Многовариантные, вар 6. Задание Охарактеризуйте соединения по приведенным формулам
![]()
|
Задание 2.1. Охарактеризуйте соединения по приведенным формулам 2.1.1. Определите степени окисления атомов элементов в соединениях. 2.1.2. Определите класс соединения. Для оксидов и гидроксидов укажите химический характер (основный, кислотный, амфотерный), для солей – тип соли (средняя, кислая, основная), для кислот – тип кислоты (кислородсодержащая или бескислородная). 2.1.3. Назовите соединения. 2.1.4. Подтвердите химический характер оксидов и гидроксидов (составьте уравнения реакций солеобразования).
Задание 4.2. Дайте термодинамическую характеристику реакции ![]() ![]() на основании количественных расчетов ![]() 4.2.1. Стандартные термодинамические свойства веществ, участвующих в реакции:
4.2.2. Рассчитаем стандартную энтальпию химической реакции. Определим, является реакция экзо- или эндотермической, выделяется или поглощается теплота в результате протекания реакции: Изменение энтальпии химической реакции рассчитываем по формуле из следствия закона Гесса: ![]() В ходе реакции энергия выделяется ∆Н < 0, реакция экзотермическая. Выделение тепла вызывает повышение температуры. 4.2.3. Рассчитаем стандартную энтропию реакции, объяснить изменение энтропии, проведя анализ агрегатного состояния всех участвующих в реакции веществ и сравнив число газообразных молекул исходных веществ и продуктов реакции: Изменение стандартной энтропии химической реакции рассчитываем по формуле из следствия закона Гесса: ![]() В ходе реакции энтропия увеличивается, что можно объяснить тем, что в ходе реакции число молей газообразных веществ увеличивается, что ведет к увеличению неупорядоченности системы. 4.2.4. Рассчитайте стандартную энергию Гиббса по стандартным энергиям Гиббса образования веществ и по уравнению Гиббса. Сравните полученные величины. Укажите направление протекания реакции. Определить знак энергии Гиббса и направление протекания реакции при низких температурах, при высоких температурах. Изменение стандартной энергии Гиббса химической реакции рассчитываем по формуле из следствия закона Гесса: ![]() По уравнению Гиббса: ![]() Отрицательный знак изобарного потенциала (∆G< 0) свидетельствует о возможности протекания реакции в стандартных условиях. Разница в величинах ∆G, рассчитанных двумя путями находится в пределах допустимого. При низких температурах энергия Гиббса, будет иметь отрицательное значение, и самопроизвольно будет протекать прямая реакция, при высоких температурах энергия Гиббса приобретет положительное значение и станет возможным протекание обратной реакции. 4.2.5. Сделаем вывод об обратимости процесса. Для обратимой реакции рассчитаем равновесную температуру. Учитывая, что знаки энтальпии и энтропии различны, реакция является необратимой. 4.2.6. Изобразим схематически график зависимости энергии Гиббса от температуры, используя результаты анализа уравнения Гиббса. ![]() 4.2.7. Реакция необратима. Задание 5.1. Дайте кинетическую характеристику реакции ![]() ![]() 5.1.1. Определите тип прямой и обратной реакции по фазовому состоянию реагирующих веществ. Поскольку все вещества и исходные, и продукты реакции, газообразные, реакция является гомогенной. 5.1.2. Напишем выражение скорости для прямой и обратной реакции, в соответствии с законом действующих масс. ![]() ![]() 5.1.3. Рассчитаем, как изменится скорость прямой реакции при увеличении: -концентрации первого вещества в три раза: ![]() При увеличении концентрации серы в три раза скорость реакции возрастает в 3 раза. -давления в системе в два раза: При увеличении давления в два раза, концентрация каждого из веществ в системе также увеличивается в два раза: ![]() При увеличении давления в системе в два раза скорость реакции возрастает в 4 раза. -температуры на 50К при температурном коэффициенте равном 2,2 ![]() Повышение температуры в системе на 50 градусов приведет к увеличению скорости реакции в 51,5 раз. Задание 5.2. Для обратимой химической реакции охарактеризуйте состояние химического равновесия и возможность его смещения. Реакция необратима, анализ состояния равновесия невозможен. Задание 10.1. Металл Bi поместили в водный раствор каждого из электролитов – H2SO4(p), Hg(NO3)2, AuCl3. Используя величины стандартных электродных потенциалов металлов и стандартного потенциала водородного электрода, определите возможность взаимодействия металла с электролитами. Напишите молекулярные и электронные уравнения соответствующих реакций. Возможность вытеснения металла из водного раствора соли другого металла и водорода из ряда кислот (восстановительная способность металла в водных растворах электролитов) определяет величина его стандартного электродного потенциала. Чем меньше величина стандартного электродного потенциала металла, тем выше его химическая активность, т. е. восстановительная способность. ![]() ![]() ![]() Так как электродный потенциал висмута меньше, чем у ртути и золота, но больше, чем у водорода, то висмут будет вытеснять ртуть и золото из растворов их солей, взаимодействие с раствором серной кислоты происходить не будет. ![]() ![]() ![]() ![]() ![]() ![]() Задание 11.1. Металлическая конструкция, в которой контактируют Sn – Pt эксплуатируется в морской воде, содержащей растворенный NaCl 11.1.1. Определите тип коррозии по механизму ее протекания. Тип коррозии – электрохимическая, протекает в среде, имеющую ионную проводимость. 11.1.2. Определите какой из металлов будет корродировать. Стандартный электродный потенциал платины –(+1,2) В, олова – (-0,136 В). Потенциал олова меньше, чем платины, поэтому анодом является олово и будет корродировать. 11.1.3. Укажите реакцию коррозионной среды (кислая, нейтральная или щелочная). Для определения реакции среды рассмотрите возможность взаимодействия газа с водой во влажном воздухе, напишите соответствующее уравнение химической реакции. В морской воде, содержащей растворенный NaCl реакция среды нейтральная NaCl + H2O = NaOH + HCl NaOH = Na + + OH- HCl = H+ + Cl- 11.1.4. Определите тип деполяризации (водородная или кислородная) для электрохимической коррозии. В нейтральной среде протекает коррозия с кислородной деполяризацией. 11.1.5. Составьте схему коррозионного гальванического элемента. ![]() 11.1.6. Напишите электронные уравнения электродных процессов. анодный процесс: Sn0 - 2e– = Sn2+ катодный процесс: ![]() 11.1.7. Напишите уравнение токообразующей реакции, протекающей в элементе. ![]() 11.1.8. Укажите состав продуктов коррозии. Продуктом коррозии в данной среде является нерастворимый гидроксид олова. |