Скрипко Т.В. Общая и неорганическая химия Практикум. Общая и неорганическая химия

• Название: Общая и неорганическая химия
• Анкор: Скрипко Т.В. Общая и неорганическая химия Практикум.doc
• Дата: 10.05.2017
• Размер: 2.12 Mb.
• Имя файла: Скрипко Т.В. Общая и неорганическая химия Практикум.doc
• Тип: Документы; #7414
• Категория: Химия
• страница: 4 из 17

В задачах (205–214) составить термохимическое уравнение. Термодинамические данные взять из табл. 3 прилож.
205. При соединении 4,2г железа с серой выделилась теплота, соответствующая

7,15 кДж.

206. При сжигании 6,5 г цинка выделилась теплота, соответствующая 34,8 кДж.

207. При соединении 18 г алюминия с кислородом выделяется 547 кДж теплоты.

208. Путем сжигания серы получено 32 г оксида серы (IV) и выделилась теплота,

соответствующая 146,4 кДж.

209. При сжигании 6,08 магния выделилась теплота, соответствующая 152,5 кДж.

210. При разложении 1 кг известняка затрачивается 1 568,6 кДж.

211. При сгорании 31 г фосфора выделилась теплота, соответствующая

753,14 кДж.

212. При растворении 200 г оксида меди в соляной кислоте выделилась теплота,

соответствующая 159,15 кДж.

213. При разложении 500 г гидроксида кальция затрачивается 742,04 кДж.

214. При сгорании 50 г окcида серы (IV) выделилась теплота, соответствующая

76,72 кДж.


В задачах (215–240) вычислить тепловой эффект реакции при 298 К:

1) при Р = const ; 2) при V = const. Тепловой эффект образования веществ при стандартных условиях найти в табл. 3 прил.

№	Реакции	№	Реакции
215.	2 H2 + CO  CH3OH (ж)	228.	SO2 + Cl2  SO2Cl2 (г)
216.	4 HCl + O2  2 H2O + 2 Cl2	229.	CO + 3 H2  CH4 + H2O (ж)
217.	NH4Cl (тв)  NH3 + HCl	230.	2 CO + SO2  S (ромб) + 2 CO2
218.	2 N2 + 6 H2O (ж)  4 NH3 + 3 O2	231.	CO + Cl2  COCl2 (г)
219.	4 NO + 6 H2O(ж)  4 NH3 + 5 O2	232.	CO2 + H2  CO + H2O (ж)
220.	2 NO2  2 NO + O2	233.	СО2 + 4 Н2  СН4+2 Н2О (ж)
221.	N2O4  2 NO2	234.	2 СО2  2 СО + О2
222.	Mg(OH)2  MgO + H2O (г)	235.	СН4 + СО2  2 СО + 2 Н2
223.	CaCO3  CaO + CO2	236.	С2Н6  С2Н4 + Н2
224.	Ca(OH)2  CaO + H2O (г)	237.	С2Н5ОН(ж)  С2Н4 + Н2О (ж)
225.	S (ромб) + 2 H2O(ж)  SO2+2 H2	238.	СН3СНО (г) + Н2  С2Н5ОН (ж)
226.	S (ромб) + 2 CO2  SO2+2 CO	239.	С6Н6(ж) + 3 Н2  С6Н12 (ж)
227.	2 SO2 + O2  2 SO3 (г)	240.	2 Mg + CO2 (г)  2 MgO+C (граф.)

В задачах (241–250) определить стандартную энтальпию образования веществ, подчеркнутых в уравнениях реакций. Термодинамические данные взять из табл. 3 прил.

№	Уравнение реакции	 Н реакции, кДж
241.	MgCO3 (к)  MgO(к) + CO2 (г)	+ 101,7
242.	CS2 (ж) + 3 О2 (г)  СО2 (г) + 2 SO2 (г)	- 1075,0
243.	3 СаО (к) + Р2О5 (к)  Са3(РО4)2 (к)	- 739,0
244.	2 РH3 (г) + 4 О2 (г) Р2О5 (к) + 3 Н2О (ж)	-2360,4
245.	СН3ОН(ж) + 3/2 О2 (г)  СО2 (г) + 2 Н2О (ж)	- 726,78
246.	SO2 (г) + 2 H2S (г) 3 S (к) + 2 H2O (ж)	- 234,5
247.	Na2CO3 (к) + SiO2(к)  Na2SiO3(к)+ CO2 (г)	+ 819,3
248.	CaO (к) + 3 С (к)  СаС2 (к) + СО (г)	+ 466,0
249.	Hg(ONC)2 (к)  Hg (г) + 2 CO (г) N2(г)	+ 364,2
250	Na2O (к) + SiO2 (к)  Na2SiO3 (к)	- 243,5

В задачах (251–257) вычислить, сколько тепла выделится при полном сгорании 1 м³ газообразного вещества до SO_{2 (г)}, Н₂О _(ж), СО_{2 (г)}, В₂О_{3 (к)}, As₂О_{3 (к)}

№ задачи	251	252	253	254	255	256	257
Вещество	В2Н6	CS2	H2S	AsН3	C2Н6	C2Н4	C2Н2

В задачах (258–266) вычислить, сколько молей веществ, подчеркнутых в уравнениях реакций, прореагировало или образовалось в результате химических превращений, если при этом выделилось 2500 кДж тепла

№ задачи	Уравнение реакции
258.	SiC(к) +2 O2 (г) + 2 NaOH (к)  Na2SiO3 (к) + СО2 (г) + Н2О (г)
259.	ZnS (к) + 3/2 O2 (г) ZnO (к) + SO2 (г)
260.	SiO2 (к) + 2 NaOH (к)  Na2SiO3 (к) + H2O (г)
261.	СаС2 (к) + 2 Н2О (ж) Са(ОН)2 (к) + С2Н2 (г)
262.	Si3N4 (к) + 6 Ba(OH)2 (к) Ba2SiO4 (к) + 4 NH3 (г)
263.	2 PH3 (г) + 4 О2 (г)  Р2О5 (к) + 3Н2О (ж)
264.	СН3ОН(ж) + 3/2 О2 (г)  СО2 (г) + 2 Н2О (ж)
265.	4 NH3 (г) + 3 О2 (г)  6 Н2О (г) + 2 N2 (г)
266.	CS2 (ж) + 3 О2 (г)  СО2 (г) + 2 SО2(г)

В задачах (267–276), используя термодинамические величины веществ, вычислить для химических реакций изменения энтальпии, энтропии и энергии Гиббса. Определить, в каком направлении возможно протекание реакций

№ задачи	Уравнение реакции
267.	Ве2С(к) + 4 Н2О (ж)  2 Ва(ОН)2 (к) + СН4 (г)
268.	Mg3N2 (к) + 6 H2O (ж)  3 Mg(OH)2 (к) + 2 NH3 (г)
269.	Fe2O3 (к) + 2 LiOH (к)  2 LiFeO2 (к)+ H2O (ж)
270.	4 Al(OH)3 (к) + 3 CH4 (г)  Al4C3 (к) + 12 H2O (ж)
271.	3 SiH4 (г) + 4 NH3 (г)  Si3N4 (к) + 12 H2 (г)
272.	TiCl4 (ж) + 2 Mg (к)  Ti (к) + 2 MgCl2 (к)
273.	3 MgO (к) + 2 Al (к)  3 Mg (к) + Al2O3 (к)
274	2 Сu2O (к) + Cu2S (к)  6 Cu (к) + SO2 (г)
275.	CaSO4 (к) + CO2 (г)  CaCO3 (к) + SO3 (г)
276.	4 HCl (г) + O2 (г)  2Cl2 (г) + 2 H2O (ж)

В задачах (277–284) рассчитать приблизительно температуру, при которой устанавливается равновесие в обратимых химических реакциях

№ задачи	Уравнение реакции
277.	Li3N (к) + 3 Н2 (г)  3 LiН (к) + NН3 (г)
278.	GeO2 (к) + 4 HCl (г)  GeCl4 (г) + 2 H2O (г)
279.	V2O5 (к) + 5 Fe (к)  2 V (к) + 5 FeO (к)
280.	SiCl4 (г) + 2 H2 (г)  Si (к) + 4 HCl (г)
281.	Li2O (к) + 3 C (гр.)  Li2C2 (к) + CO (г)
282.	CaCO3 (к) + 4 С (гр.)  СaС2 (к) + 3 CO (г)
283.	Fe2O3 (к) + CO (г)  2 FeO (к) + CO2 (г)
284.	WO3 (к) + 3 H2 (г)  W (к) + 3 H2O (г)

3.2. Скорость химических реакций и химическое равновесие
Химическая кинетика изучает скорость и молекулярный механизм химических реакций. Различают среднюю и истинную (или мгновенную) скорость реакции. Скорость гомогенной химической реакции измеряется изменением концентрации одного из веществ, участвующих в процессе, за единицу времени. Реакция в гетерогенной системе осуществляется на поверхности раздела между фазами. Скорость гетерогенной реакции не зависит от площади поверхности раздела между фазами, как и скорость гомогенной реакции не зависит от объема системы.

Для реакции аА + bВ → mМ + nN математическое выраже­ние закона действия масс (1867 г. К.М. Гульдберг, И. П. Вааге) имеет вид

,

где V– скорость реакции; k – коэффициент пропорциональности, называемый константой скорости химической реакции (при С_A = C_B =1 моль/л k численно равна V ); С_A и C_B - концентрации реагентов А и В; а, b - стехиометрические коэффициенты в уравнении реакции.

Так как скорость химической реакции зависит от температуры, то k – величина постоянная только при данной температуре.

Закон действия масс справедлив только для наиболее простых по своему механизму взаимодействий, протекающих в газах или в разбав­ленных растворах. Сложные реакции могут быть совокупностью парал­лельно или последовательно протекающих процессов. Закон действия масс справедлив для каждой отдельной стадии реакции, но ни для всего взаимодействия в целом. Та стадия процесса, скорость которой минимальная, лимитирует скорость реакции в общем. Поэтому математическое выражение закона действия масс, записанное для самой медленной (лимитирующей) стадии процесса, приложимо одновременно и ко всей реакции в целом.

Например, запись аА + bВ → АаВb может быть суммарным уравнением сложного взаимодействия, протекаю­щего по стадиям:

А + В →АВ – самая медленная стадия процесса ,

(а – I)А + АВ → АаВ,

АаВ + (b-1)В → АаВb.

Закон действия масс запишется так: V = k С_А∙С_В. Это соотношение представит зависимость от концентрации реагентов А и В не только скорости первой стадии реакции, но и всего процесса.

Химическая реакция не всегда «доходит до конца», другими словами, исходные вещества не всегда полностью превращаются в продукты реакции. Это происходит потому, что по мере накопления продуктов реакций могут создаться условия для протекания реакции в противоположном направлении.

Химические реакции, которые при одних и тех же условиях могут идти в противоположных направлениях, называются обратимыми.

Состояние, в котором скорость обратной реакции становится равной скорости прямой реакции, называется химическим равновесием. Для обратимой химической реакции, записанной в общем виде

mA + nB ↔ qD + pC,

константа равновесия выразится уравнением

.

Уравнение представляет собой математическое выражение закона действия масс при химическом равновесии.

Равновесие обратной реакции может быть нарушено воздействием внешних условий, например изменением концентрации, давления или температуры. Все разнообразные эффекты внешних воздействий на изменение равновесия могут быть обобщены в виде следующего правила, впервые сформулированного в 1884 г. французским химиком Ле-Шателье. Внешнее воздействие (изменение концентрации, давления или температуры) на систему, находящуюся в состоянии равновесия, вызывает сдвиг равновесия в том направлении, при котором частично компенсируется влияние этого воздействия.

Это правило называется принципом Ле-Шателье, или принципом подвижного равновесия.
Примеры составления условий задачи и их решение

Задача 290

Определить константу равновесия обратимой химической реакции

СН_{4 (г)} + H₂O_(г) ↔ 3 Н_{2 (г)} + СО_(г)

при температуре 1000 К.

Как будет смещаться равновесие при повышении температуры и давления?

Решение:

Константа равновесия химической реакции связана со стандартной энергией Гиббса уравнением ΔG^o = -RTln Kp = -2,3 RTlg Kp.

Откуда lg Kp = - ΔG^o/2,3 RT.

ΔG^o_x.p. = ΔH^o_x.p.- TΔS^o_x.p.
СН_{4 (г)} + Н₂O_(г) ↔ 3 H_{2 (г)} + СО_(г)

ΔН^о_обр., кДж/моль - 74,86 - 241,84 О - 110,52

S^о, Дж/моль·К 186,44 188,72 126,04 197,54

Находим ΔН^о_х.р.

ΔН^о_х.р. = - 110,52 – [-74,86 +(-241,84)] = 206,18 кДж/моль = 206180 Дж/моль,

Вычисляем ΔS^о реакции

ΔS^о = (3·126,04 + 197,54) – (186,44+188,72) = 200,5 Дж/моль·К,

Находим ΔG^о реакции

ΔG^о = ΔН^о - ТΔS^о = 206180 - 298·200,5=146431 Дж/моль,

,
откуда К = 2,19·10^-8. Большой положительной величине ΔG^о соответствует малая константа равновесия.

Направление, в котором сместилось равновесие, определяется по принципу Ле-Шателье:

1) так как реакция эндотермическая (Δ Н > 0), то для смещения равновесия в сторону прямой реакции нужно повысить температуру;

2) при повышении давления равновесие будет смещаться в сторону образования меньшего числа молекул, в сторону обратной реакции ().