Главная
Каталог
Библиотека
Избранное
Порталы
Библиотеки вузов
Отзывы
Новости
 
12+
 
Предварительный просмотр документа

Химия: Сборник задач и упражнений

Автор/создатель: Абакумова Р.А., Акимов Л.И., Андреева Н.А., Бальмаков М.Д., Гончарова И.В., Инчик В.В., Миронов А.М., Миронов Д.А., Павлов А.И., Сувернева О.Л., Ухина А.В., Халина О.М.
Год: 2008 
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.
Показать полное описание документа
Популярные ресурсы рубрик:
РЕЙТИНГ

Оценка пользователей: 2.9
Количество голосов: 23
Оцените ресурс:
5 4 3 2 1

ОТЗЫВЫ


Популярные ресурсы по теме

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