Расчеты в неорганическом синтезе

Дата - Тема Расчеты в неорганическом синтезе Тип занятия Лекция Дидактическая цель Обеспечить в ходе лекции формирование знаний о типах расчетов в неорганическом синтезе Знания Формируемые — типы расчетом в неорг.синтезе Развиваемые — энтальпия, энтропия, энергия Гиббса, массовая доля, объемная доля Умения Формируемые — производить расчеты по конкретным синтезам Развиваемые — производить математические расчеты, составлять уравнения реакций, решать задачи Средства обучения Презентация, учебные пособия Литература 1.   Ахметов Н.С.     Общая и неорганическая химия [Текст]: учеб. для студ. химико-технолог. спец. вузов / Н.С. Ахметов. – 7-е изд., стер. – М.: Высш. шк., 2009. – 681 с.: ил. 2.   Глинка Н.Л.     Общая химия [Текст]: учеб. пособие для студ. вузов нехим. спец. / Н.Л. Глинка ; ред.: В.А. Попков, А.В. Бабков. – 16-е изд., перераб. и доп. – М.: Юрайт: Высшее образование, 2010. – 886 с. – (Основы наук). 3. Глинка Н.Л.     Задачи и упражнения по общей химии [Текст]: учеб. пособие для студ. нехим. спец. вузов / Н.Л. Глинка; Под ред. В.А. Рабиновича, Х.М. Рубиной. – Изд. испр. – М.: Интеграл-Пресс, 2003. – 240 с. 4..Алехина Е.А., Скворцова И.В. Практикум по неорганическому синтезу. [Текст]: Учебное пособие. – Омск: ООО «ИТЦ», 2014. – 48 с. 5.Ключников Н.Г.     Неорганический синтез [Текст]: учеб. пособие для студентов пед. ин-тов по хим. и биол.спец. / Н. Г. Ключников. - 2-е изд., перераб. – М.: Просвещение, 1988. – 240 с.: ил. 6.Леснова Е.В.    Практикум по неорганическому синтезу [Текст]: учеб. пособие для хим. и хим.технол. техникумов / Е. В. Леснова, О. А. Вишнякова. - 3-е изд., перераб. и доп. –М.: Высш. шк., 1986. – 192 с. : ил. Этап лекции Время, мин Содержание этапа Деятельность учителя Деятельность учащихся Организационный момент 1 мин. – «Здравствуйте, ребята! Садитесь! Приветствует студентов Организовывает их, эмоционально подготавливает к уроку. Отмечает отсутствующих. Приветствуют преподавателя настраиваются на предстоящую работу. Мотивация и целеполагание 5 мин. Значение решения задач в курсе неорганического синтеза переоценить трудно. Во-первых, решение задач – это практическое применение теоретического материала, приложение научных знаний на практике. Успешное решение зада является одни из завершающих этапов в познании предмета и требует умения логически рассуждать, планировать, делать краткие записи, производить расчеты. При этом не только закрепляются и развиваются знания и навыки, полученные ранее, но и формируются новые. Во-вторых, решение задач – прекрасный способ осуществления межпредметных связей и связи химической науки с жизнью. Химическая учебная задача- это модель проблемной ситуации, направленная на развитие химического мышления. И сегодня на лекции нам предстоит с вами узнать какие расчёты применимы в неорганическом синтезе. Мотивирует учащихся на работу. Мотивируются на работу. Актуализация 2 мин. Тема нашей сегодняшней лекции касается расчетов в неорганическом синтезе. Сегодня мы с вами вспомним три типа расчетов, с которыми вы уже знакомы из курсов общей химии или физ.химии: расчеты по уравнениям, термохимические расчеты и расчеты массовой доля выхода целевого продукта. Давайте с вами вспомним формулы, которые нам понадобятся для осуществления этих расчётов. Расчеты по уравнению: Кол-во вещества Объем: Массовая доля: Объемная доля: Молярная доля: Термохимические расчеты: Уравнение Гиббса-Гельмгольца ΔG = ΔH – TΔS энтальпия реакции: ΔHр-ции = ΣHºкон – ΣHºисх (кДж/моль) энтропия реакции: ΔSр-ции = ΣSºкон  – ΣSºисх  (Дж/(моль·K)) Расчеты массовой доля выхода целевого продукта: Задает вопрос фронтально, чтобы выяснить что студентам уже известно Отвечают на вопрос, делятся своими идеями, обсуждают между собой и с преподавателем Восприятие и первичное осознание нового материла 45 мин В неорганическом синтезе используются 3 основных типа расчетов: Первый тип расчетов это расчеты по уравнениям, а именно нахождение количества вещества, массы, объема исходных веществ и продуктов реакции. По химическим уравнениям можно рассчитать количество вещества, массу и объем реагирующих веществ и продуктов реакции. Для этого прежде всего необходимо составить уравнение химической реакции и верно расставить коэффициенты. Расчеты по химическим уравнениям удобнее вести с использованием количеств веществ реагирующих и образующихся веществ. Количества вещества соединений, вступающих в химическую реакцию и образующихся в ее результате, пропорциональны друг другу и относятся друг к другу в количественном уравнении. Например, реакции, которая описывается уравнением: 2Fe + 3Cl2 = 2FeCl3, соответствует следующее соотношение между количествами веществ железа, хлора и хлорида железа (III): n(Fe) : n(Cl2) : n(FeCl3) = 2 : 3 : 2. Таким образом, зная количество вещества одного из реагирующих веществ или продуктов реакции, можно найти количества вещества других участников данной реакции, а по количеству вещества других участников реакции, а по количество вещества нетрудно рассчитать их массу или объем. Следует отметить, что объемы вступивших в реакцию газообразных веществ и объемы газообразных продуктов реакции, измеренные при одинаковых условиях, также относятся друг к другу, как коэффициенты перед соответствующими формулами и уравнении химической реакции. Например, в реакции, уравнение которой 3H2 + N2 = 2NH3, Объемы реагирующих азота и водорода и объем образовавшегося аммиака связаны следующим соотношением: V(H2) : V(N2) : V(NH3) = 3 : 1 : 2. Однако эти соотношения выполняются только между веществами, участвующими в одной и той же химической реакции. Если реагент участвует в двух параллельных реакциях, то его количества веществ в этих реакциях никак не связаны друг с другом и могут находиться в любых соотношениях. Давайте рассмотрим данный тип расчетов на конкретном примере. 1. Какой объем кислорода (н.у.) потребуется для сжигания 22,4 г серы? Дано: m(S) = 22,4 г V(O2) -? Решение: 1.Запишем уравнение реакции: S + O2 = SO2. 2. Найдем количество вещества сгоревшей серы: 3. Из уравнения реакции следует, что: , следовательно, n(O2) = n(S) = 0,7 моль. 4. Зная количество вещества кислорода, вычислим его объем: V(O2) = n(О2) ∙ Vm V(O2) = 0,7 моль ∙ 22,4 моль/л = 15,68 л. Ответ: V(O2) = 15,68 л. Массовая, объемная и молярная доля вещества в смеси Массовую долю вещества в смеси или растворе вычисляют как отношение массы вещества, входящего в состав смеси, к массе всей смеси. Массовую долю часто выражают в процентах. Для этого отношение массы вещества к массе смеси умножают на 100%: Объемную долю вещества вычисляют как отношение объема вещества к объему смеси, а молярную долю вещества – как отношение количества вещества одного из компонентов смеси к сумме количеств веществ всех компонентов смеси: Пример расчетой задачи на вычисление массовой, объемной и молярной доли вещества в смеси: 25 г оксида магния смешали с 35 г оксида алюминия. Определите массовую долю оксида магния в данной смеси. Дано: m(MgO) = 25 г m(Al2O3) = 35 г ω(MgO) - ? Решение: 1. Найдем массу смеси: m(смеси) = m(MgO) + m(Al2O3) m(смеси) = 25 г + 35 г = 60 г. 2. Найдем массовую долю оксида магния: Ответ: ω(MgO) = . Вычислите объемную долю азота в смеси газов, содержащей 32 л азота, 48 л углекислого газа, 36 л гелия и 14 л водорода. Дано: V(N2) = 32 л V(CO2) = 48 л V(He) = 36 л V(H2) = 14 л 𝜑(N2) - ? Решение: 1. Найдем объем смеси газов: V(смеси) = V(N2) + V(CO2) + V(He) + V(H2) V(смеси) = 32 л + 48 л + 36 л + 14 л = 130 л. 2. Найдем объемную долю азота в смеси: Ответ: 𝜑(N2) = . Второй тип расчетов –это термохимические расчеты. То что касается вычисления энтальпии, энтропии и энергии Гиббса, о которых мы говорили в самом начале Основной принцип, на котором основываются все термохимические расчёты, установлен в 1840 г. русским химиком Германом Гессом. Этот принцип, известный под названием закон Гесса и являющийся частным случаем закона сохранения энергии, можно сформулировать так: «Тепловой эффект реакции зависит от начального и конечного состояния веществ и не зависит от промежуточных стадий процесса». Тепловой эффект реакции зависит от природы реагирующих веществ, агрегатного состояния, условий протекания реакций. Практическое значение закона Гесса состоит в том, что он позволяет рассчитывать тепловые эффекты химических процессов. В термохимических расчетах обычно используют ряд следствий из закона Гесса: Следствия из закона Гесса: Следствие 1. Стандартная энтальпия химической реакции (тепловой эффект реакции) равен разности стандартных энтальпий (теплот) образования продуктов реакции и исходных реагентов (с учётом стехиометрических коэффициентов). Следствие 2. Стандартная энтальпия химической реакции (тепловой эффект реакции) равна разности стандартных энтальпий (теплот) сгорания исходных реагентов и продуктов реакции (с учётом стехиометрических коэффициентов). Чаще всего синтезы в лабораториях ведут при постоянном давлении и температуре. В этом случае основным критерием является свободная энергия Гиббса (изобарно-изотермический потенциал, ΔG). Уравнение Гиббса-Гельмгольца связывает между собой термодинамические параметры систем и наиболее часто используется для определения направления самопроизвольного протекания химической реакции: ΔG = ΔH – TΔS где G – свободная энергия Гиббса, H – энтальпия, S – энтропия реакции. Для химических реакций, протекающих при постоянных значениях давления и температуры, можно установить следующие критерии: ΔG = 0 – система находится в равновесии, ΔG < 0 – реакция протекает самопроизвольно; ΔG > 0 – реакция может протекать только в обратном направлении. Рассчитайте стандартную энтальпию и стандартную энтропию химической реакции. Определите в каком направлении при 298 °К  (прямом или обратном) будет протекать реакция. Рассчитайте температуру, при которой равновероятны оба направления реакции. Fe2O3 (к) + 3H2 = 2Fe(к) + 3H2O(г) Напоминаю вам, что значения стандартных энтальпий и энергий Гиббса образования некоторых веществ приведены в справочных таблицах (Приложение 1) Решение. 1. Записываем формулу для расчёта энтальпии реакции: ΔHр-ции = ΣHºкон – ΣHºисх (кДж/моль) 2. Используя справочные данные стандартных энтальпий веществ, находим энтальпию данной реакции: ΔHр-ции = 2·ΔHºFe + 3·ΔHºH2O – ΔHºFe2O3 – 3·ΔHºH2 = 2·0 + 3·(–241,82) – (–822,16) – 3·0 = 96,7 (кДж/моль) 3. Записываем формулу для расчёта энтропии реакции: ΔSр-ции = ΣSºкон  – ΣSºисх  (Дж/(моль·K)) 4. Используя справочные данные стандартных энтропий веществ, находим энтропию данной реакции: ΔSр-ции = 2·ΔSºFe + 3·ΔSºH2O – ΔSºFe2O3 – 3·ΔSºH2 = 2·27,15 + 3·188,7 – 89,96 – 3·131 = 137,44 (Дж/(моль·K)) 5. Записываем формулу для расчёта свободной энергии Гиббса: ΔG = ΔH – TΔS 6. Используя найденные значения энтальпии и энтропии данной реакции, находим значение энергии Гиббса реакции: ΔG = 96,7 – 298 ·137,44 /1000 = 55,75 (кДж/моль) 7. При Т = 298°К, ΔG > 0 – реакция не идёт самопроизвольно, т.е. реакция будет протекать в обратном направлении. 8. Чтобы рассчитать температуру, при которой равновероятны оба направления реакции, надо ΔG приравнять к нулю: ΔG = ΔH – TΔS = 0, тогда T = – (ΔG – ΔH)/ΔS = – (0 – 96,7)/0,137 = 705,83 (K) Ответ: При Т = 705,83 К реакция будет идти равновероятно как в прямом так и в обратном направлении. Третий тип- расчеты, связанные с использованием доли выхода продуктов реакции. При проведении расчетов по уравнениям химических реакций полагают, что исходные вещества полностью превращаются в продукты реакции и что количества веществ, образующихся в результате реакции, строго соответствуют количествам вступивших в реакцию веществ в соответствии с законом сохранения массы веществ. Однако на практике масса продуктов реакции (mпракт) почти всегда бывает меньше, чем масса тех же продуктов, рассчитанная теоретически. Это может происходить из-за того, что реагирующие вещества не полностью вступают в реакцию, из-за потерь в ходе проведения реакции, из-за побочных процессов и т. д. Поэтому часто вычисляют долю выхода продукта реакции или просто выход продукта реакции (ƞ). Выход можно рассчитать по формуле: Выход продукта реакции можно рассчитать также, используя объем и количество вещества продукта, реально образовавшегося в химическом процессе и теоретически вычисленного по уравнению реакции: Следует отмечать, что выход продуктов реакции всегда меньше 100%. 100%-ый выход может быть достигнут только в том случае, если реакция протекает идеально в соответствии с описывающим ее уравнением, а такие случаи достаточно редки. В подавляющем большинстве случаев количества веществ, реально образующихся в ходе реакции, оказываются меньше, чем рассчитанные исходя из определенных количеств веществ, взятых в реакцию. Зная массу (количество вещества, объем) исходного вещества и долю выхода продукта реакции можно рассчитать массу (количество вещества, объем) реально образующегося в результате реакции вещества. Для этого вычисляют теоретические значения этих величин, а затем с использованием вышеприведенных формул вычисляют практические значения: Наоборот, по доле выхода продукта реакции и реальному количеству вещества образовавшегося вещества можно рассчитать массу, объем или количество вещества исходного реагента, необходимое для получения такого количества продукта реакции. В этом случае находят теоретическое значение массы, объема или количество вещества: исходя из которых по уравнению реакции вычисляют количества исходных реагентов. Иногда в условии задачи говорится о потерях в ходе реакции, доля которых также выражается в процентах. К потерям относится то количество продукта реакции, которое недополучено по сравнению с теоретически рассчитанным. Следовательно, ƞ(%) = 100% - потери(%). Давайте вместе решим задачу, связанную с расчетом доли выхода продуктов реакции: 1. При сгорании 72 г углерода получено 123,2 л (н.у.) углекислого газа. Найдите долю выхода углекислого газа. Дано: m(С) = 72 г V(СО2) = 123,2 л ƞ(СО2) - ? Решение: 1.Запишем уравнение реакции: С + О2 = СO2. 2. Найдем количество вещества углерода, вступившего в реакцию: 3. Найдем количество вещества углекислого газа, которое должно образоваться при сгорании 6 моль углерода, т. е. nтеор(СО2): , следовательно, nтеор(СO2) = 4. Найдем объем углекислого газа, который должен выделиться при сгорании данного количества углерода, т. е. Vтеор(СО2): Vтеор(СО2) = nтеор(СО2) ∙ Vm Vтеор(СО2) = 6 моль ∙ 22,4 л/моль = 134,4 л. 5. Так как в условии задачи сказано, что реально образовалось 123,2 л углекислого газа (т. е. Vпракт(СО2) = 123,2 л), найдем выход углекислого газа: Ответ: ƞ(СО2) = 91,7%. Первичное применение приобретенных знаний и умений 30 1 тип: Какую массу фосфора надо сжечь для получения оксида фосфора (V)  массой 7,1 г? ( Ответ: m(P) = 3,1 г.) Найти объём раствора соляной кислоты с молярной концентрацией 0,5 моль/л, необходимый для нейтрализации 50 мл раствора гидроксида натрия с молярной концентрацией 0,2 моль/л. (Ответ: V(HCl) = 20 мл.) Вычислите молярную и массовую долю оксида углерода (II) в смеси, содержащей 16,8 л (н.у.) оксида углерода (II) и 13,44 л (н.у.) оксида углерода (IV). (Ответ: χ(СО) = 55,56%, ω(СО) = 44,3%.) 2 тип: Вычислите энергию Гиббса и определите возможность протекания реакции при температурах 1000 и 3000 К. (Ответ: ΔG1000 = 267,2 кДж/моль; ΔG3000 = – 816,8 кДж/моль. При температуре 3000 К ΔG3000 < 0, следовательно, реакция протекает самопроизвольно.) Вычислите тепловой эффект реакции восстановления оксида железа (II) водородом, исходя из следующих термохимических уравнений: (1) FeO(к) + CO(г) = Fe(к) + CО2(г);     ΔH1 = – 18,20 кДж; (2) СO(г) + 1/2 O2(г) = СO2(г) ΔН2 = – 283,0 кДж; (3) H2(г) + ½O2(г) = H2O(г)                       ΔН3 = – 241,83 кДж (Ответ: тепловой эффект реакции восстановления оксида железа (II) водородом равен ΔHр-ции = 23 кДж.) 3 тип: При сжигании железа в сосуде, содержащем 21,3 г хлора, было получено 24,3 г хлорида железа (III). Рассчитайте выход продукта реакции. (Ответ: η(FeCl3) = 74,4 %.) Совместно со студентами прорешивает задачи. Отвечает на вопросы Вместе с преподавателем решают задачи Рефлексивно-оценочный этап 5 мин. Какие ко мне есть вопросы? Что было сложным? Что нового узнали, а с чем уже были знакомы? Задает и отвечает на вопросы Отвечают и задают вопросы Организованное окончание урока 1 мин. Спасибо за внимание. Если вопросов больше нет, все свободны. До свидания! Прощается со студентами Прощаются с преподавателем Приложение 1