Решение

1. Определим изменение энтальпии:

Н= Н_КОН - Н_ИСХ = (2 (-1117,1) + (-241,7)) - (3 (-822,2) + 0) = -9,3 кДж/моль

2. Определим изменение энтропии для определения энергии Гиббса

S = S_КОН - S_ИСХ = (2146,2 + 188,7) - ( 387,4 +130,5) = 88,4 Дж/моль К

3. Рассчитаем энергию Гиббса для трех температур.

G₂₉₈ = H - TS = -9,310³ - 29888,4 = - 35,64 кДж/моль

G₅₀₀ = H - TS = -9,310³ - 50088,4 = - 53,5 кДж/моль

G₁₀₀₀ = H - TS = -9,310³ - 100088,4 = - 97,7 кДж/моль

Следовательно, энергия Гиббса отрицательная величина, поэтому процесс самопроизвольно протекать будет.

Пример 4 Восстановление Fe₂O₃ водородом протекает по уравнению:

Fe₂O₃ (к) + 3H₂ (г) = 2Fe (к) + 3H₂O (г) ; Н = +96,61 кДж. Возможна ли реакция при стандартных условиях, если изменение энтропии S=0,1387 кДж/мольК. При какой температуре начнется восстановление Fe₂O₃?

Решение.

Вычисляем G реакции G=H - ST=96,61 - 2980,1387= +55,28 кДж. Так как G >0, то реакция при стандартных условиях невозможна; наоборот, при этих условиях идет обратная реакция окисления железа (коррозия). Найдем температуру, при которой G=0: . Следовательно при температуре 696,5 К начнется реакция восстановления Fe₂O₃ . Иногда эту температуру называют температурой начала реакции.

Решение задач по теме «Растворы»

Пример 1 Вычислите температуры кристаллизации и кипения 2%-ного водного раствора глюкозы С₆Н₁₂О₆.

Решение. По закону Рауля понижение температуры кристаллизации и повышение температуры кипения раствора (t) по сравнению с температурами кристаллизации и кипения растворителя выражается уравнением

где К - криоскопическая или эбуллиоскопическая константы. Для воды они соответственно равны 1,86 и 0,52 град. m и М - соответственно масса растворенного вещества и его мольная масса; m₁ - масса растворителя.

Понижение температуры кристаллизации 2%-ного раствора =0,21 град.

Вода кристаллизуется при 0₀С, следовательно, температура кристаллизации раствора 0-0,21=-0,21⁰С.

Повышение температуры кипения 2%-ного раствора глюкозы =0,06 град.

Вода кипит при 100⁰С, следовательно, температура кипения этого раствора 100+0,06=100,06⁰С.

Пример 2. Раствор, содержащий 1,22 г бензойной кислоты С₆Н₅СООН в 100 г сероуглерода, кипит при 46,529⁰С. Температура кипения сероуглерода 46,3⁰С. Вычислите эбуллиоскопическую константу сероуглерода.

Решение. Повышение температуры кипения t=46,529-46,3=0,229 град. Мольная масса кислоты 122 г/моль. По формуле находим:

град.

Решение задач по теме «Окислительно-восстановительные реакции»

Ионные реакции, сопровождающиеся изменением степени окисления атомов в молекулах реагирующих веществ, называются окислительно-восстановительными реакциями. Типичный процесс окисления-восстановления наглядно можно наблюдать в следующем эксперименте.

Если слить подкисленные эквимолярные растворы перманганата калия, имеющего красно-фиолетовую окраску, и нитрита натрия, то через некоторое время реакционная смесь обесцвечи­вается. Качественный анализ образовавшейся смеси показывает, что в ней содержится ничтожно мало ионов NO₂^ и МпО₄^ и значительное количество ионов NO₃^ и Mn²⁺ . Очевидно, произошло превращение

NO₂^ , МпО₄^  NO₃^ , Mn²⁺.

В отдельности растворенные перманганат калия и нитрит натрия могут храниться долгое время без изменения, следова­тельно, наблюдаемая реакция обусловлена двумя взаимосвязан­ными переходами, в результате которых изменяется степень оки­сления (валентное состояние) азота и марганца:

NO₂^  NO₃^ ; МпО₄^  Mn²⁺.

Первый переход представляет собой реакцию окисления, второй—реакцию восстановления.

Для составления уравнения окислительно-восстановительной реакции, протекающей в водном растворе, удобно использовать метод электронно-ионного баланса. Этот метод рассмотрен ниже на примере составления уравнения реакции между перманганатом калия и нитритом калия в водном растворе.

Сначала составляют уравнение реакций окисления и восста­новления. В схеме процесса окисления число атомов азота, вхо­дящих в ионы нитрита и нитрата, одно и то же, число атомов кислорода разное. Для уравнивания числа атомов кислорода в левую часть схемы этого перехода записывают молекулу воды (или ионы ОН^ для щелочной среды):

NO₂^ + Н₂О  NO₃^

Число атомов N и О в обеих частях этой схемы одинаково, а атомы водорода указаны только в левой части. Для уравнива­ния числа атомов водорода справа в схему приписывают недо­стающее их число в виде ионов водорода:

NO₂^ + Н₂О  NO₃^ +2Н⁺.

В данной записи не выполняется равенство суммарных зарядов:

сумма зарядов слева (—1) не равна сумме зарядов справа (+1). С учетом правила сохранения зарядов ионное уравнение этого процесса должно быть записано так:

NO₂^ + Н₂О- 2е^ = NO₃^ +2Н⁺.

Аналогичные операции проводят при составлении ионного уравнения перехода перманганат-иона в двухвалентный ион мар­ганца:

MnO₄^  Mn²⁺ + 4H₂O,

MnO₄^ + 8H⁺ Mn²⁺ + 4H₂O

MnO₄^ + 8H⁺ + 5e^ = Mn²⁺ + 4H₂O

Разумеется, при составлении уравнений реакции их не следует переписывать несколько раз, а нужно последовательно дополнять недостающими ионами и молекулами и расставлять стехиометрические коэффициенты.

Таким образом получают уравнения двух процессов, одновременно протекающих в растворе:

NO₂^ + Н₂О- 2е^ = NO₃^ +2Н⁺.

MnO₄^ + 8H⁺ + 5e^ = Mn²⁺ + 4H₂O

В первой реакции происходит присоединение электронов, это реакция восстановления, а ион MnO₄^ - окислитель. Во второй реакции происходит отдача электронов, это реакция окисления, а ион NО₂^ - восстановитель.

В общем уравнении окислительно-восстановительного процесса число принятых окислителем электронов должно равняться числу электронов, отданных восстановителем, поэтому умножа­ют стехиометрические коэффициенты первого уравнения на 2, а второго — на 5 (чтобы получить наименьшее одинаковое число принятых и отданных электронов) и суммируют оба выражения:

5NO₂^ + 5Н₂О- 10е^ = 5NO₃^ +10Н⁺.

2MnO₄^ + 16H⁺ + 10e^ = 2Mn²⁺ + 8H₂O

5NO₂^ + 2MnO₄^ + 6H⁺ = 5NO₃^ +2Mn²⁺ + 3H₂O .

В левой части уравнения находятся ионы водорода, что гово­рит о необходимости проведения реакции в кислой среде. Если растворы были подкислены серной кислотой, то процесс описы­вается следующим молекулярным уравнением:

5KNО₂ + 2КМпО₄ + 3H₂SО₄ = 5КNO₃ + 2MnSO₄ + K₂SO₄ + 3H₂О.

При составлении молекулярного уравнения требуется урав­нять число катионов, входящих в состав солей.

Метод электронно-ионного баланса используется в основном для подбора стехиометрических коэффициентов в уравнениях окислительно-восстановительных реакций, протекающих в вод­ных растворах. Этот метод имеет то преимущество, что при его применении необязательно знать степени окисления атомов, участвующих в реакции ионов.

Коэффициенты в уравнениях реакций, проходящих в газовом или кристаллическом состоянии, а также в водных растворах, можно подбирать методом электронного баланса. Разберем этот метод на примере составления уравнения реакции разложения хлората калия. Этот процесс протекает по схеме:

КСlO₃ —КСl+KC1O₄.

В результате этого процесса хлор в состоянии С1⁵⁺ (в КСlO₃) Переходит в Cl^ (в КС1) и Cl⁷⁺ (в КС1O₄). Для нахождения стехиометрических коэффициентов подбирают множители, урав­нивающие число отданных и принятых электронов:

Cl ⁵⁺ +6е = Cl^ 1

Cl⁵⁺ - 2e = Cl⁷⁺ 3

4Cl⁵⁺ =Cl^ +3Cl⁷⁺

Следовательно, молекулярное уравнение окислительно-вос­становительного процесса разложения хлората калия следует записать так:

4КСlO₃ = КС1 + ЗКСlO₄.