Химия: Сборник задач и упражнений

Голосов: 20

Учебное пособие составлено в соответствии с программой курса химии для студентов строительных и смежных с ними специальностей технических вузов и охватывает основные разделы химии, изучаемые студентами на практических и лабораторных занятиях. Каждый раздел сборника, кроме задач и упражнений, включает краткое теоретическое введение и примеры с детальным разбором решений типовых задач.

Приведенный ниже текст получен путем автоматического извлечения из оригинального PDF-документа и предназначен для предварительного просмотра.
Изображения (картинки, формулы, графики) отсутствуют.
         По закону эквивалентов                                                    2.6. На нейтрализацию 0,943 г фосфористой кислоты Н3РО3 из-
                         m кислоты     mэ кислоты                        расходовано 1,291 г КОН. Вычислить эквивалент, эквивалентную массу
                                                  , отсюда               и основность кислоты.
                          mКОН          mэ КОН
                                                                               2.7. При взаимодействии 3,24 г трехвалентного металла с кисло-
                      mкислоты mэ КОН 2,18 56                            той выделилось 4,03 л водорода (н. у.). Вычислить эквивалентную мас-
           mэ кислоты                            49 г/моль.              су, мольную массу и атомную массу металла.
                           mКОН          2,49
                                                                               2.8. В 2,48 г оксида одновалентного металла содержится 1,84 г
     Из закона эквивалентов следует, что молярная масса эквивалента
                                                                         металла. Вычислить эквивалентные массы металла и его оксида. Чему
химического соединения равна сумме молярных масс эквивалентов со-
                                                                         равна атомная и мольная масса этого металла?
ставляющих его частей. Например, если известно, что из 3,85 г нитрата
                                                                               2.9. Для растворения 16,8 г металла потребовалось 14,7 г серной
металла получено 1,6 г его гидроксида, то молярную массу эквивалента
                                                                         кислоты. Определить эквивалентную массу металла и объем выделив-
металла mэ Ме вычисляют из соотношения
                                                                         шегося водорода (н. у.).
              3,85      mэМе   m                                               Ответ: 56 г/моль; 3,36 л.
                                 эNO 3
                                         , или 3,85    mэМе 62 ,
                                                                               2.10. На восстановление 1,8 г оксида некоторого металла израсхо-
              1,60      mэМе   m               1,60    mэМе 17
                                 эOH                                     довано 495 мл водорода (н. у.). Вычислить эквивалентные массы оксида
откуда mэ Ме = 15 г/моль.                                                и металла.
                                                                               Ответ: 40,73 г/моль; 32,73 г/моль.
                                                                               2.11. Кальций массой 0,69 г и цинк массой 1,13 г вытесняют из кис-
                                     ЗАДАЧИ                              лоты одинаковое количество водорода. Определить эквивалентную мас-
                                                                         су цинка, зная, что эквивалентная масса кальция равна 20 г/моль.
     2.1. Мышьяк образует два оксида с массовыми долями мышьяка                Ответ: 32,75 г/моль.
65,2 и 75,8 %. Определить эквивалентные массы мышьяка в этих окси-             2.12. Вычислить эквивалент серы, если известно, что при сгорании
дах.                                                                     серы массой 5 г получился оксид серы SO2 массой 10 г.
     Ответ: 15,0 г/моль; 24,9 г/моль.                                          2.13. Для сгорания металла массой 8 г требуется кислород объемом
     2.2. Металл массой 0,864 г образовал хлорид массой 1,148 г. Оп-     2,24 л (н. у.). Определить эквивалентную массу металла.
ределить эквивалентную массу металла, зная, что эквивалентная масса            Ответ: 20 г/моль.
хлора равна 35,5 г/моль.                                                       2.14. Один из оксидов марганца содержит 22,56 % мас. кислорода,
     Ответ: 108 г/моль.                                                  а другой 50,50 % мас. Вычислить эквивалентную массу и валентность
     2.3. При восстановлении водородом оксида некоторого металла         марганца в этих оксидах. Составить формулы оксидов.
массой 2,69 г образовалась вода массой 0,609 г. Вычислить эквивалент-          2.15. Вещество содержит 39,1 % мас. серы и мышьяк. Эквивалент-
ную массу металла.                                                       ная масса серы 16,0 г/моль. Вычислить эквивалентную массу и валент-
     Ответ: 31,75.                                                       ность мышьяка, составить формулу сульфида.
     2.4. Алюминий массой 0,752 г при взаимодействии с кислотой                Ответ: 24,92 г/моль.
вытеснил водород объемом 0,936 л (н. у.). Определить эквивалентный             2.16. Некоторое количество металла, эквивалентная масса которо-
объем водорода. Эквивалентная масса алюминия равна 8,99 г/моль.          го равна 27,9 г/моль, вытесняет из кислоты 700 мл водорода (н. у.). Оп-
     2.5. Эквивалентная масса хлора равна 35,5 г/моль. Эквивалентная     ределить массу металла.
масса хлорида меди равна 99,0 г/моль. Установить формулу хлорида меди.         Ответ: 1,744 г.

                                         20                                                                21


      2.17. Сколько молекул углекислого газа получится при сгорании 1 г                       Al(OH)2Cl + KOH = Al(OH)3 + KCl
углерода?                                                                        2.29. Вычислить эквивалент и эквивалентную массу ацетата дигид-
      Ответ: 5 1022.                                                        роксожелеза и дигидроортофосфата калия в реакциях
      2.18. В какой массе сероуглерода CS2 содержится столько же моле-            Fe(OH)2CH3COO + 3HNO3 = Fe(NO3)3 + CH3COOH + 2H2O
кул, сколько их в 3 10–3 м3 воды?                                                              KH2PO4 + KOH = K2HPO4 + H2O
      Ответ: 12,7 кг.                                                            2.30. При взаимодействии 2,5 г карбоната металла с азотной кисло-
      2.19. Какой объем оксида азота (II) образуется при взаимодействии     той образовалось 4,1 г нитрата этого же металла. Вычислить молярную
0,5 1021 молекул азота с кислородом?                                        массу эквивалента металла.
      Ответ: 37,0 мл.                                                            Ответ: 20 г/моль.
      2.20. Какой объем (н. у.) занимают 13 1020 молекул газа?
      2.21. Является ли эквивалент элемента постоянной величиной?
Чему равны молярные массы эквивалентов хрома в его оксидах, содер-
жащих 76,47 и 52,0 % мас. хрома? Определить валентность хрома в каж-
дом из этих оксидов и составить их формулы.
      2.22. Чему равен объем молярной массы эквивалента кислорода?
На сжигание 0,5 г металла требуется 0,23 л кислорода. Вычислить мо-
лярную массу эквивалента этого металла. Определить, что это за ме-
талл, если его валентность равна 2.
      2.23. Некоторый элемент образует водородное соединение, содер-
жащее 8,85 % мас. водорода. Вычислить относительную атомную массу
элемента, если в этом соединении он трехвалентен. Составить формулу
данного гидрида.
      2.24. На нейтрализацию 7,33 г фосфорноватистой кислоты Н3РО2
пошло 4,44 г NaOH. Вычислить эквивалент и эквивалентную массу этой
кислоты, ее основность и написать уравнение реакции нейтрализации.
      2.25. Выразить в молях: а) 6,02 1021 молекул NH3; б) 1,2 1024 моле-
кул H2S; в) 2 1023 молекул HCl. Чему равен эквивалент и эквивалентная
масса азота, серы и хлора в этих соединениях?
      2.26. Из 2,7 г оксида некоторого металла можно получить 6,3 г его
нитрата. Вычислить молярную массу эквивалента металла.
      Ответ: 31,75 г/моль.
      2.27. Из 1,3 г гидроксида некоторого металла можно получить 2,85 г
его сульфата. Вычислить молярную массу эквивалента металла.
      Ответ: 9 г/моль.
      2.28. Вычислить эквивалент и эквивалентную массу гидрокарбо-
ната кальция и хлорида дигидроксоалюминия в реакциях
                 Ca(HCO3)2 + 2HCl = CaCl2 + 2CO2 + 2H2O

                                   22                                                                        23


                                                                                Стандартным состоянием вещества при данной температуре назы-
                                                                          вается его состояние в виде чистого вещества при давлении (в случае
                                                                          газов – при парциальном давлении данного газа), равном нормальному
      Раздел 3. ЭНЕРГЕТИКА ХИМИЧЕСКИХ РЕАКЦИЙ.                            атмосферному давлению (101,325 кПа, или 760 мм рт. ст.). Условия, при
        ХИМИКО-ТЕРМОДИНАМИЧЕСКИЕ РАСЧЕТЫ                                  которых все участвующие в реакции вещества находятся в стандартных
                                                                          состояниях, называются стандартными условиями протекания реакции.
     Термодинамика изучает закономерности теплового движения. Для               Стандартные величины и их изменения принято обозначать индек-
количественного их описания используются функции состояния, в част-       сом °, например H°, H°, S°, G°. Часто указывается также и температу-
ности внутренняя энергия U, энтальпия Н, энтропия S и изобарно-изо-       ра в градусах Кельвина: H°298, H°298, S°298. Изменения вышеперечислен-
термический потенциал G, который также называется энергией Гиббса.        ных величин обычно относят к тому случаю, когда все исходные веще-
В ходе химических реакций эти функции изменяются, что позволяет           ства и все продукты реакции находятся в стандартных состояниях.
охарактеризовать энергетические эффекты, сопровождающие химичес-                Стандартная энтальпия реакции образования 1 моля вещества из
кие процессы, а также направление и пределы их протекания.                простых веществ называется стандартной энтальпией образования
     Внутренняя энергия системы U равна сумме энергий поступатель-        этого вещества. Эту величину обычно выражают в килоджоулях на моль.
ного и вращательного движения молекул, внутримолекулярных колеба-         Она равна нулю для простых веществ, поскольку для их образования из
ний атомов и атомных групп, кинетической и потенциальной энергий          тех же самых простых веществ не требуется никакой химической реак-
электронов и т. д. В эту сумму не входят потенциальная энергия, обус-     ции: H°298 = 0. Если элемент образует несколько простых веществ (гра-
ловленная положением системы в пространстве, и кинетическая энер-         фит и алмаз, белый и красный фосфор и т. п.), то стандартным считается
гия системы как целого. Изменение U внутренней энергии равно теп-         состояние элемента в виде наиболее устойчивой модификации (напри-
ловому эффекту Qх.р реакции, протекающей при постоянном объеме (изо-      мер, графит в случае углерода). Энтальпия, внутренняя энергия и энер-
хорный процесс). Если U < 0, то тепло выделяется в количестве, рав-       гия Гиббса образования наиболее устойчивой модификации простых
ном     U (экзотермическая реакция, Qх.р < 0). Если U > 0, то тепло       веществ принимаются равными нулю.
поглощается в количестве, равном U (эндотермическая реакция, Qх.р > 0).         Химические уравнения, в которых указаны изменения энтальпии
     Часто химические реакции идут не при постоянном объеме, а при        (тепловые эффекты реакций), называются термохимическими уравне-
постоянном давлении (изобарный процесс). Тогда система совершает          ниями, например, уравнение
работу. В этом случае, как следует из закона сохранения энергии, тепло-                РbО(к) + СО(г) = Рb(к) + СО2(г); H°х.р = – 64 кДж.
вой эффект Qх.р реакции равен изменению H энтальпии H, которая оп-              Поскольку энтальпия химической реакции H°х.р < 0, то данная ре-
ределяется соотношением                                                   акция является экзотермической. Иначе говоря, при восстановлении
                                                                          1 моля РbО оксидом углерода (II) выделяется количество теплоты, рав-
                               H   U    PV,                       (3.1)   ное 64 кДж. Индексы к, ж и г указывают соответственно на кристалли-
                                                                          ческое, жидкое и газообразное состояния вещества.
где P – давление; V – объем системы.                                            Химико-термодинамичские расчеты основаны на законе Гесса (1840 г.),
     Внутренняя энергия U, энтальпия Н и энергия Гиббса G имеют одну      который непосредственно следует из закона сохранения энергии. Закон
и ту же размерность: обычно это джоули или килоджоули. Их числен-         Гесса: тепловой эффект химической реакции (т. е. изменение энтальпии
ные значения так же, как и энтропии S, зависят от многих термодинами-     или внутренней энергии системы в результате реакции) зависит только
ческих параметров, таких, как температура T, давление P, химический       от начального и конечного состояний участвующих в реакции веществ
состав и т. д. В справочниках обычно приводятся величины, соответ-        и не зависит от промежуточных стадий процесса. Легко показать, что
ствующие стандартному состоянию вещества.
                                   24                                                                        25


термохимические уравнения можно складывать, вычитать и умножать                       Пример 2. Определить стандартное изменение энтальпии H°х.р
на численные множители.                                                         реакции горения метана
     Пример 1. Исходя из теплоты образования газообразного диоксида                                     СН4(г) + 2О2(г) = СО2(г) + 2Н2О(г)
углерода ( H –393,5 кДж/моль) и термохимического уравнения                      зная, что стандартные энтальпии образования СО2(г), Н2О(г) и СН4(г) равны
                                                                                соответственно –393,5, –241,8 и –74,9 кДж/моль.
        С(графит) + 2N2O(г) = СО2(г) + 2N2(г), H°х.р = –557,5 кДж       (3.2)         Решение. Искомая величина согласно (3.6) такова:
                                                                                              H°х.р. = ( H°СО2 + 2 H°Н2О) – ( H°СН4 + 2 H°О2).
вычислить теплоту образования N2O(г).                                                 Используя исходные данные и учитывая, что H°О2 = 0, имеем
    Решение. Обозначим искомую величину через x. Запишем термо-                                H°х.р = –393,5 – 241,8 2 + 74,9 = –802,2 кДж.
химическое уравнение образования N2O из простых веществ:                              Химико-термодинамические расчеты позволяют не только предска-
                                                                                зать тепловой эффект реакции. Не менее важно заранее знать, может ли
               N2(г) + 1/2 О2(г) = N2O(г),      H°х.р = x кДж.          (3.3)   вообще протекать интересующая нас реакция. Направление, в котором
                                                                                самопроизвольно протекает химическая реакция, определяется действием
    Термохимическое уравнение реакции образования СО2(г) из простых             двух факторов: 1) тенденцией к переходу системы в состояние с наи-
веществ таково:                                                                 меньшей внутренней энергией (в случае изобарных процессов – с наи-
                                                                                меньшей энтальпией) и 2) тенденцией к достижению наиболее вероят-
             С(графит) + О2(г) = СО2 (г),     H°х.р = –393,5 кДж.       (3.4)   ного состояния, т. е. состояния, которое может быть реализовано наи-
                                                                                большим числом микросостояний.
      Из уравнений (3.3) и (3.4) можно получить уравнение (3.2). Для                  Мерой первой из этих тенденций для изобарных процессов служит
этого умножим уравнение (3.3) на два и вычтем найденное уравнение               изменение Hх.р энтальпии химической реакции. Мерой второй – изме-
из (3.4):                                                                       нение Sх.р энтропии S, которая пропорциональна логарифму числа рав-
                                                                                новероятных микросостояний, которыми может быть реализовано дан-
     С(графит) + 2N2O(г) = СО2(г) + 2N2(г), H°х.р. = (–393,5 – 2x) кДж. (3.5)   ное макросостояние.
                                                                                      Макросостояние задается определенными значениями таких мак-
     Сравнивая уравнения (3.2) и (3.5), находим: –393,5 – 2x = –557,5,          роскопических характеристик системы, как температура, давление, объем
откуда x = 82,0 кДж/моль.                                                       и т. п. Микросостояние задается путем детализации взаимного располо-
     Химико-термодинамичские расчеты удается часто значительно                  жения атомов, молекул, их скоростей и т. п. Одному и тому же макросо-
упростить, используя следующее следствие из закона Гесса: изменение             стоянию обычно соответствует очень большое число различных микро-
энтальпии H° х.р химической реакции равно сумме энтальпий                       состояний.
образования Hiпрод продуктов реакции за вычетом суммы энтальпий                       Если газ первоначально занимал половину предоставленного ему
образования Hjисх исходных веществ:                                             объема, то затем он самопроизвольно займет весь объем. Дело в том, что
                                                                                число равновероятных микросостояний в половине объема значительно
                           Н х.р            Нiпрод     Н исх .          (3.6)   меньше аналогичной величины для целого объема. В результате возрас-
                                                         j
                                                                                тет энтропия S, которая пропорциональна логарифму числа равноверо-
                                                                                ятных микросостояний.
     При каждом суммировании в (3.6) следует учитывать в соответ-                     Энтропия возрастает при переходе вещества из кристаллического
ствии с уравнением реакции число молей участвующих в реакции ве-                состояния в жидкое и из жидкого в газообразное, при растворении крис-
ществ. Приведем пример, иллюстрирующий это следствие.
                                       26                                                                          27


таллов, при химических взаимодействиях, приводящих к увеличению                 Пример 3. Может ли в стандартных условиях при температуре
числа частиц, и прежде всего частиц в газообразном состоянии. Напро-     298 K в прямом направлении самопроизвольно протекать реакция
тив, все процессы, в результате которых упорядоченность системы воз-                            Cl2(г) + 2НI(г) = I2(к) + 2НCl(г)
растает (конденсация, полимеризация, сжатие, уменьшение числа час-       Можно ли изменить направление протекания этой реакции за счет
тиц), сопровождаются уменьшением энтропии.                               повышения температуры?
      Энтропия имеет размерность энергии, деленной на температуру.              Решение. Заменив в .(3.6) H на G и используя справочные данные
В справочниках численные значения энтропии приведены для одного          (табл. 4 прил.) для температуры 298 K, находим:
моля вещества и выражаются в Дж/(моль К). В отличие от энтальпии                               Gх.р = (–95,2) 2 – (1,8) 2 = –194 кДж.
образования, энтропия простого вещества не равна нулю, так как при              Поскольку Gх.р < 0, то рассматриваемая реакция при температуре
температуре, отличной от абсолютного нуля, макросостояние может быть     298 K самопроизвольно протекает в прямом направлении.
реализовано не единственным микросостоянием, а большим числом рав-              Положительный ответ на второй вопрос определяется тем
новероятных микросостояний.                                              обстоятельством, что в ходе реакции число молей веществ в газообразном
      Функцией состояния, одновременно учитывающей влияние обеих         состоянии уменьшается, поэтому Sх.р < 0. Тогда при достаточно высоких
упомянутых выше тенденций на направление протекания химических           температурах, удовлетворяющих неравенству T > Hх.р / Sх.р, знак
процессов, является энергия Гиббса G:                                      Gх.р = Hх.р – T Sх.р изменится, станет положительным, реакция будет
                                                                         протекать в обратном направлении.
                              G   H – T S,                       (3.7)
                                                                                                            ЗАДАЧИ *
где Т – абсолютная температура. Энергия Гиббса имеет ту же размер-
ность, что и энтальпия, поэтому обычно выражается в джоулях или ки-           3.1. При соединении 2,1 г железа с серой выделилось 3,77 кДж.
лоджоулях. Численные значения энергии образования Гиббса, приведен-      Составить термохимическое уравнение реакции. Рассчитать энтальпию
ные в справочниках, обычно отнесены к 1 молю вещества и выражены в       образования сульфида железа.
кДж/моль.                                                                     Ответ: –100,3 кДж/моль.
     При постоянстве температуры и давления химические реакции                3.2. Гремучий газ представляет собой смесь двух объемов водорода
могут самопроизвольно протекать только в таком направлении, при ко-      и одного объема кислорода. Найти количество теплоты, выделяющейся
тором энергия Гиббса системы уменьшается ( Gх.р < 0).                    при взрыве 8,4 л гремучего газа, взятого при нормальных условиях.
     Для энтропии S и энергии Гиббса G справедливо утверждение, ана-     Составить термохимическое уравнение реакции.
логичное приведенному выше для Hх.р (3.6): изменение энтропии (или            Ответ: 60,5 кДж.
энергии Гиббса) в результате химической реакции равно сумме энтро-            3.3. Определить стандартную энтальпию образования РН3 исходя
пий (или энергий Гиббса) продуктов реакции за вычетом суммы энтро-       из уравнения
пий (или энергий Гиббса) исходных веществ. Суммирование произво-                    2РН3(г) + 4O2(г) = Р2O5(к) + 3Н2O(ж); H°х.р = –2360 кДж.
дят с учетом числа молей участвующих в реакции веществ. Изменение             Ответ: 5,3 кДж/моль.
энтропии S (или энергии Гиббса G) определяется формулой .(3.6), если в        3.4. Исходя из теплового эффекта реакции
последней заменить H соответственно на S (или G).                                     3СаО(к) + Р2О5(к) = Са3(РО4)2(к); H°х.р = –739 кДж
     Приведем пример, иллюстрирующий, как с помощью энергии Гиб-              определить H°298 образования ортофосфата кальция.
бса определить направление протекания химической реакции.                     Ответ: –4137,5 кДж/моль.
                                                                              *
                                                                                При решении задач данного раздела в необходимых случаях следует пользоваться
                                                                         данными табл. 4 приложения.
                                  28                                                                             29


     3.5. Исходя из уравнения реакции                                           3.13. Найти массу метана, при полном сгорании которого (с обра-
          СН3ОН(ж) + 3/2 О2(г) = СО2(г) + 2Н2О(ж); H°х.р = –726,5 кДж      зованием жидкой воды) выделяется теплота, достаточная для нагрева-
     вычислить H°298 образования метилового спирта.                        ния 100 г воды от 20 до 30°С. Мольную теплоемкость воды принять рав-
     Ответ: –238,6 кДж/моль.                                               ной 75,3 Дж/(моль К).
     3.6.    При восстановлении 12,7 г оксида меди (II) углем (с образо-        Ответ: 0,075 г.
ванием CO) поглощается 8,24 кДж. Определить H °298 образования СuО.             3.14. Вычислить H°298 образования MgCO3(к) при 298 К, используя
     Ответ: –162,1 кДж/моль.                                               следующие данные:
     3.7. При полном сгорании этилена (с образованием жидкой воды)                             С(графит) + О2(г) = СО2(г); H°х.р = –393,5 кДж
выделилось 6226 кДж. Составить термохимическое уравнение реакции.                             2Mg(к) + О2 = 2MgO(к); H°х.р = –1203,6 кДж
Найти объем вступившего в реакцию кислорода (условия нормальные).                           MgO(к) + СО2(г) = MgCO3(к.); H°х.р = –117,7 кДж
     Ответ: 296,5 л.                                                            Ответ: –1113 кДж/моль.
     3.8. Водяной газ представляет собой смесь равных объемов водо-             3.15. Исходя из H°298 образования Н2О(г) и следующих данных:
рода и оксида углерода (II). Найти количество теплоты, выделяющейся                         FeО(к) + СО(г) = Fe(к) + СО2(г); H°х.р = –18,2 кДж
при сжигании 112 л водяного газа с образованием Н2О(г), взятого при                           2СО(г) + О2(г) = 2СО2(г); H°х.р = –566,0 кДж
нормальных условиях.                                                            вычислить H°х.р реакции:
     Ответ: 1312 кДж.                                                                                     FeO(к) + Н2(г) = Fe(к) + Н2О(г)
     3.9. Сожжены с образованием Н2О(г) равные объемы водорода и аце-           Ответ: 23,0 кДж.
тилена, взятых при одинаковых условиях. Составить термохимические               3.16. Вычислить H°х.р реакций:
уравнения реакций. В каком случае выделится больше теплоты? Во сколь-           а) С2Н6(г) + 7/2 О2(г) = 2СО2(г) + 3Н2О(г)
ко раз?                                                                         б) С6Н6(ж) + 15/2 О2(г) = 6СО2(г) + 3Н2О(ж)
     Ответ: При сжигании С2Н2 в 5,2 раза больше.                                Ответ: а) –1423 кДж; б) –3301 кДж.
     3.10. Определить H°298 реакции 3С2Н2(г) = С6Н6(ж) и тепловой эффект        3.17. Вычислить H°х.р реакций:
реакции сгорания ацетилена с образованием СО2(г) и Н2О(ж).                      а) 2Li(к) + 2 Н2О(ж) = 2Li+(водн) + 2ОН–(водн) + Н2(г)
     Ответ: –597,5 кДж; –1299,3 кДж/моль.                                       б) 2Na(к) + 2Н2О(ж) = 2Na+(водн) + 2ОН– (водн) + Н2(г)
     3.11. Определить H°298 образования этилена, используя следующие            Стандартные энтальпии образования Li+(водн), Na+(водн) и ОН–(водн)
данные:                                                                    принять соответственно равными –278,5, –239,7 и –228,9 кДж/моль.
            С2Н4(г) + 3О2(г) = 2СО2(г) + 2Н2О(г); H°х.р = –1323 кДж             Ответ: а) –443,2 кДж; б) –365,6 кДж.
                 С(графит) + О2(г) = СО2(г); H°х.р = –393,5 кДж                 3.18. Вычислить значение H°х.р для следующих реакций превра-
                                                                           щения глюкозы:
                Н2(г) + 1/2 O2(г) = Н2О(г); H°х.р = –241,8 кДж
                                                                                              а) С6Н12О6(к) = 2С2Н5ОН(ж) + 2СО2(г)
     Ответ: 52,4 кДж/моль.
                                                                                              б) С6Н12О6(к) + 6О2(г) = 6СО2(г) + 6Н2О(ж)
     3.12. Сравнить H°х.р реакций восстановления оксида железа (III)
                                                                                Какая из этих реакций поставляет больше энергии?
различными восстановителями при 298 К:
                                                                                Ответ: а) –69,2 кДж; б) –2803 кДж.
                       а) Fe2O3(к) + 3Н2(г) = 2Fe(к) + 3Н2О(г)                  3.19. Рассчитать значения G°х.р следующих реакций и установить,
                      б) Fe2O3(к) + 3С(графит) = 2Fe(к) + 3СО(г)           в каком направлении они могут протекать самопроизвольно в стандарт-
                       в) Fe2О3(к) + 3СО(г) = 2Fe(к) + 3СО2(г)             ных условиях при 25°С:
     Ответ: а) 96,8 кДж; б) 490,7 кДж; в) –26,8 кДж.                                          а) NiО(к) + Рb(к) = Ni(к) + РbО(к)

                                  30                                                                         31


                  б) Рb(к) + СuО(к) = РbО(к) + Сu(к)                    теплоты выделится в результате этой реакции, если было получено 67,2 л
                  в) 8 А1(к) + 3 Fe3О4(к) = 9Fe(к) + 4А12О3(к)          метана в пересчете на нормальные условия?
     Ответ: а) 22,5 кДж; б) –59,2 кДж, в) –3285 кДж.                         Ответ: 618,6 кДж.
     3.20. Вычислить G°х.р для реакции                                       3.27. Тепловой эффект какой реакции равен теплоте образования
                             СаСО3(к) = СаО(к) + СО2(г)                 NO? Вычислить теплоту образования NO исходя из следующих
при 25, 500 и 1500°С. Зависимостью H°х.р S°х.р от температуры           термохимических уравнений:
пренебречь. Построить график зависимости G°х.р от температуры                      4NH3(г) + 5О2(г) = 4 NO(г) + 6Н2О(ж); H°х.р = –1168,80 кДж
и найти по графику температуру, выше которой указанная реакция будет                4NH3(г) + 3О2(г) = 2N2(г) + 6Н2О(ж); H°х.р = –1530,28 кДж
протекать самопроизвольно.                                                   Ответ: 90,37 кДж.
     Ответ: 129,1 кДж; 50,7 кДж; –114,0 кДж; около 1080 К.                   3.28. Тепловой эффект какой реакции равен теплоте образования
     3.21. Вычислить значения G°х.р следующих реакций восста-           метана? Вычислить теплоту образования метана исходя из следующих
новления оксида железа (II):                                            термохимических уравнений:
                     а) FeО(к) + 1/2 С(графит) = Fe(к) + 1/2 СО2(г)                       Н2(г) + 1/2 O2(г) = Н2О(ж); H°х.р = –285,84 кДж
                         б) FeO(к) + С(графит) = Fе(к) + СО(г)                               С(к) + О2(г) = СО2(г); H°х.р = –393,51 кДж
                          в) FеО(к) + СО(г) = Fе(к) + СО2(г)                         СН4(г) + 2 О2(г) = 2Н2О(ж) + СО2(г); H°х.р = –890,31 кДж
     Протекание какой из этих реакций наиболее вероятно?                     Ответ: –74,88 кДж.
     Ответ: а) 47,1 кДж; б) 107,2 кДж; в) –13,0 кДж.                         3.29. Тепловой эффект какой реакции равен теплоте образования
     3.22. Вычислить, какое количество теплоты выделится при восста-    гидроксида кальция? Вычислить теплоту образования гидроксида
новлении Fе2О3 металлическим алюминием, если было получено 335,1 г      кальция, исходя из следующих термохимических уравнений:
железа.                                                                                  Са(к) + 1/2 О2 (г) = СаО(к); H°х.р = –635,60 кДж
     Ответ: 2561,6 кДж.                                                                   Н2(г) + 1/2 О2(г) = Н2О(ж); H°х.р = –285,84 кДж
     3.23. Газообразный этиловый спирт С2Н5ОН можно получить при                        СаО(к) + Н2О(ж) = Са(ОН)2(к); H°х.р = –65,06 кДж
взаимодействии этилена С2Н4(г) и водяных паров. Написать термохи-            Ответ: –986,50 кДж.
мическое уравнение этой реакции, вычислив ее тепловой эффект.                3.30. При получении эквивалентной массы гидроксида кальция из
     Ответ: –45,8 кДж.                                                  СаО(к) и Н2О(ж) выделяется 32,53 кДж теплоты. Написать термохимическое
     3.24. Вычислить тепловой эффект реакции восстановления оксида      уравнение этой реакции и вычислить теплоту образования оксида
железа (II) водородом исходя из следующих термохимических уравнений:    кальция.
               FeO(к) + СО(г) = Fe(к) + СО2(г); H°х.р = –13,18 кДж           Ответ: –635,5 кДж.
                 СО(г) + 1/2 О2(г) = СО2(г); H°х.р = –283,0 кДж
                 Н2(г) + 1/2 О2(г) = Н2О(г); H°х.р = –241,83 кДж
     Ответ: +27,99 кДж.
     3.25. При взаимодействии газообразных сероводорода и диоксида
углерода образуются пары воды и сероуглерод CS2(г). Написать термохи-
мическое уравнение этой реакции и вычислить ее тепловой эффект.
     Ответ: 67,18 кДж.
     3.26. Написать термохимическое уравнение реакции между СО(г)
и водородом, в результате которой образуются СН4(г) и Н2О(г). Сколько

                                 32                                                                      33


                                                                                                                 С
                                                                                                       v           ,                   (4.1)
                                                                                                                 τ
              Раздел 4. ХИМИЧЕСКАЯ КИНЕТИКА
                                                                        где С – изменение концентрации вещества, моль/л;     – интервал вре-
                                                                        мени, с; знак – берется, если С – концентрация исходного вещества
                4.1. Скорость химической реакции
                                                                        (в ходе реакции уменьшается), знак + берется, если С – концентрация
                                                                        конечного вещества (в ходе реакции увеличивается).
     Химической кинетикой называется раздел химии, изучающий ско-
                                                                             Скорость реакции постоянно меняется, так как меняются концент-
рость химических реакций, а также зависимость скорости от природы
                                                                        рации реагирующих веществ, поэтому выражение (4.1) характеризует
и концентрации реагирующих веществ, температуры, давления для га-
                                                                        среднюю скорость реакции в интервале времени . Истинная скорость
зообразных веществ, присутствия катализатора и т. д.
                                                                        реакции в данный момент времени выражается производной от концен-
     В химических реакциях могут участвовать газообразные, жидкие и
                                                                        трации по времени:
твердые вещества. В зависимости от сочетания веществ по агрегатному
состоянию закономерности хода реакции могут быть различными. Со-                                       dС
                                                                                                       v  .                           (4.2)
вокупности химических веществ в различных фазовых состояниях на-                                       d
зываются химическими системами. Системой называется вещество (или            Основными факторами, влияющими на скорость реакции, являют-
смесь веществ), отделенное от окружающей среды. Системы бывают          ся концентрации реагирующих веществ, давление, температура и нали-
гомогенные и гетерогенные. Гомогенная система состоит только из одной   чие катализатора.
фазы, гетерогенные системы состоят из двух и более фаз. Фазой называ-
ется часть системы, обладающая на всем протяжении одинаковым хими-                      4.2. Зависимость скорости реакции
ческим составом, одинаковыми физическими и химическими свойствами                    от концентрации реагирующих веществ
и отделенная от других частей системы поверхностью раздела.
     Соответственно различают гомогенные и гетерогенные реакции.             Взаимодействие между частицами реагирующих веществ может
Гомогенные реакции протекают в однородной среде (например, реак-        происходить только при их контакте. Чем чаще происходит столкнове-
ции между газами и реакции в растворах), протекают равномерно во всем   ние, тем быстрее протекает реакция. Число столкновений, в свою оче-
объеме, заполненном реагентами. Гетерогенные реакции протекают          редь, тем больше, чем выше концентрация каждого из реагирующих ве-
в неоднородной среде – между веществами, которые находятся в разных     ществ. Количественно это выражается законом действия масс: при по-
фазах (например, реакции между газом и твердым веществом). Гетеро-      стоянной температуре скорость химической реакции пропорциональна
генные реакции происходят на поверхности раздела фаз, так как только    произведению концентраций реагирующих веществ в степени их стехи-
здесь частицы различных фаз могут сталкиваться между собой.             ометрических коэффициентов.
     Скорость химической реакции определяется изменением количе-             Для гомогенной реакции общего вида:
ства вещества, вступающего в реакцию или образующегося в результате
реакции в единицу времени в единице объема системы (для гомогенной                              aA         bB    cC    dD              (4.3)
реакции) или на единице площади поверхности раздела фаз (для гетеро-
генной реакции).                                                        закон действия масс записывается в форме:
     В общем виде скорость химической реакции выражается уравне-
нием                                                                                                           a  b                    (4.4)
                                                                                                   v       k C A CB ,

                                 34                                                                             35


где CA и CB – концентрации веществ, моль/л; k – константа скорости ре-        Сравнивая v и v´, находим, что скорость возрастет в 8 раз.
акции, которая зависит от природы реагирующих веществ, температу-             Пример 3. Во сколько раз следует увеличить давление, чтобы
ры, присутствия катализатора и не зависит от концентраций веществ.       скорость реакции 2NO + Cl2 = 2NOCl возросла в 1000 раз?
Константу скорости называют также удельной скоростью реакции, так             Решение. Скорость данной реакции выражается уравнением
как k = v, если концентрация каждого вещества (или их произведение)                                           2
                                                                                                      v   k C NO CCl 2
равна 1 моль/л.
     В случае гетерогенных реакций в уравнение закона действия масс           Если увеличить давление в х раз, то объем, занимаемый системой,
входят концентрации только тех веществ, которые находятся в газовой      уменьшится в х раз, во столько же раз увеличатся концентрации каждого
фазе или растворе. Концентрация твердого вещества остается в реакции     из реагирующих веществ. Составим уравнение:
постоянной и учитывается константой скорости.                                                 1000 v       k ( xCNO ) 2 xCCl 2
     Например, при реакции восстановления оксида меди водородом          Сравнивая два уравнения, находим, что х3 = 1000, откуда х = 10.
                     CuO(к) + H2(г) = Cu(к) + H2O(г)                     Следовательно, давление нужно увеличить в 10 раз.
реакция идет на поверхности CuO. Скорость этой реакции зависит как            Следует отметить, что закон действия масс непосредственно спра-
от концентрации водорода, так и от площади поверхности твердого оксида   ведлив только для простых реакций. Реальный вид кинетического урав-
меди, значение которой входит в константу скорости реакции. При одной    нения, связывающего скорость реакции с концентрацией, в общем слу-
и той же степени измельчения твердого вещества и постоянной              чае нельзя предсказать исходя из стехиометрического уравнения. Для
температуре скорость реакции зависит только от концентрации водорода:    правильного описания скорости реакций необходимо знание их меха-
                                                                         низма.
v k CH 2                                                                      Реакции классифицируются по молекулярности и порядку. Моле-
     Пример 1. Написать выражения закона действия масс для               кулярность реакции определяется числом молекул, участвующих в эле-
следующих реакций: а) 2NO + O2 = 2NO2; б) C + O2 = CO2.                  ментарном акте реакции. Если для этого требуется одна молекула, то
     Решение. Вещества NO, O2 и NO2 – газы, следовательно, реакция       реакция является мономолекулярной, при участии двух молекул реак-
2NO + O2 = 2NO2 – гомогенная:                                            ции называются бимолекулярными, трех – тримолекулярными. Реакции
                            v      2
                                k CNO CO 2                               с большей молекулярностью практически не встречаются, вероятность
                                                                         столкновения даже трех молекул уже очень мала.
    Реакция C + O2 = CO2 является гетерогенной, концентрация твердого         Порядок реакции – это сумма показателей степени при концентра-
вещества – углерода в уравнение закона действия масс не входит:          циях веществ в экспериментально полученном кинетическом уравнении.
                             v k CO 2                                    Предсказать порядок реакции по виду стехиометрических уравнений
    Пример 2. Как изменится скорость реакции 2SO2 + O2 = 2SO3, если      нельзя. Например, для реакции
объем реакционного сосуда уменьшить в 2 раза?
    Решение. До изменения объема скорость выражалась уравнением:                                 aA       bB   cC   dD                   (4.5)
                                   2
                            v   k CSO 2 CO 2
                                                                         кинетическое уравнение имеет вид
     При уменьшении объема в 2 раза концентрация каждого из веществ                                      m   n
                                                                                                  v k C A CB .                          (4.6)
возрастет в два раза:
                                                                              Показатели степени при концентрациях реагентов в кинетических
                v   k (2CSO 2 ) 2 2CO 2        2
                                          8 k CSO 2 CO 2                 уравнениях m и n лишь в некоторых случаях совпадают со стехиометри-
                                                                         ческими коэффициентами реакции a и b. Иначе говоря, в общем случае
                                    36                                                                         37


m a, а n b. Для реакции (4.5) порядок ее равен m + n. Порядок опреде-                  Не каждое столкновение частиц реагирующих веществ приводит к
ляют для каждой отдельной реакции с помощью опытов, постановка                    химическому взаимодействию и образованию нового вещества. Напри-
которых вытекает из особенностей реакции.                                         мер, реакция между водородом и кислородом
     Таким образом, молекулярность – это теоретическое понятие, вы-                                         2H2   O2     2H2O                        (4.8)
текающее из общепринятого механизма реакции, тогда как порядок –
                                                                                  при температуре 25 °С идет крайне медленно, хотя при этих условиях
величина эмпирическая и далеко не всегда совпадающая с молекулярно-
стью. Порядок реакции ниже ее молекулярности в тех случаях, когда                 происходит 1010 столкновений в секунду. Молекулы находятся в посто-
какое-то вещество находится в большом избытке, и его концентрацию                 янном движении и, следовательно, обладают некоторой кинетической
можно считать неизменной (например, реакции с участием твердого ве-               энергией. Однако энергия молекул далеко не одинакова. Чтобы произошла
                                                                                  реакция (4.8), необходимо разорвать химические связи в молекулах во-
щества или реакции с участием молекул воды в водных растворах). По-
                                                                                  дорода и кислорода и тем самым создать возможность образования но-
рядок реакции может быть дробным (например, для многостадийных
                                                                                  вых связей в молекуле воды. Каждая реакция характеризуется опреде-
процессов, когда порядок отдельных стадий различен). Если реакция
протекает в несколько стадий, причем скорость одной из стадий суще-               ленным энергетическим барьером, для его преодоления необходима энер-
ственно меньше скорости остальных, то порядок этой лимитирующей                   гия активации – избыточная энергия, которой должны обладать моле-
стадии определяет порядок всей реакции. Встречаются и реакции нуле-               кулы для того, чтобы их столкновения были эффективными, т. е. приво-
                                                                                  дили к образованию продуктов реакции.
вого порядка – это процессы, протекающие с постоянной скоростью.
                                                                                       Пусть внутренняя энергия U (3.1) начальной системы равна Е1,
                                                                                  а конечной системы – Е2, причем Е1 > Е2. Тогда в результате реакции,
         4.3. Зависимость скорости реакции от температуры                         протекающей при постоянном объеме, выделится тепло в количестве
                                                                                  Е1 – Е2. Несмотря на то, что Е1 > Е2, реакция может идти с очень малой
     Скорость большинства реакций с ростом температуры резко возра-               скоростью. Необходимо затратить энергию активации, преодолеть энер-
                                                                                  гетический барьер, чтобы реакция протекала быстро (рис. 1). При взаи-
стает. Зависимость скорости гомогенных реакций от температуры опре-
                                                                                  модействии молекул, обладающих необходимой энергией активации,
деляется эмпирическим правилом Вант-Гоффа: при повышении тем-
                                                                                  вначале образуется активированный комплекс (переходное состояние), ко-
пературы на каждые 10 градусов скорость большинства реакций возрас-
                                                                                  торый затем разлагается с образованием продуктов реакции. С ростом тем-
тает в 2–4 раза.
     Математически эта зависимость выражается уравнением                          пературы доля молекул, обладающих избыточной энергией, быстро увели-
                                                                                  чивается, что и приводит к быстрому увеличению скорости реакции.
                               vt2   kt 2
                                                t2 t1                                  Правило Вант-Гоффа является приближенным и применимо для
                                            γ     10 ,
                                                                          (4.7)   ориентировочной оценки влияния температуры на скорость. Температу-
                               vt1   kt1
                                                                                  ра влияет на скорость химической реакции, увеличивая константу ско-
где vt1 , vt2 , kt1 , kt 2 – скорость и константа скорости реакции при темпера-   рости. Эта зависимость выражается уравнением Аррениуса:
турах t1 и t2 (t2 > t1); – температурный коэффициент скорости реакции.                                         k ZPe Ea RT ,                         (4.9)
       Например, при увеличении температуры реакции на 100 °С ско-
                                                                                  где k – константа скорости; Z – число столкновений молекул в секунду
рость реакции возрастает в 10 раз. Если = 2, скорость возрастет в 210,
                                                                                  в единице объема; P – стерический фактор (показывает, какая часть об-
т. е. более чем в 1000 раз, а при = 4 скорость возрастет в 410, т. е. более
                                                                                  щего числа столкновений приводит к образованию продуктов исходя из
чем в 1 000 000 раз. Такое сильное изменение скорости реакции с изме-
                                                                                  взаимной ориентации молекул); R – универсальная газовая постоянная
нением температуры объясняет теория активации.
                                                                                  (8,314 Дж/(моль·К); Ea – энергия активации, Дж/моль; Т – температура, К.
                                      38                                                                            39



    
Яндекс цитирования Яндекс.Метрика