контрольная работа / Решение типовых задач по общей и неорганической химии

Из выражения для константы диссоциации уксусной кислоты:

K = [CH3COO-][H+]/[CH3COOH], выразим концентрацию ионов водорода: [H+] = K*([CH3COOH]/[CH3COO-])

Ввиду того, что кислота - слабая, [CH3COOH] = Скисл, т.е концентрации кислоты.

В то же время, ацетат натрия - соль и сильный электролит, поэтому [CH3COO-] = Ссоль.

Тогда, [H+] = K*(Скисл/Ссоль)

Если прологарифмировать выражение и поменять знак на противоположный, получим:

- lg[H+] = - lgK - lg(Скисл/Ссоль). При этом, - lg[H+] = pH, - lgK = pKa. В итоге, pH = pKa - lg(Скисл/Ссоль).

Теперь можно решить задачу.

Определим молярную концентрацию соли.

Сн = m/Mr*V = 1,64/82*0,1 = 0,2 моль/л.

[H+] = K*(Cкисл/Ссоль) = 1,74*10-5(0,2/0,2) = 1,74*10-5. pH = - lg[H+] = - lg1,74*10-5 = 4,76.

8.5. Изменение рН буферного раствора.

Задание.

Как изменится рН ацетатной буферной смеси, содержащей по 0,2 моль/л. кислоты и ацетата натрия, при добавлени к 1 л. ее 0,05 моль NaOH?

Решение.

pH = pKa - lg(Cкисл/Ссоль) = 4,76 - lg(0,2/0,2) = 4,76.

После добавления 0,05 моль NaOH:

Cкисл = 0,2 - 0,05 = 0,15 моль/л Ссоль = 0,2 + 0,05 = 0,25 моль/л

pH = pKa - lg(Cкисл/Ссоль) = 4,76 - lg(0,15/0,25) = 4,98.

9. Равновесие химических процессов. Константа равновесия, принцип Ле-Шателье.

Выражение константы равновесия для реакции aA + bB <--> cC + dD K = ([C]c * [D]d) / ([A]a * [B]b)

Принцип Ле-Шателье:

Если на систему, находящуюся в равновесии, оказать какое-либо воздействие, равновесие сместится таким образом, что оказанное воздействие уменьшится.

9.1. Смещение равновесия. Задание.

Для равновесной системы:

2SO2 + O2 <=> 2SO3 + Q

определить, в какую сторону сместится равновесие при: а) увеличении давления, б) увеличении температуры

в) увеличении концентрации кислорода.

Решение.

Из принципа Ле-Шателье следует, что:

а) При увеличении давления равновесие должно сместиться таким образом, чтобы

скомпенсировать это увеличение, т.е. в ту сторону, которая повлечет за собой снижение давления. Из уравнения видно, что слева 3 моль газов, а справа - 2. Значит, сместив равновесие вправо, кол-во моль газов уменьшится и давление снизится. Вывод: сместится вправо.

б) При увеличении температуры равновесие должно сместиться таким образом, чтобы скомпенсировать это увеличение, т.е. в ту сторону, которая повлечет за собой снижение температуры. Видно (+ Q), что реакция идет с выделением тепла. Значит, для отвода тепла должна идти обратная реакция. Вывод: сместится в сторону обратной реакции, т.е. влево. в) При увеличении концентрации кислорода, как очевидно, должен идти процесс, в котором кислород расходуется, чтобы скомпенсировать увеличение его концентрации. То есть, прямая реакция. Вывод: сместится вправо.

9.2. Контанта равновесия и концентрации.

Задание.

Константа равновесия реакции А + В = С + D равна 1. Начальная концентрация [B]0 = [А]0 = 2 моль/л. Сколько процентов вещества А подвергается превращению?

Решение.

Запишем выражение для константы равновесия. К = [С]*[D]/[А]*[В]. Поскольку К = 1, значит, [А]*[В] = [С]*[D]

Обозначим количество прореагировавшего вещества как Х.

Из уравнения следует, что В прореагирует столько же, сколько и А, т.е. тоже Х. И из уравнения же следует, что образуется Х моль [С] и Х моль [D].

Тогда равновесные концентрации составят:

[A]= (2 - x) моль/л.

[B]= (2 - x) моль/л.

[C]= x моль/л.

[D]= x моль/л.

Из выражения [А]*[В] = [С]*[D],

(2-х)(2-х) = х2

Решая уравнение, получаем: Х = 1.

Значит, вещества А прореагировало 1 моль/л, что составляет w = 1*100%/2 = 50%.

9.3. Определение константы равновесия.

Задание.

Исходная смесь состоит из 0,30 моль/л H2 и 0,20 моль/л N2. Равновесие наступит, когда прореагирует 0,24 моль/л H2, вычислите константу равновесия (К) химической реакции

3H2(г) + N2(г) = 2NH3(г).

Решение.

Запишем выражение для константы равновесия. K = [NH3]2/[H2]3[N2]

Из условия: [H2] = 0,30 - 0,24 = 0,06.

Далее, из уравнения видно, что соотношение H2 : N2 = 3:1,

Значит, если прореагировало 0,24 моль водорода, то азота прореагировало - 0,24/3 = 0,08 моль.

[N2] = 0,2 - 0,08 = 0,12 моль/л.

Наконец,

[NH3] = 0,24*(2/3) = 0,16 моль/л.

Подставляем все числа в уравнение:

K = [NH3]2/[H2]3[N2] = 0,162/(0,063*0,12) = 987.

9.4. Равновесные концентрации.

Задание.

Исходные концентрации А и В равны 0,05моль/дм3.

Вычислите равновесные концентрации А, В, и Д в системе А + В = С + D, если равновесная концентрация С равнялась 0,01 моль/дм3. Вычислите константу равновесия.

Решение.

Т.к. в начальный момент времени С0( С) = C0(D) = 0, то равновесные концентрации веществ будут равны:

[A]= 0,04 моль/дм3

[B]= 0,04 моль/дм3 [С] = 0,01 моль/дм3

[D]= 0,01 моль/дм3

Константа равновесия:

Kc = [C]*[D] / ([A]*[B]) = 0,01*0,01 / (0,04*0,04) = 6,25 * 10-2.

9.5. Константа равновесия, равновесные концентрации.

Задание.

Равновесие реакции 2NО + О2 <--> 2NО2 при некоторой температуре установилось при следующих концентрациях реагирующих веществ: [NО] = 0,2; [О2] = 0,1; [NО2] = 0,1 моль/л. Вычислить константу равновесия и первоначальную концентрацию окиси азота.

Решение.

Константа равновесия:

К = [NО2]2 / ([NО]2 * [О2]) = 0,12 / (0,22 * 0,1) = 2,5.

В начальный момент концентрация оксида азота (IV) была равна 0. В момент равновесия в одном литре системы образовалось 0,1 моль NO2. Из уравнения реакции видно, что на образование 0,1 моль NO2 затрачивается 0,1 моль NO. Т.о. начальная концентрация оксида азота (II) будет равна:

Со(NО) = ([NО]*V + [NО2]*V) / V = [NО] + [NО2] = 0,2 + 0,1 = 0,3 моль/л.

9.6. Константа равновесия, энергия Гиббса.

Задание.

Вычислите константу равновесия реакции N2 + 3H2 = 2NH3 при 25 градусах цельсия, если стандартная энергия Гиббса образования аммиака равняется -16,71 кДж/моль.

Решение.

Воспользуемся формулой: G = - R*T*lnK

Учтем при этом, что аммиака образуется по реакции 2 моль, а размерность энергии Гиббса в кДж, которую переведем джоули.

G = - R*T*lnK = - 2,3RTlgK

lgK = 16,71*2*1000/2,3*8,31*298 = 5,87. K = 105,87 = 741310.

10. Скорость химических реакций. Правило Вант-Гоффа. Закон действия масс.

Правило Вант-Гоффа:

При повышении температуры на каждые 10 градусов скорость реакции возрастает

примерно в 2-4 раза. v2 = v1*y t/10.

v - скорость реакции.

y (гамма) - температурный коэффициент скорости - число, характеризующее ускорение реакции при нагревании на 10 градусов.

t - разность температур.

Закон действия масс:

Скорость химической реакции пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ.

Например, для реакции aА + bВ = С, v = k*[A]a[B]b,

k - константа скорости, [A] и [B] - концентрации реагирующих веществ, a и b - стехиометрические коэффициенты.

10.1. Зависимость скорости реакции от температуры. Задание.

При 0 оС реакция, для которой температурный коэффициент равен 2, заканчивается за 120 сек.

Расчитайте, при какой температуре эта реакция закончится за 15 сек.?

Решение.

Скорость реакции возрастет в v2/v1 = 120/15 = 8 раз. По уравнению Вант-Гоффа,

10.2., 10.2.1. Скорость и температурный коэффициент. Задание 2.

За какое время закончится реакция при 30 оС, если при 10 градусах она заканчивется за 20 минут?

Температурный коэффициент равен 2.

Решение.

По уравнению Вант-Гоффа, скорость возрастет в

v2/v1 = y t/10 = 2(30-10)/10 = 22 = 4 раза.

Реакция закончится за t = 20/4 = 5 минут.

Задание 2.1.

При 0 градусов Цельсия реакция заканчивается за 1 час 21 минуту, а при 40 оС за 1 минуту.

Определить температурный коэффициент реакции.

Решение.

1 час 21 минута равен 81 минутам. Отсюда, скорость возросла в v2/v1 = 81/1 = 81 раз.

t/10 = (40 - 0)/10 = 4. v2/v1 = y t/10. 81 = y4.

y = 3.

10.3. Скорость и давление.

Задание.

Во сколько раз изменится скорость реакции 2СО(г.) + О2(г.) = 2СО2 при увеличении давления в 2 раза и неизменной температуре?

Решение.

Запишем закон действия масс для данной реакции. w1 = k*[CO]2[O2].

Увеличение давления в 2 раза означает увеличение концентраций в 2 раза. w2 = k*[2CO]2[2О2] = 8k*[CO]2[О2]

w2/w1 = 8k*[CO]2[О2]/k*[CO]2[О2] = 8 раз.

10.4. Скорость и концентрация.

Задание.

Во сколько раз уменьшится скорость реакции 2NO + O2 = 2NO2 при разбавлении смеси реагирующих газов в 3 раза?

Решение.

w1 = k*[NO]2[O2]

При разбавлении смеси реагирующих газов в 3 раза - в 3 раза падает концентрация. w2 = k*[1/3]2[1/3] = (1/27)k*[NO]2[O2]

w2/w1 = 1/27.

То есть, уменьшится в 27 раз.

11. Энергетика химических процессов. Закон Гесса, расчет теплового эффекта, энтропия, энергия Гиббса.

Закон Гесса гласит:

Тепловой эффект химической реакции зависит от начального и конечного состояния веществ и не зависит от пути перехода.

Следствие:

Тепловой эффект химической реакции равен разности сумм теплот образования

продуктов реакции и исходных веществ, умноженных на стехиометрические коэффициенты.

Hх.р. = Σ H0298(конечные) - Σ H0298(исходные)

11.1. Определение энтальпии реакции. Задание.

Определить изменение энтальпии химической реакции и ее тепловой эффект. 2NaOH + H2SO4 = Na2SO4 + 2H2O

Решение.

По справочнику определим энтальпии образования компонентов.

H0(NaOH) = -426 кДж/моль.

H0(H2SO4) = -813 кДж/моль.

H0(H2O) = -285 кДж/моль.

H0(Na2SO4) = -1387 кДж/моль.

По следствию из закона Гесса определим изменение энтальпии реакции:

Hх.р. = [ HNa2SO4 + 2 HH2O] - [ HH2SO4 + 2 HNaOH] =

= [-1387 + 2(-285)] - [-813 + 2(-426)] = - 1957 - (-1665) = - 292 кДж/моль.

Определим тепловой эффект: Q = - Hх.р. = 292 кДж.

11.2. Определение теплоты сгорания.

Задание.

Вычислите теплоту сгорания этилена С2Н4(Г) + 3O2 = 2СO2(Г) + 2H2O(Г) если теплота его образования равна 52,3 кДж/моль. Каков тепловой эффект сгорания 5 л. этилена?

Решение.

Определим изменение энтальпии реакции по закону Гесса

По справочнику определим энтальпии образования компонентов, кДж/моль:

H0(C2H4(г)) = 52.

H0(CO2(г)) = - 393.

H0(H2O(г)) = - 241.

Hх.р. = [2*(-393) + 2*(-241)] - [52,3 + 0] = -1320 кДж/моль.

Количество выделившегося тепла при сгорании 1 моль этилена Q = - Hх.р. = 1320 кДж

Количество теплоты, выделяющейся при сгорании 5 л. этилена: Q1 = Q * V / Vm = 1320 * 5 / 22,4 = 294,6 кДж.

11.3. Температура наступления равновесия.

Задание.

Определить температуру, при которой наступит равновесие системы:

CH4(г) + CO2(г) = 2CO (г) + 2H2(г)

Hх.р. = + 247,37 кДж.

Решение.

Критерием возможности протекания химической реакции служит энергия Гиббса, G. G < 0, реакция возможна.

G= 0, порог возможности.

G> 0, реакция невозможна.

Сэнтальпией и энтропией энергия Гиббса связана соотношением:

G= H - T S.

Отсюда, для наступления равновесия (достижения порога), должно выполниться соотношение:

T = H/ S

Определим изменение энтропии по следствию из закона Гесса. CH4(г) + CO2(г) = 2CO (г) + 2H2(г)

S0х.р. = [2*S0(CO) + 2*S0(H2)] - [S0(CH4) + S0(CO2)]

Выписав из справочника соотв. значения, решаем:

S0х.р. = (2*198 + 2*130) - (186 + 213) = 656 - 399 = 257 Дж/моль*К = 0,257 кДж/моль*К.

T = H/ S = 247,37/0,257 = 963 оК.

11.4. Знак изменения энтропии.

Задание.

Не производя вычислений, определить знак изменения энтропии процессов:

1.H2O(г) ---> H2O(ж)

2.2H2S + O2 = 2S(тв.) + 2H2O(ж)

3.(NH4)2CO3(тв.) = 2NH3 + CO2 + H2O (все продукты газообразны).

Решение.

Поскольку энтропия - мера неупорядоченности системы, то выполняется общая закономерность:

S(тв.) < S(жидкость) < S(газ).

В свете этого проанализируем задачу.

Поскольку S(тв.) < S(газ), S > 0.

11.5. Возможность процесса.

Задание.

Заданы условия:

Проанализировать возможность протекания реакции.

Решение.

В решении будем опираться на формулу: G = H - T S. (Подробнее - см. задача № 3).

невозможна. Однако, с ростом температуры будет расти (по модулю) второе слагаемое, и за определенным пределом температуры реакция станет возможна.