Добавил:
ivanov666
Опубликованный материал нарушает ваши авторские права? Сообщите нам.
Вуз:
Предмет:
Файл:Общая и неорганическая химия. Учебно-методическое пособие.pdf
91
Задание 104. В каком объеме воды необходимо растворить
100 г сахара С
кипения 100,5
12Н22О11
0
С? Эбулиоскопическая постоянная воды
для получения раствора с температурой
Э = 0,52 К∙ кг/моль.
Ответ: V= 304 мл.
Задание 105. Рассчитайте объем раствора серной кислоты с
массовой долей H
95,72 % (плотность 1,835 г/мл), необходимый
2SO4
для приготовления 2 л раствора кислоты молярной концентрации
0,2 моль/л.
Ответ: V(р-ра)
=
22,32 мл.
Задание 106. Вычислите молярную концентрацию и титр
раствора карбоната натрия с массовой долей Na
1.09 г/мл). Принять объем раствора Na
Ответ: С
равным 1 л.
2CO3
= 0.9 моль/л; Т = 0.0959 г/мл.
M
8.8% (плотность
2CO3
Задание 107. Рассчитайте молярную концентрацию раствора
азотной кислоты с массовой долей HNO
и массу HNO
, содержащейся в 2 л этого раствора.
3
Ответ: С
м
19.19% (плотность 1.11 г/мл)
3
= 3,38 моль/л; m(HNO3 ) = 426,02 г.
Задание 108. В каком количестве воды необходимо растворить
100 г глицерина С
кристаллизации -0,3
для получения раствора с температурой
3Н8О3
0
С? Криоскопическая постоянная воды
К = 1,86 К∙ кг/моль.
Ответ: ν(H2O) = 374,4 моль.
Задание 109. Рассчитайте, сколько литров 0,5 М раствора серной
кислоты можно приготовить из 50 мл раствора кислоты с массовой
долей H
80,25 % (плотность 1,73 г/мл).
2SO4
Ответ: V(р-ра) = l,42 л.
Задание 110. Вычислите массовую долю карбоната калия в
растворе и молярную концентрацию раствора, содержащего 75 г
К
в 300 мл воды (плотность ~ 1.0 г/мл).
2СO3
Ответ: ω(К
) = 20%; См =1.45 моль/л.
2СO3
Задание 111. К 2 л раствора азотной кислоты с массовой долей
HNO
10,97% (плотность 1,06 г/мл) прилили 2 л раствора той же
3
кислоты с массовой долей HNO3 2,16% (плотность 1,01 г/мл).
92
Вычислите массовую долю HNO3 в полученном растворе и молярную
концентрацию раствора, допуская, что объем его равен 4 л.
Ответ: ω(HNO
) = 6,67%; СM= 1,1 моль/л.
3
Задание 112. Вычислите массовую долю сахара С
12Н22О11
водном растворе, температура кристаллизации которого -0,6
в
0
С.
Криоскопическая постоянная воды К = 1,86 К∙ кг/моль.
Ответ: ω(С
12Н22О11
) = 9,9%.
Задание 113. Вычислите объем раствора карбоната натрия с
массовой долей Na
для приготовления 300 г раствора с массовой долей Na
9,75% (плотность 1,10 г/мл), необходимый
2CO3
3%.
2CO3
Ответ: V(р-ра) = 83,9 мл.
Задание 114. К 1 л раствора гидроксида калия с массовой
долей КОН 9.96% (плотность 1,09 г/мл) прилили 0,5 л раствора той
же щелочи с массовой долей КОН 5.66% (плотность 1,05 г/мл). Смесь
разбавили водой до 3 л. Рассчитайте молярную концентрацию
полученного раствора.
Ответ: С
= 0,82 моль/л.
M
Задание 115. Рассчитайте объем раствора хлороводородной
кислоты с массовой долей НСl 20,39% (плотность 1,10 г/мл),
необходимый для приготовления 1 л раствора кислоты с массовой
долей НСl 10,17% (плотность 1,05 г/мл).
Ответ: V(р-ра) = 476,1 л.
Задание 116. Температура кипения раствора глюкозы
повысилась на 0, 45
0
С. На сколько градусов понизится температура
кристаллизации этого раствора?
Ответ: ΔТ
= 1,610 С.
зам
Задание 117. Рассчитайте объем раствора хлороводородной
кислоты с массовой долей НС1 38,32% (плотность 1,19 г/мл),
необходимый для приготовления 3 л 0,1 М раствора.
Ответ: V(р-ра) = 24 л.
Задание 118. Смешали 100 мл азотной кислоты с массовой долей
HNO
кислоты с массовой долей HNO
39,02% (плотность 1,24 г/мл) и 400 мл раствора азотной
3
15,95% (плотность 1,09 г/мл).
3
93
Рассчитайте массовую долю HNO3 в полученном растворе. Какова
молярная концентрация этого раствора, если принять его объем
равным 500 мл?
Ответ: ω(HNO
) = 21%; См =3,74 моль/л.
3
Задание 119. К 50 мл раствора серной кислоты с массовой долей
H
4,75% (плотность 1,03 г/мл) прилили 50 мл одномолярного
2SO4
раствора гидроксида калия. Какова реакция среды полученного
раствора на индикатор (кислая, нейтральная или щелочная)?
Ответ: щелочная.
Задание 120. Рассчитайте температуру кипения водного
раствора с массовой долей сахара 15%.
Ответ: Т
(р-ра) = 100,2680 С.
кип
94
Тема 5. ТЕРМОДИНАМИКА ХИМИЧЕСКИХ ПРОЦЕССОВ
Протекание химической реакции сопровождается
энергетическим эффектом: выделением или поглощением теплоты,
света, совершением работы. Энергетический эффект позволяет
количественно охарактеризовать химическую реакцию, оценить
реакционную способность веществ, их термическую устойчивость,
кислотно-основные и окислительно-восстановительные свойства.
Термодинамика изучает превращения одних форм энергии в
другие на основе закона сохранения энергии, позволяет установить
возможность и направление самопроизвольного протекания
химической реакции при данных условиях. Тепловой эффект
химического процесса вызывается тем, что протекание реакции
сопровождается разрывом химических связей в исходных веществах
и возникновением химических связей в продуктах реакции. Разность
энергий образующихся связей и тех, которые претерпели разрыв,
проявляется в виде энергетического эффекта химического процесса.
Химические реакции, сопровождающиеся выделением теплоты,
называются экзотермическими, а идущие с поглощением теплоты –
эндотермическими. Количество выделенной (или поглощенной)
теплоты называют тепловым эффектом реакции. Тепловой эффект
показывает изменение энтальпии исходных веществ и продуктов
реакции. Энтальпию принято обозначать буквой H, ее изменение –
ΔH. Уравнение химической реакции с указанием теплового эффекта
называется термохимическим уравнением.
В ходе экзотермической реакции теплота выделяется, то есть
уменьшается энтальпия системы, а ΔН имеет отрицательное значение:
(г) + Сl2(г) = 2HCl(г), ΔН< 0.
H
2
В случае эндотермической реакции теплота поглощается, то есть
энтальпия системы возрастает, а
N
(г) + О2(г) = 2NO(г), ΔН > 0.
2
ΔН имеет положительное значение:
Тепловой эффект реакции принято относить к стандартным
условиям: Т= 298К (t = 25°C), p = 101,3 кПа и обозначать Δ H°
298
[кДж/моль]. Тепловой эффект реакции зависит от агрегатного
состояния реагирующих веществ. Поэтому в уравнении в скобках
рядом с соответствующими формулами указывают агрегатное
состояние: твердое (т), растворенное (р), жидкое (ж), газообразное (г).
Так, термохимическое уравнение реакции образования воды из
водорода и кислорода имеет следующий вид:
95
H2(г) + 1/2 O2(г) = Н2 O(г), ΔH°
= -242 кДж/моль
298
или
H
(г) + 1/2 O2(г) = Н2O(ж), ΔH°
2
= -286 кДж/моль.
298
Тепловой эффект, соответствующий образованию I моль
соединения из простых веществ, устойчивых в стандартных
условиях, называется стандартной молярной энтальпией (теплотой)
образования соединения.
Согласно вышеприведенным уравнениям молярная энтальпия
образования воды составляет -286 кДж/моль, а воды в газообразном
состоянии -242 кДж/моль.
В основе термохимических расчетов лежит закон Гесса:
тепловой эффект не зависит от пути протекания процесса, а
определяется только начальным и конечным состояниями системы.
Так, тепловой эффект окисления графита в СO
будет одним и тем же
2
независимо от того, произойдет ли это окисление непосредственно
или через промежуточное образование оксида углерода (II).
Энтальпия образования оксида углерода (II) ΔH°
=
1
-110,5 кДж/моль, а тепловой эффект окисления СО в СO2 ΔH°2 =
-283 кДж/моль. Алгебраическая сумма тепловых эффектов этих двух
стадий ΔH° равна тепловому эффекту реакции прямого окисления
углерода в СO
. Полное уравнение реакции может быть представлено
2
в виде алгебраической суммы ее отдельных стадий:
С (графит) + 1/2 O2 (г) = СО (г), ΔH°1 = -110,5кДж/моль
+
СО (г) + 1/2O
(г) = СO2 (г), ΔH°2 = -283кДж/моль
2
___________________________________________________
С (графит) + O
(г) = СO2 (г) ΔH° = -393,5 кДж/моль
2
Большое практическое значение имеют следствия из закона
Гесса:
1) Тепловой эффект обратной химической реакции равен
взятому с противоположным знаком тепловому эффекту прямой
химической реакции. Например, для реакций
СаСО
значение ΔH°
(к) = СаО(к) + СO2(г) и СаО(к) + СO2(г) = СаСО3(к)
3
равно соответственно +178 и –178 кДж .
298
2) Тепловой эффект реакции (Δ H) равен сумме энтальпий
образования (ΔH
) продуктов реакции за вычетом суммы энтальпий
обр
образования исходных веществ. Энтальпии образования простых
96
веществ, устойчивых в стандартных условиях [H2, O2, N2, С (графит),
Сl
,...], принимают равными нулю. При расчете тепловых эффектов
2
следует учитывать стехиометрические коэффициенты в уравнении
реакции. Так, для химической реакции
аА + bВ + ... =dD + eE+...
расчет теплового эффекта можно осуществить по схеме
ΔH°
= (dΔH
х.р.
обр. D
+ е ΔH
+ ...) - (а ΔH
обр.E
обр.A
+ bΔH
обр.B
+...).
Пример 1. Рассчитайте энтальпию горения метана. Горение
метана описывается уравнением: СH
(г) + 2O2(г) = СO2(г) + 2H2O(г).
4
Решение
0
Запишем значения ΔH
СH
(г) + 2O2(г) = СO2(г) + 2H2O(г)
4
под формулами веществ в уравнении
обр.298
-74.9 0 -393,5 2 (-241.8)
Согласно закону Гесса
ΔH°
х.р.
ΔH°
= [ΔН°
= [1 моль×(-393,5 кДж/моль) + 2 моль×(-241,8 кДж'моль)] –
х.р.
.(СO2) + 2ΔН°
о6р
.(H2O)] – [ΔН°
о6р
о6р
.(СН
) + 2 ΔН°
4
.(O2)]
о6р
–[1 моль× (-74,9 кДж/моль) + 2моль × 0)] = -802,2 кДж.
Таким образом, при горении 1 моль метана выделяется 802,2 кДж
тепла.
Закон Гесса дает возможность вычислять тепловые эффекты
реакций, которые экспериментально осуществить нельзя. Например,
энтальпию образования СО измерить невозможно. При горении
углерода в условиях недостатка кислорода образуется смесь СО и
СО
, при избытке кислорода образуется только СО2. В этом случае
2
составляют систему термохимических уравнений. Расчет стандартной
теплоты образования СО сводится к решению системы из двух
уравнений:
1) С(графит) + O
2) СО(г) + 1/2O
(г) = СO2(г), ΔH = -393,5 кДж/моль.
2
(г) = СO2(г), ΔH = -283,0 кДж/моль.
2
Вычитая уравнение (2) из уравнения (1), получаем
С(графит) + 1/2O
(г) = СО(г), ΔH = -110,5 кДж/моль.
2
Большинство процессов представляют собой два одновременно
происходящих явления: изменение энергии системы и изменение
числа и расположения частиц друг относительно друга. Частицам
(молекулам, атомам, ионам) присуще стремление к беспорядочному
97
движению, поэтому система стремится перейти из более
H2(г)
O2(г)
Н2O(г)
S
o
298
, Дж/(К моль)
130,5
205,0
188,7
упорядоченного состояния в менее упорядоченное. Количественной
мерой беспорядка является энтропия S. Так, энтропия 1 моль
вещества в газовом состоянии значительно больше, чем в жидком и
тем более в кристаллическом состоянии. Энтропию веществ, как и их
энтальпии образования, принято относить к стандартным условиям.
Энтропия 1 моль вещества в стандартном состоянии
называется стандартной молярной энтропией. Ее обозначают S
o
298
[Дж/(К моль)].
Стандартные молярные энтропии некоторых веществ приведены
в табл. 2 приложения. Значения энтропии веществ используют при
расчете изменения энтропии реакции. Так, для химической реакции
аА + bВ + ... =dD + eE+...
изменение энтропии реакции будет
ΔS°
х.р.
= (dS
o
D
+ еS
o
+ ...) − (аS
E
o
+ bSo B +...) .
A
Пример 2. Вычислите изменение энтропии реакции при полном
сгорании 1 моль водорода: H
(г) + 1/2O2(г) = Н2O(г) .
2
Решение
ΔS°
х.р.
= S
o
(Н2O ) − [S
298
o
(H2) + 1/2 S
298
o
298
(O2)].
Согласно табл. 2 приложения стандартные молярные энтропии
исходных веществ и продукта реакции имеют следующие значения:
Тогда Δ S°
Дж/(Кмоль) + 1/2 моль × 205,0 Дж/(К моль)] = - 44,3 Дж/К.
отрицательное значение (Δ S
1,5 моль газообразных веществ, а образуется 1 моль газообразного
продукта, то есть беспорядок в системе уменьшается. Уменьшение
объема в системе и определяет знак изменения энтропии.
тенденции:
прочных связей, что связано с уменьшением энтальпии системы (ΔН< 0);
системы (ΔS >0).
= [1 моль× 188,7 Дж/(Кмоль)] – [1 моль×130,5
х.р.
Изменение энтропии в ходе рассматриваемой реакции имеет
o
<0), поскольку в реакцию вступают
Для самопроизвольно протекающих процессов характерны две
1) стремление частиц к объединению за счет образования более
2) стремление частиц к разъединению, что увеличивает энтропию
98
В процессах, протекающих при постоянных температуре Т и
давлении р, суммарный эффект этих противоположных тенденций
отражает изменение энергии Гиббса ΔG:
ΔG = ΔН -TΔS.
Очевидно, что наиболее благоприятно для протекания процесса
такое состояние системы, когда ее энтальпия уменьшается, а
энтропия возрастает:
ΔН <0, ΔS >0.
Тогда принципиальная возможность химической реакции будет
определяется отношением
ΔG = ΔН − TΔS < 0, или ΔG <0.
Увеличение же энергии Гиббса ΔG > 0 свидетельствует о
невозможности самопроизвольного осуществления процесса в данных
условиях. Если ΔG = 0, то ΔН =ТΔS.
устанавливается химическое равновесие.
Соотношение значений ΔН (энтальпийный фактор) и ТΔS
(энтропийный фактор) определяет направление (прямое, обратное)
протекания химического процесса:
1) ΔН < 0, ΔS > 0, ΔG < 0 − прямая реакция возможна при любой
температуре;
2) ΔН < 0, ΔS < 0, ΔG < 0 − прямая реакция возможна при низкой
температуре;
3) ΔН > 0, ΔS > 0, ΔG < 0 − прямая реакция возможна при
высокой температуре;
4) ΔН > 0, ΔS < 0, ΔG > 0 − обратная реакция возможна при
любой температуре.
Изменение энергии Гиббса в ходе химической реакции в
стандартных условиях можно вычислять, используя стандартные
молярные энергии Гиббса образования веществ ΔG
ΔG
o
х.р.
= ∑ (ΔG
o
o6p. прод.
Стандартной молярной энергией Гиббса образования вещества
называют изменение энергии Гиббса при образовании одного моля
вещества из простых веществ в стандартных условиях.
Значения Δ G
o
приведены в табл. 2 приложения. Энергия
o6p.
Гиббса образования простого вещества в стандартном состоянии
равна нулю.
Это означает, что в системе
o
[кДж/моль]:
o6p298
) – ∑ (ΔG
o
o6p.исх.
).
Пример 3. Вычислим изменение энергии Гиббса в стандартных
условиях для реакции 2КСlO
(к) = 2КС1(к) + 3O2(г).
3
99
Решение
КСlO3(к)
КС1( к)
O2 (г)
ΔG°
о6р
., кДж/моль
-289,9
-408,9
0
o
ΔG
= [2ΔG°
х.р.
. (KCl) + 3ΔG°
о6р
.( O2)] – 2ΔG°
о6р
.(KClO3).
о6р
Стандартные молярные энергии Гиббса образования исходных
веществ и продуктов реакции составляют:
Тогда
Поскольку Δ G
o
ΔG
= [2 моль×(-408,9 кДж/моль) + 3 моль× (0)] –
х.р.
– [2 моль× (-289,9 кДж/моль)] = -239 кДж .
o
< 0, разложение бертолетовой соли – процесс
х.р.
самопроизвольный.
Контрольные задания
Задание 121. Какая из реакций горения аммиака
термодинамически более вероятна? .
а) 4 NH
б) 4 NH
(г) + 5O2(г) = 4NO(г) + 6H2О(г);
3
(г) + 3O2(г) = 2N2(г) + 6Н2O(г).
3
Как достигают получения желаемого продукта окисления
аммиака в производстве азотной кислоты?
Задание 122. Один из способов получения кислорода в
лаборатории основан на термическом разложении оксохлората (V)
калия (бертолетовой соли):
2КСlO
Объясните, почему этот процесс необратим. При ответе
используйте значения ΔН
(к) = 2КС1(к) + 3O2(г).
3
0
, ΔS0, ΔG0.
Задание 123. Исходя из значений стандартной молярной
энтальпии образования, вычислите энтальпии реакции сгорания:
а) угля (графита); б) метана; в) этанола. Какое из этих горючих
веществ энергетически наиболее выгодно использовать в качестве
топлива?
Задание 124. Вычислите стандартные значения ΔG
реакций:
а) ВаСО
(к) = ВаО(к) + СO2(г);
3
0
298
для
100
б) СаСО3 (к) = СаО(к) + СO2(г)
и определите, какой из приведенных карбонатов обладает большей
термической устойчивостью.
Задание 125. Один из способов промышленного получения
водорода основан на взаимодействии при высокой температуре
метана с водяным паром:
СH
(г) + Н2O(г) = СО(г) + ЗH2(г).
4
Обоснуйте принципиальную возможность протекания этой реакции.
Задание 126. Каков характер изменения энтропии (ΔS >0, ΔS <0
или ΔS ≈ 0) при протекании следующих реакций и чем это
объясняется?
S(к) + О
4Fe( к) + 3O
2(NH
(г) = SO
2
(г),
2
(г) = 2FeO( к),
CrO4(к) = Сг2O3(к) + 2 NH3(г) +N2(г) + 5Н2O(г).
4)2
Задание 127. Обоснуйте возможность получения кислорода в
лаборатории термическим разложением нитрата калия при: а) 120°С,
б) 1200°С.
KNO
(к) = KNО2(к) + 1/2 О2(г).
3
При ответе используйте значения ΔН
0
, ΔS0, ΔG0 процесса.
Задание 128. Используя закон Гесса, определите теплоту
(энтальпию) образования CaCO
следующих реакций:
Са(к) + 1/2О
С(графит) + О
СаО(к) + СО
(г) = СаО(к), ΔН
2
(г) = СО2(г), ΔН
2
(г) = СаСО3(к) ΔН
2
, если известны тепловые эффекты
3
0
= -635,5 кДж,
298
0
= -393,5 кДж,
298
0
= -178,1 кДж.
298
Задание 129. Каков характер изменения энтропии (ΔS >0, ΔS <0
или ΔS ≈ 0) при протекании следующих реакций и чем это
объясняется?
а) С(графит) + О
б) С(графит) + 1/2 О
в) СО(г) + 1/2 О
(г) = СО2(г);
2
(г) = СО(г);
2
(г) = СО2(г).
2
Задание 130. Предскажите и проверьте расчетами знак
изменения энтропии в следующих реакциях:
а) ЗН
б) 2КClO
в) СuО(к) + H
(г) + N2(г) = 2NH3(г);
2
(к) = 2КСl(к) + 3O2(г);
3
(г) = Сu(к) + H2O(г).
2