Расчетная работа по химии. Расчётная работа по химии. Федеральное государственное бюджетное образовательноеучреждение высшего образования

• Название: Федеральное государственное бюджетное образовательноеучреждение высшего образования
• Анкор: Расчетная работа по химии
• Дата: 27.09.2022
• Размер: 40.16 Kb.
• Имя файла: Расчётная работа по химии.docx
• Тип: Документы; #700033

МИНИСТЕРСТВО ОБРАЗОВАНИЯ И НАУКИ РФ

ФЕДЕРАЛЬНОЕ ГОСУДАРСТВЕННОЕ БЮДЖЕТНОЕ ОБРАЗОВАТЕЛЬНОЕУЧРЕЖДЕНИЕ ВЫСШЕГО ОБРАЗОВАНИЯ

«НИЖЕГОРОДСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ ТЕХНИЧЕСКИЙ
УНИВЕРСИТЕТ им. Р.Е.АЛЕКСЕЕВА»

Кафедра «Производственная безопасность, экология и химия»

Расчётная работа

по
«Химии»

«Вариант №1»

Выполнил: Александров А.С.

Группа:20-САУЗ

Проверил:

Профессор Борисов А.В.

Нижний Новгород 2022

Часть первая.

1. Напишите термохимическое уравнение, соответствующее табличному значению H⁰_обр(NH₃). Сколько тепла выделится, если в результате реакции образуется 2 моль NH₃?
Решение:

Дано:

n(NH₃)=2 моль

Q - ?

Решение:

Табличному значению H⁰_обр(NH₃) соответствует термохимическое уравнение реакции образования аммиака из простых веществ:

N_2(г)+ H_2(г)= NH_3(г); H⁰_х.р.= -46,2 кДж

Находим сколько теплоты выделится, если в результате реакции образуется 2 моль аммиака:

N_2(г)+ H_2(г)= NH_3(г); H⁰_х.р.= -46,2 кДж

По уравнению реакции 1 моль 46,2 кДж

По условию задачи 2 моль х кДж



Следовательно, при образовании 2 моль аммиака будет выделяться 92,4 кДж теплоты.

Ответ: Q=92,4 кДж.
40. На основании табличных значений G⁰_обр реагентов определить возможность самопроизвольного протекания реакции при стандартных условиях. Укажите знак S⁰_х.р. Ответ обоснуйте.

а) С_{(графит)} + СО_2(г) = 2СО_(г).
Решение:

G⁰_обр(СО_2(г))=-394,4 кДж/моль

G⁰_обр(СО_(г))=-137,1 кДж/моль

∆G⁰_х.р.=(2∙∆G⁰_обр.(СO_(г)))-(1∙(∆G⁰_обр.(СO_2(г)))=(2∙(-137,1)-(1∙(-394,4)=120,2 кДж

∆G⁰_х.р. > 0, поэтому реакция при стандартных условиях не протекает самопроизвольно в прямом направлении.

Изменение стандартной энтропии реакции будет иметь положительный знак, так как в ходе реакции увеличивается количество газа (до реакции 1 моль, а послее реакции 2 моль), поэтому беспорядок в системе возрастает и, как следствие, энтропия увеличивается.

Также можем изменение энтропии подтвердить произведя соответствующий расчёт:

S⁰(СO_2(г))=213,7 Дж/моль∙K

S⁰(СO_(г))=197,5 Дж/моль∙K

S⁰(С_{(графит)})=5,7 Дж/моль∙K

∆S⁰_х.р.=(2∙∆S⁰(СO_(г)))-(1∙(∆S⁰(СO_2(г))+1∙S⁰(С_{(графит)}))=

=(2∙197,5)-(1∙213,7+1∙5,7)=175,6 Дж/К=0,1756 кДж/моль.
41. Равновесие в гетерогенной системе С_{(графит)} + 2 Cl_2(г) = CCl_4(г) установилось при следующих концентрациях реагирующих веществ (моль/л): [Cl₂] = 0,8, [CCl₄] =0,3. Рассчитать начальную концентрацию хлора. В каком направлении сместится равновесие в данной системе при увеличении давления?
Решение:

Дано:

[Cl₂]_равн.=0,8 моль/л

[CCl₄]_равн.=0,3 моль/л

[Cl₂]_нач. - ?

Решение:

Находим изменение концентрации хлора к моменту установления химического равновесия:

Из уравнения реакции С_{(графит)} + 2 Cl_2(г) = CCl_4(г) видим, что на образование 1 моль ССl₄ расходуется 2 моль хлора. Следовательно, на образование 0,3 моль ССl₄ расходуется 0,6 моль хлора.

Таким образом, изменение концентрации хлора составило ∆[Cl₂]=0,6 моль/л.

Находим начальную концентрации хлора:

[Cl₂]_нач.=[Cl₂]_равн.+∆[Cl₂]=0,8+0,6=1,4 моль/л.

Ответ: [Cl₂]_нач.=1,4 моль/л.

Согласно принципу Ле Шателье при увеличении давления равновесие будет смещаться в сторону уменьшения количества вещества газа, то есть вправо (слева 2 моль газа, а справа 1 моль газа).
63. Для реакции 2Fe_(к) + 3 H₂O_(г) = Fe₂O_3(к) + 3H_2(г), H⁰_х.р. = 35,4 кДж.

1) Написать математические выражения константы равновесия К_с и К_р и установить взаимосвязь между ними;

2) указать, как влияют на концентрацию водорода в равновесной смеси: а) увеличение давления; б) увеличение концентрации водяного пара?
Решение:

1) Запишем математические выражения константы равновесия для реакции

2Fe_(к) + 3H₂O_(г) = Fe₂O_3(к) + 3H_2(г), H⁰_х.р. = 35,4 кДж

а) выражение через равновесные концентрации реагентов и продуктов:



б) через парциальные давления реагентов и продуктов:



Взаимосвязь К_р и К_с устанавливается согласно уравнению К_р = К_с(RT)^∆n,

где ∆n- разность сумм стехиометрических коэффициентов продуктов реакции и исходных веществ, находящихся в газообразном состоянии

Для реакции 2Fe_(к) + 3H₂O_(г) = Fe₂O_3(к) + 3H_2(г), ∆n=3– 3 =0.

Следовательно, взаимосвязь будет иметь вид К_р=К_с(RT)⁰, то есть Кс и Кр будут иметь одинаковые значения.

2) Согласно принципа Ле Шателье:

а) при увеличении давления равновесие не смещается, так как слева и справа в уравнении химической реакции одинаковые количества газов (слева 3 моль H₂O_(г) и справа 3 моль H_2(г)), поэтому концентрация водорода не будет изменяться в связи со смещением равновесия, но она будет увеличиваться, так как система сжимается и, следовательно, увеличиваются концентрации газов, в том числе и водорода;

б) при увеличении концентрации водяного пара равновесие смещается в сторону его расходования, то есть в сторону протекания прямой реакции и, следовательно, образования водорода, поэтому концентрация водорода будет возрастать.
77. Будут ли протекать реакции между растворами следующих электролитов: 1) K₂CO₃ и HCl; 2) KNO₃ и Na₂S; 3) CdSO₄ и NaOH? Написать молекулярные и ионно-молекулярные уравнения возможных реакций.

Решение:

1) K₂CO₃+2HCl=2KCl+H₂O+CO₂↑

2K⁺+CO₃^2-+2H⁺+2Cl^-=2K⁺+2Cl^-+H₂O+CO₂↑

2H⁺+CO₃^2-=H₂O+CO₂↑

Реакция протекает до конца, так как образуется газ СО₂ и слабый электролит H₂O.
2) KNO₃+Na₂S≠ реакция не протекает до конца, так как все вещества сильные электролиты.
3) CdSO₄+2NaOH=Cd(OH)₂↓+Na₂SO₄

Cd²⁺+SO₄^2-+2Na⁺+2OH^-=Cd(OH)₂↓+2Na⁺+SO₄^2-

Cd²⁺+2OH^-=Cd(OH)₂↓

Реакция протекает до конца, так как образуется осадок Cd(OH)₂.
91. Составить молекулярные уравнения к следующим ионно-молекулярным уравнениям:

1) Fe(OH)2 + 2H+= Fe2+ + 2 H2O;

Решение:

Для образования слабого электролита Н₂О к нерастворимому гидроксиду железа (ІІ) необходимо прилить раствор кислоты.

Fe(OH)₂+2HCl=FeCl₂+2H₂O
92. Рассчитать рН 0,001 М раствора NaOH.
Решение:

Дано:

С(NaOH)=0,001 M

рН - ?

Решение:

Гидроксид натрия – сильный электролит, поэтому в водном растворе диссоциирует полностью.

Находим концентрацию ионов ОН^- в растворе щелочи:

NaOH↔Na⁺+OH^-

По уравнению диссоциации 1 моль 1моль

По условию задачи 0,001 моль х моль



Следовательно, [OH^-]=0,001 моль/л.

Находим рОН раствора щелочи:

рОН=-lg[OH^-]

рОН=-lg0,001

рОН=3

Находим рН раствора гидроксида натрия:

рН+рОН=14

рН=14-рОН

рН=14-3=11

Ответ: рН раствора гидроксида натрия равен 11.
111. Определить растворимость в моль/л и г/л следующих труднорастворимых соединений:

№№ п/п	Соединение	ПР
1	BaSO4	1,110-10

Решение:

ПР(BaSO₄)=1,1∙10^-10

S(BaSO₄) в моль/л и в г/л - ?

Решение:

В насыщенном растворе BaSO₄ устанавливается гетерогенное равновесие осадок-раствор:

BaSO₄ (к) ↔ Ba²⁺ (р-р) + SO₄^2- (р-р).

Обозначим растворимость BaSO₄ через S моль/л. Тогда в насыщенном растворе данной соли концентрация ионов составит [Ba²⁺]=[SO₄^2-]=S моль/л. Отсюда ПР(BaSO₄)=[Ba²⁺][SO₄^2-]=S∙S=S².

Находим растворимость сульфата бария:



Зная, что молярная массу сульфата бария равна 233 г/моль находим растворимость в г/л:

1,05∙10^-5∙233=2,45∙10^-3 г/л

Ответ: S(BaSO₄)= 1,05∙10^-5 моль/л; S(BaSO₄)= 2,45∙10^-3 г/л.
112.Образуется ли осадок труднорастворимого соединения при смешивании равных объемов растворов следующих электролитов указанной концентрации:

№№ п/п	Растворы	Концентрация, моль/л	ПР
1	AgNO3 + NaCl	0,004	AgCl: 1,78´10-10

Решение:

Дано:

ПР(AgNO₃)=1,78∙10^-10

С(AgNO₃)=C(NaCl)=0,004 M

Образуется ли осадок ?

Решение:

В растворе протекает реакция ионного обмена, которая может привести к образованию осадка:

AgNO₃+ NaCl = AgCl ↓+NaNO₃

Ag⁺+ Cl^-= AgCl↓

Находим концентрации ионов Ag⁺ и Cl^- в исходных рас творах:

AgNO₃ ↔ Ag⁺ + NO₃^-

По уравнению реакции 1 моль 1 моль

По условию задачи 0,004 моль 0,004 моль

Следовательно, [Ag⁺]=0,004 моль/л.

NaCl ↔ Na⁺+ Cl^-

По уравнению реакции 1 моль 1 моль

По условию задачи 0,004 моль 0,004 моль

Следовательно, [Cl^-]=0,004 моль/л.

При смешивании равных объёмов растворов концентрации ионов уменьшаются в два раза:





Находим произведение концентраций в образовавшемся растворе:



Сравним произведение растворимости и произведение концентраций AgCl_:

ПК(AgCl) > ПР(AgCl), поэтому при смешивании равных объёмов 0,004 М растворов AgNO₃ и NaCl образуется осадок.
Часть вторая

1. Окислительно-восстановительная реакция выражается ионным уравнением. Укажите, какой ион является окислителем, какой – восстановителем. Составьте электронные и молекулярные уравнения.

48. Cu₂O + H⁺ + NO₃^-  Cu²⁺ + NO + H₂O
Решение:

Составим уравнения полуреакций окисления и восстановления для данной химической реакции:

NO3- + 4H+ + 3e- → NO + 2H2O	2 окислитель, Е0=0,957 В
Cu2O + 2H+ - 2e- → 2Cu2+ + H2O	3 восстановитель, Е0=0,203 В
2NO3- + 14H+ + 3Cu2O → 2NO + 7H2O + 6Cu2+

3Cu₂O + 14HNO₃→ 6Cu(NO₃)₂ + 2NO + 7H₂O

HNO₃ – окислитель, ион NO₃^- присоединяет три электрона и восстанавливается до NO.

Cu₂O – восстановитель, медь отдаёт два электрона (каждый атом меди по одному) и окисляется до иона Cu²⁺.
2. Написать катодный и анодный процессы, уравнение токообразующей реакции и вычислить ЭДС гальванического элемента. Указать полярность электродов.

36. Al| Al⁺³ (2 моль/л ) || Cr⁺² (0,01 моль/л )|Cr
Решение:

Сравним стандартные электродные потенциалы электродов:

E⁰_Al³⁺_/Al=-1,663 B E⁰_Cr²⁺_/Cr=-0,913 B

Алюминий имеет стандартный электродный потенциал равный -1,663 В. Он меньше, чем стандартный электродный потенциал хромового электрода, поэтому алюминий выступает в роли анода, а хромовый электрод в роли катода.

Схема гальванического элемента имеет вид:

A(-) Al| Al⁺³ (2 моль/л ) || Cr⁺² (0,01 моль/л )|Cr (+)K

Следовательно, на электродах протекают следующие процессы:

А(-): Al⁰ - 3 e^- = Al³⁺   2 окисление

6

К(+): Cr²⁺ + 2 e^- = Cr⁰    3 восстановление

Суммарная токообразующая реакция:

2Al⁰+3Cr²⁺→ 2Al³⁺+ 3Cr⁰

Электродный потенциал металла (Е) зависит от концентрации его ионов в растворе. Эта зависимость выражается уравнением Нернста:



Е⁰ – стандартный электродный потенциал металла; n – число электронов, принимающих участие в процессе; с – концентрация ионов металла в растворе его соли (при точных вычислениях – активность). Определим электродные потенциалы алюминия и хрома, опущенные в растворы их солей заданной концентрации:

E_Al³⁺_/Al=E⁰_Al³⁺_/Al+ ∙lg 2=-1,663+0,02·0,3=-1,657 B

E_Cr²⁺_/Cr=E⁰_Cr²⁺_/Cr+ ∙lg 0,01=-0,913+0,0295·(-2)=-0,972 B

Для определения ЭДС гальванического элемента из потенциала катода следует вычесть потенциал анода, получим:

ЭДС=E_катода- E_анода=E_Cr²⁺_/Cr - E_Al³⁺_/Al=(-0,972)-(-1,657)=0,685 В
3.Записать реакции электролиза на инертных электродах и вычислить массу вещества, полученного на катоде и объем газа, выделившегося на анде при электролизе растворов электролитов, если время электролиза 20 минут, а сила тока I=2А. Какие вещества будут выделяться на электродах при замене инертного анода на металлический, указанный в задании?

25. CoCl2

Co

Решение:

Рассмотрим электролиз водного раствора хлорида кобальта (II) с нерастворимым анодом.

Рассчитает электродные потенциалы выделения водорода и кислорода на электродах с учётом перенапряжения:

Выделение водорода протекает в перенапряжением, для графита оно равно 0,78 В, поэтому .

Выделение кислорода протекает также с перенапряжением, для графита оно равно 1,17 В, поэтому =1,23-0,059∙рН+ =1,23-0,059∙0+1,17=2,4 В).

СoCl₂↔Co²⁺+ 2Cl^-

K(-): Co²⁺, Н₂О A(+): Cl^-, Н₂О





Так как , Так как < , то

происходит восстановление ионов протекает окисление ионов Cl^-:

Co²⁺: Co²⁺+2e^-→Co 2Cl^- -2e^-→Cl₂

Суммарное уравнение электролиза:

CoCl₂→ Co + Cl₂­
Рассмотрим электролиз водного раствора хлорида кобальта (II) c кобальтовым анодом.

Рассчитает электродные потенциалы выделения водорода и кислорода на электродах с учётом перенапряжения:

Выделение водорода протекает в перенапряжением, для графита оно равно 0,78 В, поэтому .

Выделение кислорода на кобальте протекает с нулевым перенапряжением, поэтому потенциал будет равен =1,23-0,059∙рН=1,23-0,059∙0=1,23 В)

СоCl₂↔Со²⁺+ 2Cl^-

K(-): Co²⁺, Н₂О Со(+): Cl^-, Н₂О

;



Так как , Так как < , то

происходит восстановление протекает процесс окисления кобальтового

ионов Co²⁺: анода:

Co²⁺+2e^-→ Co Co⁰-2e^-→ Co²⁺

Cледовательно, кобальтовый анод растворяется.

Обобщенный закон Фарадея связывает количество вещества, образовавшегося при электролизе, со временем электролиза и силой тока:

,

m - масса образовавшегося вещества, г;

V – объём образовавшегося газа, л;

М_экв.- молярная масса эквивалента вещества, г/ моль;

V_экв. – эквивалентный объём газа, л/моль;

I - сила тока, А;

t - время электролиза, с;

F - константа Фарадея (96500 Кл/моль).

Находим массу кобальта, которая выделится на катоде и объём хлора, который выделится на аноде в течении 20 минут (1200 секунд) при пропускании тока силой 2 А с выходом по току 100%:












7. Объясните, почему железо, менее активный металл, чем алюминий, в атмосферных условиях корродирует с большей скоростью?
Решение:

Наличие на поверхности металла тонких пленок малорастворимых соединений - оксидов, гидроксидов, солей или их смесей влияет на скорость и устойчивость их к коррозии. Эти пленки блокируют поверхность металла, приводя его в пассивное состояние.

Например, скорость коррозии алюминия (Е⁰=-1,663 В) в атмосферных условиях значительно меньше скорости коррозии железа (Е⁰=-0,44 В), хотя стандартный электродный потенциал алюминия более отрицателен, чем у железа. Это связано с тем, что на поверхности алюминия имеется плотная, хорошо сцепленная с поверхностью алюминия оксидная пленка Al₂O₃, препятствующая переносу электронов, а у железа оксидная пленка рыхлая и непрочная.

Следовательно, в нейтральной среде (чистая вода с растворённым в ней кислородом) алюминий не будет подвергаться коррозии, а железо будет корродировать. Таким образом, скорость коррозии железа будет больше.
25. В чем заключается сущность протекторной защиты? Приведите примеры защиты железа в электролите, содержащим растворенный кислород. Составьте уравнения катодного и анодного процессов.
Решение:

Протекторная защита – это соединение металлического изделия с более активным металлом, который имеет меньший стандартный электродный электродный потенциал.

E⁰_Fe²⁺_/Fe=-0,44 B

Для железа протекторами могут быть металлы, которые соответствуют условию

E⁰_Ме²⁺_/Ме<-0,44 B

Например, цинк (E⁰_Zn²⁺_/Zn=-0,762 B), алюминий (E⁰_Al³⁺_/Al=-1,663 B), магний (E⁰_Mg²⁺_/Mg=-2,363 B) и т.д.

Рассмотрим коррозионные процессы железного изделия при контакте с магниевым протектором в нейтральной среде с растворенным кислородом.

Чтобы определить какой металл выступает в роли анода, а какой в роли катода сравним стандартные электродные потенциалы металлов

E⁰_Mg²⁺_/Mg=-2,363 B E⁰_Fe²⁺_/Fe=-0,44 B

Поскольку E⁰_Mg²⁺_/mg < E⁰_Fe²⁺_/Fe, то магний – анод, а железо – катод.

Схема коррозионного гальванического элемента с кислородной деполяризацией в нейтральной среде:

A(-) Mg|H₂O, O₂ |Fe (+)K

Электродные процессы, протекающие в морской воде с доступом кислорода:

А(-): Mg⁰ – 2ē → Mg²⁺  2 процесс окисления

4

K(+): 2Н₂О + О₂ + 4ē → 4ОН^–  1 процесс восстановления

Суммарная реакция коррозии:

2Mg+2Н₂О + О₂  → 2Mg(ОН)₂ 

Образующиеся ионы магний связываются с гидроксид-ионами, с образованием гидроксида магний: Mg(ОН)₂ – продукт коррозии в нейтральной среде с доступом кислорода.