Задания к разделу общая характеристика химических элементов и их соединений

Напишите уравнения возможных реакций взаимодействия КOН, H₂SO₄, Н₂O, Be(OH)₂ с соединениями, приведенными ниже:

81) К₂O, NO, Na₂СО₃, Н₂SiO₃, Mg(OH)₂, НCl;

82) HBr, Ca(OH)₂, H₂CO₃, K₂S, NO₂, N₂O₃;

83) H₂SO₃, BaO, CO₂, HNO₃, Ni(OH)₂, Ca(OH)₂;

84) N₂O₅, HI, LiOH, SiO₂, SrO, CaCO₃;

85) HCl, P₂O₅, NH₄OH, MgO, Ba(OH)₂, Na₂SO₄;

86) NO, Cu(OH)₂, SO₃, HClO₄, FeO, CuSO₄;

87) N₂O, CaO, HNO₃, SO₃, Co(OH)₂, Al₂(SO₄)₃;

88) NiSO₄, KOH, HI, P₂O₃, SiO₂, Co(OH)₂;

89) HBr, K₂O, NiCl₂, Cr(OH)₃, N₂O₅, Ca(OH)₂;

90) H₂S, Zn(OH)₂, AlCl₃, MgO, NaHCO₃, NO₂;

91) (CoOH)₂SO₄, HCl, BaCl₂, CaO, SO₂, Al(OH)₃;

92) KHS, Mn(OH)₂, BaCl₂, BaO, CO₂, HCl;

93) H₃PO₄, CdCl₂, FeO, Sr(OH)₂, KHCO₃, N₂O;

94) SO₃, H₂CO₃, MgO, Cd(OH)₂, NiOHCl, NH₄Cl;

95) H₂SO₃, FeO, SnO, Fe₂(SO₄)₃, KH₂PO₄, HCl;

96) CH₃COOH, Mn₂O₇, MnO, BaCl₂, Mg(OH)₂, Al₂O₃;

97) K₂HPO₄, NH₄Cl, SO₂, NiSO₄, Fe(OH)₃, CdO;

98) NiOHNO₃, SiO₂, PbO, Cd(OH)₂, KOH, ZnSO₄;

99) HNO₃, Mg(OH)₂, KHCO₃, CO, BaCl₂, Cr(OH)₃;

100) NO, AgNO₃, SiO₂, AlOHCl₂, NiO, H₂CO₃.

4. Термодинамика химических процессов

Критерием возможности самопроизвольного протекания реакции в данных условиях является изменение энергии Гиббса (ΔG): ΔG = ΔH – TΔS, где ΔH и ΔS – изменения энтальпии и энтропии в ходе химической реакции, T – абсолютная температура, ΔH – энтальпийный фактор, TΔS – энтропийный фактор.

Если ΔG < 0, то прямая реакция может протекать самопроизвольно. Если ΔG = 0, то ΔH = TΔS, т.е. энтропийный и энтальпийный факторы уравновешивают друг друга и система находится в состоянии истинного химического равновесия. Если ΔG > 0, то самопроизвольно может протекать обратная реакция.

Для проведения термодинамических расчетов используют справочные данные (таблицы термодинамических величин), в которых приводятся чаще всего стандартные энтальпии образования, энергии Гиббса образования и энтропии различных веществ: ΔН⁰₂₉₈, ΔG⁰₂₉₈, S⁰₂₉₈.

Стандартная энтальпия образования и энергия Гиббса образования простых веществ принимаются равными нулю. Если элемент образует несколько простых веществ, то стандартным считается состояние элемента в виде наиболее устойчивой в данных условиях модификации (кислород, ромбическая сера, графит, кристаллический йод, жидкий бром и др.). Энтропии простых веществ не равны нулю.

Для расчета ΔН⁰, ΔG⁰, S⁰ химических реакций применяют закон Гесса или его следствия. Расчетные данные относятся к мольным соотношениям веществ, которые указаны стехиометрическими коэффициентами химического уравнения.

Если нужно рассчитать энергию Гиббса для температуры, отличной от стандартной, то используют уравнение

ΔG⁰_т = ΔН⁰_т – TS⁰_т, (1)

где ΔН⁰ и S⁰ – величины, зависящие от температуры. Например,

ΔG⁰₂₉₈ = ΔН⁰₂₉₈ – TS⁰₂₉₈, (2)

ΔG⁰₁₀₀₀ = ΔН⁰₁₀₀₀ – TS⁰₁₀₀₀, (3)

Для ориентировочных расчетов можно принять, что ΔН⁰ и S⁰ мало зависят от температуры (что часто имеет место в действительности), т.е. ΔН⁰_т ≈ ΔН⁰₂₉₈, S⁰_т ≈ S⁰₂₉₈. Тогда уравнение примет вид:

ΔG⁰₂₉₈ ≈ ΔН⁰₂₉₈ – TS⁰₂₉₈ (4)

Для ориентировочных приближенных расчетов.

Например, ΔG⁰₁₀₀₀ ≈ ΔН⁰₂₉₈ – 1000S⁰₂₉₈, для состояния истинного химического равновесия ΔG⁰_т = 0, тогда ΔН⁰₂₉₈ ≈ TS⁰₂₉₈, отсюда:

– (5)

ориентировочная температура установления истинного химического равновесия.

Эту температуру иногда называют температурой начала реакции. Вблизи этой температуры энергия Гиббса изменяет знак, т.е. изменяется направление процесса.

Энергия Гиббса связана с константой химического равновесия следующим соотношением:

ΔG⁰_т = – RT ln K_т (6)

где R – универсальная газовая постоянная, 8,31·10^-3 кДж/моль·К. Так как ln k = 2,3·lgK, то

. (7)

Обратите внимание, что для расчета константы при температуре Т используется ΔG_т при этой же температуре. Например,

, (8)

. (9)

В состоянии истинного химического равновесия ΔG_т = 0, K_т = 1.

Пример. Провести термодинамический расчет реакции:

СО_2(г) + С_{(графит)} ↔ 2 СО_(г).

Исходные данные из приложения удобно оформить в виде следующей таблицы.