Термодинамические характеристики участков реакции

Содержание



Задача №3

Задача №13

Задача №23

Задача №33

Задача №43

Задача №53

Задача №63

Задача №73

Задача №83

Задача №93

Рекомендуемая литература




Задача № 3



Дано: m (Zn) = 1,5 кг

V(Ha) = ?



Уравнение реакций:



Zn + 2HCl = ZnC +  H2   



По уравнению реакции количество водорода равно:



N(H2) = n(Zn)    



Найти количество цинка



m(Zn)

M(Zn)

N =  



N - количество вещества, моль 

m – масса вещества, г



1500

  65M – молярная масса, г/моль

N = 23 моль

N(H2) = 23 моль

Найдём объём водорода при нормальных условиях



V(H2) = N(H2)*Vм



V – объём, л 

N – количество вещества

Vм – молярный объём, л/моль

При нормальных условиях молярный объем любого газа равен 22,4 л/моль.

V(H2) = 23 * 22,4 = 515,2  л

Ответ: V(H2) = 515,2 л



Задача № 13



Элемент  №  24 – хром (Cr)

Положение в периодической системе: 4 период, 6 группа, побочная подгруппа.

Число протонов в ядре атома равно заряду ядра атома т.е. номеру элемента: Z = 24

Число нейтронов N равно: 



N = A – Z, 



где А - массовое число

N = 53 – 24 = 28

Электронная формула элемента для внешнего и продвинутого уровня:



+24Сr   …3s2 3p6 4s1 3d5



Электронная графическая формула для внешнего и продвинутого уровня:

		Для хрома характерен проскок электрона, для образования более устойчивой электронной конфигурации, электрон проскакивает на орбитале с более высокой скоростью.

Максимальное число валентных электронов 6 они находятся на 4s, 4p и 4d – орбиталях.

Хром – переходный элемент и относится к семейству d – элементов.

Возможные степени окисления +2, +3, +6.

Кислородные соединение хрома: Cr2O3,  CrO3, CrO. Cr2O3 – оксид хрома (3) относительно к амфотерным оксидам. 

Cr2O3 – нерастворимый в воде

В высокодисперсном состоянии растворяется в сильных кислотах с образованием солей хрома(3):



Cr2O3 + 6HCl  2CrCl3 + 3H2O



При взаимодействии с щелочами, содой и кислыми солями даёт соединение Cr3+ растворимый в воде:



Cr2O3 + 2KOH  2KCrO2 + H2O

Cr2O3 + Na2CO3  2NaCrO2 + CO2 

Cr2O3 + 6 KHSO  Cr2(SO4)3 + 3H2O



В присутствии сильного окисления в щелочной среде Сr2O окисляется до хроматы:



Сr2O3 + 3KNO3 + 2Na2CO3  2Na2CrO4 + 3KNO2 + 2CO2 



Сильные восстановители восстанавливают Cr2O3:



Сr2O3 + 3Al  Al2O3 + 2 Cr



CrO3 – кислотный оксид хрома (4), ангидрид хромовой и дихромовой кислот. При его растворении в воде образуется хромовая кислота (при недостатке СrO3):




CrO3 + H2O  H2Cr4O4



или дихромовая  кислота (при избытке CrO3):



2CrO3 + H2O  H2Cl2O7



CrO3 реагирует со щелочами образует хроматы:



CrO3 + 2KOH  K2 CrO4 + H2O



В кислой среде ион CrO42- превращается в ион Cr2O72-. В щелочной среде эта реакция протекает в обратном направлении: 



2CrO42- + 2Н+  Cr2O72- + H2O (кислотная среда)

2CrO42- + 2Н+  Cr2O72- + H2O (щелочная среда)



При нагревании выше 2500 С CrO3 разлагается:



4CrO3  2Сr2O3 + 3O2 



CrO3 – сильный окислитель (восстанавливается  до Cr2O3). Окисляет йод, серу, фосфор, уголь:



4CrO3 + 3S  2 Cr4O3 + SO2 



CrO – оксид хрома (3), пирофорный(в тонкораздробленном состоянии воспламеняется на воздухе), чёрный порошок, растворяется в разбавленной соляной кислоте: 



CrO + 2HCl  CrCl2 + H2O


CrO – сильный восстановитель, чрезвычайно неустойчив в присутствии влаги и кислорода:



4СrO + 3O2  2Cr2O3



Гидратные соединения: Сr(OH)2, Cr(OH)3, H2CrO4, HCr2O7

Cr(OH)2 – сильный восстановитель, переходит в соединение Сr3+ под действием кислорода воздуха:



4 Сr(OH)2 + O2 + 2H2O  4Cr(OH)3



При прокаливании в отсутствие кислорода образуется оксид хрома (2) СrO. При прокаливании на воздухе превращается в Сr2O3.

Cr(OH)3 – нерастворимый в воде гидроксид хрома (3), обладает амфотерными свойствами Cr(OH)3 растворяется как в кислотах, так и в щелочах:



2Cr(OH)3 + 3H2SO4  Cr2(SO4)3 + 6H2O

Cr(OH)3 + KOH  K[Cr(OH)4]



При прокаливании Сr(OH)3 получают оксид Сr2O3:



2 Сr(OH)3  Cr2O3 + 3H2O



2H2CrO4 – хромовая кислота, кислота средне силы.

H2Cr2O7 – дихромовая кислота, более сильная




Задача № 23



	Дано:

T = 298 K 

∆ 1 H0 = 298 - ?, ∆ 1 S0 = 298 - ?, ∆ 1 G0 = 298 - ?



	CaCO4 = CaO + CO2

	

	Стандартные термодинамические характеристики  участков реакции: 

	

	              кДж

∆ 1H0298, моль

	            Дж

	∆ 1S0298, моль*К

	              кДж

	∆ 1G0298,   моль

CaCO4

CaO

CO2

-1207

-635,5

-393,5

88,7

39,7

213,7

-1127,7

-604,2

-394,4



∆ 1H0298  – тепловой эффект реакции при стандартной температуре. 

∆ 1S0298 – изменение энтропии реакции при стандартной температуре.	

	∆ 1G0298 – химическое средство (изменение энергии Гиббса) при стандартной температуре.

	∆ 1H0298 – стандартная энтальпия образования вещества при T = 298

	∆ 1S0298 – стандартное изменение энтропии образования вещества при T = 298

∆ 1G0298 – стандартное изменение энергии Гиббса образования вещества при T = 298



∆ 1H0298 = ∑∆ 1H0298 (продуктов реакции)  – ∑∆ 1H0298 (исходных веществ)

∆ 1H0298 = (∆ 1H0298 (CaO) + ∆ 1H0298 (CO2)) - ∆ 1H0298 (CaCO3)



∆ 1H0298 = (-635,5 + (-393,5)) – (-1207) = -1029 + 1207 = 178 кДж

Вывод: в ходе реакции поглотилось 178 кДж тепла, так как ∆ 1H0298 > 0 


∆ 1S0298 = ∑∆ 1S0298 (продуктов реакции)  – ∑∆ 1S0298 (исходных веществ)

∆ 1S0298 = (∆ 1S0298 (CaO) + ∆ 1S0298 (CO2)) - ∆ 1S0298 (CaCO3)



∆ 1S0298 = (39,7 + 213,7) - 88,7 = 164 Дж/К

Вывод: молекулярный беспорядок в системе увеличивается, так как ∆ 1S0298 > 0



∆ 1G0298 = ∑∆ 1H0298 (продуктов реакции)  – ∑∆ 1H0298 (исходных веществ)

∆ 1G0298 = (∆ 1H0298 (CaO) + ∆ 1H0298 (CO2)) - ∆ 1H0298 (CaCO3)



∆ 1G0298 = (-604,2 + (-394,4)) – (-1127,7) = 129,1 кДж

Вывод: самопроизвольное протекание реакции невозможно, так как ∆ 1G0298 > 0



Задача № 33





V1

V2Дано:  г = 3    Т1 = 1200 С , Т2 = 800 С



T1 – T2

     10 



V1 – скорость реакции 

		г – температурный коэффициент скорости реакции Вант-Гоффа

	

V1

V2Т – температура 

3             = 34 = 81

Ответ: скорость  химической уменьшается в 81 раз 



Задача № 43



	Дано: m р-ра 1 = 300 г

	m р-ра 2 = 400 г 

	щ1  = 25 % 

	щ2 = 40 % 

	щ3 = ?

	

	Массовая доля вещества в растворе равна:

щ = * 100 %

щ1  = 25 % щ = массовая доля, %

mв-ва – масса вещества

 mр-ра – масса раствора

Массу вещества в первм и во втором растворе найти можно по формуле:  



щ1 m р-ра 1

100

m в-ва 1 =



щ2 m р-ра 2

100

m в-ва 2 =





300 * 25

 100 

m в-ва 1 =                      = 75 г



40 * 400

 100

m в-ва 2 =                  = 160 г

Масса вещества в растворе после смещения:



m р-ра 3 = m р-ра 1 + m р-ра 2  



m р-ра 3 = 75 + 160 = 235 г

Масса полученного раствора равна:



m р-ра 3 = m р-ра 1 + m р-ра 2



m р-ра 3 = 300 + 400 = 700 г

Массовая доля вещества в полученном растворе равна:



m в-ва 3

m р-ра 3

щ3 =                   * 100 %



235

700

щ3 =            * 100 % = 33,6 %

Ответ:  щ3 = 33,6 %



Задача № 53



HF + KOH = KF + H2O



HF, H2O – слабые электролиты

KOH, KF – сильные электролиты, диссоциируют на ионы в растворе 

HF + OH = F + H2O – уравнение в сокращённой ионно-молекулярной форме 



Задача № 63



Fe2(SO4)3    2Fe3+ + 3SO42-   (уравнение диссоциации)



Гидролиз по катиону:



Fe3+  H+OH-  FeOH2+ + H+ (уравнение 1 стадии гидролиза в сокращённой форме)



В гидролизе применяют участие ионы железа (3).

рН < 7, кислая среда




Задача № 73



Cu + H2SO4 (конц.)  CuSO4 + 2H2O + SO2

Cu0 – 2e  Cu+2     1  окислительные

S+6 + 2e  S+4             1 восстановительные



окислитель - Н2SO4

восстановитель - Сu



Задача № 83



AAg

AgNO3

0,1 M

KNO3

AgNO3

0,01 M

Ag



Для расчёта потенциала электродов используют уравнение Нернcта:



0,059

   n

Еок/вос = Еок/вос +            =  lgC



Еок/вос - электродный потенциал, В

Е0ок/вос – стандартный электродный потенциал , В

n – число электронов принимающих участие в процессе

С – концентрация ионов металла в растворе, М

ок – окислительная форма

иос – восстановительная форма



Е0Ag+/Ag = 0,80 B



0,059

1

ЕAg+/Ag = 0,80 +      lg 0,1 = 0,741 B



0,059     

1

ЕAg+/Ag = 0,80 +      lg 0,01 = 0,682 B

ЭДС гальванического элемента  разности электродных потенциалов катода и анода.

Катодом будит служить электрод с более положительным электродным потенциалом, а анодом – электрод с более отрицательным потенциалом.



ЭДС = Е (катода) – Е (анода) = 0,741 – 0,682 = 0,059 В



Уравнение реакций на катоде: Ag+ + e  Ag0 на аноде: Ag+ + e  Ag+



Задача № 93



K3[Fe(CN)6] – гексацианоферрат (3) калия

Центральный атом: Fe

Лиганды: CN-

Координальное число: 6

Ионы внешней среды: К+

Заряд центрального атома: 3+

Заряд комплексного иона: 3- 

Уравнение первичной диссоциации:



K3[Fe(CN)6]  3К+ + [Fe(CN)6]3-



Уравнение полной вторичной диссоциации:



[Fe(CN)6]3-   Fe3+ + 6CN-



Выражение для константы неустойчивости:



[Fe3+][CN-]6

[[Fe(CH)6]3-]

Кн = 



[ ] – равновесные концентрацииводород хром реакция гидролиз


Источники

	

	Н.Л. Глинка «Задачи и упражнения по общей химии»

	Н.В. Коровин. Общая химия. М., Высшая школа