Пәннің ОҚУ-Әдістемелік кешені «химия есептерін шығару әдістемесі»
Бақылау сұрақтарының тапсырмалары
жүктеу/скачать 4,82 Mb.
|
кешені «химия есептерін шы ару дістемесі
- Бұл бет үшін навигация:
- Зертханалық-практикалықсабақ(3сағ)
| Бақылау сұрақтарының тапсырмалары
Массасы 5 г темір сульфидін (II) жакканда алын-ған газды оттегінің артык мөлшерімен косып, контакт аппаратында кыздырылған катализатордан өткізгенде өнімнің шығымы 80% болады. Алынған енімді 300 мл 18%-дық (р=1,4 г/мл) күкірт кышкылында ерітті. Алынған ерітіндіге 150 г барий хлоридінің артык мөлшерін косып, түзілген түнбаны сүзіп алып кептірген, оның массасы кандай? Массасы 42,8 г күрамында 18,4% коспасы бар кальций карбидінен канша ацетилен алуға болады, егер оның шығымы 40% болса?(Жауабы: 0,054 г) Массасы 100 т техникалық кяльций карбидінің күрамында 4% қоспасы болса, осы кальций карбидінен неше тонна концентрлі сірке кышқылын алуга болады?(Жауабы: 39 т) Массасы 1 кг 28% коспасы бар кальций карбидіиен канша нитробензол алуға болады, егер шығы-мы 55%і болса?(Жауабы: 761 г) Қүрамында 10% коспасы бар 200 г ацетиленнен шыгымы 60% болғанда массалық үлесі 50% (р=1,02 г/мл) кашпп көлем анилин түзіледі?(Жауабы: 439,6 мл) Массасы 400 г 15% коспасы бар этаннан шығы-мі,і 70% болғанда ңанша альдегид алуға болады?(Жауабы: 349,07 г) Тығыздығы 0,79 г/мл көлемі 126,6 мл этанол-даи неше грамм әтилацетат алуға болады, егер шығымы 75% болса?(Жауабы: 123,9 г) Массасы 0,08 кг таза пропаннан шығымы 65% болса қанша альдегид алуға болады?(Жауабы: 68 г) №17,18,19 Зертханалық-практикалықсабақ(3сағ) ХИМИЯЛЫҚ ТЕРМОДИНАМИКА МЕН ХИМИЯЛЫҚ КИНЕТИКА Мақсаты : Жоспары:Термохимиялық теңдеулер бойынша есептеулер Химиялық термодинамика бойынша есептеулер Химиялық реакциялардың жылдамдығы Химиялық тепе-теңдік . Ле-Шателье принципі «Химиялық үрдістердің термохимиясы» тарауын оқытуда ең алдымен термохимиялық үрдістер туралы жалпы мағлұмат берілді. Химиялық үрдістердің жүру табиғатын, динамикасын зерттеу белгілі бір қасиетті заттарды синтездеудің ықтималды жолын көрсетеді. Бұл жәйт химия ғылымының теориялық толығуымен қатар оны практикалық жағынан да байытады. Сондықтан, бұл тарауда химиялық реакцияның термохимиясы, термодинамикасы қарастырылды. Химиялық үрдістердің заңдылықтарын қарастырмастан бұрын «жүйе» деген түсінікке анықтама берілді. Жүйе деп – қоршаған ортада бөлініп қарастырылатын заттар жиынтығы. Жүйедегі заттардың қоршаған ортамен заттары және энергия алмасуына байланысты – ашық, жабық және изоляцияланған жүйе деп бөлінеді. Ашық жүйе болса, ол қоршаған ортамен заттардың және энергияның алмасуы болады, ал заттары алмаспай, энергия алмасуы мүмкін жүйе – жабық жүйе деп аталады. Изоляцияланған жүйеде ешқандай алмасу болмауы тиіс, бірақ мұндай жүйенің болу ықтималдығы нольге тең. Жүйедегі заттардың агрегаттық күйлеріне байланысты : гомогенді (бір текті), гетерогенді (әр текті) деп бөлінеді. Термохимия негіздері. Бұл тақырыпты оқытуда термохимия ұғымына анықтама беріледі және бұл ұғым терең қарастырылады. Химиялық реакцияға сай энергияның өзгерулерінің практикалық, теориялық үлкен маңызы бар. Химиялық реакцияның жылу энергиясын білу нәтижесінде қажетті реагенттерді таңдап алып, жылу балансын есептеуге мүмкіндік туады. Химиялық реакцияның жылу эффектісі деп оның тұрақты қысымда, не тұрақты көлемде өткендегі бөліп шығаратын немесе өзіне сіңіретін энергиясын, мөлшерін айтады. Химиялық реакциялардың жылу эффектісін білу реакцияны өндірістік масштабта жүргізуге қажетті аппараттардың жұмыс режимін жобалау үшін аса қажет. Химиялық реакцияның энергетикалық эффектісін және сол эффектің әрекеттесетін заттардың құрамы мен құрылысына, процестің өту жағдайына тәуелділігін зерттейтін сала термохимия деп аталатындығын оқушыларға түсіндірілді. Егер реакция нәтижесінде жылу бөлінсе, оны экзотермиялық, ал сіңірілсе – эндотермиялық реакция деп, ал жылу эффектілері көрсетілген реакция теңдеулерін термохимиялық реакция теңдеулері деп аталады. Оларды өзара мысалдармен реакция теңдеулері арқылы түсіндірілді. С(к) + О2(г) = СО2(г) + 393,5 кДж Экзотермиялық реакция 2Н2(г) + О2(г) = 2Н2О(г) + 483,6 кДж С аСО3(кр) = СаО(кр) + СО2(г) – 178 кДж Эндотермиялық реакция Са(ОН)2(кр) = СаО(кр) + Н2О(г) – 109,3 кДж Термохимияның екі заңы бар, олардың екеуі де энергия сақталу заңынан шыққан: Лавуазе мен Лаплас заңы: «Элементтер қосылып бір зат түзгенде бөлініп шығатын энергия мөлшері сол зат элементтерге қайта айырылу үшін қажетті энергия мөлшеріне тең». Мысалы: ½ Н2 + ½ F2 = HF + 269 кДж HF = ½ Н2 + ½ F2 – 269 кДж Гесс заңы: «Химиялық процесс тікелей жүрсін немесе бірнеше сатыда өтсін, оған керекті жылу әрқашанда бір мөлшерде болады». Мысалы: 2P + 5Cl2 = 2PCl5 + 2*444,7 кДж 2 P + 3Cl2 = 2PCl3 + 2*322,2 кДж 2PCl3 + Cl2 = 2PCl5 + 2*125,5 кДж 2*447,7 кДж Қай жолмен болсада (тікелей немесе сатылану жолдары) бес хлорлы фосфор түзілгенде бөлініп шығатын жылу мөлшері 447,7 кДж. Химиялық термодинамика заңдары. Сурет 1. Лавуазе мен Лаплас және Г.И.Гесс заңдарының графикалық бейнесі. aA + bB = dD + Qp Qp ≠ Q(D) түзілу a/d A + b/d B = D + Qp Qp = Q(D) түзілу Лавуазье-Лаплас заңы: |Qтүзілу| = |Qайырылу| D = a/d A + b/d B - Qp Qp = Q(D) айырылу Термодинамика термохимия сияқты жүйедегі жүретін үрдістердің бастапқы және соңғы күйін қарастырғанымен оның соңғы күйге жету жолын ескермейді. Жүйенің күйі оның интенсивті және экстенсивті және қасиеттерімен анықталады. Интенсивті қасиеттеріне қысым, температура, концентрация жатады, бұлармен жүйенің әрбір нүктесі сипатталады. Ал, экстенсивтіге – зат мөлшері мен массасына байланысты қасиеттері жатады. Осы екі қасиетке де физикалық шама уақыт кірмейді, оның себебі термодинамика тепе-теңдікте тұрған жүйені зерттейді. Жүйенің күйін былай өрнектеуге болады: f(P, V, T) = 0 (1) Бұл үш шама арасындағы байланыс идеалды газдар үшін Клапейрон-Менделеев теңдеуімен өрнектеледі: PV = m/M *RT; (2) T = 273 + t; R = 8,3144 Дж/к*моль Көпшілік жүйелер үшін жүйенің күйін көрсететін теңдеулер белгісіз. Сондықтан, термодинамика жүйенің күйін сипаттау үшін бес түрлі функция пайдаланылады: E, U, H, S, G. E – жүйенің толық энергиясы. Тоық энергия қозғалыстағы жүйенің үш түрлі энергиясымен анықталатындығын формуласын көрсету арқылы түсіндірілді. Е = Екин + Епот + U (3) Мұндағы, Екин - кинетикалық энергия Епот – потенциялдық энергия U – жүйенің ішкі энергиясы Жүйенің ішкі энергиясы (U) деп жүйені құрайтын материалдық дүниелердің кинетикалық және потенциалдық энергиясынан басқа энергия түрлерінің (молекула және молекула ішілік байланыс энергиясы, атомның құрамдас бөліктерініңбайланыс энергиясы) қосындысымен анықталатын шаманы айтады. Бұл шаманың сандық мәнін нақты анықтауға мүмкін де емес және термодинамика үшін тек оның өзгерісін білген жеткілікті. Термодинамиканың бірінші заңы бойынша жүйенің ішкі энергиясының қоры сыртқы ортамен энергия алмасу болмағанда тұрақты болады. Жүйеге сырттан берілетін энергия оның ішкі энергиясын өзгертеді және сыртқы күштерге қарсы әсер ететін жұмысқа айналады: Q = ∆ U + A (4) Бұл формула термодинамиканың бірінші заңының және энергия сақталу заңының математикалық өрнегі болып есептелінеді. Тұрақты қысымда өтетін, әрі жұмыс газының көлем ұлғаюына тең болып жүретін изобаралық процестерді сипаттайтын жаңа шама энтальпия енгізілді. ∆H = ∆U + p* ∆ V (5) Жүйенің ішкі энергиясымен оның құрамындағы бөлшектердің атқаратын жұмысы біріккен күйдегі жалпы энергиясы энтальпия деп аталады. Химиялық реакцияның жылу эффектісі энтальпияның өзгерісіне тең. Qp = H2 – H1; Q = ∆H; (6) Изоляцияланған жүйеде энтрапияның арту бағытында үрдіс өздігінен жүреді, бұл термодинамиканың ІІ-заңы болып есептелінеді. Ендігі функция Гиббс энергиясын (G) енгіземіз, ол тұрақты қысымда жүйенің тұрақтылығының өлшемі болып есептеледі, осы функцияның өзгерісі реакцияның жүруіне әсер ететін фактор (энтальриялық және энтропиялық) басын біріктіреді және жүйеде жүретін үрдіс бағытын анықтауға мүмкіндік береді. ∆G = ∆H - T∆S (7) Гесс заңы бойынша тек химиялық реакция жылу эффектісін емес жылу өзгере жүретін процестердің еру, кристалдану, булану фазалық өзгерістерін жылу эффектілерінде анықтауға болады. Гесс заңының маңызды 2 салдары бар: Химиялық реакцияның жылу эффектісі реакция өнімдерінің түзілу жылуларының қосындысынан бастапқы реагенттердің түзілу жылуларының қосындысын алып тастағанғандағы айырмаға тең. Реакцияның жылу эффектісін табу үшін реагенттер мен өнімдердің жану жылуларының айырымын пайдаланады. Газдардың ретсіз жағдайға тырысып араласудың негізі болып табиғаты байқалады. Осы ретсіз жағдайды бағалау үшін энтропия деп аталатын функция есептеледі. (∆S) Жүйенің ретсіздігі неғұрлым көп болса, соғұрлым энтропия жоғары болады. Энтропия бөлшектердің қозғалысын анықтайды. Ол ретсіздік өлшеуі. Өлшем бірлігі кДж/моль*К. Бұл өлшем бірлікті энтропиялық бірлік дейді. Жүйенің күйін сипаттайтын функцияларды стандартты жағдайда (p=101,3кПа, Т=298К) өлшесе, формула былай жазылады: ∆G0 = ∆H0 +T∆S0 (8) Реакцияның жүруі жағдайына энтальпиялық және энтропиялық фактор әсер етеді, ол төмендегі кестеде көрсетілген: Кесте 5 - Реакциялардың жүру бағытын анықтау.
Химиялық реакцияның жылдамдығы көлем өзгермеген жағдайда ракцияға қатысатын не одан шыққан өнімнің бірінің концентрациясының белгілі бір уақыт бірлігінде өзгеруімен өлшенеді. Реакциялар гомогенді және гетерогенді болуы мүмкін. Егер реакция біртекті фазада жүрсе, оларды гомогенді, ал әр түрлі ортада жүрсе гетерогенді реакциялар деп атайды. Олардың реакция жылдамдығы келесі формулалармен анықталады. Химиялық реакцияның жылдамдығы деп уақыт бірлігінде жүйедегі зат концентрациясының өзгерісін айтады. Реакцияның жылдамдығына әсер ететін факторлар. 1.Концентрацияның әсері. Химиялық реакция тездеу үшін, әрекеттесуші заттардың молекулалары жиі кездесіп, түйісуі керек. Ол үшін әрекеттесуші молекулалар санын немесе концентрацияларын көбейту қажет. Норвегия ғалымдары Гульдберг және Вааге химиялық реакциялардың жылдамдығына заттар концентрацияларының әсерін зерттей отырып, әрекеттесуші массалар заңын ашты: «Химиялық реакцияның жылдамдығы әрекеттесуші заттар концентрацияларының көбейтіндісіне тура пропорционал». 2.Температураның әсері. Атом – молекулалық ілім тұрғысынан температура артқан сайын молекулардың қозғалыс жылдамдығы артып, олардың бір-бірімен соқтығысу дәрежесі артады, соның нәтижесінде заттардың жылдамдығы артады. Химиялық реакция жылдамдығына температураның әсері Вант-Гофф ережесімен анықталады. 3.Катализатордың әсері. Катализтор деп реакция нәтижесінде жұмсалмайтын, бірақ реакция жылдамдығына әсер ететін затты айтады. Катализаторға төмендегі қасиеттер тән: Реакцияға түсетін заттардың көп мөлшерлерін реакциядан түзілетін заттарға айналдыру үшін, катализатордың азғантай мөлшері керек. Катализаторлар белгілі бір реакцияның немесе белгілі бір реакция топтарының ғана жылдамдықтарын өзгерте алады. Катализаторлар жаңа реакция тудыра алмайды. Олар катализаторлардың қатынасынсыз, өз бетімен жүре алатын реакциялырдаң жылдамдығын ғана өзгертеді. Қайтымды реакцияларды катализатор тура және кері жүретін реакциялардың жылдамдықтарын бірдей өзгертіп, тепе-теңдік жағдайға жетуге көмектеседі . туралы жалпы мағлұмат берілгеннен кейін келесі кесте бойынша оқушыларды білімдерін бір жүйеге келтіру көзделді. К есте 6 - Химиялық реакцияның жылдамдығына әсер ететін факторлар. Әрекеттесуші заттардың табиғатына және реакциялардың жүру жағдайларына қарай оның элементар актісіне әртүрлі бөлшектер: молекулалар, иондар, бос радикалдар, активті кешенді қосылыстар т.т. қатысуы мүмкін. Реакцияның жүру жағдайын термодинамикалық функиялар көмегімен анықтау жолдары келесі кестеде көрсетілген. К есте 7 - Реакцияның жүру жағдайын термодинамикалық функиялар көмегімен анықтау жолдары. Химиялық тепе-теңдік. Химиялық реакциялар қайтымды және қайтымсыз болып бөлінеді. Қайтымды реакциялар екі бағытта жүрсе, қайтымсыз реакия тек бір бағытта жүреді. 1 аА + bB ↔ dD 2 Егер осы екі реакцияның жүру жылдамдықтары теңессе, осындай күйді химиялық тепе-теңдік деп атайды, бұл жағдайда , Vтура = Vкері Vтура = KTCaACbB , Vкері = KkCdD , KTCaACbB = KkCdD , KT / Kk = Kтепе-теңдік , Kтепе-теңдік = CdD /CaACbB Химиялық реакцияның тепе-теңдігіне әсер ететін факторларды Ле-Шателье принципіне сүйене отырып келесі кесте бойынша түсіндірілді. Кесте 9 - Ле – Шателье принципі бойынша химиялық реакцияның тепе-теңдігіне әсер етеуші факторлар.
жүктеу/скачать 4,82 Mb. Достарыңызбен бөлісу:
|