С6Н12) = 0,0667 моль / 0,7999 моль = 0,0834 или 8,34% η (С6Н6) = 0,0667 моль / 0,1 моль = 0,667 или 66,7% Ответ: 8,34% и 66,7% ЗАДАЧА 3: Смесь уксусного альдегида и водорода с относительной плотностью по воздуху 0,475 пропустили над нагретым никелевым катализатором. Реакция прошла с выходом 47,5%. Вычислите плотность по водороду газовой смеси на выходе из реактора. ДАНО: Решение: Д возд(смеси) = 0,475 ИСХОДНАЯ СМЕСЬ: 0,2804 моль 0,7196 моль η (СН3СН2ОН) = 47,5% Д Н2 (смеси2) = ? 21 М (смеси) = 0,475*29 г/моль = 13,775 г/моль Пусть ν (смеси) = 1 моль, => ν (СНзСОН) = х моль, v (Н2) = (1-х) моль 44х + 2(1-х) = 13,775 44х+2-2х= 13,775 42х= 11,775 х = 0,2804 1 моль 1 моль 1 моль ν(Н2) = 0,7196 моль - 0,1332 моль = 0,5864 моль ν(смеси) = 0,1332 моль + 0,1472 моль + 0,5864 моль = 0,8668 моль М (смеси) = (0,1332 моль * 46 г/моль + 0,1472 моль * 44 г/моль + 0,5864 молъ * 2 г/моль) 0,8668 M(смеси) = 15,9 г/моль 22 Д н (смеси) = 15,9 г/моль 2 = 7,95 2 2г/моль Ответ: 7,95 IV. Подведение итогов урока. Задание на дом. 1) составьте и решите задачу на вычисление количественного состава равновесной смеси 2) решите задачу: плотность по пропану газовой смеси, состоящей из этилена и паров воды до пропускания через контактный аппарат для синтеза этанола была равна 0,5; а после пропускания стала равна 0,6. Определите объемную долю паров этанола в реакционной смеси и процент превращения этилена в этанол. (Ответ: φ(C2H5OH) = 20%; η(С2Н4) = 41,7%) 23 ЛИТЕРАТУРА К УРОКУ: 1. Аликберова Л. , Занимательная химия: книга для учащихся, учителей и родителей. – М.: АСТ.-Пресс, 1999.-560.:ил.-(«Занимательная химия»). 2. Глинка Н.Е. Общая химия: Учебное пособие для вузов/Под ред. А.И. Ермакова. – изд. 30-е исправленное – М.: Интеграл-Пресс, 2004. – 728 с. 3. Грандберг И.И. Органическая химия: Учеб. для студ. Вузов, обучающихся по агроном. спец. – 5-е изд., стереотип. – М.: Дрофа, 2002. – 672с. 4. Загорский В.В. «Трудные задачи» по химии на базе школьной программы: принципы составления, техника решения, результаты выполнения // Химия: методика преподавания. - 2003. - №7. - с.36-47. 5. Задачи международных химических олимпиад 2001-2003: Учебное пособие / Под общ. ред. Еремина В.В. - М.: Экзамен, 2004. - 416 с. 6. Злотников Э.Г. Урок окончен – занятия продолжаются: внекласс. работа по химии/Э.Г.Злотников, Л.В. Махова, Т.А. Веселова и др. – М.: Просвещенеие, 1992. – 160с.:ил – (Библиотека учителя химии). 7. Кузнецова Н.Е., Герус С.А. Формирование обобщенных умений на основе алгоритмизации и компьютеризации обучения // Химия в школе. - 2002. - 5. - с. 16-20. 8. Карапетьянц М.Х. Введение в теорию химических процессов. Учебное пособие для вузов. - М.: Высш. школа, 1975. - 320 с. 9. Кузьменко Н.Е., Еремин В.В. Задачник по химии. Для школьников и абитуриентов. - М.: Экзамен, 1999.-512 с. 10. Кузьменко Н.Е., Еремин В.В. 2500 задач по химии с решениями для поступающих в вузы: учебное пособие. - М.: Экзамен, 2005. - 640 с. 11. Кузьменко Н.Е., Еремин В.В., Чуранов С.С. Сборник конкурсных задач по химии для школьников и абитуриентов. -М.: Экзамен, 2001. - 576 с. 12.Комов В.П. Биохимия: учеб. для вузов / В.П. Комов, В.Н. Шведова. – М.: Дрофа, 2004. – 638, с.:ил. – (Высшее образование: Современный учебник). 23 24 13. Сорокин В.В., Свитанько И.В., Сычев Ю.Н., Чуранов С.С. Современная химия в задачах международных олимпиад. - М: Химия, 1993. - 288 с. 14. Соросовская олимпиада школьников. Задачи и решения. - М: МЦНМО, 1995. - 416 с. 15. Чуранов С.С. Химические олимпиады в школе: пособие для учителей. - М: Просвещение, 1982. - 191 с. 16. Шелинский Г.И. Основы теории химических процессов: пособие для учителя. - М.: Просвещение, 1989. - 192 с. 24
