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

Решение задач по общей химии: Учебное пособие

Автор/создатель: Стась Н.Ф., Коршунов А.В.
Год: 2009 
Пособие содержит примеры решения расчетных задач и упражнений по основным разделам общей химии. Предназначено для студентов химических и общетехнических направлений и специальностей технических университетов. Подготовлено на кафедре общей и неорганической химии Томского политехнического университета.
Показать полное описание документа
Популярные ресурсы рубрик:
РЕЙТИНГ

Оценка пользователей: 3.6
Количество голосов: 44
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.
5. Вычислите энергию Гиббса при 500 °С для реакции NiO(к) + Pb(ж) = Ni(к) + PbO(к) и укажите, в каком направлении она может про- текать при данной температуре. 6. Исходя из двух термохимических уравнений: 1) Ca(OH)2 = CaO + H2O, ΔrНº = 65,3 кДж, 2) Ca(OH)2 + SiO2 = CaSiO3 + H2O, ΔrНº = –23,3 кДж, и не используя справочных данных, определите энтальпию реакции CaO + SiO2 = CaSiO3. 7. Активные металлы могут гореть в атмосфере углекислого газа. Вычислите энтальпию реакции: 2Mg(к) + CO2 = 2Mg(к) + С(графит) и оп- ределите, какое количество теплоты выделится при сгорании 1 кг маг- ния. 8. Вычислите температуру, начиная с которой в обратимой реакции CaCO3(к) CaO(к) + CO2 прямое направление преобладает над обрат- ным. 9. Исходя из термохимических уравнений 1 и 2, вычислите энталь- пию третьей реакции (справочником не пользоваться): 1) H2S(г) + 3/2O2(г) = H2O(ж) + SO2(г), ΔrНº = –561,1 кДж, 2) S(к) +O2(г) = SO2(г), ΔrНº = –296,2 кДж, 3) 2H2S(г) +SO2(г) = 3S(к) + 2H2O(ж), ΔrНº = ? 10. Установите расчётом, может ли протекать при 500 °С реакция: Cu(к) + ZnO(к) = Cu2O(к) + Zn(ж). 11. Исходя из двух термохимических уравнений (не используя справочных данных), определите стандартную энтальпию образования хлорида меди (I): 1) CuCl2(к) + Cu(к) = 2CuCl(к), ΔrНº = –56,0 кДж, 2) Cu(к) + Cl2(г) = CuCl2(к), ΔrНº = –216,0 кДж. 12. Получение железа из FeO с помощью углерода возможно по двум реакциям: 1) FeO + 1/2C(графит) = Fe + 1/2CO2; 2) FeO + C(графит) = Fe + CO. Какой процесс термодинамически более вероятен при 1000 К? 13. Для определения энтальпии образования фторида кальция было взято 2,0 г кальция и достаточное количество фтора. В ходе реакции между ними выделился 61 кДж теплоты. Вычислите опытное значение энтальпии образования фторида кальция и погрешность опыта, если справочная величина равна –1214,6 кДж/моль. 14. Вычислите энергию Гиббса и установите, в каком направлении могут протекать при 25 °С реакции: 1) Cu(к) + PbO(к) = Pb(к) + CuO(к), 2) 8Al(к) + 3Fe2O3(к) = 6Fe(к) + 4Al2O3(к). 15. Исходя из двух термохимических уравнений: 91 1) 2As(к) + 3F2(г) = 2AsF3(г), ΔrНº = –1842 кДж, 2) AsF5(г) = AsF3(г) + F2(г), ΔrНº = 317 кДж. определите энтальпию образования пентафторида мышьяка. 16. Рассчитайте, при какой минимальной температуре возможно получение оксида азота (II) из атмосферного азота и кислорода по реак- ции: N2(г) + O2(г) = 2NO(г). 17. Определите энтальпию реакции разложения пероксида водорода на воду и кислород, используя два термохимических уравнения и не ис- пользуя справочных данных: 1) SnCl2(р) + 2HCl(р) + H2O2(р) = SnCl4(р) + 2H2O(ж), ΔrНº = –393,3кДж, 2) SnCl2(р) + 2HCl(р) + 1/2O2(г) = SnCl4(р) + H2O(ж), ΔrНº = –296,6кДж. 18. Вычислите энтальпию образования сульфата цинка, исходя из термохимических уравнений (справочником не пользоваться): 1) ZnSO4(к) = ZnO(к) + SO3(г), ΔrНº = 235,2 кДж, 2) 2ZnS(к) + 3O2(г) = 2ZnO(к) + 2SO2(г), ΔrНº = –885,7 кДж, 3) ZnS(к) = Zn(к) + S(к), ΔrНº = 201,5 кДж, 4) 2SO2(г) + O2(г) + 2SO3(г), ΔrНº = –196,0 кДж. 19. При каких температурах преобладающую роль в определении величины ΔG°T и направления реакции играет энтальпийный, а при ка- ких температурах – энтропийный фактор? 20. В 19-м столетии при определении направления реакций руково- дствовались правилом Бертло – Томсена: самопроизвольно протекают все экзотермические реакции. С какими оговорками это правило приме- няется в наше время? Глава 8 ХИМИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ По теме «Химическое равновесие» необходимо знать и уметь сле- дующее. 1. Приводить примеры обратимых реакций, знать термодинамиче- ские признаки химического равновесия, записывать выражение закона действующих масс для равновесия обратимых реакций. 2. Объяснять состояние химического равновесия с позиций химиче- ской кинетики. 3. Вычислять исходную концентрацию реагентов при известных равновесных концентрациях реагентов и продуктов; вычислять равно- весную концентрацию всех веществ при известной исходной концен- трации реагентов и степени их превращения в продукты. 92 4. Вычислять константу равновесия при известных равновесных концентрациях реагентов и продуктов или вычисленных по п. 2. 5. Вычислять константу равновесия по энергии Гиббса реакции. 6. Вычислять температуру, при которой константа равновесия рав- на единице. 7. Устанавливать по принципу Ле Шателье направление смещения химического равновесия при изменении условий проведения реакции. ПРИМЕРЫ ВЫПОЛНЕНИЯ ЗАДАНИЙ Пример 1. При синтезе аммиака N2+3Н2 2NН3 равновесие уста- новилось при следующих концентрациях взаимодействующих веществ (моль/л): [N2] = 2,5; [H2] = 1,8; [NH3] = 3,6. Вычислите константу равно- весия этой реакции и исходные концентрации азота и водорода. Решение. Вычисляем константу равновесия реакции (поскольку даны равновесные концентрации, константа имеет индекс «с»): [ NH 3 ]2 (3,6) 2 Kc = = = 0,89. [ N 2 ] ⋅ [ H 2 ]3 2,5 ⋅ (1,8) 3 Исходные концентрации азота и водорода находим на основе урав- нения реакции. На образование 2 моль NН3 расходуется 1 моль азота, следовательно, на образование 3,6 моль аммиака потребовалось 1,8 моль азота. Учитывая равновесную концентрацию азота, находим его исходную концентрацию: 2,5 + 1,8 = 4,3 моль/л. На образование 2 моль NН3 необходимо израсходовать 3 моль H2, следовательно, для получе- ния 3,6 моль NH3 требуется 5,4 моль; исходная концентрация водорода была 1,8 + 5,4 = 7,2 моль/л. Таким образом, реакция начиналась при мо- лярных концентрациях 4,3 (N2) и 7,2 (H2). Пример 2. В каком направлении смещается равновесие приведен- ных реакций при повышении температуры и общего давления в систе- ме: 1) 2SO2 + O2 2SO3, ΔrH° = –196,7 кДж, 2) 3O2 2O3, ΔrH° = 184,6 кДж, 3) N2 + 3H2 2NH3, ΔrH° = –92,4 кДж? Решение. Согласно принципу Ле Шателье, при повышении темпе- ратуры равновесие смещается в сторону эндотермического процесса: для первой и третьей реакций – в сторону образования реагентов, а для второй – в сторону образования продуктов. При повышении общего давления равновесие всех реакций, судя по суммам коэффициентов в левой и правой частях уравнений, смещается в сторону образования 93 продуктов (вправо), которые занимают меньший объём по сравнению с реагентами. Пример 3. Равновесие реакции 2NО + O2 = 2NО2 установилось при следующих концентрациях реагирующих веществ (моль/л): [NO] = 0,5; [O2] = 0,7; [NO2] = 2,1. Как изменятся скорости прямой и обратной реак- ций, если в системе уменьшить общее давление в 2 раза? Произойдет ли при этом смещение равновесия реакции? Решение. До уменьшения давления в системе выражения для ско- ростей прямой и обратной реакций (обе реакции являются формально простыми) можно записать в следующем виде: → 2 2 v = k1·c (NO)·c(O2) = k1·(0,5) ·0,7 = 0,175·k1; ← 2 2 v = k2·c (NO2) = k2·(2,1) = 4,41·k2. При уменьшении давления в 2 раза концентрация всех реагирую- щих веществ уменьшается также в 2 раза, так как общий объем системы увеличивается в 2 раза (закон Бойля–Мариотта). Тогда: → ← 2 2 v = k1·(0,5/2) ·(0,7/2) = 0,0219·k1; v = k2·(2,1/2) = 1,1025·k2. В результате уменьшения давления скорости прямой и обратной реакций уменьшились 8 раз и 4 раза, соответственно: → ← v 0,175k1 v 4,41k 2 → = = 8; ← = = 4. v1 0,0219k1 v1 1,1025k 2 Таким образом, скорость обратной реакции будет в 2 раза больше, чем прямой, поэтому произойдет смещение равновесия в сторону раз- ложения NО2. Вывод, полученный путем вычисления скоростей реак- ций, согласуется с качественным правилом Ле Шателье (проверьте). Пример 4. Реакция протекает по уравнению А + В 2D (уравнение записано в общем виде). Определите равновесные концентрации всех веществ, если исходные концентрации веществ А и В равны 0,5 моль/л и 0,7 моль/л, а константа равновесия реакции Кc = 50. Решение. К моменту равновесия концентрации веществ А и В по- низятся, а концентрация вещества D увеличится. Согласно уравнению реакции, на каждый моль веществ А и В образуется 2 моль вещества D; поэтому, если понижение концентрации веществ А и В обозначить че- рез х моль, то увеличение концентрации вещества D будет равно 2х моль. Равновесные концентрации веществ будут равны: [A] = (0,5 – х) моль/л; [B] = (0,7 – х) моль/л; [D] = 2х моль/л. 94 Подставив эти величины в выражение константы равновесия [ D ]2 4x2 4x2 Kc = = = = 50; [ A ] ⋅ [ B] (0,5 − x )(0,7 − x ) 0,35 − 1,2 x + x 2 получаем квадратное уравнение: 46x2 – 60x + 17,5 = 0. Решая это уравнение, получаем два значения х: х1 = 0,86; х2 = 0,44. По условию задачи справедливо значение х2. Отсюда равновесные кон- центрации веществ равны: сA = 0,5 – 0,44 = 0,06 моль/л, сB = 0,7 – 0,44 = 0,26 моль/л, сD = 0,44⋅2 = 0,88 моль/л. Пример 5. Химическое равновесие в реакции COCl2(г) СO + Cl2 установилось при следующих концентрациях веществ (моль/л): COCl2 – 0,1, CO – 0,2, Cl2 – 0,15. В равновесную систему ввели 0,01 моль/л хлора. Определите новые равновесные концентрации ве- ществ. Решение. 1) Находим константу равновесия до добавления хлора: [ CO ] ⋅ [ Cl 2 ] 0 , 2 ⋅ 0 ,15 Кс = = = 0,3. [ COCl 2 ] 0 ,1 2) Добавление хлора вызовет смещение равновесия в сторону ис- ходного вещества (протекания обратной реакции), т.е. уменьшение кон- центраций хлора и СО и увеличение концентрации COCl2. Уменьшение концентрации хлора с момента сдвига равновесия до установления но- вого равновесия обозначим х. Тогда новые равновесные концентрации веществ (моль/л) будут равны: [Cl2]' = (0,15 + 0,01) – х = 0,16 – х; [CO]' = 0,2 – х; [COCl2]' = 0,1 + х. 3) Константа равновесия от концентрации не зависит, то есть ее значение останется прежним. Это позволяет вычислить х и новые рав- новесные концентрации веществ: (0,16 − x ) ⋅ (0,2 − x ) 0,3 = ; х = 0,05; 0,1 + x [Cl2]' = (0,15 + 0,01) – 0,05 = 0,11 моль/л; [CO]' = 0,2 – 0,05 = 0,15 моль/л; [COCl2]' = 0,1 + 0,05 = 0,15 моль/л. 95 Пример 6. Для реакции 2СO2 = 2СО + O2 объемный состав реакци- онной смеси в момент равновесия при температуре 2273 К был сле- дующим: 88,72 % СО2; 7,52 % СО; 3,76 % O2. Найдите константы рав- новесия Кр и Kc для этой реакции, если общее давление в системе равно 101325 Па. Решение. Для реакций, протекающих между газами, константу рав- новесия удобно вычислять, пользуясь равновесными парциальными давлениями реагирующих веществ (поэтому обозначение константы имеет нижний индекс «р»): рCO ⋅ рO2 2 Kp = 2 . рCO2 Определяем парциальные давления рi реагирующих газов по фор- муле рi = Po⋅ϕi, где Ро – общее давление, ϕi – объёмная доля газа: р(CO2) = 101325·0,8872 = 0,8990⋅105 Па; р(CO) = 101325·0,0752 = 0,0762⋅105 Па; р(O2) = 101325·0,0376 = 0,0381⋅105 Па. Вычисляем константу равновесия Кр: ( 0,0762 ⋅ 10 5 ) 2 ⋅ 0,0381 ⋅ 10 5 Kp = = 27 ,35 Па . ( 0,8990 ⋅ 10 5 ) 2 Из уравнения состояния идеального газа P·V = n·R·T выражаем дав- ление: n P= ·R·T = c·R·T. V Подставляем полученное выражение в уравнение для расчета Кр и выносим общий множитель (R·T): [СО ]2 ⋅ ( RT ) 2 ⋅ [О 2 ] ⋅ ( RT ) [СО ]2 ⋅ [О 2 ] Кр = = ⋅ ( RT ) = K c ⋅ ( RT ) Δν , [СО 2 ]2 ⋅ ( RT ) 2 [СО 2 ]2 где Δν – разность между числом моль газообразных веществ в правой и левой частях уравнения: Δν = Σνпрод – Σνисх; Δν = 3 – 2 = 1. Из получен- ного уравнения рассчитываем значение Кс: 27 ,35 Kc = = 1,44 ⋅ 10 − 3. 8,314 ⋅ 2273 Пример 7. Вычислите константу равновесия обратимой реакции синтеза аммиака при 298 К и 1000 К и сделайте вывод. Решение. 1) Записываем уравнение реакции и выписываем из спра- вочника термодинамические константы веществ: 96 N2(г) + 3H2(г) 2NH3(г); ΔfН°, кДж/моль 0 0 –46,2 fS°, Дж/(моль·К) 191,5 130,5 192,6 2) Вычисляем изменение энтальпии и энтропии в ходе реакции: ΔrHº = (–46,2)·2 = –92,4 кДж. ΔrSº = 192,6·2 – 130,5·3 – 191,5 = –207,8 Дж/К = –0,2078 кДж/К. 3) Вычисляем энергию Гиббса при заданных температурах: ΔrGº298 = –92,4 + 0,2078·298 = –30,5 кДж. ΔrGº1000 = –92,4 + 0,2078·1000 = 115,4 кДж. 4) По соотношению (уравнение изотермы Вант-Гоффа) ΔrGT = –R·T·lnKр = –2,3·R·T·lgKр = –19,12·T·lgKр вычисляем lgКр, а затем константы равновесия: lgKр,298 = 30500/(19,12·298) = 5,85, Kр,298 = 2,2·105. lgKр,1000 = –115400/(19,12·1000) = –6,03, Kр,1000 = 1·10–6. Результаты расчетов свидетельствуют о том, что при 298 К реакция идет в сторону образования аммиака, а при 1000 К – в сторону его раз- ложения. Следовательно, увеличение температуры приводит к сниже- нию выхода аммиака. Тем не менее, синтез аммиака в промышленности проводят при ≈400 °С (673 К), так как при низких температурах очень мала скорость реакции. При этом для увеличения выхода аммиака по- вышают давление, которое способствует смещению равновесия вправо в соответствии с принципом Ле Шателье. Пример 8. Рассчитайте изменение энергии Гиббса при 700 К для реакции СО + Сl2 = СОСl2, если константа равновесия реакции Кp при этой температуре равна 1,0685·10–4. Парциальные давления всех веществ одинаковы и равны 101325 Па. Решение. Взаимосвязь ΔrG и Кp реакции A + В = D + E в общем ви- де выражается уравнением изотермы Вант-Гоффа: ⎛ p p ⎞ Δ r G = 2 ,303 ⋅ RT ⎜ lg D E − lg K p ⎟. ⎜ p p ⎟ ⎝ A B ⎠ Под логарифмом должна быть безразмерная величина (требование согласования размерностей всех величин в уравнении), поэтому парци- альные давления нужно перевести в доли единицы, иначе в скобках по- 97 лучится выражение lg{P–1} (т.к. по условию в левой части уравнения находится два вещества, а в правой – одно). Для этого представим пар- циальные давления каждого компонента как 1/3: Рi/Рo = 101325/(101325+101325+101325) = 1/3. Δ r G700 = 2,303 ⋅ 8,314 ⋅ 700 (lg 0,333 − lg 1,0685 ⋅ 10 −4 ) = = 13403 ,65 (lg 0,333 − lg 1,0685 ⋅ 10 ) = 13403 ,65 ⋅ lg −4 0 .333 = 1 .0685 ⋅ 10 − 4 = 33375 Дж/моль или 33,375 кДж/моль. Так как ΔrG > 0, то прямая реакция СО + Сl2 = СОСl2 при 700 К не- возможна. ЗАДАНИЯ ДЛЯ САМОСТОЯТЕЛЬНОГО РЕШЕНИЯ 1. Запишите выражения для констант химического равновесия об- ратимых реакций: 2HI(г) H2 + I2(г) 2NH3(г) N2(г) + 3H2(г) Mg(HCO3)2(к) MgO(к) + CO2(г) + H2O(г) 4HCI(г) + O2(г) 2Cl2(г) + 2H2O(г) N2(г) + O2(г) 2NO(г) CaO(к) + CO2(г) + H2O(г) Ca(HCO3)2(к) C(графит) + CO2(г) 2CO(г) 2NO2(г) 2NO(г) + O2(г) 2. В какую сторону смещается равновесие обратимой реакции H2(г) + CO2(г) CO(г) + H2O(г), ΔrHº = 41,2 кДж PCl5(г) PCl3(г) + Cl2(г), ΔrHº = 92,6 кДж CO2(г) + 4H2(г) 2CН4(г) + 2H2O(г), ΔrHº = –164,9 кДж 2NO(г) + Cl2(г) 2NOCl(г), ΔrHº = –73,6 кДж 4HCl(г) + O2(г) 2H2O(г) + 2Cl2(г), ΔrHº = –114,4 кДж а) при повышении давления; б) при повышении температуры; в) при увеличении концентрации всех реагирующих веществ в 2 раза? 3. По термодинамическим данным вычислите константу равновесия реакции CaCO3(к) CaO(к) + CO2(г). при 300 К и 1000 К и сделайте вывод о влиянии температуры на ее ве- личину. Согласуется ли он с принципом Ле Шателье? 4. В обратимой реакции CO(г) + H2O(г) CO2(г) + H2(г) 98 исходные концентрации оксида углерода (II) и паров воды были равны 0,08 моль/л. К моменту установления равновесия концентрация СО уменьшилась на 25 %. Рассчитайте равновесные концентрации осталь- ных газов и вычислите константу равновесия реакции. 5. По термодинамическим данным вычислите константу равновесия реакции 2NO2(г) N2О4(г) при 0 °С и 27 °С и сделайте вывод о влия- нии температуры на состояние равновесия. Согласуется ли он с прин- ципом Ле Шателье? 6. Определите равновесную концентрацию водорода в реакции 2HI(г) H2 + I2(г), если исходная концентрация йодоводорода была равна 0,55 моль/л, а константа равновесия равна 0,12. 7. При некоторой температуре константа равновесия реакции раз- ложения молекулярного хлора на атомы равна 4,2·10–4. Чему равна сте- пень разложения хлора на атомы (в %) при его начальной концентрации 0,04 моль/л? 8. При некоторой температуре константа равновесия реакции N2O4(г) 2NO2(г) равна 0,26, равновесная концентрация NO2 при этом равна 0,28 моль/л. Определите равновесную и исходную концентрации N2О4. 9. Пентахлорид фосфора при нагревании разлагается по реакции: PCl5(г) PCl3(г) + Cl2(г). При некоторой температуре константа равновесия равна 125. Сколько процентов PСl5 разлагается при этой температуре, если его начальная концентрация равна 0,3 моль/л? 10. При нагревании диоксида азота в закрытом сосуде равновесие реакции 2NO2(г) 2NO(г) + O2(г) установилось при концентрации NO2, равной 0,8 моль/л, оксида азота – 2,2 моль/л, кислорода – 1,1 моль/л. Определите константу равновесия и исходную концентрацию NO2. 11. Определите константу равновесия обратимой реакции 2SO2(г) + O2(г) 2SO3(г), если равновесная концентрация SO3 равна 0,04 моль/л, а исходные кон- центрации SO2 и O2 равны 1 моль/л и 0,8 моль/л, соответственно. 12. При нагревании смеси углекислого газа и водорода в закрытом сосуде устанавливается равновесие: CO2(г) + H2(г) CO(г) + H2O(г). Константа равновесия этой реакции при некоторой температуре равна 1. Сколько процентов СО2 превращается в CO, если в исходной смеси концентрации СО2 и H2 равны 1 моль/л и 2 моль/л, соответствен- но? 13. Константа равновесия реакции 99 PCl5(г) PCl3(г) + Cl2(г) –2 при 500 °С равна 2,64·10 . Какая часть пентахлорида фосфора разлага- ется при этой температуре (в % от стехиометрического) при его исход- ной концентрации 1 моль/л? 14. При нагревании дихлорид-диоксид серы (хлорид сульфурила) разлагается по обратимой реакции: SO2Cl2(г) SO2(г) + Cl2(г). При некоторой температуре константа равновесия равна 0,025. Оп- ределите, сколько процентов SO2Cl2 разлагается, если в начале его было взято 1 моль в закрытом сосуде емкостью 20 литров. Глава 9 ОСНОВЫ ХИМИЧЕСКОЙ КИНЕТИКИ По теме «Основы химической кинетики» необходимо знать и уметь следующее. 1. Объяснять предмет химической кинетики и её соотношение с хи- мической термодинамикой. 2. Знать классификацию реакций на гомогенные и гетерогенные; про- стые и сложные; последовательные, параллельные и цепные; моно-, би- и тримолекулярные; приводить примеры соответствующих реакций. 3. Знать закон действующих масс для скорости реакций, записывать кинетические уравнения реакций; для сложных реакций различать ки- нетический порядок и молекулярность реакции. 4. Устанавливать кинетический порядок реакции по зависимости её скорости от концентрации реагентов, вычислять константу скорости ре- акции по данным о зависимости её скорости от концентрации реагентов. 5. Объяснять физический смысл энергии активации и причину уве- личения скорости реакции при повышении температуры; знать правило Вант-Гоффа и уравнение Аррениуса, проводить по ним прямые и об- ратные расчёты. 6. Объяснять сущность катализа и общую причину увеличения ско- рости реакций при использовании катализаторов, приводить примеры каталитических реакций. 7. Вычислять увеличение скорости или константы скорости реак- ции при использовании катализаторов (при известных значениях энер- гии активации без использования и при использовании катализатора). ПРИМЕРЫ ВЫПОЛНЕНИЯ ЗАДАНИЙ 100
Яндекс цитирования