1. В химической реакции, протекающей по уравнению:
Fe2O3(к)+3Н2(г) = 2Fe(к) + 3Н2О (г)
Тепловой эффект реакции (∆Нх.р.), исходя из следствия закона Гесса, равен сумме теплот образования ∆Нобр. продуктов реакции за вычетом суммы теплот образования исходных веществ с учетом коэффициентов перед формулами этих веществ в уравнении реакции.
∆Нх.р.= ∑Нобр.прод. - ∑Нобр.исх.
∆Нх.р.= (2 ∆Н°Fe(к) +3∆Н°Н2О (г)) – (∆Н° Fe2O3(к) + 3 ∆Н°Н2г)
- теплоты образования простых веществ условно приняты равными нулю;
- теплота образования Н2О (г) равна -241.83 (по табл. №5)
- теплота образования Fe2O3(к) равна -822.10 (см.табл.№5)
Исходя из указанных данных:
∆Нх.р.= 3(-241.83) – (-822.10) = -725.49 – (-822.10) = 96.61 кДж
Ответ: ∆Нх.р.= 96.61 кДж
Примечание: в условии задачи №113 (стр. 51 методических указаний) в праой части уравнения перед молекулой воды проставлен коэффициент 2, считаю, что коэффициент должен быть 3.
2. Изменение энтропии продуктов химической реакции, протекающей по уравнению
Fe2O3(к)+3Н2(г) = 2Fe(к) + 3Н2О (г),
Рассчитывается по формуле:
∆Sх.р.= ∑Sпрод. - ∑Sисх.
∆Sх.р.= (2 ∆S°Fe(к) +3∆S°Н2О (г)) – (∆S° Fe2O3(к) + 3 ∆S°Н2г), где:
∆S°Fe(к)= 27.2 Дж/(моль*К)
∆S°Н2О (г))= 188.72 Дж/(моль*К)
∆S° Fe2O3(к) = 89.96 Дж/(моль*К)
∆S° O/H2(г) = 130.59 Дж/(моль*К)
(данные из табл.7)
С учетом этих данных:
∆Sх.р.= (2*27.2 +3*188.72) – (89.96+3*130.59) = 620.56-481.73 = 138.83 Дж/(моль*К)
Ответ: ∆Sх.р.= 138.83 Дж/(моль*К)
3. Мерой химического сродства (∆G°) является убыль энергии Гиббса (изменение изобарно- термического потенциала или энергии Гиббса).
Убыль энергии Гиббса ∆G°х.р. в химической реакции
Fe2O3(к)+3Н2(г) = 2Fe(к) + 3Н2О (г)
вычисляем по формуле:
∆G°х.р = ∆Н° - Т*∆S°
∆G°х.р = 96.61 – 298*0.13883 = 96.61-41.37 = +55.24кДж
Ответ: ∆G°х.р = +55.24кДж
Т.к. ∆G°х.р. > 0, то реакция при стандартных условиях невозможна; при этих условиях пойдет обратная реакция - окисление железа (коррозия).
Определяем температуру, при которой ∆G°х.р.= 0
∆Н = Т*∆S, отсюда Т = ∆Н/∆S = 96.61/0.13883 = 695.9°К,
отсюда находим убыль энергии при 500°К :
∆G500 =96.61-500*0.13883 кДж = +27.19 кДж
Таким образом, ∆G при температуре 500°К составляет +27.19 кДж,
т.е. ∆G > 0 и реакция невозможна.
При температуре 2000°К находим ∆G2000 аналогично:
∆G2000 = 96.61 – 2000*0.13883 = 96.61 -277.66 = - 181.кДж
∆G2000 = - 181.кДж
∆G2000 <0, значит при температуре 2000°К реакция возможна.
Примечание:
Поскольку изначальная температура, при которой начинается реакция по уравнению
Fe2O3(к)+3Н2(г) = 2Fe(к) + 3Н2О (г),
из вышеприведенных расчетов равна 695.9°К, то путем сравнения температур можно сразу определить, что при температуре 500°К реакция не пойдет, а при температуре выше 695.9, т.е. при 2000°К пойдет с получением продуктов согласно уравнению.
Химическая кинетика и равновесие
Задача №139.
Почему при изменении давления смещается равновесие системы
N2 +3 H2 ↔2 NH3 и не смещается равновесие системы
N2 + O2↔ 2NO?
Ответ мотивируйте на основании расчета скорости прямой и братной скорости реакций в этих системах до и после изменения давления. Напишите выражения для констант равновесия каждой из данных систем.
Решение.
Имеются два уравнения реакции
1). N2 +3 H2 ↔2 NH3
2).N2 + O2↔ 2NO?
В уравнении (1) обозначим концентрации реагирующих веществ:
[N2] = a; [H2] = b; [NH3] = с
Согласно закону действующих масс, скорость прямой и обратной реакций до изменения давления равны
Vпр = Ка*b³ Vобр = К1*с²
Предположим, что давление гомогенной системы увеличилось в два раза, тогда концентрация каждого из реагирующих веществ увеличится в два раза:
[N2] = 2a; [H2] = 2b; [NH3] = 2с
при новых концентрациях скорости прямой и обратной реакций равны:
V´пр = К(2а)*(2b)³ = 16Кab³ V´обр = К1*(2с)² = 4К1*с²
Отсюда:
V´пр/ Vпр = 16К*a*b³/ К*а*b³ = 16;
V´обр /Vобр = 4К1*с²/ К1*с² = 4.
Следовательно, скорость прямой реакции увеличилась в 16 раз, а обратной только в 4 раза. Равновесие системы сместилось в сторону образования NH3.
Теперь рассмотрим уравнение (2).
Обозначим концентрации реагирующих веществ:
[N2] = a; [О2] = b; [NО] = с
Тогда скорости прямой и обратной реакций будут равны
Vпр = Ка*b Vобр = К1*с²
При увеличении давления в два раза концентрации будут равны:
[N2] = 2a; [О2] = 2b; [NО] = 2с
а скорости прямой и обратной реакций:
V´пр = К(2а)*(2b) = 4Кab; V´обр = К1*(2с)² = 4К1с²
Отсюда:
V´пр/ Vпр = 4Кab/ Ка*b = 4
V´обр/ Vобр = 4К1с²/ К1*с² = 4.
Скорости прямой и обратной реакций изменились одинаково, т.е. в 4 раза. Равновесие системы не изменилось и реакция не идет.
При равновесии скорости прямой и обратной реакции равны, а отношение констант этих скоростей постоянно и называется константой равновесия данной системы.
Для реакции по уравнению
N2(г) +3 H2(г) ↔2 NH3(г)
Vпр = К[N2] [H2]³ Vобр = К1 [NH3]²
Кравн = К/К1 = [NH3]²/ [N2] [H2]³
Для реакции по уравнению:
N2(г) + O2(г)↔ 2NO(г)
Vпр = К[N2] [O2] Vобр = К1 [NO]²
Кравн = К/К1 =[NO]² /[N2] [O2].
Тема Концентрации
Задача №146
Сколько и какого вещества останется в избытке, если к 75см3 0.3н раствора серной кислоты прибавить 125см3 0.2н раствора KOH?
2KOH + H2 SO4= K2 SO4+ 2H2O
Вещества вступают во взаимодействие в количествах, обратно пропорциональных их концентрациям, при этом для этого уравнения будет действительно равенство:
Vк*Ск = Vщ*Cщ
Определим, какое количество 0,2н раствора KOH израсходуется на нейтрализацию 75см3 0.3н раствора серной кислоты.
Vк*Ск = Vщ*Cщ
Vщ= Vк*Ск / Cщ=75*0,3/0,2=112.5см3
Избыток KOH составляет
125 - 112.5 = 12.5см3 0,2н раствора KOH
Эквивалент KOH равна молярной массе, деленной на валентность металла.
Э = М/1 = 56г
Количество KOH в 12.5см3 0,2н раствора составляет
0.2*56/1000*12.5=0,14г KOH
Ответ: 0,14г KOH
Тема: Ионно-молекулярные (ионные) реакции обмена
Задача № 189
Какие из веществ KHCO3, CH3COOH, NiSO4, Na2S взаимодействуют с раствором H2 SO4?
Напишите молекулярные и ионно-молекулярные уравнения этих реакций.
2KHCO3+ H2 SO4= K2 SO4+ H2O +CO2
2K+ 2HCO3¯ +2H+ + SO4¯² = 2K+ SO4¯²+H2O + CO2
2HCO3¯= H2O + CO2
Na2S + H2 SO4= Na2S O4 + H2S
2Na+ + S¯² +2H+ SO4¯² = 2Na + SO4¯²+ H2S
S¯² +2H= H2S
CH3COOH+ H2 SO4= CH3COO¯+H+ + 2H+ + SO4¯²
NiSO4+ H2 SO4= Ni+² + SO4¯²+2H+ + SO4¯²
Реакция с кислоты с кислотой и кислоты с солью, образованной от этой же кислоты не идет до конца, образуется равновесная система или смесь растворов.
Тема Свойства растворов
№167
Вычислите температуру кипения 5%ного раствора нафталина С10H8 в бензоле. Температура кипения бензола 80.2ºС. Эбулиоскопическая константа его 2.57ºС.
По закону Рауля повышение температуры кипения раствора по сравнению с температуры кипения растворителя выражается уравнением:
,где
∆Т – изменение температуры кипения раствора, ºС
К - эбулиоскопическая константа,ºС;
m - масса растворенного вещества, г;
m1- масса растворителя,г;
М - молярная масса растворенного вещества, г
М С10H8 = 12*10+ 1*8 = 128г
= 2.57 =1.05ºС
Ткип = 80,2+1.05=81.25ºС.
Ответ: Температура кипения 5%ного раствора нафталина С10H8 в бензоле 81.25ºС.
Тема: Гидролиз солей.
Задача №209.
Какое значение PH (7 < pH<7) имеют растворы солей:
Na3PO4, K2S, CuSO4? Составьте ионно-молекулярные и молекулярные уравнения гидролиза этих солей.
Гидролиз – это химическое взаимодействие ионов растворенной соли с водой, приводящее к образованию слабодиссоциирующих продуктов (молекул слабых кислот или оснований, анионов кислых или катионов основных солей) и сопровождающееся изменением pH среды.
1.Na3PO4 это соль сильного основания (щелочи) NaOH и средней кислоты (фосфорной) H3PO4. Гидролиз соли идет по анионному типу, т.к. катион Na+, связываясь с гидроксил-анионом OH¯, образует сильный электролит NaOH, который диссоциирует на ионы.
Фосфорная трехосновная кислота образует три вида солей:
NaH2PO4 –первичный фосфат Na, хорошо растворимый
Na2HPO4 – вторичный фосфат Na, практически нерастворимый
Na3PO4- третичный фосфат Na, практически нерастворимый.
Из этого ясно, что при гидролизе Na3PO4, т.е. реакции, идущей до образования слабодиссоциирующей (плохорастворимой) соли, будет образовываться вторичный фосфат натрия Na2HPO4.
1 ступень
Ионно-молекулярное уравнение
PO4¯³ + H2O ↔ HPO4¯² + OH¯
Молекулярное уравнение:
Na3PO4 + H2O ↔ Na2HPO4 + NaOH
2 ступень
Ионно-молекулярное уравнение
Na2HPO4 + H2O↔ H2PO4¯² +OH¯
Молекулярное уравнение
Na2HPO4 + H2O↔ NaH2PO4 + NaOH
3 ступень
Ионно-молекулярное уравнение
H2PO4¯+ H2O = H3PO4 + OH¯
Молекулярное уравнение
NaH2PO4 + H2O = H3PO4 + NaOH
Обычно реакция идет по первой ступени, далее накапливаются гидроксильные ионы OH¯ и не дают реакции идти до конца.
Так как образуется кислая соль и сильное основание (щелочь), реакция раствора будет щелочная, т.е. pH>7.
2.Соль K2S, сульфид калия – это соль сильного основания и слабой фтористоводородной кислоты H2S. Гидролиз соли будет идти в две ступени, т.к. сероводородная кислота двухосновна, по анионному типу. Соль K2S при растворении в воде диссоциирует на катион К+ и сульфид-анион S¯². Катион К+ не может связать гидроксильный анион, т.к. при этом образуется сильный электролит KOH, который тут же диссоциирует на ионы, а сульфид-анион S¯² слабой кислоты связывается с гидроксильной группой в малодиссоциирующее соединение.
1 ступень
Ионно-молекулярное уравнение
S¯² + H2O = HS¯ + OH¯
Молекулярное уравнение
K2S + H2O = KHS + KOH
2 ступень
Ионно-молекулярное уравнение
HS¯ + H2O = H2S + OH¯
Молекулярное уравнение
KHS + H2O = H2S + KOH
Гидролиз протекает по первой ступени с образованием сильнощелочной реакции, pH>7.
3. CuSO4, сульфат меди – соль сильной кислоты и слабого многокислотного основания . Cu(OH)2 . Гидролиз соли будет идти с образованием катионов основной соли CuOH+.
1 ступень
Ионно-молекулярное уравнение
Cu+² + H2O↔ CuOH+ + H+
Молекулярное уравнение
CuSO4+ H2O ↔ (CuOH)2SO4 + H2SO4
По 2 ступени реакция не пойдет из-за образующегося избытка ионов водорода сильной серной кислоты. Среда имеет кислую реакцию, pH<7.
Тема: Окислительно-восстановительные реакции.
Задача №229.
Реакции выражаются схемами
H2S + Cl2 + H2O → H2SO4 + HCl
K2Cr2O7 + H2S + H2SO4 → S + Cr2(SO4)3 + K2SO4+ H2O
Составьте электронные уравнения. Расставьте коэффициенты в уравнениях реакций. Для каждой реакции укажите, какое вещество является окислителем, какое – восстановителем; какое вещество окисляется, какое – восстанавливается.
Реакции, сопровождающиеся изменением степени окисления атомов, входящих в состав реагирующих веществ, называются окислительно-восстановительными. При этом одно вещество окисляется, другое восстанавливается, это процесс взаимосвязанный.
Под степенью окисления понимают условный заряд атома, который вычисляют, исходя из предположения, что молекула состоит только из ионов.
Степень окисления – это условный заряд, который приобрел бы атом элемента, если предположить, что он принял или отдал то или иное количество электронов.
Окисление – процесс отдачи электронов атомом, молекулой или ионом.
Восстановление – процесс присоединения электронов атомом, молекулой или ионом.
Отдающий электрон – восстановитель, сам при этом окисляется,
Принимающий электрон- окислитель, сам при этом восстанавливается.