Контрольная работа по химии. Контрольная работа по дисциплине химия
 Скачать 129.03 Kb.
|
1 2 Приднестровский государственный университет имени Т.Г.Шевченко Естественно-географический факультет Кафедра химии и методики преподавания химии КОНТРОЛЬНАЯ РАБОТА ПО ДИСЦИПЛИНЕ «ХИМИЯ» Выполнил_______________________________________ Студент___________курса_____________спец.________ Группа__________№ зачет.книжки______вариант____ Подпись:______________________________________ Преподаватель:__________________________________ Оценка:______________________________________ Дата:____________________________________________ Подпись:_______________________________________ Тирасполь А). Основные понятия и законы химии Количество вещества, молярная масса и абсолютная масса молекулы вещества А-1.Определите абсолютную массу одной молекулы Этана(C2H6) и двух атомов гелия(2He). Решение: В химии не используют значения абсолютных масс молекул, а пользуются величиной относительной молекулярной массы. Она показывает, во сколько раз масса молекулы больше 1/12 массы атома углерода. Эту величину обозначают Mr. Относительная молекулярная масса равна сумме относительных атомных масс входящих в нее атомов. Как известно, закон Авогадро применим только к газообразным веществам. Но химикам необходимо иметь представление о количестве молекул и в порциях жидких или твердых веществ. Поэтому для сопоставления числа молекул в веществах химиками была введена величина – молярная масса. Молярная масса обозначается М, она численно равна относительной молекулярной массе. Отношение массы вещества к его молярной массе называется количеством вещества. Количество вещества обозначается n. Это количественная характеристика порции вещества, наряду с массой и объемом. Измеряется количество вещества в молях.  Слово «моль» происходит от слова «молекула». Число молекул в равных количествах вещества одинаково. Экспериментально установлено, что 1 моль вещества называется числом Авогадро. А если к нему добавить единицу измерения – 1/моль, то это будет физическая величина – постоянная Авогадро, которая обозначается NА. Молярная масса измеряется в г/моль. Физический смысл молярной массы в том, что эта масса 1 моль вещества. Таким образом,в данной задаче : m(C2H6)=M(C2H6)г/моль ∙ n(C2H6); M(C2H6)=30г/моль; Если взять гелий в количестве одного моля, в котором содержится число Авагадро атомов (Na=6.022045*10^23 1/моль) , то его масса будет 40*10^(-4)кг=4г. для наглядности, такое количество гелия занимает объем 22,4л. Значит масса двух атомов гелия равна 8 грамм; Ответ:абсолютная масса одной молекулы этана равна 30 г/моль,а абсолютная масса двух атомов гелия Равна 8 грамм. Эквивалент, количество вещества эквивалентов, молярная масса эквивалентов вещества А-15.При восстановлении 1,5 грамм оксида олова водородом H2 образовалось 0,4 грамм воды H20.Вычислите Молярную массу эквивалентов олова и определите формулу его оксида. Решение: Одним из основных законов химии является закон эквивалентов, открытый в конце 18 века: массы элементов, соединяющихся друг с другом, пропорциональны их эквивалентам:  где mA, mВ – массы взаимодействующих веществ А и В; ЭА и ЭВ – эквиваленты этих веществ. Эквивалент – это реальная или условная частица, которая в кислотно-основных реакциях ионного обмена равноценна одному атому или одному иону водорода, а в окислительно-восстановительных реакциях одному электрону. Массу одного моля эквивалента элемента называют молярной массой эквивалента MЭ(X). Значение эквивалента веществ зависит от того, в какой конкретной реакции участвует это вещество. Молярная масса эквивалента химического элемента (MЭ(X)), а также простых или сложных веществ рассчитывается по формуле  где M(X) – молярная масса; вал – суммарная валентность. Для простых веществ суммарная валентность определяется произведением валентности атома химического элемента и числа атомов. Так, молярная масса эквивалента алюминия составляет MЭ(AI) = 27/3 = 9г моль-1. Молярные массы эквивалента кислорода и водорода следует запомнить, они равны соответственно MЭ(О) = 16/2=8г моль-1, МЭ(Н) = 1/1 = 1 г моль-1. Молярные массы эквивалента сложных веществ вычисляются по их химическим формулам с учетом происходящих химических реакций. Молярная масса эквивалентов сложных веществ может быть равна массе условных частиц, образующих данное вещество. Мэ (оксида) = Мэ (О) + Мэ (элемента) = 8 + Мэ (элемента), т.к. Мэ кислорода величина постоянная, равна 8г моль-1. Таким образом, 0,4 граммам воды в данной задаче Соответствует масса кислорода равная: M(O2)=0,4∙16/18=0,3555 грамм; Стало быть исходный оксид олова содержал: 1,1445 грамм олова и 0,3555 грамм кислорода; Экв. Масса кислорода равна 8г/(моль∙экв); Количество экв.кислорода равно 0,3555/8=0,044438моль∙экв; Олова столько же,значит его экв.масса равна : 1,1445/0,044438=25,8г/(моль∙экв.); Значит формула оксида,если атомная масса равна 118 г/моль, Является SnO2,так как фактор эквивалентности равен 4. Ответ:Молярная масса эквивалента олова равна 25,8г/(моль∙экв.),а формула его оксида SnO2. Б.Энергетические эффекты химических процессов. Термохимические расчёты. Термодинамическое равновесие Связь между внутренней энергией и энтальпией процесса Б-7.Определите стандартную энтальпию образования кальция ортофосфата( ∆H̊обр.Са3PO4)2),если тепловой эффект Экзотермического процесса(∆H̊298),протекающего по Уравнению: 3СаO+P2O5Ca3(PO4)2,равен 739 Кдж.Рассчитайте Изменение внутренней энергии(∆Ů298) при расходовании 112 грамм оксида кальция. Решение: Свойства веществ и систем характеризуется параметрами. В термодинамике, наряду с известными параметрами (масса, объем, давление, температура, теплоемкость и т.д.), используются особые (термодинамические) параметры: внутренняя энергия, энтальпия, энтропия, энергия Гиббса. Эти параметры называются функциями состояния системы, поскольку они зависят только от её начального и конечного состояния и не зависят от пути перехода системы из начального состояния в конечное. Внутренней энергией (U) называется находящаяся в веществе или системе в скрытом виде энергия, которая включает: внутриядерную энергию, энергию движения электронов в атомах, энергию химических связей между атомами, энергию внутримолекулярных колебаний атомов и атомных групп, энергию поступательного и вращательного движения молекул, тоесть все виды энергии, кроме кинетической и потенциальной энергии системы в целом. Абсолютную величину внутренней энергии определить невозможно, но в этом нет необходимости, так как в практической деятельности важно знать изменение внутренней энергии (DU) при переходе систем из одного состояния в другое. Энтальпией(H) называется сумма внутренней энергии и произведения давления на объем: H = U + p·V Абсолютная величина энтальпии, как и внутренней энергии, не может быть определена. В практических расчетах пользуются изменением этой величины: DH = DU + p·DV В изохорных реакциях объем не изменяется, следовательно DV = 0 и Qv = DU, тоесть тепловой эффект изохорного процесса равен изменению внутренней энергии и, наоборот, изменение внутренней энергии численно равно тепловому эффекту изохорного процесса. В изобарных реакциях p = const, a DV ¹ 0, следовательно: Qp = DU + p·DV = (U2 – U1) + p·(V2 – V1) Проведем перестановки: Qp = (U2 + p·V2) – (U1 + p·V1) = H2 – H1 = DH Таким образом тепловой эффект изобарного процесса равен изменению энтальпии: Qp = DH Большинство химических реакций является изобарными, поэтому тепловой эффект химических реакций обычно отождествляется с её энтальпией. Для экзотермических процессов энтальпия имеет отрицательный, а для эндотермических – положительный, тоесть энтальпии реакции знак присваивается с позиций «внутреннего наблюдателя». Соотношение обозначений и знаков термохимии и химической термодинамике таково:
По следствию из закона Гесса:ΔHо298 х. р = ΔНоƒ, Са3 (PO4) 2 - (3ΔНоƒ, СаО + ΔНоƒ, P2O5) ΔНоƒ, (СаО) = - 635,5; ΔНоƒ, (P2O5) = - 1492 (кДж/моль). ΔНоƒ, Са3 (PO4) 2 = - 739 + 3· (-635,5) - 1492 = - 4137,5 кДж/моль; Изменение внутренней энергии рассчитывается по формуле ΔU=ΔH-A, для газов A (работа расширения) = Δn*R*T ΔU = ΔH - Δn*R*T, где Δn - изменение числа моль газообразных продуктов реакции и исходных веществ. ∆H̊р-ции=1∙∆H̊(Ca3(PO4)2)-3∙∆H̊CaO=-4112,9кДж/моль- -3∙(-635,1кДж/моль)=-2207,9кДж/моль; R=8,3∙10-3кдж/моль∙К-газовая постоянная; Т=298К(25̊С); ∆U=∆H-∆n∙R∙T; ∆U=-2207,9кДж/моль-2∙8,3∙10∙3∙298=-2212,8кДж/моль; Ответ:Таким образом в процессе реакции внутренняя энергия уменьшилась на 2212,8кДж/моль Энергия Гиббса и направление химической реакции. Состояние равновесия Биохимические реакции обычно происходят при изобарно- изотермических условиях. В этих условиях энергетическое состояние системы характеризуется энтальпией, а мерой неупорядоченности системы будет произведение температуры и энтропии. Функцией, учитывающей обе эти характеристики и противоположность в тенденции их изменения при самопроизвольных процессах, является свободная энергия Гиббса. Энергия Гиббса (или изобарно – изотермический потенциал) является обобщенной функцией состояния системы, учитывающей энергетику и неупорядоченность системы при изобарно – изотермических условиях. Названа она в честь одного из основателей химической термодинамики, американского ученого Джозайи Уилларда Гиббса (1839 – 1903). Изменение энергии Гиббса для биохимических процессов в условиях, отличных от стандартных, можно рассчитать на основе экспериментальных значений ∆Н и ∆S для этих процессов по уравнению: ∆G =∆Н - Т∆S, где ∆Н - характеризует полное изменение энергии системы при p,T = const и отражает стремление системы к минимуму энергии (энтальпийный фактор); Т∆S – характеризует ту часть энергии, которую нельзя превратить в работу, и отражает стремление системы к максимуму неупорядоченности (энтропийный фактор); ∆G – характеризует ту часть энергии, которую можно перевести в работу, и является термодинамическим критерием самопроизвольного протекания любых процессов при p,T = const. Если в уравнение для расчета свободной энергии Гиббса ввести значение ∆Н°р. и ∆S°р., найденные с использованием следствия из закона Гесса, то мы получаем формулу для расчета ∆G реакции, протекающей в стандартных условиях: ∆G°p.f=∑νj∆G°j - ∑νi∆G°i где∆G°j, ∆G°i – значения энергии Гиббса продуктов реакции и исходных веществ, νj ,νi - соответствующие стехиометрические коэффициенты в уравнении химической реакции. В термодинамических расчетах используют значения энергии Гиббса, измеренные при стандартных условиях (∆G°, кДж/моль). Данные величины приведены в справочниках термодинамических величин. Для простых веществ в термодинамически устойчивой форме стандартная энергия Гиббса их образования принята равной нулю. Рассчитав ∆G химической реакции, можно не производя экспериментов, дать ответ о принципиальной (термодинамической) возможности (или невозможности) ее протекания: ∆G<0 – реакция протекает самопроизвольно; ∆G=0 – реакция находится в состоянии равновесия; ∆G>0 – несамопроизвольная реакция (самопроизвольна обратная реакция). Знак ∆G, а значит, и самопроизвольность реакции зависит от величины соотношения ∆Н и Т∆S. Самопроизвольное осуществление реакции (∆G<0) возможно в следующих случаях: 1) ∆Н<0 (экзотермический процесс) и в то же время |∆Н |>| Т∆S |, т.е. при экзотермических процессах знаки ∆Н и ∆G совпадают, что означает возможность протекания процесса независимо от знака ∆S; 2) ∆Н>0 (эндотермический процесс) и |∆Н |<| Т∆S |, тогда возрастание энтальпии компенсируется значительно большим ростом энтропийного фактора, что осуществимо при высоких температурах или при реакциях с участием газовой фазы, когда наблюдается значительное увеличение энтропии. Этим и объясняется возможность протекания эндотермических реакций, что не согласуется с принципом Бертло о самопроизвольности только экзотермических реакций. Судить о направлении процесса по знаку изменения энтальпии в соответствии с этим признаком можно лишь: а) при низких температурах (при Т→0, Т∆S→0, и Т∆S<< ∆Н), когда знаки изменения свободной энергии и энтальпии совпадают; б) в конденсированных системах, в которых в процессе взаимодействия энтропия меняется незначительно, (беспорядок не может существенно возрасти, если, например, одно кристаллическое вещество превращается в другое кристаллическое вещество). Поэтому при низких температурах и в конденсированных системах возможно лишь протекание экзотермических реакций (∆G<0, когда ∆Н<0). Химическое равновесие. Химические реакции бывают обратимыми и необратимыми. Необратимыми называются реакции, которые протекают только в одном направлении до полного израсходования одного из реагирующих веществ. 2Ca + O2→2CaO (тв.) Ca + H2SO4 (разб.)→ CaSO4+H2↑ 4Ca +5 H2SO4 (конц.)→ 4CaSO4+H2S +4H2O NH4NO3→ 2H2O +N2O↑ Критериями необратимости процесса можно считать выделение газа в процессе реакции, образование твердых и малодиссоциирующих соединений. Однако в природе необратимых реакций меньше, чем обратимых. Обратимыми называются процессы, в которых одновременно протекают две взаимно противоположные реакции – прямая и обратная. Например, H2 + I2 ↔2HI CH3COOH + C2H5OH ↔ CH3COOC2H5 + H2O Главная особенность протекания обратимых реакций заключается в стремлении достичь динамического равновесия, так как это состояние возникает и поддерживается вследствие протекания реакций в двух противоположных направлениях с одинаковыми скоростями. Химическое равновесное состояние системы характеризуется: 1) равенством скоростей прямой и обратной реакции Vпр. = Vобр.; 2) энергетической выгодностью Gравн. = min; 3) отсутствием изменений величин параметров и функций состояния системы: концентрации реагентов, энтальпии, энтропии и энергии Гиббса для прямой и обратной реакций. Б 20.При нагревании до температуры 375К смеси, Содержащей по 1моль/л газов SO2 и Cl2, в результате Реакции между ними ,образовалась равновесная Смесь, содержащая 0,721моль/литр сульфоксохлорида SO2Cl2. Рассчитайте стандартное изменение энергии Гиббса Реакционной системы при этой температуре. Решение: SO2+Cl2SO2Cl2 При решении данной задачи,воспользуемся формулой: ∆G = ∆H-T∆S; ∆H=∆H(SO2Cl2)-∆H(SO2)= -391,2+296,8= -94,4кДж; ∆S=∆S(SO2Cl2)-∆S(SO2)-∆S(Cl2)=216,3-248,1-222,98= = -254,78Дж/(моль∙К); ∆G= -94400+375∙254,78=1142,5кДж; Таким образом,в равновесной смеси преобладают Исходные вещества. Ответ:Стандартное изменение энергии Гиббса реакционной Системы при температуре 375К ∆G=1142,5кДж . В). Скорость химической реакции, её зависимость от природы реагентов, концентрации и температуры. Химическое равновесие. Условия смещения равновесия Закон действующих масс в гомогенной и гетерогенной среде Скоростью химической реакции называется изменение концентрации веществ в ходе реакции в единицу времени:  Кинетическое уравнение, связывающее скорость данной реакции с концентрацией реагирующих веществ, имеет вид:  = k[A][B],что представляет собой выражение закона действующих масс (ЗДМ), в соответствии с которым скорость химической реакции прямо пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ в степенях, равных соответствующим стехиометрическим коэффициентам. Постоянный множитель k в кинетическом уравнении называется константой скорости реакциии показывает скорость реакции при концентрации каждого реагента равной 1 моль/л. Константа скорости химической реакции зависит от природы реагирующих веществ и температуры в соответствие с уравнением Аррениуса:  где: А – предэкспоненциальный множитель, зависящий от числа соударений реагирующих частиц между собой; Еа – энергия активации, Дж/моль; R – универсальная газовая постоянная, 8,31 Дж/Kмоль; Т – абсолютная температура, K Значения константы скорости реакции меняется в широких пределах (от 10-7до 1011 единиц), что указывает на значительное различие в скорости разных реакций. В аналитической химии применяют в основном быстрые реакции. Для ускорения медленных реакций в соответствии с уравнением Аррениуса используют повышение температуры (нагревание) и катализаторы (уменьшение энергии активации). При протекании любой химической реакции наряду с прямой реакцией имеет место и обратная (обратимость реакции), причем при определенных условиях наступает такой момент когда скорости прямой и обратной реакций становятся одинаковыми. Этот момент называется химическим равновесием, а концентрации веществ, участвующих в этом равновесии, называют равновесными. Химическое равновесие является подвижным (динамическое равновесие) и на него можно влиять как со стороны исходных веществ, так и со стороны продуктов реакции в соответствии с принципом Ле-Шателье. Для обратимой реакции A + B ↔ C + D в соответствии с ЗДМ скорости прямой и обратной реакции могут быть записаны следующим образом:    Тогда, в момент равновесия:  и   Величина называется концентрационной константой химического равновесия или концентрационной константой равновесия. Концентрационная константа равновесия для данной конкретной реакции зависит от температуры, природы реагирующих веществ и растворителя, ионной силы раствора. В справочной литературе значения концентрационных констант равновесия реакций приводятся с обязательным указанием температуры и ионной силы раствора, природы растворителя. В-2.Реакции окисления азота до его монооксида Соответствует уравнение: N2+O22NO Начальные концентрации реагентов были равны соответственно (моль/литр): 1 2 |