- •Лабораторная работа 1 Основные классы неорганических соединений
- •Теоретическое введение
- •Выполнение работы
- •Примеры решения задач
- •Лабораторная работа 2 Определение молярной массы эквивалентов цинка
- •Теоретическое введение
- •Выполнение работы
- •Данные опыта и результаты расчетов Таблица 2.1
- •Давление насыщенного водяного пара при различных температурах
- •Примеры решения задач
- •Лабораторная работа 3 Определение теплоты реакции нейтрализации
- •Теоретическое введение
- •Выполнение работы
- •Примеры решения задач
- •После подстановки справочных данных из табл.Iполучаем:
- •Таким образом, тепловой эффект реакции равен –853,8 кДж, а составляет –822,2 кДж/моль.
- •Подставляем в формулу справочные данные из табл.Iи получаем:
- •Используя справочные данные табл.Iполучаем:
- •Решение. ВычисляемDh0х.Р.ИDs0х.Р.:
- •Энергию Гиббса при соответствующих температурах находим из соотношения
- •При сгорании 1 л с2н4 (н.У.) выделяется 59,06 кДж теплоты. Определить стандартную энтальпию образования этилена. (Ответ: 52,3 кДж/моль).
- •№ 3.3. А) Сожжены с образованиемH2o(г) равные объемы водорода и ацетилена, взятые при одинаковых условиях. В каком случае выделится больше теплоты? Во сколько раз? (Ответ:5,2).
- •Лабораторная работа 4 Скорость химической реакции
- •Теоретическое введение
- •Выполнение работы
- •Опыт 2. Зависимость скорости реакции от температуры
- •Примеры решения задач
- •Лабораторная работа 5 Катализ
- •Теоретическое введение
- •Выполнение работы
- •Примеры решения задач
- •Лабораторная работа 6 Химическое равновесие
- •Теоретическое введение
- •Выполнение работы
- •Для опыта удобно воспользоваться реакцией
- •Опыт 2. Влияние температуры на химическое равновесие
- •Примеры решения задач
- •Лабораторная работа 7 Определение концентрации раствора кислоты
- •Теоретическое введение
- •Выполнение работы
- •Примеры решения задач
- •4,37 Моль/кг
- •Лабораторная работа 8 Реакции в растворах электролитов
- •Теоретическое введение
- •Опыт 1. Сравнение химической активности кислот
- •Опыт 2. Реакции, идущие с образованием осадка
- •Опыт 3. Реакции, идущие с образованием слабого электролита
- •Опыт 4. Реакции, идущие с образованием газа
- •Опыт 5. Амфотерные электролиты
- •Примеры решения задач
- •Лабораторная работа 9 Гидролиз солей
- •Теоретическое введение
- •Выполнение работы
- •Опыт 2. Смещение равновесия гидролиза при разбавлении раствора
- •Опыт 3. Смещение равновесия гидролиза при изменении температуры
- •Опыт 4. Реакции обмена, сопровождаемые гидролизом
- •Примеры решения задач
- •Лабораторная работа 10 Коллоидные растворы
- •Теоретическое введение
- •Выполнение работы
- •Примеры решения задач
- •Лабораторная работа 11 Окислительно-восстановительные реакции
- •Теоретическое введение
- •2O−2 – 4ē → o20 ½3 − окисление
- •Выполнение работы Опыт 1. Влияние среды на окислительно-восстановительные реакции
- •Опыт 3. Реакция диспропорционирования
- •Опыт 4. Внутримолекулярная реакция (групповой)
- •Примеры решения задач
- •Лабораторная работа 12 Коррозия металлов
- •Теоретическое введение
- •Выполнение работы Опыт 1. Влияние образования гальванической пары на процесс растворения металла в кислоте
- •Опыт 2. Роль защитной пленки в ослаблении коррозии
- •Примеры решения задач Электродные потенциалы. Гальванические элементы. Коррозия металлов
- •Стандартные электродные потенциалы (jo) при 25oС и электродные реакции для некоторых металлов
- •Для первого электрода:
- •Для второго электрода:
- •Лабораторная работа 13 Электролиз
- •Теоретическое введение
- •Выполнение работы Опыт 1. Электролиз раствора иодида калия
- •Опыт 2. Электролиз раствора сульфата натрия
- •Опыт 3. Электролиз раствора сульфата меди
- •Опыт 4. Электролиз с растворимым анодом
- •Примеры решения задач
- •Лабораторная работа 14 Химические свойства металлов
- •Теоретическое введение
- •Выполнение работы
- •Опыт 4. Действие щелочи на металлы
- •Лабораторная работа 15 Комплексные соединения
- •Теоретическое введение
- •Выполнение работы
- •Примеры решения задач
- •Лабораторная работа 16
- •Теоретическое введение
- •Выполнение работы
- •Лабораторная работа 17 Жёсткость воды
- •Теоретическое введение
- •Выполнение работы
- •Примеры решения задач
- •Лабораторная работа 18 Алюминий, олово, свинец
- •Теоретическое введение
- •Выполнение работы
- •Лабораторная работа 19 Металлы подгрупп меди и цинка
- •Теоретическое введение
- •Выполнение работы
- •Лабораторная работа 20 Хром
- •Теоретическое введение
- •Выполнение работы
- •Лабораторная работа 21 Марганец
- •Теоретическое введение
- •Выполнение работы
- •Лабораторная работа 22 Железо, кобальт, никель
- •Теоретическое введение
- •Выполнение работы
- •Опыт 3. Получение и свойства гидроксида никеля (II)
- •Опыт 6. Получение комплексных соединений кобальта
- •Опыт 7. Получение комплексных соединений никеля
- •Лабораторная работа 23 Галогены
- •Теоретическое введение
- •Выполнение работы
- •Лабораторная работа 24 Кислород. Пероксид водорода
- •Теоретическое введение
- •Выполнение работы
- •Лабораторная работа 25 Сера
- •Теоретическое введение
- •Выполнение работы
- •Лабораторная работа 26 Азот
- •Теоретическое введение
- •Выполнение работы
- •Лабораторная работа 27 Углерод. Кремний
- •Теоретическое введение
- •Выполнение работы
- •Лабораторная работа 28 Углеводороды
- •Теоретическое введение
- •Выполнение работы
- •Примеры решения задач
- •Лабораторная работа 29 Спирты, альдегиды, кетоны
- •Теоретическое введение
- •Выполнение работы
- •Примеры решения задач
- •Лабораторная работа 30 Органические кислоты
- •Теоретическое введение
- •Выполнение работы
- •Примеры решения задач
- •Лабораторная работа 31 Распознавание высокомолекуляных материалов
- •Теоретическое введение
- •Выполнение работы
- •Лабораторная работа 32 Получение фенолоформальдегидных смол
- •Теоретическое введение
- •Выполнение работы
- •Примеры решения задач
- •Лабораторная работа 33 Качественный анализ металлов
- •Выполнение работы
- •Лабораторная работа 34 Качественные реакции на анионы
- •Теоретическое введение
- •Выполнение работы
- •Примеры решения задач
- •Лабораторная работа 35 Количественное определение железа в растворе его соли
- •Теоретическое введение
- •Выполнение работы
- •Примеры решения задач
- •Библиографический список
- •Приложение а
- •Требования к оформлению отчета по лабораторной работе
- •Растворимость солей и оснований в воде
- •Периодическая система
- •Элементов д.И. Менделеева Таблица 3
№ 3.3. А) Сожжены с образованиемH2o(г) равные объемы водорода и ацетилена, взятые при одинаковых условиях. В каком случае выделится больше теплоты? Во сколько раз? (Ответ:5,2).
б) Исходя из стандартных энтальпий образования и стандартных энтропий соответствующих веществ, вычислить ∆G0х.р.
Н2 (г) + СО2 (г) = СО (г) + Н2О (ж).
Может ли эта реакция при стандартных условиях идти самопроизвольно?
(Ответ: 20 кДж).
№ 3.4. а) Вычислить, сколько теплоты выделится при сгорании 165 л (н.у.) ацетилена, если продуктами сгорания являются диоксид углерода и пары воды.
(Ответ: 9248,8 кДж).
б) Возможна ли при стандартных условиях реакция
4Al (к) + 3CO2 (г) = 2Al2O3 (к) + 3C (к)
Ответ обосновать, вычислив ∆G0х.р.
№ 3.5. а) Газообразный этиловый спирт С2H5OH можно получить при взаимодействии этилена С2Н4 (г) и водяных паров. Вычислить тепловой эффект этой реакции и написать термохимическое уравнение. Сколько теплоты выделится, если в реакции было израсходовано 100 л этилена (н.у.)?
(Ответ: -45,8 кДж; 204,5 кДж).
б) Вычислить изменение энтропии реакции
С2Н4 (г) + 3О2 (г) = 2СО2 (г) + 2Н2О (г). (Ответ: −29,6 Дж/К).
№ 3.6. а) Вычислить, какое количество теплоты выделилось при восстановлении Fe2O3 металлическим алюминием, если было получено 335,1 г железа.
(Ответ: 2554,5 кДж).
б) Рассчитать ∆G0 реакции N2 (г) + 2H2O (ж) = NH4NO2 (к) и сделать вывод о возможности ее протекания. = 115,9 кДж/моль.
(Ответ: 590,5 кДж).
№ 3.7. а) При растворении 16 г СаС2 в воде выделяется 31,27 кДж теплоты. Определить стандартную энтальпию образования Са(ОН)2.
(Ответ: –986,2 кДж/ моль).
б) Вычислить DS0 следующих реакций:
С (графит) + СО2 (г) = 2СО (г); С (графит) + О2 (г) = СО2 (г)
(Ответ: 175,6 Дж/К; 3 Дж/К).
№ 3.8. а) При восстановлении 12,7 г оксида меди (II) углем (с образованием СО) поглощается 8,24 кДж. Определить стандартную энтальпию образования СuO. (Ответ: –162 кДж/моль).
б) Вычислить, при какой температуре наступит равновесие системы
СО (г) + 2Н2 (г) ↔ СН3ОН (ж). (Ответ: 386 К).
№ 3.9. а) Вычислить тепловой эффект реакции восстановления оксида железа (II) водородом, исходя из следующих термохимических уравнений:
FeO (к) + CO (г) = Fe (к) + СO2 (г), ∆Н0(1) = –19,2 кДж; (1)
СO (г) + ½O2 (г) = СO2 (г), ∆Н0(2) = –283 кДж; (2)
H2 (г) + ½O2 (г) = H2O (г), ∆Н0(3) = –241,8 кДж. (3)
(Ответ: 22 кДж).
б) Реакция горения ацетилена идет по уравнению
С2Н2 (г) + 5½О2 (г) = 2СО2 (г) + Н2О (ж).
Вычислить ∆G0х.р. и ∆S0х.р. Объяснить уменьшение энтропии в результате этой реакции. (Ответ: −1235,3 кДж; −215,8 Дж/К).
№ 3.10. а) Вычислить стандартную энтальпию образования NO из простых веществ, исходя из следующих термохимических уравнений:
4NH3 (г) + 5О2 (г) = 4NO (г) + 6Н2О (ж), ∆Н0(1) = –1168,80 кДж; (1)
4NH3 (г) + 3О2 (г) = 2N2 (г) + 6Н2О (ж), ∆Н0(2) = –1530,28 кДж. (2)
(Ответ: 90,37 кДж).
б) При какой температуре наступит равновесие системы
СН4 (г) + СО2 (г) = 2СО (г) + 2Н2 (г), ∆Н0х.р. = +247,4 кДж.
(Ответ: 965,2 К).
№ 3.11. а) Восстановление диоксида свинца водородом протекает по уравнению PbO2 (к) + H2 (г) = PbO (к) + H2O (г), ∆Н0х.р. = −182,5 кДж. Вычислить
стандартную энтальпию образования PbO2. (Ответ: −276,6 кДж/моль).
б) Вычислить, при какой температуре начнется диссоциация пентахлорида фосфора, протекающая по уравнению
PCl5 (г) = PCl3 (г) + Cl2 (г), ∆Н0х.р. = +92,4 кДж.
= 223 Дж/моль ∙ К. (Ответ: 448,6 К).
№ 3.12. а) Исходя из уравнения реакции горения ацетилена
С2Н2 (г) + 5½О2 (г) = 2СО2 (г) + Н2О (г), DH0х.р. = –1255,6 кДж,
вычислить, сколько теплоты выделится при сгорании 1 м3 С2Н2 (н.у.).
(Ответ: 56053,5 кДж).
б) Какой из карбонатов ВеСО3, или СаСО3 можно получить по реакции взаимодействия соответствующих оксидов с СО2? Вывод сделать, вычислив ∆G0х.р.. = -944,8 кДж/моль;= -581,6 кДж/моль.
(Ответ: +31,4 кДж; -129,9 кДж).
№ 3.13. а) Определить количество теплоты, выделившейся при взаимодействии 50 г фосфорного ангидрида с водой по реакции
Р2О5 (к) + H2O (ж) = 2HPO3 (ж),
если тепловые эффекты реакции равны:
2Р (к) + 5½O2 (г) = Р2О5 (к), ∆Н0 = –1492 кДж;
2Р (к) + H2 (г) + 3O2 (г) = 2HPO3 (ж), ∆Н0 = –1964,8 кДж.
(Ответ: 65,8 кДж).
б) Рассчитать стандартную энтропию оксида железа (III), если известно изменение энтропии реакции
4FeO (к) + O2 (г) = 2Fe2O3 (к), ∆S0х.р. = –260,4 Дж/К.
(Ответ: 89,9 Дж/моль К).
№ 3.14. а) Определить тепловой эффект реакции, протекающей по уравнению: PbO2 (к) + СО (г) = PbO (к) + СO2 (г).
(Ответ: −223,7 кДж).
б) Вычислить ∆Н0х.р., ∆S0х.р. и ∆G0Т реакции, протекающей по уравнению
Fe2O3 (к) + 3Н2 (г) = 2Fe (к) + 3Н2O (г).
Возможна ли реакция восстановления Fe2O3 водородом при температурах 500 и 1500 К? (Ответ: +96,8 кДж; 138,8 Дж/К; 27,3 кДж; –111,7 кДж).
№ 3.15. а) Определить стандартную энтальпию образования пентахлорида фосфора РСl5 из простых веществ, исходя из следующих термохимических уравнений:
2Р + 3Сl2 = 2РСl3, ∆Н0(1) = –554,0 кДж; (1)
РСl3 + Сl2 = РСl5, ∆Н0(2) = –92,4 кДж . (2)
(Ответ: –369,2 кДж/моль).
б) При какой температуре наступит равновесие системы
4HCl (г) + O2 (г) = 2H2O (г) + 2Cl2 (г), DH0х.р. = –114,4 кДж.
= 223 Дж/моль ∙ К; = 186,7 Дж/моль ∙ К. (Ответ: 891 К).
№ 3.16. а) Вычислить тепловой эффект и написать термохимическое уравнение реакции между СН4 (г) и Н2О (г), в результате которой образуются СО (г) и
Н2 (г). (Ответ: 206,2 кДж).
б) Рассчитать энергию Гиббса химических реакций, протекающих по уравнениям:
CaO (к) + Н2О (г) = Са(ОН)2 (к); (1)
Р2О5 (к) + 3Н2О (г) = 2Н3РО4 (к), (2)
и определить, какой из двух оксидов, CaO или Р2О5, при стандартных условиях лучше поглощает водяные пары. (Ответ: –65,5 кДж; –205,2кДж).
№ 3.17. а) Определить стандартную энтальпию образования фосфина РН3, исходя из уравнения:
2РН3 (г) + 4О2 (г) = Р2О5 (к) + 3Н2О (ж), DH0х.р. = –2360 кДж.
(Ответ: 5,3 кДж/моль).
б) Вычислить значения ∆G0х.р. следующих реакций восстановления оксида железа (III):
Fe2O3 (к) + 3Н2 (г) = 2Fe (к) + 3Н2О (г); (1)
2Fe2O3 (к) + 3С (к) = 4Fe (к) + 3СО2 (г); (2)
Fe2O3 (к) + 3СO (г) = 2Fe (к) + 3СО2 (г). (3).
Протекание какой из этих реакций наиболее вероятно?
(Ответ: +55 кДж; +298,4 кДж; –31,1 кДж).
№ 3.18. а) При сгорании 11,5 г жидкого этилового спирта выделилось 308,71 кДж теплоты. Рассчитать тепловой эффект и написать термохимическое уравнение реакции, в результате которой образуются пары воды и диоксид углерода. Вычислить энтальпию образования С2Н5ОН (ж).
(Ответ: −1234,8 кДж; –277,6 кДж/моль.).
б) Пользуясь значениями ∆Н0х.р., ∆S0х.р., вычислить ∆G0 реакции, протекающей по уравнению PbO2 + Pb = 2PbO. Определить, возможна ли эта реакция при 298 К. (Ответ: –157,3 кДж.).
№ 3.19. а) При сгорании 9,3 г фосфора выделяется 223,8 кДж теплоты. Рассчитать энтальпию образования оксида фосфора (V). (Ответ: –1492 кДж.).
б) Какой из двух процессов разложения нитрата аммония наиболее вероятен при 298 К?
NH4NO3 (к) → N2O (г) + 2H2O (г); (1)
NH4NO3 (к) → N2 (г) + ½O2 (г) + 2H2O (г). (2)
Ответ обосновать, рассчитав ∆G0х.р. (Ответ: –169,1 кДж; –273,3 кДж.).
№ 3.20. а) Реакция горения метана протекает по уравнению
СН4 (г) + 2О2 (г) = СО2 (г) + 2Н2О (г).
Рассчитать тепловой эффект реакции и количество теплоты, которое выделится при сгорании 100 л метана (н.у.).
(Ответ: –802,2 кДж; 3581,3 кДж).
б) Вычислить стандартную энергию Гиббса образования NH3, исходя из значений энтальпии образования NH3 и изменения энтропии (∆S0) реакции N2 (г) + 3Н2 (г) = 2NH3 (г). (Ответ: –16,7кДж/моль).