Карапетьянц М.Х., Дракин С.И. Общая и неорганическая химия. – М.: Химия, 1993. – 558 с.
4. Коровин В.Н. Общая химия. – М.: Высшая школа, 2000. – 557 с.
5. Коровин Н.В., Масленникова Г.Н. и др. Курс общей химии. – М.: Высшая школа, 1990. – 445 с.
6. Суворов А.В., Никольский А.Б. Общая химия. – СПб: Химиздат, 2001. – 512 с.
Примеры решения типовых задач
Задача 1. Вычислите теплоту сгорания этилового спирта С2Н5ОН.
Решение: уравнение реакции горения этилового спирта имеет вид:
С2Н5ОН(ж) + 3О2 = 2СО2 + 3Н2О(газ), ∆Н=?
∆Нр-ии = (2 ∆Н0298(СО2) + ∆Н0298(Н2О(газ))) – ∆Н0298(С2Н5ОН(ж));
∆Н р-ии = 2(–393,51) + 3(–241,84) – (–277,63) = –1234,91 кДж/моль.
Задача 2. Рассчитайте тепловой эффект реакции окисления кремния, протекающией по уравнению: Si(т)+2H2O(ж)=SiO2(k)+2H2(г), по стандартным теплотам образования веществ.
Решение: находим стандартные теплоты образования веществ (см. приложение):
∆Н0298(SiO2(k))= – 859,3 кДж/моль; ∆Н0298(H2O(ж))= – 285,8 кДж/моль.
Тепловой эффект реакции ∆Н0298рассчитываем по уравнению первого следствия из закона Гесса:
∆Н0р-ии= ∑ i ∆Н0298(конечн.прод.) – ∑ j∆Н 0298(исходн.в-в).
Учитывая, что теплоты образования простых веществ равны нулю, находим тепловой эффект реакции:
∆Н0р-ии=∆Н0298(SiO2(k)) – 2∆Н0298(H2O(ж))= –859,3 –2(– 285,8)= –287,7 кДж.
Задача 3.Исходя из теплоты образования газообразного диоксида углерода ∆Н0298= –393,5 кДж/моль и термохимического уравнения:
С (графит) + 2N2O (г) = СО2 (г) + 2N2 (г) ; ∆Н = – 557,5 кДж , вычислите теплоту образования N2O (г).
Решение: тепловой эффект реакции ∆Н0298реакции равен:
∆Н0р-ии= ∑ i ∆Н0298(конечн.прод.) – ∑ j∆Н 0298(исходн.в-в);
∆Н0р-ии=(∆Н0298(СО2 (г)) + 2∆Н0298(N2 (г)))– (∆Н0298 С (графит))+ 2∆Н0298N2O (г)), отсюда: ∆Н0р-ии=∆Н0298(СО2 (г)) – 2∆Н0298N2O (г), т.к. ∆Н0298 простых веществ равны нулю.
Вычисляем теплоту образования N2O (г):
∆Н0298N2O=(∆Н0298(СО2 (г)) – ∆Н0р-ии)/2=((– 393,5– (–557,5))/2=82кДж/моль.
Задача 4.Вычислите ∆G0298 для реакции протекающей по уравнению: TiO2(k) + 2C(k) = Ti(k)+ 2CO(г), если известно, что ∆Н0298=718 кДж, ∆S=365Дж/К. Возможно ли протекание данной реакции в стандартных условиях?
Решение:Изменение изобарно-изотермического потенциала определяется по уравнению: ΔG = ΔН – TΔS.
∆G0р-ии=718 – 298·365·10–3 = 609,2 кДж. Знак ∆G0 показывает направление самопроизвольного протекания реакции; ∆G0р-ии > 0, поэтому в стандартных условиях данная реакция самопроизвольно протекать не будет.
Задача 5. Определите температуру, при которой находится в равновесии система: NH3 (г) + HCl (г) ↔ NH4Cl (к) .
Решение: изменение изобарно-изотермического потенциала определяется по уравнению: ΔG = ΔН – TΔS , т.к. при равновесии изменение свободной энергии равно нулю (∆G = 0), то температура, при которой система находится в равновесии, равна T = ∆H/∆S.
Определяем тепловой эффект в реакции образования хлорида аммония из газообразных аммиака и хлористого водорода по уравнению первого следствия из закона Гесса:
∆Н0р-ии= ∆Н0298(NH4Cl(k)) – (∆Н0298(NH3(г)) +∆Н0298(HCl(г))) (стандартные теплоты образования веществ см. приложение);
∆Н0р-ии= –315,4–(–92,3) –(–46,2)= –176,9 кДж.
Определяем энтропию реакции:
∆S0р-ии= ∆S0298(NH4Cl (k)) – (∆S0298(NH3 (г)) + ∆S0298(HCl (г)));
∆S0р-ии= 94,6–192,5 –186,7= –284,6 Дж или –284,6·10-3 кДж.
Температура, при которой система находится в равновесии:
T = ∆H/∆S= – 176,9 /–284,6·10-3= 621,6 К.
Задача 6. Не производя вычислений, определить знак изменения энтропии в следующих реакциях:
NH4NO3 (к) = N2O (г) + 2Н2О(г) (1);
2Н2 (г) + О2 (г) = 2Н2О(г) (2);
2Н2 (г) + О2 (г) = 2Н2О(ж) (3).
Решение: в реакции (1) 1 моль вещества в кристаллическом состоянии образует 3 моля газов, следовательно, ∆S1> 0. В реакциях (2) и (3) уменьшается как общее число молей, так и число молей газообразных веществ, так что ∆S2 < 0 и ∆S3 > 0. При этом ∆S3имеет более отрицательное значение, чем ∆S2 , так как ∆S2 (Н2О(ж)) < ∆S3 (Н2О(г)).
Задача 7.Определить знаки ∆Н, ∆S, ∆G для реакции:
АВ(к) + В2(г) = АВ3(к), протекающей при температуре 298 К в прямом направлении. Как будет изменяться значение ∆G с ростом температуры?
Решение: самопроизвольное протекание реакции указывает на то, что для нее ∆G < 0. В результате реакции общее число частиц в системе уменьшается, причем расходуется газ В2, а образуется кристаллическое вещество АВ3; это означает, что система переходит в состояние с более высокой упорядоченностью, т. е. для рассматриваемой реакции ∆S < 0. Таким образом, в уравнении ΔG = ΔН – TΔS величина ΔG – отрицательна, а второй член правой части уравнения (– TΔS)положителен. Это возможно только в том случае, если ΔН < 0. С ростом температуры положительное значение члена – TΔSв уравнении возрастает, так что величина ΔG будет становиться менее отрицательной.
Задачи и упражнения для самостоятельной работы
1. Укажите гомогенную систему:
а) 3Fe + 4Н2О(пар) = Fe3O4 + 4Н2(г) ; б) С (тв) + О2(г) = СО2(г);
в) СО(г) + 2Н2(г) =СН3ОН(г); г)2Сr (тв) + ЗС12(г) =2СгС13(тв).
2. Предскажите знак изменения энтропии в реакции: 2Н2(г)+О2(г)=2Н2О(ж):
3. Тепловой эффект реакции SO2(г) + 2H2S(г) = 3S(тв) + 2Н2О(ж) равен –234,50 кДж. Определите стандартную теплоту (энтальпию) образования H2S(г) , если ∆H°298(SO2)= –296,9 кДж/моль; ∆Н0298(Н2О(ж)) = –285,8 кДж/моль.
4. Окисление аммиака протекает по уравнению:
4NH3(г) + 3О2(г) = 2N2(г) + 6Н2О(ж); ∆Н° = –1528кДж.
Определите стандартную теплоту образования NH3(г), если ∆Н°298(Н2О(ж))= –285,8 кДж/моль.
5. Определите тепловой эффект реакции (∆Н°298):
Fe2O3 + 2A1 = 2Fe + А12О3, если ∆Н°298(А12О3)= –1676,0 кДж/моль; ∆H0298(Fe2O3)= – 822,2 кДж/моль.
6. Определите тепловой эффект реакции:
NaH(к)+ Н2О(ж)= NaOH(р)+ Н2(г) по стандартным теплотам образования веществ, участвующих в реакции, если ∆H°298(NaHк) = – 56,94 кДж/моль, ∆Н°298 (NaOHp) = – 469,47 кДж/моль, ∆Н0298(Н2Ож) = –285,8 кДж/моль.
7. Исходя из теплот реакций окисления As2O3 кислородом и озоном
As2O3 + O2 = As2O5, ΔH° = – 271кДж,
3As2O3 + 2О3 = 3As2O5, ΔH° = – 1096кДж ,
вычислите теплоту образования озона из молекулярного кислорода.
8. Пользуясь значениями ΔG° образования отдельных соединений, вычислите ΔG° реакций:
а) СОСl2(г) = CO(г) + Cl2(г) ; б) SO2(г) + NO2(г) = SO3(г) + NO(г).
Определите возможность протекания реакций в стандартных условиях.
9. При сгорании 1 л ацетилена, взятого при нормальных условиях, выделяется 58,2 кДж. Вычислить теплоту образования С2Н2(г), если теплоты образования СО2 и Н2О(ж) равны –393 и –286 кДж/моль.
10. При восстановлении 12,7 г оксида меди (II) углем (с образованием СО) поглощается 8,24 кДж. Определить ∆Н0298 образования СuО.
11. Определите знак изменения энтропии для реакции: АВ(к) + В2(г) = АВ3(г). Возможно ли протекание этой реакции в стандартных условиях?
12. Определите знаки ∆Н, ∆S, ∆G для реакции: 2А2(к) + В2(г) = 2А2В(ж), протекающей при температуре 298 К в прямом направлении. Будет ли ∆G возрастать или убывать с ростом температуры?
13. Рассчитайте значения ∆ G °298 следующих реакций и установите, в каком направлении они могут протекать самопроизвольно в стандартных условиях при 25 °С:
а) NiO(к) + Рb(к) = Ni(к) + РbО(к) ; б) Рb(к) + СuО(к) = РbО(к) + Сu(к);
в) 8Аl(к) + 3Fe3O4(к) = 9Fe(к) + 4А12О3(к) .
14. Какие из перечисленных оксидов могут быть восстановлены алюминием при 298 К: CaO, FeO, CuO, РbО, Fe2O3, Cr2O3?
15. Вычислите значение ∆Н0298 для протекающих в организме реакций превращения глюкозы: а) С6Н12О6 (к) =2С2Н5ОН (ж)+ 2CO2(г);
б) С6Н12О6 (к) + 6О2 (г) =6Н2О (ж)+ 6CO2(г).
Какая из этих реакций поставляет организму больше энергии?
Глава 4. Химическая кинетика. Обратимость химических реакций. Химическое равновесие
Основные понятия химической кинетики
Химическая кинетика– раздел химии, который изучает скорость химических реакций и ее зависимость от различных факторов.
Скорость химических реакций определяется изменением концентрации одного из веществ, участвующих в реакции, в единицу времени:
υ ср= ±∆С/∆t(моль / л · с),
где υср – средняя скорость; С – молярная концентрация вещества; ∆ – знак разности;t– время.
Знак (+) берется в том случае, если скорость определяется по изменению концентрации продуктов реакции; знак (–) – если скорость определяется по изменению концентрации исходных веществ.
Понятие «концентрация» применимо лишь к гомогенной системе, поэтому приведенное выше определение скорости может быть дано только для гомогенных реакций: газофазных или протекающих в растворах.
В гетерогенных реакциях взаимодействие протекает на границе раздела двух фаз. Для таких реакций скорость определяется изменением количества вещества в единицу времени на единице поверхности раздела фаз:
υ = ±∆n/∆t · S(моль / с · м2),
гдеn– количество вещества; ∆t– промежуток времени отt1 доt2;S–поверхности раздела фаз.
Изменение количества вещества, по которому определяют скорость химической реакции, – это внешний фактор, наблюдаемый исследователем. По сути, все процессы осуществляются на микроуровне. Для того чтобы частицы прореагировали, они, как минимум, должны столкнуться, причем столкнуться эффективно: чтобы в них разрушились или ослабли существующие связи и смогли образоваться новые. Для этого реагирующие частицы должны обладать достаточной энергией.
Минимальный избыток энергии, которым должны обладать частицы исходных веществ по сравнению со средней энергией молекул, чтобы произошло их результативное столкновение, называют энергией активации.Таким образом, на пути всех частиц, вступающих в реакцию, имеется энергетический барьер, равный энергии активацииЕа. Если барьер невелик, то большинство частиц может его преодолеть, поэтому скорость реакции высокая; если энергия активации значительна, реакция протекает медленно.
Не нашли, что искали? Воспользуйтесь поиском по сайту:
©2015 - 2024 stydopedia.ru Все материалы защищены законодательством РФ.
|