Контрольная работа / Kontr_himiya.doc

Fe2O3(к)+3Н2(г) = 2Fe(к) + 3Н2О (г),

Рассчитывается по формуле:

∆Sх.р.= ∑Sпрод. - ∑Sисх.

∆Sх.р.= (2 ∆S°Fe(к) +3∆S°Н2О (г)) — (∆S° Fe2O3(к) + 3 ∆S°Н2г), где:

∆S°Fe(к)= 27.2 Дж/(моль*К)

∆S°Н2О (г))= 188.72 Дж/(моль*К)

∆S° Fe2O3(к) = 89.96 Дж/(моль*К)

∆S° O/H2(г) = 130.59 Дж/(моль*К)

(данные из табл.7)

С учетом этих данных:

∆Sх.р.= (2*27.2 +3*188.72) — (89.96+3*130.59) = 620.56-481.73 = 138.83 Дж/(моль*К)

Ответ: ∆Sх.р.= 138.83 Дж/(моль*К)

3. Мерой химического сродства (∆G°) является убыль энергии Гиббса (изменение изобарно- термического потенциала или энергии Гиббса).

Убыль энергии Гиббса ∆G°х.р. в химической реакции

Fe2O3(к)+3Н2(г) = 2Fe(к) + 3Н2О (г)

вычисляем по формуле:

∆G°х.р = ∆Н° - Т*∆S°

∆G°х.р = 96.61 — 298*0.13883 = 96.61-41.37 = +55.24кДж

Ответ: ∆G°х.р = +55.24кДж

Т.к. ∆G°х.р. > 0, то реакция при стандартных условиях невозможна; при этих условиях пойдет обратная реакция - окисление железа (коррозия).

Определяем температуру, при которой ∆G°х.р.= 0

∆Н = Т*∆S, отсюда Т = ∆Н/∆S = 96.61/0.13883 = 695.9°К,

 отсюда находим убыль энергии при 500°К :

∆G500 =96.61-500*0.13883 кДж = +27.19 кДж

Таким образом, ∆G при температуре 500°К составляет +27.19 кДж,

т.е. ∆G > 0 и реакция невозможна.

При температуре 2000°К находим ∆G2000 аналогично:

∆G2000 = 96.61 — 2000*0.13883 = 96.61 -277.66 = - 181.кДж

∆G2000 = - 181.кДж

∆G2000 <0, значит при температуре 2000°К реакция возможна.

Примечание:

Поскольку изначальная температура, при которой начинается реакция по уравнению

Fe2O3(к)+3Н2(г) = 2Fe(к) + 3Н2О (г),

из вышеприведенных расчетов равна 695.9°К, то путем сравнения температур можно сразу определить, что при температуре 500°К реакция не пойдет, а при температуре выше 695.9, т.е. при 2000°К пойдет с получением продуктов согласно уравнению.

Химическая кинетика и равновесие

Задача №139.

Почему при изменении давления смещается равновесие системы

N2 +3 H2 ↔2 NH3 и не смещается равновесие системы

 N2 + O2↔ 2NO?

Ответ мотивируйте на основании расчета скорости прямой и братной скорости реакций в этих системах до и после изменения давления. Напишите выражения для констант равновесия каждой из данных систем.

Решение.

Имеются два уравнения реакции

 1). N2 +3 H2 ↔2 NH3

 2).N2 + O2↔ 2NO?

В уравнении (1) обозначим концентрации реагирующих веществ:

[N2] = a; [H2] = b; [NH3] = с

Согласно закону действующих масс, скорость прямой и обратной реакций до изменения давления равны

Vпр = Ка*b³ Vобр = К1*с²

Предположим, что давление гомогенной системы увеличилось в два раза, тогда концентрация каждого из реагирующих веществ увеличится в два раза:

 [N2] = 2a; [H2] = 2b; [NH3] = 2с

при новых концентрациях скорости прямой и обратной реакций равны:

V´пр = К(2а)*(2b)³ = 16Кab³ V´обр = К1*(2с)² = 4К1*с²

Отсюда:

V´пр/ Vпр = 16К*a*b³/ К*а*b³ = 16;

V´обр /Vобр = 4К1*с²/ К1*с² = 4.

Следовательно, скорость прямой реакции увеличилась в 16 раз, а обратной только в 4 раза. Равновесие системы сместилось в сторону образования NH3.

Теперь рассмотрим уравнение (2).

Обозначим концентрации реагирующих веществ:

[N2] = a; [О2] = b; [NО] = с

Тогда скорости прямой и обратной реакций будут равны

Vпр = Ка*b Vобр = К1*с²

При увеличении давления в два раза концентрации будут равны:

[N2] = 2a; [О2] = 2b; [NО] = 2с

а скорости прямой и обратной реакций:

V´пр = К(2а)*(2b) = 4Кab; V´обр = К1*(2с)² = 4К1с²

Отсюда:

V´пр/ Vпр = 4Кab/ Ка*b = 4

V´обр/ Vобр = 4К1с²/ К1*с² = 4.

Скорости прямой и обратной реакций изменились одинаково, т.е. в 4 раза. Равновесие системы не изменилось и реакция не идет.

При равновесии скорости прямой и обратной реакции равны, а отношение констант этих скоростей постоянно и называется константой равновесия данной системы.

Для реакции по уравнению

N2(г) +3 H2(г) ↔2 NH3(г)

Vпр = К[N2] [H2]³ Vобр = К1 [NH3]²

Кравн = К/К1 = [NH3]²/ [N2] [H2]³

Для реакции по уравнению:

N2(г) + O2(г)↔ 2NO(г)

Vпр = К[N2] [O2] Vобр = К1 [NO]²

Кравн = К/К1 =[NO]² /[N2] [O2].

Тема Концентрации

Задача №146

Сколько и какого вещества останется в избытке, если к 75см3 0.3н раствора серной кислоты прибавить 125см3 0.2н раствора KOH?

2KOH + H2 SO4= K2 SO4+ 2H2O

Вещества вступают во взаимодействие в количествах, обратно пропорциональных их концентрациям, при этом для этого уравнения будет действительно равенство:

Vк*Ск = Vщ*Cщ

Определим, какое количество 0,2н раствора KOH израсходуется на нейтрализацию 75см3 0.3н раствора серной кислоты.

 Vк*Ск = Vщ*Cщ

Vщ= Vк*Ск / Cщ=75*0,3/0,2=112.5см3

Избыток KOH составляет

125 - 112.5 = 12.5см3 0,2н раствора KOH

Эквивалент KOH равна молярной массе, деленной на валентность металла.

Э = М/1 = 56г

Количество KOH в 12.5см3 0,2н раствора составляет

0.2*56/1000*12.5=0,14г KOH

Ответ: 0,14г KOH

Тема: Ионно-молекулярные (ионные) реакции обмена

Задача № 189

Какие из веществ KHCO3, CH3COOH, NiSO4, Na2S взаимодействуют с раствором H2 SO4?

Напишите молекулярные и ионно-молекулярные уравнения этих реакций.

2KHCO3+ H2 SO4= K2 SO4+ H2O +CO2

2K+ 2HCO3¯ +2H+ + SO4¯² = 2K+ SO4¯²+H2O + CO2

2HCO3¯= H2O + CO2

Na2S + H2 SO4= Na2S O4 + H2S

2Na+ + S¯² +2H+ SO4¯² = 2Na + SO4¯²+ H2S

 S¯² +2H= H2S

CH3COOH+ H2 SO4= CH3COO¯+H+ + 2H+ + SO4¯²

NiSO4+ H2 SO4= Ni+² + SO4¯²+2H+ + SO4¯²

Реакция с кислоты с кислотой и кислоты с солью, образованной от этой же кислоты не идет до конца, образуется равновесная система или смесь растворов.

Тема Свойства растворов

№167

Вычислите температуру кипения 5%ного раствора нафталина С10H8 в бензоле. Температура кипения бензола 80.2ºС. Эбулиоскопическая константа его 2.57ºС.

По закону Рауля повышение температуры кипения раствора по сравнению с температуры кипения растворителя выражается уравнением:

,где

∆Т — изменение температуры кипения раствора, ºС

К - эбулиоскопическая константа,ºС;

m - масса растворенного вещества, г;

m1- масса растворителя,г;

М - молярная масса растворенного вещества, г

М С10H8 = 12*10+ 1*8 = 128г

= 2.57 =1.05ºС

Ткип = 80,2+1.05=81.25ºС.

Ответ: Температура кипения 5%ного раствора нафталина С10H8 в бензоле 81.25ºС.

Тема: Гидролиз солей.

Задача №209.

Какое значение PH (7 < pH<7) имеют растворы солей:

Na3PO4, K2S, CuSO4? Составьте ионно-молекулярные и молекулярные уравнения гидролиза этих солей.

Гидролиз — это химическое взаимодействие ионов растворенной соли с водой, приводящее к образованию слабодиссоциирующих продуктов (молекул слабых кислот или оснований, анионов кислых или катионов основных солей) и сопровождающееся изменением pH среды.

1.Na3PO4 это соль сильного основания (щелочи) NaOH и средней кислоты (фосфорной) H3PO4. Гидролиз соли идет по анионному типу, т.к. катион Na+, связываясь с гидроксил-анионом OH¯, образует сильный электролит NaOH, который диссоциирует на ионы.

Фосфорная трехосновная кислота образует три вида солей:

NaH2PO4 —первичный фосфат Na, хорошо растворимый

Na2HPO4 — вторичный фосфат Na, практически нерастворимый

Na3PO4- третичный фосфат Na, практически нерастворимый.

Из этого ясно, что при гидролизе Na3PO4, т.е. реакции, идущей до образования слабодиссоциирующей (плохорастворимой) соли, будет образовываться вторичный фосфат натрия Na2HPO4.

1 ступень

Ионно-молекулярное уравнение

PO4¯³ + H2O ↔ HPO4¯² + OH¯

Молекулярное уравнение:

Na3PO4 + H2O ↔ Na2HPO4 + NaOH

2 ступень

Ионно-молекулярное уравнение

Na2HPO4 + H2O↔ H2PO4¯² +OH¯

Молекулярное уравнение

Na2HPO4 + H2O↔ NaH2PO4 + NaOH

3 ступень

Ионно-молекулярное уравнение

 H2PO4¯+ H2O = H3PO4 + OH¯

Молекулярное уравнение

NaH2PO4 + H2O = H3PO4 + NaOH

Обычно реакция идет по первой ступени, далее накапливаются гидроксильные ионы OH¯ и не дают реакции идти до конца.

Так как образуется кислая соль и сильное основание (щелочь), реакция раствора будет щелочная, т.е. pH>7.

2.Соль K2S, сульфид калия — это соль сильного основания и слабой фтористоводородной кислоты H2S. Гидролиз соли будет идти в две ступени, т.к. сероводородная кислота двухосновна, по анионному типу. Соль K2S при растворении в воде диссоциирует на катион К+ и сульфид-анион S¯². Катион К+ не может связать гидроксильный анион, т.к. при этом образуется сильный электролит KOH, который тут же диссоциирует на ионы, а сульфид-анион S¯² слабой кислоты связывается с гидроксильной группой в малодиссоциирующее соединение.

1 ступень

 Ионно-молекулярное уравнение

S¯² + H2O = HS¯ + OH¯

Молекулярное уравнение

K2S + H2O = KHS + KOH

2 ступень

Ионно-молекулярное уравнение

HS¯ + H2O = H2S + OH¯

Молекулярное уравнение

KHS + H2O = H2S + KOH

Гидролиз протекает по первой ступени с образованием сильнощелочной реакции, pH>7.

3. CuSO4, сульфат меди — соль сильной кислоты и слабого многокислотного основания . Cu(OH)2 . Гидролиз соли будет идти с образованием катионов основной соли CuOH+.

1 ступень

 Ионно-молекулярное уравнение

Cu+² + H2O↔ CuOH+ + H+

Молекулярное уравнение

CuSO4+ H2O ↔ (CuOH)2SO4 + H2SO4

По 2 ступени реакция не пойдет из-за образующегося избытка ионов водорода сильной серной кислоты. Среда имеет кислую реакцию, pH<7.

Тема: Окислительно-восстановительные реакции.

Задача №229.

Реакции выражаются схемами

H2S + Cl2 + H2O → H2SO4 + HCl

K2Cr2O7 + H2S + H2SO4 → S + Cr2(SO4)3 + K2SO4+ H2O

Составьте электронные уравнения. Расставьте коэффициенты в уравнениях реакций. Для каждой реакции укажите, какое вещество является окислителем, какое — восстановителем; какое вещество окисляется, какое — восстанавливается.

Реакции, сопровождающиеся изменением степени окисления атомов, входящих в состав реагирующих веществ, называются окислительно-восстановительными. При этом одно вещество окисляется, другое восстанавливается, это процесс взаимосвязанный.

Под степенью окисления понимают условный заряд атома, который вычисляют, исходя из предположения, что молекула состоит только из ионов.

Степень окисления — это условный заряд, который приобрел бы атом элемента, если предположить, что он принял или отдал то или иное количество электронов.

Окисление — процесс отдачи электронов атомом, молекулой или ионом.

Восстановление — процесс присоединения электронов атомом, молекулой или ионом.

Отдающий электрон — восстановитель, сам при этом окисляется,

Принимающий электрон- окислитель, сам при этом восстанавливается.

Решение.

1.Сначала в данной схеме уравнения определим степень окисления атомов в левой и правой части уравнения, затем проанализируем как изменилась степень окисления каждого атома, участвующего в окислительно-восстановительном процессе, составим электронные уравнения и методом баланса электронных уравнений расставим коэффициенты.

-2 0 +6 -1

H2S + Cl2 + H2O → H2SO4 + HCl

Степень окисления серы S в соединении H2S (-2)-низшая,

в соединении H2SO4(+6)-высшая. Сероводород является восстановителем, сам окисляется.

Степень окисления хлора в свободном хлоре —(0)- промежуточная, в хлористом водороде

(-1)-низшая. Хлор является окислителем, сам восстанавливается.

Напишем электронные уравнения:

Восстановитель S¯² -8e = S+6 процесс окисления /8 К=1

Окислитель 2Cl° + 2e = 2Cl¯¹ процесс восстановления /2 К=4

Общее число электронов, отданное восстановителем-8, их отдает одна моль сероводорода. Это же число электронов должен принять окислитель: 1 моль хлора принимает 2 электрона, по закону кратности 8 электронов примут 4 моль хлора. Ставим коэффициент 1 перед молекулой H2S и коэффициент 4 перед молекулой Cl2. Расставляем остальные коэффициенты в соответствии с этими. Уравнение принимает вид:

H2S + 4Cl2 + 4H2O → H2SO4 + 8HCl

Итак, в представленной реакции:

- Cl2— окислитель, сам восстанавливается; 4 молекулы, содержащие 8 атомов хлора, принимают 8*1=8 электронов.

-H2S —восстановитель, сам окисляется, 1 молекула, содержащая 1 атом серы,

 отдает 1*8=8 электронов.

2. Схема уравнения реакции:

K2Cr2O7 + H2S + H2SO4 → S + Cr2(SO4)3 + K2SO4+ H2O

Проставляем степени окисления

+6 -2 +6 0 +3 +6

K2Cr2O7 + H2S + H2SO4 → S + Cr2(SO4)3 + K2SO4+ H2O

Атом хрома меняет степень окисления с +6 на +3, т.е принимает 3 электрона и является окислителем.

Атом серы в молекуле серной кислоты не меняет степень окисления, значит в процессе окислительно-восстановительном не принимает участия. Атом серы, входящий в состав молекулы сероводорода меняет степень окисления с (-2) на (0), т.е. отдает электроны и является восстановителем. Электронные уравнения принимают вид:

Восстановитель S¯² -8e = S+6 процесс окисления /8

Окислитель Cr +6 + 3e = Cr +3 процесс восстановления /3

С учетом того, что в молекулу K2Cr2O7 входит 2 атома Cr, общее число электронов, принятое молекулой K2Cr2O7 равно 6, электронное уравнение принимает вид:

Восстановитель S¯² -8e = S+6 процесс окисления /8

Окислитель 2Cr +6 + 6e =2Cr +3 процесс восстановления /6

Наименьшее кратное для цифр 8 и 6 —это 24.

Коэффициент для атомов молекулы, содержащей S¯² равен 24/8 =3

Коэффициент для атомов молекулы, содержащей Cr +6 равен 24/6 =4

Проставляем эти коэффициенты и подбираем остальные.

Уравнение реакции принимает вид:

 4K2Cr2O7 +3H2S + 16H2SO4 →3S + 4Cr2(SO4)3 + 4K2SO4+ 28H2O

Итак, в представленной реакции:

-K2Cr2O7 — окислитель, сам восстанавливается; 4 молекулы, содержащие8 атомов хрома, принимают 8*3=24 электрона.

-H2S — восстановитель, сам окисляется, 3 молекулы, содержащие 3 атома серы,

 отдают 3*8=24 электрона.

Тема: Электродные потенциалы и электродвижущие силы.

Задача №248

Составьте схемы двух гальванических элементов, в одном из которых медь была бы катодом, а в другом — анодом.

Напишите для каждого из этих элементов электронные уравнения реакций, протекающих на катоде и на аноде.

Электродный потенциал — это двойной электрический слой, характеризующийся скачком потенциала, который образуется на границе металл-жидкость.

 Механизм его возникновения таков: при погружении металлической пластинки в в воду катионы металла на ее поверхности гидратируются полярными молекулами воды и переходят в жидкость. Электроны, остающиеся в металле придают поверхностному слою отрицательный заряд. Возникает электростатическое притяжение между перешедшими в жидкость гидратированными катионами и поверхностью металла. В системе устанавливается подвижное равновесие:

Ме+ mH2O ↔ Ме(Н2О)  (в растворе) + ne¯ (в металле), где

n-число электронов, принимающих участие в процессе.

Стандартный электродный потенциал — это электродный потенциал, возникающий при погружении металла в раствор собственного иона с концентрацией (или активностью), равной 1 моль/л, измеренный по сравнению со стандартным водородным электродом.

Потенциал стандартного водородного электрода при 25°С условно принимается равным нулю (Е° = 0; ∆G° = 0).

Если расположить металлы в ряд по мере возрастания их электродных потенциалов Е°, получим ряд стандартных электродных потенциалов или ряд напряжений.

Чем меньше значение стандартного электродного потенциала Е°, тем большими восстановительными свойствами обладает данный металл в виде простого вещества и тем меньшие окислительные способности проявляют его ионы, и наоборот.

Напомним, что на аноде:

 проходит окисление, процесс отдачи электронов атомом, молекулой или ионом. Отдающий электрон — восстановитель, сам при этом окисляется,

На катоде:

Происходит восстановление, процесс присоединения электронов атомом, молекулой или ионом.

Принимающий электрон- окислитель, сам при этом восстанавливается.

Для решения используем данные ряда напряжений и вышеизложенные правила.

Металлы, имеющие меньшее числовое значение Е°, т.е. расположенные в ряду напряжений выше меди, будут проявлять большие восстановительные свойства как простое вещество, т.е. Ме° будет служить анодом и отдавать электроны. При этом медь будет катодом.

Выберем любой металл, например висмут.

 Bi/Bi Е°= +0.215в

Cu/Cu Е°= +0.340в

На аноде:°

Bi° - 3e = Bi+3 /6:3=2/2

На катоде:

Си+2 +2e = Сu° /6:2=3/3

По методу наименьшего кратного расставим коэффициенты, уравнение примет вид:

2 Bi + 6e + 3Си+2 +6e = 2Bi+3 + 3Сu° или

2 Bi + 3Си+2 = 2Bi+3 + 3Сu°