УЧЕБА / Arjanova-chzaot

МИНИСТЕРСТВО ОБРАЗОВАНИЯ И НАУКИ РОССИЙСКОЙ ФЕДЕРАЦИИ

ФЕДЕРАЛЬНОЕ АГЕНСТВО ПО ОБРАЗОВАНИЮ ГОСУДАРСТВЕННОЕ ОБРАЗОВАТЕЛЬНОЕ УЧРЕЖДЕНИЕ ВЫСШЕГО ПРОФЕССИОНАЛЬНОГО ОБРАЗОВАНИЯ «АЛТАЙСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ ТЕХНИЧЕСКИЙ УНИВЕРСИТЕТ ИМ.И.И.ПОЛЗУНОВА»

И.Н. Аржанова, О.А. Напилкова

Методические указания и контрольные задания по химии для студентов заочной формы обучения первого курса направлений бакалавриата Э, ПС, ЭТМ

Изд-во АлтГТУ Барнаул • 2013

1

УДК 541.12 (075.15)

Аржанова И.Н., Напилкова О.А. Методические указания и контрольные задания по химии для студентов заочной формы обучения первого курса направлений бакалавриата Э, ПС, ЭТМ / Алт.гос.техн.ун-т им. И.И.Ползунова.-Барнаул: Изд-во АлтГТУ, 2013. –94с.

Методические указания содержат теоретический материал для самоподготовки, список рекомендуемой литературы, детальный разбор примеров, 30 вариантов заданий по каждому разделу курса. Методические указания могут быть использованы студентами нехимических специальностей всех форм обучения для самоподготовки и текущего контроля знаний.

Рассмотрено и одобрено на заседании кафедры Общей Химии. Протокол № 5 от 21.03.2013г.

2

1 Энергетика химических процессов (термохимические расчеты)

Химическая термодинамика – раздел химии, изучающий энергетические эффекты химических реакций, направление и пределы их самопроизвольного протекания.

При проведении химической реакции изменяется внутренняя энергия системы U. Внутренняя энергия включает в себя все виды энергии системы (энергию движения и взаимодействия молекул, атомов, ядер, электронов и др. частиц, внутриядерную и др. виды энергии), кроме кинетической и потенциальной энергии системы в целом.

Изменение внутренней энергии можно измерить с помощью работы (A ) и теплоты (Q). Соотношение между этими величинами устанавливает

первый закон термодинамики:

Q = U + A,

т.е., теплота, подведенная к системе, расходуется на изменение внутренней энергии и на совершение работы против сил внешнего давления.

При постоянном давлении единственным видом работы является работа расширения, которая равна

мерой теплосодержания системы.

Таким образом, при постоянном давлении тепловой эффект реакции равен изменению энтальпии:

Qp = H2 – H1 = H

При постоянном объеме V2 = V1 и QV = U. QV ≠ Qp, т.о., тепловой эффект процесса зависит от условий протекания процесса.

За стандартные условия в термодинамике принимают равенство температур продуктов и исходных веществ и давление, равное одной атмосфере (101, 325 кПа).

Тепловой эффект реакции, измеренный в стандартных условиях, называется стандартной энтальпией и обозначается H0 . В обозначении может указываться абсолютная температура (Т), например H0Т или H0298 (при температуре 250С).

Тепловой эффект образования 1 моль сложного вещества из простых,

называется теплотой образования вещества и обозначается H0f,

кДж/моль.

Термохимические расчеты основаны на законе Гесса: тепловой

эффект реакции зависит только от природы физического состояния исходных и конечных веществ, но не зависит от пути перехода.

3

Из закона Гесса вытекают важные следствия, позволяющие вычислить тепловые эффекты почти всех процессов:

1 следствие: Тепловой эффект реакции не зависит от числа промежуточных стадий.

2 следствие: Теплота образования соединения равна, но противоположна по знаку теплоте его разложения.

3 следствие: Тепловой эффект реакции равен разности сумм теплот образования конечных и исходных веществ с учетом стехиометрических

коэффициентов:

H0х.р. = Σ nкон H0f(кон) - Σ nисх H0f(исх),

где H0х.р. – тепловой эффект химической реакции, кДж; nкон, nисх – стехиометрические коэффициенты;

H0f(кон), H0f(исх) – теплоты образования конечных и исходных веществ, кДж/моль.

Задача 1. При восстановлении 90 г оксида меди (II) углеродом образуется газообразный оксид углерода (IV) и чистая медь. При этом выделяется 39,1 кДж тепла. Напишите термохимическое уравнение этой реакции.

Решение. Уравнения реакций, в которых указан тепловой эффект, называют термохимическими. В термохимических уравнениях также указываются агрегатные состояния веществ: г - газообразное, ж – жидкое, к (т)– кристаллическое (твердое). Химическое уравнение данной в примере реакции:

2CuO(к)+C(к)=CO2(г)+2Cu(к)

Для записи термохимического уравнения необходимо рассчитать количество выделившегося тепла при восстановлении 2 моль CuO.

Mr (CuO)=63,5+16=79,5 г/моль.

Составляем пропорцию: при восстановлении 90г CuO выделилось 39,1 кДж тепла, а при восстановлении 2*79,5г CuO выделяется Q кДж тепла, т.е.

= 39,1•2 •79,5 =

Q 69,1 кДж. 90

Если в результате реакции выделилась теплота, то H<0. Итак, термохимическое уравнение будет иметь следующий вид:

2CuO(к)+C(к)=CO2(г)+2Cu(к) ; H°х.р.= –69,1 кДж.

Задача 2. Используя табличные данные, рассчитайте тепловой эффект реакции

B2O3(к)+3Mg(к)=2B(к)+3MgO(к).

Решение. Запишем третье следствие из закона Гесса для данной реакции.

4

КОНТРОЛЬНЫЕ ВОПРОСЫ

1.Вычислите количество теплоты, которое выделилось при восстановлении Fe2O3 металлическим алюминием, если было получено 335,1 г железа.

2.Газообразный этиловый спирт C2H5OH можно получить при взаимодействии этилена C2H4(г) и водяных паров. Напишите термохимическое уравнение этой реакции, предварительно вычислив ее тепловой эффект. Ответ: -45,76 кДж.

3.При взаимодействии газообразных сероводорода и диоксида углерода

образуются пары́ воды и сероуглерод CS2(г). Напишите термохимическое уравнение этой реакции, предварительно вычислите ее тепловой эффект.

Ответ: +65,43 кДж.

4.Напишите термохимическое уравнение реакции между CO(г) и водородом, в результате которой образуются CH4(г) и H2O(г). Сколько теплоты

5

выделилось при этой реакции, если было получено 67,2 л (н.у.) метана?

Ответ: 618,48 кДж.

5.Кристаллический хлорид аммония образуется при взаимодействии газообразных аммиака и хлороводорода. Напишите термохимическое уравнение этой реакции, предварительно вычислив ее тепловой эффект. Сколько теплоты выделится, если в реакции было израсходовано 10 л (н.у.) аммиака? Ответ: 78,97 кДж.

6.Вычислите тепловой эффект и напишите термохимическое уравнение

реакции горения 1 моль этана C2H6(г), в результате которой образуются пары воды и диоксид углерода. Сколько теплоты выделится при сгорании 1 м3

(н.у.) этана? Ответ: 63742,86 кДж.

7.При взаимодействии 6,3 г железа с серой выделилось 11,31 кДж теплоты. Вычислите теплоту образования сульфида железа FeS. Ответ: -100,26 кДж/моль.

8.При сгорании 1 л ацетилена (н.у.) выделяется 56,053 кДж теплоты. Напишите термохимическое уравнение реакции, в результате которой образуются пары воды и диоксида углерода. Вычислите теплоту образования

C2H2(г). Ответ: 226,75 кДж/моль.

9.При получении одного эквивалента гидроксида кальция из CaO(к) и

H2O(ж) выделяется 32,53 кДж теплоты. Напишите термохимическое уравнение этой реакции и вычислите теплоту образования оксида кальция.

Ответ: -635,6 кДж/моль.

10.Для термохимического процесса

Nа2O(т) + Н2О(ж) → 2NaOH(т) ; ∆Н0= -153,6 кДж

рассчитайте стандартную энтальпию образования гидроксида натрия NaOH; 11. Для термохимического процесса

2NO (г) + O2 (г) → 2NO2 (г) ; ∆Н0= -114,7 кДж рассчитайте стандартную энтальпию образования оксида азота (II);

12. Для термохимического процесса

4NH3(г)+5O2(г)=4NO(г)+6H2O(г) ; ∆Н0= -906,5 кДж рассчитайте стандартную энтальпию образования аммиака;

13. Для термохимического процесса

2HNO3(ж) + S(т) =H2SO4(ж) + 2NO(г) ; ∆Н0= −285,3 кДж рассчитайте стандартную энтальпию образования азотной кислоты;

14. Для термохимического процесса

4NH3(г) + 3О2(г) = 2N2(г) + 6Н2О(ж); ∆Н0= −1532 кДж рассчитайте стандартную энтальпию образования аммиака;

15. Для термохимического процесса

4FeS2(т) + 11О2(г) = 2Fe2O3(т) + 8SO2(г) ; ∆Н0= -3369,2 кДж рассчитайте стандартную энтальпию образования сульфида железа FeS2;

6

1.2 Химическое сродство.

При решении задач этого раздела см. таблицы 1 -3.

Для понимания и управления химическими процессами необходимо знать движущие силы этих процессов.

Одной из движущих сил является уменьшение энтальпии системы, т.е. экзотермический тепловой эффект реакции ( H<0).

Другой движущей силой является стремление частиц (атомов, ионов, молекул) к хаотическому движению. В итоге система стремится перейти из более упорядоченного состояния к менее упорядоченному. Мерой

неупорядоченности состояния системы служит термодинамическая функция, получившая название энтропии S. Она возрастает с увеличением движения частиц: при нагревании, испарении, плавлении, расширении газа и т.п. Процессы, связанные с упорядоченностью системы (конденсация, кристаллизация, сжатие, полимеризация и т.п.) ведут к уменьшению энтропии.

Задача 1. На основании стандартных энтропий веществ (табл. 3), вычислите S0298 реакции, протекающей по уравнению

CH4(г)+CO2(г)↔2CO(г)+2H2(г).

Решение: Энтропия является функцией состояния системы, т.е. изменение зависит только от начального и конечного состояний и не зависит

от пути процесса:

S0х.р.=Σnкон S0кон – Σnисх S0исх.

Используя табличные данные:

S0298(CH4(г))=186,16 Дж/мольּК

S0298(CO(г))=197,91 Дж/мольּК

S0298(CO2(г))=213,65 Дж/мольּК

S0298(H2(г))=130,59 Дж/мольּК,

рассчитаем S0298 данной реакции: S0х.р.=(2S0(CO(г))+2S0(H2(г)))- (S0(CH4(г))+S0(CO2(г)))=(2ּ197.91+ 2ּ130.59)-(186.19+213,65)=257,16 Дж/ּК

Энтальпийный и энтропийный факторы характеризуют две противоположные тенденции процессов – стремление к объединению, порядку и стремление к разъединению, беспорядку. Взятые по отдельности, они не могут быть критериями возможности самопроизвольного протекания процессов. Эти два фактора объединяет функция, называемая энергией Гиббса (G): G=H-TS или G= H-T S.

Для самопроизвольно протекающих процессов G<0, если G>0, процесс самопроизвольно проходить не может. Чем меньше G, тем сильнее стремление процесса к протеканию и тем дальше он от состояния равновесия, при котором G=0 и H=T S.

7

Задача 2. Прямая или обратная реакция будет протекать при стандартных условиях в системе Cl2(г)+2HI(г)=I2(г)+2HCl(г). Ответ обосновать расчетом.

Решение: Критерием направления протекания химической реакции, или мерой химического сродства, является убыль энергии Гиббса G. Энергия Гиббса является функцией состояния, поэтому ее изменение не зависит от

пути процесса:

G0х.р.=Σnкон G0кон – Σnисх G0исх.

Находим табличные данные (табл.2) энергий Гиббса образования конечных и исходных веществ данной реакции:

уравнению Fe2O3(к) + 3C(к)=2Fe(к)+3CO(г).

Возможна ли эта реакция при 500 и 1000 К?

Решение:

H0х.р.= Σnкон H0f кон – Σnисх H0f исх.

H0f(Fe2O3(к))=-822.1 кДж/моль H0f(С(к))=0

H0f(Fe(к))=0

H0f(СO(г))=-110.52 кДж/моль

H0х.р.=(2ּΔH0f(Fe)+3ּΔH0f(СO))-( H0f(Fe2O3)+3ּΔH0f(С))=(2ּ0+3(- 110.52))-(-822.1+3ּ0)=490.54 кДж.

S0х.р.= Σnкон S0кон – Σnисх S0исх.

S0298(Fe2O3(к))=89.96 Дж/мольּК S0298(С(к))=5.69 Дж/мольּК S0298(Fe(к))=27.2 Дж/мольּК

S0298(СO(г))=197.91 Дж/мольּК S0х.р.=(2ּS0(Fe(к))+3ּS0(СO(к)))-

(S0(Fe2O3(к))+3ּS0(С(к)))=(2ּ27.2+3ּ197.91)-(3ּ89.96+3ּ5.69)=541.1 Дж/К=541.1ּ10-3 кДж/К.

Энергию Гиббса при соответствующих температурах находим из соотношения G0т= H0-T S0

G0500=490.54-500ּ541.1ּ10-3=219.99 кДж G01000=490.54-1000ּ541.1ּ10-3= –50.56 кДж.

Так как G0500>0, а G01000<0, то восстановление Fe2O3 возможно при 1000 К и невозможно при 500 К.

8

КОНТРОЛЬНЫЕ ВОПРОСЫ

16. Вычислите G0298 для следующих реакций:

а) 2NaF(к)+Cl2(г)=2NaCl(к)+F2(г) б) PbO2(к)+2Zn(к)=Pb(к)+2ZnO(к)

Можно ли получить фтор по реакции (а) и восстановить PbO2 цинком по реакции (б). Ответ: +313,94 кДж, -417,4 кДж.

17. Рассчитайте при такой температуре наступит равновесие системы

4HCl(г)+O2(г) 2H2O(г)+2Cl2(г); H=-114,42 кДж?

Хлор или кислород в этой системе является более сильным окислителем и при какой температуре? Ответ: 891 К.

18.Восстановление Fe3O4 оксидом углерода (II) идет по уравнению

Fe3O4(к)+CO(г)=3FeO(к)+CO2(г)

Вычислите G0298 и сделайте вывод о возможности самопроизвольного протекания этой реакции при стандартных условиях. Чему равно S0298 в этом процессе? Ответ: +24.19 кДж; +31.34 Дж/(К).

19.Реакция горения ацетилена идет по уравнению

C2H2(г)+ 52 O2(г)=2CO2(г)+H2O(ж)

Вычислите G0298 и S0298. Объясните уменьшение энтропии в результате этой реакции. Ответ:-1235.15 кДж; -216.15 Дж/ּК.

20. Чем можно объяснить, что при стандартных условиях невозможна экзотермическая реакция

H2(г)+CO2(г)=CO(г)+ H2O(ж); H=-2.85 кДж.

Зная тепловой эффект реакции и абсолютные стандартные энтропии соответствующих веществ, определите G0298 этой реакции. Ответ: +19.91 кДж.

21.Прямая или обратная реакция будет протекать при стандартных условиях в системе

2NO(г)+O2(г) 2NO2(г)

Ответ мотивируйте, вычислив G0298 прямой реакции. Ответ: -69.70 кДж.

22.Исходя из значений стандартных теплот образования и абсолютных стандартных энтропий соответствующих веществ, вычислите G0298 реакции, протекающей по уравнению

NH3(г)+HCl(г)=NH4Cl(к)

Может ли эта реакция при стандартных условиях идти самопроизвольно?

Ответ: -92.08 кДж.

23. Рассчитайте при какой температуре наступит равновесие системы

CO(г)+2H2(г) CH3OH(ж); H=-128.05 кДж. Ответ: ≈385.5 К.

24. Рассчитайте при какой температуре наступит равновесие системы

CH4(г)+CO2(г)=2CO(г)+2H2(г); H=+247.37 кДж.

10