Контрольная работа: 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(H_a ) = ?

Уравнение реакций:

Zn + 2HCl = ZnC + H₂ -

По уравнению реакции количество водорода равно:

N(H₂ ) = n(Zn)

Найти количество цинка

N =

N - количество вещества, моль

m – масса вещества, г

N = 23 моль

N(H₂ ) = 23 моль

Найдём объём водорода при нормальных условиях

V(H₂ ) = N(H₂ )*V_м

V – объём, л

N – количество вещества

V_м – 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:

₊₂₄ Сr …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 в – элементов.

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

Кислородные соединение хрома: Cr₂ O₃ , CrO₃ , CrO. Cr₂ O₃ – оксид хрома (3) относительно к амфотерным оксидам.

Cr₂ O₃ – нерастворимый в воде

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

Cr₂ O₃ + 6HCl- 2CrCl₃ + 3H₂ O

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

Cr₂ O₃ + 2KOH - 2KCrO₂ + H₂ O

Cr₂ O₃ + Na₂ CO₃ - 2NaCrO₂ + CO₂ -

Cr₂ O₃ + 6 KHSO-Cr₂ (SO₄ )₃ + 3H₂ O

В присутствии сильного окисления в щелочной среде Сr₂ O окисляется до хроматы:

Сr₂ O₃ + 3KNO₃ + 2Na₂ CO₃ - 2Na₂ CrO₄ + 3KNO₂ + 2CO₂

Сильные восстановители восстанавливают Cr₂ O₃ :

Сr₂ O₃ + 3Al-Al₂ O₃ + 2 Cr

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

CrO₃ + H₂ O-H₂ Cr₄ O₄

или дихромовая кислота (при избытке CrO₃ ):

2CrO₃ + H₂ O-H₂ Cl₂ O₇

CrO₃ реагирует со щелочами образует хроматы:

CrO₃ + 2KOH-K₂ CrO₄ + H₂ O

В кислой среде ион CrO₄ ^2- превращается в ион Cr2O₇ ^2- . В щелочной среде эта реакция протекает в обратном направлении:

2CrO₄ ^2- + 2Н⁺ -Cr₂ O₇ ^2- + H₂ O (кислотная среда)

2CrO₄ ^2- + 2Н⁺ -Cr₂ O₇ ^2- + H₂ O (щелочная среда)

При нагревании выше 250⁰ С CrO₃ разлагается:

4CrO₃ - 2Сr₂ O₃ + 3O₂ -

CrO₃ – сильный окислитель (восстанавливается до Cr₂ O₃ ). Окисляет йод, серу, фосфор, уголь:

4CrO₃ + 3S- 2 Cr₄ O₃ + SO₂ -

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

CrO + 2HCl-CrCl₂ + H₂ O

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

4СrO + 3O₂ - 2Cr₂ O₃

Гидратные соединения: Сr(OH)₂ , Cr(OH)₃ , H₂ CrO₄ , HCr₂ O₇

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

4 Сr(OH)₂ + O₂ + 2H₂ O - 4Cr(OH)₃

При прокаливании в отсутствие кислорода образуется оксид хрома (2) СrO. При прокаливании на воздухе превращается в Сr₂ O₃ .

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 + 3H₂ SO₄ - Cr₂ (SO₄ )₃ + 6H₂ O

Cr(OH)₃ + KOH - K[Cr(OH)4]

При прокаливании Сr(OH)₃ получают оксид Сr₂ O₃ :

2 Сr(OH)₃ -Cr₂ O₃ + 3H₂ O

2H₂ CrO₄ – хромовая кислота, кислота средне силы.

H₂ Cr₂ O₇ – 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:

∆ ₁ H⁰ ₂₉₈ – тепловой эффект реакции при стандартной температуре.

∆ ₁ S⁰ ₂₉₈ – изменение энтропии реакции при стандартной температуре.

∆ ₁ G⁰ ₂₉₈ – химическое средство (изменение энергии Гиббса) при стандартной температуре.

∆ ₁ H⁰ ₂₉₈ – стандартная энтальпия образования вещества при T = 298

∆ ₁ S⁰ ₂₉₈ – стандартное изменение энтропии образования вещества при T = 298

∆ ₁ G⁰ ₂₉₈ – стандартное изменение энергии Гиббса образования вещества при T = 298

∆ ₁ H⁰ ₂₉₈ = ∑∆ ₁ H⁰ ₂₉₈ (продуктов реакции) – ∑∆ ₁ H⁰ ₂₉₈ (исходных веществ)

∆ ₁ H⁰ ₂₉₈ = (∆ ₁ H⁰ ₂₉₈ (CaO) + ∆ ₁ H⁰ ₂₉₈ (CO₂ )) - ∆ ₁ H⁰ ₂₉₈ (CaCO₃ )

∆ ₁ H⁰ ₂₉₈ = (-635,5 + (-393,5)) – (-1207) = -1029 + 1207 = 178 кДж

Вывод: в ходе реакции поглотилось 178 кДж тепла, так как ∆ ₁ H⁰ ₂₉₈ > 0

∆ ₁ S⁰ ₂₉₈ = ∑∆ ₁ S⁰ ₂₉₈ (продуктов реакции) – ∑∆ ₁ S⁰ ₂₉₈ (исходных веществ)

∆ ₁ S⁰ ₂₉₈ = (∆ ₁ S⁰ ₂₉₈ (CaO) + ∆ ₁ S⁰ ₂₉₈ (CO₂ )) - ∆ ₁ S⁰ ₂₉₈ (CaCO₃ )

∆ ₁ S⁰ ₂₉₈ = (39,7 + 213,7) - 88,7 = 164 Дж/К

Вывод: молекулярный беспорядок в системе увеличивается, так как ∆ ₁ S⁰ ₂₉₈ > 0

∆ ₁ G⁰ ₂₉₈ = ∑∆ ₁ H⁰ ₂₉₈ (продуктов реакции) – ∑∆ ₁ H⁰ ₂₉₈ (исходных веществ)

∆ ₁ G⁰ ₂₉₈ = (∆ ₁ H⁰ ₂₉₈ (CaO) + ∆ ₁ H⁰ ₂₉₈ (CO₂ )) - ∆ ₁ H⁰ ₂₉₈ (CaCO₃ )

∆ ₁ G⁰ ₂₉₈ = (-604,2 + (-394,4)) – (-1127,7) = 129,1 кДж

Вывод: самопроизвольное протекание реакции невозможно, так как ∆ ₁ G⁰ ₂₉₈ > 0

Задача № 33

V₁ – скорость реакции

г – температурный коэффициент скорости реакции Вант-Гоффа

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, %

m_в-ва – масса вещества

m_р-ра – масса раствора

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

m_{в-ва 1} =

m_{в-ва 2} =

m_{в-ва 1} = = 75 г

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:

щ₃ = * 100 %

щ₃ = * 100 % = 33,6 %

Ответ: щ₃ = 33,6 %

Задача № 53

HF + KOH = KF + H₂ O

HF, H₂ O – слабые электролиты

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

HF + OH = F + H₂ O – уравнение в сокращённой ионно-молекулярной форме

Задача № 63

Fe₂ (SO₄ )₃ 2Fe³⁺ + 3SO₄ ^2- (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 + H₂ SO₄ (конц.) -CuSO₄ + 2H₂ O + SO₂

Cu⁰ – 2e-Cu⁺² 1 окислительные

S⁺⁶ + 2e-S⁺⁴ 1 восстановительные

окислитель - Н₂ SO₄

восстановитель - Сu

Задача № 83

Для расчёта потенциала электродов используют уравнение Нернcта:

Е_ок/вос = Е_ок/вос + = lgC

Е_ок/вос - электродный потенциал, В

Е⁰ _ок/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

Е⁰ _Ag ⁺ _/Ag = 0,80 B

Е_Ag ⁺ _/Ag = 0,80 + lg 0,1 = 0,741 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:

К_н =

[ ] – равновесные концентрацииводород хром реакция гидролиз

Источники

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

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