Химия методичка. Методические указания к написанию и оформлению контрольной работы по химии

• Название: Методические указания к написанию и оформлению контрольной работы по химии
• Анкор: Химия методичка.doc
• Дата: 10.01.2018
• Размер: 0.91 Mb.
• Имя файла: Химия методичка.doc
• Тип: Методические указания; #13850
• страница: 5 из 9

При сгорании 1 л С₂Н₄ (н.у.) выделяется 59,06 кДж теплоты. Определите стандартную энтальпию образования этилена. (Ответ: 52,3 кДж/моль).

63. Сожжены с образованием H₂O(г) равные объемы водорода и ацетилена, взятых при одинаковых условиях. В каком случае выделится больше теплоты? Во сколько раз? (Ответ: 5,2).

64. Вычислите, сколько теплоты выделится при сгорании 165 л (н.у.) ацетилена, если продуктами сгорания являются диоксид углерода и пары воды. (Ответ: 9248,8 кДж).

65. Газообразный этиловый спирт С₂H₅OH можно получить при взаимодействии этилена С₂Н₄(г) и водяных паров. Вычислите тепловой эффект этой реакции и напишите термохимическое уравнение. Сколько теплоты выделится, если в реакции было израсходовано 100 л этилена (н.у.)? (Ответ: 45,8 кДж; 204,5 кДж).

66. Вычислите, какое количество теплоты выделилось при восстановлении Fe₂O₃ металлическим алюминием, если было получено 335,1 г железа.

(Ответ: 2554,5 кДж).

67. При растворении 16 г СаС₂ в воде выделяется 31,27 кДж теплоты. Определите стандартную энтальпию образования Са(ОН)₂.

(Ответ: –986,2 кДж/ моль).

68. При восстановлении 12,7 г оксида меди (II) углем (с образованием СО) поглощается 8,24 кДж. Определите стандартную энтальпию образования СuO.

(Ответ: –162 кДж/моль).

69. Вычислите тепловой эффект реакции восстановления оксида железа (II) водородом, исходя из следующих термохимических уравнений:

FeO(к) + CO(г) = Fe(к) + СO₂ (г), ∆Н⁰₍₁₎ = –19,2 кДж (1)

СO(г) + ½O₂ (г) = СO₂ (г), ∆Н⁰₍₂₎= –283 кДж (2)

H₂ (г) + ½O₂ (г) = H₂O(г), ∆Н⁰₍₃₎= –241,8 кДж (3)

(Ответ: 22 кДж)

70. Вычислите стандартную энтальпию образования NO из простых веществ, исходя из следующих термохимических уравнений:

4NH₃(г) + 5О₂(г) = 4NO (г) + 6 Н₂О(ж), ∆Н⁰₍₁₎= –1168,80 кДж (1)

4NH₃(г) + 3О₂(г) = 2N₂ (г) + 6 Н₂О(ж), ∆Н⁰₍₂₎ = –1530,28 кДж (2)

(Ответ: 90,37 кДж)

71. Рассчитайте стандартную энтропию оксида железа (III), если известно изменение энтропии реакции 4FeO(к) + O₂(г) = 2Fe₂O₃ (к), ∆S⁰_х.р.= –260,4 кДж(Ответ: 89,9 Дж/моль К).

72. При какой температуре наступит равновесие в системе

СО(г) + 2Н₂(г) СН₃ОН (ж), ∆Н⁰_х.р.= –128,05 кДж? (Ответ: 385,8К).

73. Определите количество теплоты, выделившейся при взаимодействии 50 г фосфорного ангидрида с водой по реакции Р₂О₅(к) + H₂O(ж) = 2HPO₃(ж),

если тепловые эффекты реакции равны

2Р(к) + 5½O₂(г) = Р₂О₅(к), ∆Н⁰ = –1492 кДж

2Р(к) + H₂(г) + 3O₂(г) = 2HPO₃(ж), ∆Н⁰ = –1964,8 кДж

(Ответ: 65,8 кДж).

74. Вычислите ∆Н⁰_х.р., ∆S⁰_х.р. и ∆G⁰_Т реакции, протекающей по уравнению

Fe₂O₃(к) + 3Н₂(г) = 2Fe(к) + 3Н₂O(г).

Возможна ли реакция восстановления Fe₂O₃ водородом при температурах 500 и 1500 К? Зависимостью ∆Н⁰_х.р., ∆S⁰_х.р от температуры пренебречь.

(Ответ: +96,8 кДж; 138,8 Дж/К; 27,3 кДж; –111,7 кДж).

75. Определите стандартную энтальпию образования пентахлорида фосфора из простых веществ, исходя из следующих термохимических уравнений:

2Р + 3Сl₂ = 2РСl₃, ∆Н⁰₍₁₎= –554,0 кДж (1)

РСl₃ + Сl₂ = РСl₅, ∆Н⁰₍₂₎ = –92,4 кДж (2)

(Ответ: –369,4 кДж/моль)

76. Рассчитайте энергию Гиббса химических реакций, протекающих по уравнениям:

CaO(к) + Н₂О(г) = Са(ОН)₂ (к) (1)

Р₂О₅(к) + 3Н₂О(г) = 2Н₃РО₄ (к) (2)

и определите, какой из двух оксидов CaO или Р₂О₅ при стандартных условиях лучше поглощает водяные пары. (Ответ: –65,5 кДж; –205, 2кДж).

77. Вычислите значения ∆G⁰_х.р. следующих реакций восстановления оксида железа (III)

Fe₂O₃ (к) + 3Н₂(г) = 2Fe(к) + 3Н₂О(г) (1)

2Fe₂O₃ (к) + 3С(к) = 4Fe(к) + 3СО₂(г) (2)

Fe₂O₃ (к) + 3СO(г) = 2Fe(к) + 3СО₂(г) (3)

Протекание какой из этих реакций наиболее вероятно?

(Ответ: +55 кДж; +298,4 кДж; –31,1 кДж).

78. Пользуясь значениями ∆Н⁰_х.р., ∆S⁰_х.р,вычислите∆G⁰реакции, протекающей по уравнению PbO₂ + Pb = 2PbO. Определите, возможна ли эта реакция при 298 К?(Ответ: –158 кДж.).

79. Какой из двух процессов разложения нитрата аммония наиболее вероятен при 298 К?

NH₄NO₃ (к) → N₂O (г) + 2H₂O(г) (1)

NH₄NO₃ (к) → N₂ (г) + ½O₂ (г) + 2H₂O(г) (2)

Ответ обоснуйте, рассчитав ∆G⁰_х.р.(Ответ: –169,1 кДж; –273,3 кДж.).

80. Вычислите стандартную энергию Гиббса образования NH₃, исходя из значений энтальпии образования NH₃ и изменения энтропии (∆S⁰) реакции N₂ (г) + 3Н₂(г) = 2NH₃(г). (Ответ:–16,7кДж/моль).
5. Химическая кинетика и равновесие

Химическая кинетика – раздел химии, изучающий скорость и механизм химических реакций. Скоростью химической реакции называют изменение количества вещества в единицу времени в единице объема (для гомогенных реакций) или на единице поверхности раздела фаз (для гетерогенных реакций). Скорость реакции зависит от природы реагирующих веществ, их концентрации, температуры, присутствия катализаторов.

Зависимость скорости реакции от концентрации выражается законом действия масс: при постоянной температуре скорость химической реакции прямо пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ. Для реакции nА + mВ = gАВ математическое выражение закона действия масс имеет вид

v = С_Аⁿ С_B ^m ,

где v – скорость химической реакции; С_А и С_В – концентрации реагирующих веществ; n, m – коэффициенты в уравнении реакции;  – константа скорости реакции. Значение константы скорости не зависит от концентрации реагирующих веществ, а зависит от их природы и температуры.

В случае гетерогенных реакций концентрации веществ, находящихся в твердой фазе, обычно не изменяются в ходе реакции и поэтому не включаются в уравнение закона действия масс. Например, для реакции горения углерода

С (к) + О₂(г) = СО₂(г) закон действия масс запишется так: v = 

При повышении температуры скорость химических реакций увеличивает-ся. Согласно правилу Вант-Гоффа: при повышении температуры на 10 градусов скорость реакции увеличивается в 2-4 раза

,

где v₂ и v₁ – скорость реакции при температурах Т₂ и Т₁; γ – температурный коэффициент скорости реакции, показывающий, во сколько раз увеличивается скорость реакции при повышении температуры на 10 градусов.

Химические реакции делятся на необратимые и обратимые. Необратимые реакции протекают только в прямом направлении – до полного израсходования одного из реагирующих веществ. Обратимые реакции протекают как в прямом, так и в обратном направлениях, при этом ни одно из реагирующих веществ не расходуется полностью.

Состояние обратимого процесса, при котором скорости прямой и обратной реакции равны, называется химическим равновесием. Концентрации реагирующих веществ, которые устанавливаются при химическом равновесии, называются равновесными. Для обратимых процессов закон действия масс может быть сформулирован в следующем виде: отношение произведения концентраций продуктов реакции в степенях, равных стехиометрическим коэффициентам, к произведению концентраций исходных веществ в степенях, равных стехиометрическим коэффициентам, является величиной постоянной при данной температуре. Эта величина называется константой равновесия. Равновесные концентрации принято обозначать не символом «С», а формулой вещества, помещенной в квадратные скобки, например, , а константу равновесия, выражаемую через концентрации – К_С. Для обратимой реакции aA+bB dD+fF математическое выражение закона действия масс имеет вид



Если реакция протекает между газами, то вместо концентраций можно пользоваться парциальным давлением газов, и константа равновесия в этом случае обозначается символом К_Р.



K_Р и К_С связаны между собой соотношением К_Р = К_С (RT)^Δ, где R–универсальная газовая постоянная, равная 8,314 Дж/ мольК; Т– абсолютная температура; Δ – разность между числом молей газообразных веществ в правой и левой частях уравнения. Например, для реакции N₂ + 3H₂ = 2NH₃

Δ = 2– 4 = –2 К_Р = К_С (RT)^–2

В реакциях, протекающих без изменения объема, К_Р = К_С.

Химическое равновесие остается неизменным до тех пор, пока условия равновесия, при которых оно установилось, сохраняются постоянными. При изменении условий равновесия прямая и обратная реакция начинают протекать с разными скоростями и равновесие нарушается. Через некоторое время скорости прямой и обратной реакции сравняются и в системе вновь наступит равновесие, но уже с новыми равновесными концентрациями всех веществ. Переход системы из одного равновесного состояния в другое называется смещением равновесия. Направление смещения равновесия определяется принципом Ле Шателье: если на систему, находящуюся в равновесии, оказывать внешнее воздействие, то равновесие смещается в направлении, которое ослабляет эффект внешнего воздействия.

При увеличении концентрации исходных веществ или уменьшении концентрации продуктов реакции равновесие смещается в сторону продуктов реакции. При увеличении концентраций продуктов реакции или уменьшении концентраций исходных веществ равновесие смещается в сторону исходных веществ.

Когда в реакциях участвуют газы, равновесие может нарушиться при изменении давления. При увеличении давления в системе равновесие смещается в сторону реакции, идущей с уменьшением числа молекул газа, т.е. в сторону понижения давления; при уменьшении давления равновесие смещается в сторону реакции, идущей с возрастанием числа молекул газов, т.е. в сторону увеличения давления.

При повышении температуры равновесие смещается в направлении эндотермической, при понижении – в направлении экзотермической реакции.
Примеры решения задач

Пример 5.1. Реакция между веществами А и В выражается уравнением 2А + В = D. Начальные концентрации составляют: С_А = 5 моль/л, С_В = 3,5 моль/л. Константа скорости равна 0,4. Вычислите скорость реакции в начальный момент и в тот момент, когда в реакционной смеси останется 60% вещества А.

Решение. По закону действия масс v = . В начальный момент скорость v₁ = 0,4  5²  3,5 = 35. По истечении некоторого времени в реакционной смеси останется 60% вещества А, т. е. концентрация вещества А станет равной 5  0,6 = 3 моль/л. Значит, концентрация А уменьшилась на 5 – 3 = 2 моль/л. Так как А и В взаимодействуют между собой в соотношении 2:1, то концентрация вещества В уменьшилась на 1 моль и стала равной 3,5 – 1 = 2,5 моль/л. Следовательно, v₂ = 0,4  3²  2,5 = 9.

Пример 5.2. При 323 К некоторая реакция заканчивается за 30 с. Определите, как изменится скорость реакции и время ее протекания при 283 К, если температурный коэффициент скорости реакции равен 2.

Решение. По правилу Вант-Гоффа находим, во сколько раз изменится скорость реакции:

= = 2^–4 = .

Скорость реакции уменьшается в 16 раз. Скорость реакции и время ее протекания связаны обратно пропорциональной зависимостью. Следовательно, время протекания данной реакции увеличится в 16 раз и составит 30  16 = 480с = 8 мин.

Пример 5.3. При некоторой температуре в системе N₂(г) + 3Н₂(г) 2NH₃(г)

равновесные концентрации составляли (моль/л): [N₂]= 1,5; [H₂] = 1,7; [NH₃] = 2,6.

Вычислите константу равновесия этой реакции и исходные концентрации азота и водорода.

Решение. Константа равновесия данной реакции выражается уравнением

. Подставляя данные задачи, получаем .

Исходные концентрации азота и водорода находим на основе уравнения реакции. Согласно уравнению реакции на образование 2 моль NH₃ расходуется 1 моль N_.2. По условию задачи образовалось 2,6 моль NH₃, на что израсходовалось 1,3 моль N₂. Учитывая равновесную концентрацию азота, находим его исходную концентрацию С_N2 = 1,5 + 1,3 = 2,8 моль/л.

По уравнению реакции на образование 2 моль NH₃ необходимо 3 моль H₂, а для получения 2,6 моль NH₃ требуется 32,6 / 2 = 3,9 моль H₂. Исходная концентрация водорода равна С_Н2 = 1,7 + 3,9 = 5,6 моль/л. Таким образом, К_С = 0,92, исходные концентрации составляли С_N2 = 2,8 моль/л, СH₂ = 5,6 моль/л.

Пример 5.4. Реакция протекает по уравнению А + В D + F. Определите равновесные концентрации реагирующих веществ, если исходные концентрации веществ А и В соответственно равны 2 и 1,2 моль/л, а константа равновесия реакции К_С = 1.

Решение. Так как все вещества в данной реакции реагируют в одинаковых соотношениях, обозначим изменение концентрации всех реагирующих веществ через x. К моменту установления равновесия образовалось х моль D и х моль F и соответственно [D] = x; [F] = x. По уравнению реакции на столько же уменьшились концентрации А и В, т. е. [A] = 2 – x; [B] = 1,2 – x. Подставим равновесные концентрации в выражение константы равновесия

К_С= ; 1=; х = 0,75.

Отсюда равновесные концентрации равны: [D] = 0,75 моль/л; [F] = 0,75 моль/л; [A] = 2 – 0,75 = 1,25 моль/л; [B] = 1,2 – 0,75 = 0,45 моль/л.

Пример 5.5. Объемный состав реакционной газовой смеси в момент равновесия для реакции 2А 2В + D был следующий: 89% А; 7% В; 4% D. Найдите К_Р и К_С для этой реакции, если общее давление в системе при температуре 900 К равно 10⁵ Па.

Решение. Для реакции, протекающих между газами, при вычислении константы равновесия удобно пользоваться парциальными давлениями реагирующих веществ. Парциальным давлением газа в смеси называется давление, которое производил бы этот газ, занимая при тех же физических условиях объем всей газовой смеси. Общее давление смеси газов равно сумме парциальных давлений газов.

Для данной реакции парциальные давления составляют Р_А=0,8910⁵ Па, Р_В=0,0710⁵ Па, Р_D=0,0410⁵ Па. Подставляем эти значения в выражение константы равновесия:


К_С рассчитываем по уравнению: К_Р = К_С(RT)^. Так как для данной реакции

Δ = 3 – 2 = 1, то К_С = = . Таким образом, К_Р = 24,74; К_С = 3,310^–3.