Термодинамические характеристики участков реакции

Задача № 3 Дано: m (Zn) = 1,5 кг V(Ha) = ? Уравнение реакций: Zn + 2HCl = ZnC + H2 á
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 65 M – 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 à 2CrCl3 + 3H2O При взаимодействии с щелочами, содой и кислыми солями даёт соединение Cr3+ растворимый в воде: Cr2O3 + 2KOH à 2KCrO2 + H2O Cr2O3 + Na2CO3 à 2NaCrO2 + CO2 á Cr2O3 + 6 KHSO à Cr2(SO4)3 + 3H2O В присутствии сильного окисления в щелочной среде Сr2O окисляется до хроматы: Сr2O3 + 3KNO3 + 2Na2CO3 à 2Na2CrO4 + 3KNO2 + 2CO2 Сильные восстановители восстанавливают Cr2O3: Сr2O3 + 3Al à 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 à H2Cr4O4 или дихромовая кислота (при избытке CrO3): 2CrO3 + H2O à H2Cl2O7 CrO3 реагирует со щелочами образует хроматы: CrO3 + 2KOH à K2 CrO4 + H2O В кислой среде ион CrO42- превращается в ион Cr2O72-. В щелочной среде эта реакция протекает в обратном направлении: 2CrO42- + 2Н+ à Cr2O72- + H2O (кислотная среда) 2CrO42- + 2Н+ ß Cr2O72- + H2O (щелочная среда) При нагревании выше 2500 С CrO3 разлагается: 4CrO3 à 2Сr2O3 + 3O2 á CrO3 – сильный окислитель (восстанавливается до Cr2O3). Окисляет йод, серу, фосфор, уголь: 4CrO3 + 3S à 2 Cr4O3 + SO2 á CrO – оксид хрома (3), пирофорный(в тонкораздробленном состоянии воспламеняется на воздухе), чёрный порошок, растворяется в разбавленной соляной кислоте: CrO + 2HCl à CrCl2 + H2O CrO – сильный восстановитель, чрезвычайно неустойчив в присутствии влаги и кислорода: 4СrO + 3O2 à 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 à 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 à Cr2(SO4)3 + 6H2O Cr(OH)3 + KOH à K[Cr(OH)4] При прокаливании Сr(OH)3 получают оксид Сr2O3: 2 Сr(OH)3 à 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 V2 Дано: г = 3 Т1 = 1200 С , Т2 = 800 С
T1 – T2 10 V1 – скорость реакции г – температурный коэффициент скорости реакции Вант-Гоффа
V1 V2 Т – 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 Задача № 73 Cu + H2SO4 (конц.) à CuSO4 + 2H2O + SO2 Cu0 – 2e à Cu+2 1 окислительные S+6 + 2e à 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 à Ag0на аноде: Ag+ + e à 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 Размещено на аllbest.ru