proektfestx

Проектная работа по химии.
Исследование способов оценки самопроизвольности
химической реакции между веществами.
Выполнил ученик 9 класса МБОУ СОШ № 6 г. Мытищи Флеров Павел
Научный руководитель учитель химии Елизарова О.В.
2015 г.
Оглавление.
Введение
3
Оценка возможности реакции с позиции термодинамики
4
Исследование критериев, ограничивающих применение
термодинамических расчетов.
5
Другие способы оценки самопроизвольности химической
реакции между веществами.
9
Выводы
11
Список литературы
12
Приложение
13
Введение.
Теоретическую возможность химической реакции между веществами
оценивают с помощью термодинамических функций. Однако, применение
термодинамических расчетов имеет некоторые ограничения.
Цель настоящего исследования создать единую картину способов
оценки самопроизвольности химической реакции между веществами.
Задачи исследования
1. Изучить термодинамические функции, применяемые для
теоретической оценки возможности химической реакции, по литературным
данным.
2.Выявить критерии, ограничивающие применение термодинамических
расчетов.
3.Исследовать альтернативные способы оценки возможности реакции
между веществами.
Оценка возможности реакции с позиции термодинамики.
Условия
самопроизвольности
протекания
химической
реакции
изучаются химической термодинамикой.
Совокупность взаимодействующих веществ, мысленно или фактически
обособленная от окружающей среды (пробирка, автоклав),
представляет
собой систему.
Свойства системы можно выразить с помощью таких функций, как
внутренняя энергия U, изменение энтальпии H, энтропии S,
изменение
энергии Гиббса G. (1)
Изменение энтальпии ΔH – это тепловой эффект реакции, взятый с
противоположным знаком, из расчета на 1 моль вещества.
Изменение энтропии ΔS – это изменение степени упорядоченности
системы.
Энтропия
системы
тем
выше,
чем
больше
степень
неупорядоченности (беспорядка) системы.
Изменение энергии Гиббса – это ΔG = ΔH – T • ΔS, где Т – температура
по Кельвину.
При
постоянных
во
времени
термодинамических
параметрах
(температуре, давлении, концентрации, плотности, объеме, массе) система
стремится к состоянию равновесия. При этом энергия Гиббса должна
уменьшаться, т.е. изменение энергии Гиббса должно быть меньше нуля.
ΔGреакции= ΔGпродуктов- ΔGреагентов<0 (1)
Это достигается за счет уменьшения энтальпии системы или за счет
повышения энтропии системы. Если ΔGреакции>0, но ΔS этой реакции >0, то
иногда нужно повысить температуру, чтобы эта реакция стала возможной с
позиции термодинамики.
Исследование критериев, ограничивающих применение
термодинамических расчетов.
Согласно второму закону термодинамики свойства системы в
состоянии равновесия не зависят от способа (пути) его достижения.
Это значит, что если по расчетам реакция невозможна даже при
высокой температуре, то из исходных веществ иногда можно получить
нужный продукт через несколько промежуточных стадий с некоторыми
затратами энергии.
Мы провели термодинамические расчёты самопроизвольности реакции
между СО2 и Н2. Следует отметить, что расчеты с учетом коэффициентов
содержат допущение, что термодинамические функции при изменении
концентрации меняются незначительно.
Справочные величины термодинамических функций веществ взяли из
(2),(5).
Реакция между СО2 и Н2 выбрана нами потому, что по литературным
данным может протекать, по крайней мере, в двух направлениях (3),(4):
1) СО2 + 4Н2 -> СН4 +2 Н2О
2) СО2 + 2Н2 -> НСОН + Н2О (газ)
ΔG первой реакции равно -50,79-2х237,24+394,38=-130,89 кДж/моль
ΔG <0, следовательно, эта реакция должна протекать при 25 град.
Цельсия.
ΔG второй реакции равно -110,0-228,61+394,38=55,77 кДж/моль
ΔG >0, следовательно, эта реакция не протекает при 25 град. Цельсия.
ΔS этой реакции 218,66+70,08-3213,68-2х130,52= -185,98 Дж/моль К
Исходя из термодинамических расчетов, вторая реакция не должна
протекать ни при каких условиях. Что же происходит при пропускании
электрического разряда через смесь СО2 и Н2?
Возможно реакция СН4 + СО2-> 2 НСОН ?
Проведем расчеты.
ΔG=-2х110,0+50,79+394,38=225,17 кДж
ΔH=-2х115,9+74,85+393,51=236,56 кДж
ΔS=2х218,66-186,19-213,68=37,45 Дж
Т>236,56/0,03745=634 К или 634-273=361 град. Цельсия.
Действительно, расчёты показывают, что предполагаемая реакция
возможна при 361 град. Цельсия.
Таким образом, необходимо учитывать изменение энергии Гиббса не
только нужной реакции, но также реакции по другим направлениям между
исходными и промежуточными веществами. А эти направления не всегда
можно определить.
Даже если реакция по термодинамическим расчетам возможна,
существует вероятность, что она может остановиться на промежуточной
стадии.
Еще один момент: уравнение Гиббса не несёт информации о скорости
реакции. Скорость реакции, в свою очередь, зависит от концентрации
реагентов, от температуры, от катализатора.
Отсюда,
второе
ограничение
использования
термодинамических
расчетов для оценки самопроизвольности химической реакции. Даже
оправданная с позиции термодинамики реакция при очень низкой скорости
не дает ожидаемых результатов.
В экспериментальной части мы исследовали влияние температуры на
скорость реакции серы с кислородом.
ΔG для этой реакции равно -300,2 кДж/моль (5), следовательно, эта
реакция должна происходить уже при стандартных условиях. Скорость этой
реакции не зависит от концентрации серы и определяется только
концентрацией кислорода. Для опыта использовали кислород воздуха.
Проведение эксперимента.
Цель: изучить влияние температуры на скорость образования диоксида
серы.
Оборудование и реактивы: песчаная баня, термостойкий стакан
с
серой, плитка, термометр, полоски бумаги, пропитанные раствором йода.
Технические характеристики используемых и получаемых веществ:
Сера- твердое вещество желтого цвета, практически не растворимое в
воде, горючее, температура воспламенения на воздухе 250-260 град. Цельсия
(6).
Диоксид серы- ядовитый газ, при растворении в воде образует
нестойкую сернистую кислоту.
Ход опыта: поместили стакан с серой на баню. Опустили термометр к
поверхности серы. На стакан положили полоску бумаги, пропитанную
раствором йода. Образующийся сернистый газ разрушает синее комплексное
соединение йода с крахмалом. По времени, затраченному на разрушение
комплексного соединения йода с крахмалом, косвенно судили о скорости
реакции
серы
с
кислородом
воздуха
при
определенном
значении
температуры. Измерения проводили через каждые 10 минут в интервале
температур от 30 до 120 градусов Цельсия. При температуре 58 градусов
Цельсия произошло плавление серы, при температуре 120 градусов Цельсия
наблюдали сильное дымление и запах.
Если
построить
зависимость
величины
комплекса) от температуры то получится кривая.
(1/время
разрушения
Чем выше температура, тем быстрее растет скорость реакции серы с
кислородом.
Другие способы оценки самопроизвольности химической реакции между
веществами.
Для оценки самопроизвольности реакций обмена используют
произведение растворимости. Реакция возможна в том случае, если
с(Kt)•с(An)>Пр, где Пр-произведение растворимости, с-концентрации
ионов в степенях стехиометрических коэффициентов.
Реакции обмена происходят с большой скоростью, поэтому вычисления
этого неравенства достаточно для оценки самопроизвольности реакции
между веществами.
Для оценки самопроизвольности окислительно-восстановительных
реакций используют разность потенциалов - эдс.
эдс=Е(катода)-Е(анода)
Реакция возможна, если эдс больше нуля.
Потенциалы электродов рассчитываются в зависимости от температуры
и концентрации с помощью уравнения Нернста (1).
Изменение энергии Гиббса связано с эдс уравнением
ΔG=-zFэдс, где F=9,648•10000 Кл/моль (постоянная Фарадея), z-число
моль переносимых электронов.
Рассчитаем ΔG для реакции серы с кислородом через эдс при 25
градусах Цельсия.
эдс=1,23-0,45=0,78 В(7)
ΔG=-4•9,648•10000•0,78=-301017,6 Кл•В=-301 кДж/моль
ΔG <0, следовательно, эта реакция должна протекать при 25 град.
Цельсия, но, как мы выяснили, ее скорость при этой температуре очень мала.
Следовательно, эдс, как и уравнение Гиббса не позволяет оценить
практическую осуществимость реакции.
Выводы.
1. Из литературных источников выявлено два основных
термодинамических фактора, влияющих на направление реакций: энтальпия
и энтропия.
2. Для оценки возможности протекания нужной реакции необходимо
рассчитывать изменение энергии Гиббса всех возможных взаимодействий
между реагентами и промежуточными продуктами.
3. Не всегда термодинамически оправданная реакция происходит со
значимой скоростью.
4. Для оценки реакций обмена используют произведение
растворимости.
Список литературы.
1 Фримантл М., Химия в действии. В 2-х ч. Ч. 1: Пер с англ. – М: Мир,
1991. – 528 с.
2 Рабинович В.А, Хавин З.Я, Краткий химический справочник – Л:
Химия 1977. - 376 с.
3 Фримантл М., Химия в действии. В 2-х ч. Ч. 2: Пер с англ. – М: Мир,
1991. – 622 с.
4 Буцкус П.Ф., Книга для чтения по органической химии: Пособие для
учащихся 10 кл / состП.Ф.Буцкус - 2-е изд., перераб. – М: Просвещение,
1985- 256 с.
5 www.xumuk.ru/spravochnik/1783.html
6 chemister.ru
7 www.alhimik.ru/teleclass