ХИМИЯ)

Министерство образования науки РФ

КАЗАНСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ

АРХИТЕКТУРНО-СТРОИТЕЛЬНЫЙ УНИВЕРСИТЕТ

Кафедра химии

РАСЧЕТНО-ГРАФИЧЕСКАЯ РАБОТА

Выполнил студент

группы 3ПГ-105

Пичкалев А.А.

Проверил: Мурафа Н.К.

Казань, 2013

Билет №9

Задача 1

Решение:

Энергия Гиббиса — критерий самопроизвольного протекания химических реакций.

В химических процессах одновременно действуют два противоположных фактора — энтропийный () и энтальпийный (). Суммарный эффект этих противоположных факторов в процессах, протекающих при постоянном давлении и температуре, определяет изменение энергии Гиббса ():

Из этого выражения следует, что , то есть некоторое количество теплоты расходуется на увеличение энтропии (), эта часть энергии потеряна для совершения полезной работы (рассеивается в окружающую среду в виде тепла), её часто называют связанной энергией. Другая часть теплоты () может быть использована для совершения работы, поэтому энергию Гиббса часто называют также свободной энергией.

Характер изменения энергии Гиббса позволяет судить о принципиальной возможности осуществления процесса. При  процесс может протекать, при  процесс протекать не может. Если же , то система находится в состоянии химического равновесия.

2Al + Fe₂O₃ = 2Fe + Al₂O₃

G⁰[Al]=0 потому что простой элемент

G⁰[Fe₂O₃]=-740.3 (кДж/моль)

G⁰[Fe]=0 потому что простой элемент

G⁰[Al₂O₃]=-1582.0 (кДж/моль)

ΔG_прям= G⁰[Al₂O₃] - G⁰[Fe₂O₃] = -1582 + 740,3 = -841(кДж/моль)

ΔG_прям <0, следовательно реакция может протекать самопроизвольно.

ΔG_обр= G⁰[Fe₂O₃] - G⁰[Al₂O₃] = -740,3 +1582 = 841 (кДж/моль)

ΔG_прям >0, следовательно реакция не может протекать самопроизвольно.

Задача 2

Решение:

Энергия Гиббиса — критерий самопроизвольного протекания химических реакций.

В химических процессах одновременно действуют два противоположных фактора — энтропийный () и энтальпийный (). Суммарный эффект этих противоположных факторов в процессах, протекающих при постоянном давлении и температуре, определяет изменение энергии Гиббса ():

Из этого выражения следует, что , то есть некоторое количество теплоты расходуется на увеличение энтропии (), эта часть энергии потеряна для совершения полезной работы (рассеивается в окружающую среду в виде тепла), её часто называют связанной энергией. Другая часть теплоты () может быть использована для совершения работы, поэтому энергию Гиббса часто называют также свободной энергией.

Характер изменения энергии Гиббса позволяет судить о принципиальной возможности осуществления процесса. При  процесс может протекать, при  процесс протекать не может. Если же , то система находится в состоянии химического равновесия.

Задача 3

Решение:

Химическим равновесием называется такое состояние, когда скорости прямой и обратной реакций равны. Характеризуется химическое равновесие константой К, она имеет вид aA + bB =cC + dD, В условии задачи даны равновесные концентрации. Поэтому сразу можно рассчитать константу химического равновесия для реакции: 2SO₂ + O₂  2SO₃, Чтобы рассчитать исходные концентрации кислорода и диоксида серы, необходимо найти, сколько этих компонентов было израсходовано на получение 0,21 моля триоксида серы и сложить с равновесными концентрациями. Согласно уравнению реакции для получения 2 молей триоксида серы требуется 2 моля диоксида серы, а для получения 0,21 моля триоксида серы  Х молей диоксида серы. Отсюда X =  = 0,21 моля. Итак, [SO₂]_изр. = 0,21 моль/л. На получение SO₃ было израсходовано 0,21 моля SO₂, тогда  [SO₂]_исх. = [SO₂]_равн. + [SO₂]_изр. = 0,6 + 0,21 = 0,81 моль/л, [SO₂]_исх = 0,81 моль/л. Для получения 2 молей SO₃ требуется 1 моль O₂.

Для получения 0,21 моля SO₃  X молей O₂. X =  = 0,105 молей.  Итак, [O₂]_изр. = 0,105 моль/л. [O₂]_исх. = [O₂]_равн. + [O₂]_изр. = 0,24 + 0,105 = 0,345 моль/л.

Задача 4

Решение:

Гидролиз солей — разновидность реакций гидролиза, обусловленного протеканием реакций ионного обмена в растворах (преимущественно, водных) растворимых солей-электролитов. Движущей силой процесса является взаимодействие ионов с водой, приводящее к образованию слабого электролита.

Существует 4 вида гидролиза:

• 1. Гидролиз соли слабой кислоты и сильного (гидролиз по аниону);

• 2. Гидролиз соли сильной кислоты и слабого основания (гидролиз по катиону);

• 3. Гидролиз соли слабой кислоты и слабого основания;

• 4. Гидролиз соли сильной кислоты и сильного основания .

KOH — сильное основание

H₂S — слабая кислота

H₂CrO₄ — сильная кислота

Соль [K₂S] образованна сильным основанием и слабой кислотой.

K₂S + 2HOH = H₂S + 2KOH

Соль [K₂S] образованна сильным основанием и слабой кислотой, она подвергается ступенчатому гидролизу:

1 ступень

K₂S + HOH = K(HS) + KOH

2K⁺ + S^2- + HOH = K⁺ +(HS)^- + K⁺ + OH^-

На первой ступени получили кислую соль [K(HS)]

2 ступень

K(HS) + HOH = H₂S + KOH

K⁺ + HS^- + HOH = H₂S + K⁺ + OH^-

В результате двухступенчатого гидролиза в растворе остается слабый электролит и свободные гидрооксильные группы солей, следовательно реакция среды щелочная , р(Н)>7.

Соль [H₂CrO₄] образовнна сильным основанием и сильной кислотой.

K₂CrO₄ + 2HOH = H₂CrO₄ + 2KOH

2K + CrO₄ + 2HOH = 2H + CrO₄ + 2K + 2OH

Соль сильной кислоты и сильного основания не подвергается гидролизу, следовательно реакция среды нейтральна, р(Н)=7.