Часть III. Задачи по общей химии

1. Химическая термодинамика. Термохимия

1. Рассчитайте стандартную энтальпию реакции

2AgNO₃(т) → 2Ag(т) + 2NO₂(г) + О₂(г), если

Н^о_обр(AgNO₃) = -124 кДж/моль;

Н^о_обр(NO₂) = +33 кДж/моль.

Классифицируйте реакцию по знаку теплового эффекта.

Решение.

1.В соответствии со следствием закона Гесса рассчитаем значение (реакции):

(реакции)=( =(2*0+2*33)-2*(-124)=314 кДж

.2. Так как (реакции)>0, данная реакция является эндотермической, протекает с поглощением тепла.

2. Рассчитайте S процесса 2N₂(г) + O₂(г) = 2N₂O(г), если

S^о (N₂,г) = 200 Дж/моль·К;

S^о (O₂,г) = 205 Дж/моль·К;

S^о (N₂O,г) = 219,9 Дж/моль·К.

Предскажите знак S^о процесса путём анализа уравнения химической реакции.

Решение.

1. В соответствии со следствием закона Гесса рассчитаем значение (реакции):

(реакции)= =

=2*219,9-(2*200+1*205)=-165,2дж/К

2. Согласно стехиометрии уравнения синтеза оксида азота(I) реакция протекает с уменьшением объема системы. Если в реакцию вступало три моля газов, то получено только два моля. Уменьшение объема системы всегда сопровождается уменьшением энтропии системы, что и показывают расчеты: (реакции)<0.

3. Определите G^о₂₉₈ реакции Fe₃O₄ + 4CO = 3Fe + 4CO₂, если:

G^о₂₉₈ (Fe₃O₄) = -1014 кДж/моль,

G^о₂₉₈ (CO) = - 137,2 кДж/моль,

G^о₂₉₈ (CO₂) = -394 кДж/моль.

Установите возможность самопроизвольного протекания процесса в стандартных условиях.

Решение.

1.В соответствии со следствием закона Гесса рассчитаем изменение изобарно-изотермического потенциала

(реакции)=( =(3*0+4*(-394))-(1*(-1014)+4*(-137,2))=-13,2 кДж

2.Так как значение <0, рассматриваемый процесс может протекать самопроизвольно в стандартных условиях.

3. Химическая кинетика. Химическое равновесие

4. Напишите кинетические уравнения следующих реакций:

а) С + О₂ = СО₂

б) 2NOCl(г) = 2NO(г) + Cl₂(г)

в) C₁₂H₂₂O₁₁ + H₂O = 2C₆H₁₂O₆

г) 2NO + H₂ = N₂O + H₂O.

Объясните причину несовпадения молекулярности и порядка реакции.

Решение.

1. Кинетические уравнения отражают взаимосвязь между концентрациями исходных веществ, находящихся в одной фазе, и скоростью реакции. Теоретической основой для написания кинетических уравнений является закон действующих масс (ЗДМ), согласно которому скорость реакции прямо пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ, в степенях, равных их стехиометрическим коэффициентам. В соответствии с ЗДМ кинетические уравнения рассматриваемых реакций выглядят следующим образом:

А) С + О₂ = СО₂

V=k*C(O₂), где V – скорость реакции, k – константа скорости реакции, C(O₂) – концентрация кислорода, моль/л

Б) 2NOCl(г) = 2NO(г) + Cl₂(г)

V=k*C(NOCl)², где V – скорость реакции, k – константа скорости реакции, C(NOCl) – концентрация NOCl, моль/л

В) C₁₂H₂₂O₁₁ + H₂O = 2C₆H₁₂O₆

V=k*C(C₁₂H₂₂O₁₁)*C(H₂O), где V – скорость реакции, k – константа скорости гидролиза сахарозы C₁₂H₂₂O₁₁, C(C₁₂H₂₂O₁₁) – концентрация сахарозы в водном растворе ,моль/л, С (Н₂О) –концентрация воды, моль/л.

Г) 2NO + H₂ = N₂O + H₂O.

V=k*C(NO)²*C(H₂), где V – скорость реакции, k – константа скорости, C(NO) – концентрацияNO,моль/л, С (Н₂) –концентрация водорода, моль/л.

2. Причина несовпадения молекулярности и порядка реакции

Молекулярность реакции определяется числом частиц реагентов, взаимодействующих друг с другом в одной элементарной (простой) реакции и превращающихся в продукты.

Порядок реакции по данному веществу — показатель степени при концентрации этого вещества в кинетическом уравнении реакции. Основными причинами несовпадения молекулярности и порядка реакции могут являться: простое несовпадение ( поскольку молекулярность- характеризует механизм, а порядок - кинетику реакции), наличие избытка одного из исходных веществ, гетерогенность реакции, ее ступенчатый характер.