Контрольная работа№1, Вариант 10
.pdf
Вариант 10
Задание 4
На нейтрализацию 0,943 г Н3РО4 израсходовалось 1,288 г КОН. Вычислите основность кислоты и запишите уравнение реакции. Чему равны эквивалентные объемы О2 и Cl2 при н. у.?
|
|
|
|
Решение: |
|
||||
Дано: |
|
|
По закону эквивалентов: |
|
|
|
|
||
|
|
|
|
|
|
||||
|
|
|
|
|
|
|
|||
m(H3PO4) = 0,943 г |
|
|
эк |
||||||
m(KOH) = 1,288 г |
|
|
|||||||
|
|
|
|
= |
|
эк |
|||
Основность (H3PO4) – ? |
Mэк(KOH) – молярная масса эквивалента KOH: |
||||||||
Ур-е реакции – ? |
|
||||||||
|
|
|
|
|
|
|
|
||
Vэк(O2) – ? |
|
|
|
|
|
|
|||
Vэк(Cl2) – ? |
|
|
Mэк(KOH) = |
В ∙ = ∙ |
= 56 (г/моль-экв) |
||||
|
|
|
∙ эк |
, ∙ |
|
||||
|
Mэк(H3PO4) = |
|
= |
, |
|
= 41 (г/моль-экв) |
|||
Mэк(H3PO4) = Основность ;
Основность (H3PO4) = эк = = 2,39
Это означает, что часть молекул ортофосфорной кислоты прореагировала со щёлочью, проявляя основность 2, остальные молекулы H3PO4 прореагировали проявляя основность 3. Запишем уравнения реакций:
H3PO4 + 2 KOH 
K2HPO4 + 2 H2O
H3PO4 + 3 KOH 
K3PO4 + 3 H2O
Эквивалентные объёмы кислорода и хлора при н.у. равны:
м ,
Vэк(O2) = В ∙ = ∙ = 5,6 (л/моль-экв)
м ,
Vэк(Cl2) = В ∙ = ∙ = 11,2 (л/моль-экв)
Ответ: Основность (H3PO4) = 2,39
Vэк(O2) = 5,6 (л/моль-экв)
Vэк(Cl2) = 11,2 (л/моль-экв)
Задание 101
При повышении температуры от 298 до 308 К скорость некоторой реакции увеличилась в 3 раза. Определите численные значения величин температурного коэффициента γ и энергии активации Еа. От каких факторов они зависят и каков их физический смысл?
Дано: |
|
|
|
|
Решение: |
||||||||
T1 = 298 K |
Для нахождения энергии активации реакции (Eа) используем |
||||||||||||
T2 = 308 K |
уравнение Аррениуса: |
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
||
= 3 |
|
|
|
Ln) |
|
* = |
#$ |
|
& ! & |
|
|||
|
|
|
|
|
|
||||||||
|
|
|
|
|
|
|
· |
|
|
||||
|
|
|
|
% |
& ∙ & |
||||||||
γ – ?; Eа – ? |
|
|
|
||||||||||
|
|
|
|
& |
∙ & ∙ % ∙ )+ * |
||||||||
|
|
|
|
|
|||||||||
|
|
|
|
|
|||||||||
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
+ |
|||
|
|
|
Eа = |
|
|
|
|
||||||
|
|
|
|
|
|
|
& ! & |
|
|
||||
|
R – универсальная газовая постоянная; R = 8,314 (Дж/(моль·К)) |
||||||||||||
|
Eа = ∙ ∙ , ∙ |
|
|
= 83834,24 (Дж/моль) |
|||||||||
|
|
! |
|
|
|
|
|
|
|
|
|
||
Вычислим температурный коэффициент реакции: |
|||||||||||||
|
#$ |
|
, |
|
|
|
|
||||||
|
Lnγ = % |
· |
|
= |
, |
· |
|
|
|
= 1,0986 |
|||
|
& ∙ & |
∙ |
|||||||||||
γ = e, = 3
Численное значение температурного коэффициента реакции (γ) зависит от природы реагирующих веществ и для данной реакции есть величина постоянная.
Численное значение энергии активации реакции (Ea) зависит от природы реагирующих веществ и от присутствия катализатора.
Ответ: γ = 3
Eа = 83834,24 (Дж/моль)
Задание 135
Константа равновесия (КС) в газовой системе: А + В С + D равна 1. Вычислите равновесные концентрации веществ, если в начале реакции в объме 10 л содержится 60 моль вещества А и 40 моль вещества B. Укажите способы смещения равновесия вправо (реакция экзотермическая). Как при этом изменится численное значение константы равновесия?
Дано: |
|
|
|
|
Решение: |
|||
|
|
|
|
|
|
|
|
|
V(сис-мы) = 10 л |
|
|
|
A + B |
C + D + Q |
|||
n0(A) = 60 моль |
|
|
|
|||||
|
|
|
|
|
||||
n0(B) = 40 моль |
|
|
|
Согласно закону действия масс, константа равновесия (Kс) |
||||
Kc= 1 |
будет равна: |
|
||||||
|
|
|
|
|
|
С4 ∙ С45 |
||
Сp(A) – ?; Сp(B) – ? |
|
|
|
|
||||
Сp(C) – ?; Сp(D) – ? |
|
|
|
|
Kс = С4 - ∙ С4. |
|||
Вычислим начальные концентрации A и B: |
|
|||||||
, - |
|
|
|
|||||
C0(A) = |
сис!мы |
= |
= 6 (моль/л) |
|
||||
,. |
|
|
|
|||||
C0(B) = |
сис!мы |
= |
= 4 (моль/л) |
|
||||
Пусть изменение концентрации вещества A в ходе реакции ΔС(A) = x (моль/л), тогда:
ΔС(B) = ΔС(C) = ΔС(D) = ΔС(A) = x (моль/л);
Равновесные концентрации участвующих в реакции веществ:
Сp(A) = C0(A) – ΔС(A) = 6 – x (моль/л) Сp(B) = C0(B) – ΔС(B) = 4 – x (моль/л) Сp(C) = ΔС(C) = x (моль/л)
Сp(D) = ΔС(D) = x (моль/л)
Составим уравнение, подставив значения равновесных концентраций в выражение для Kс:
/ ∙ / 0 – /2 ∙ ! / = 1
24 – 4 · x – 6 · x + x2 = x2
10 · x = 24
ΔС(A) = ΔС(B) = ΔС(C) = ΔС(D) = x = = 2,4 (моль/л)
Вычислим равновесные концентрации участвующих в реакции веществ:
Сp(A) = 6 – 2,4 = 3,6 (моль/л) Сp(B) = 4 – 2,4 = 1,6 (моль/л) Сp(C) = 2,4 (моль/л)
Сp(D) = 2,4 (моль/л)
Что бы сместить равновесие данной реакции вправо, необходимо:
1)Понизить температуру, т.к. реакция экзотермическая (идёт с выделением тепла).
2)Увеличить концентрацию исходных веществ (A и B).
3)Уменьшить концентрацию продуктов реакции, т.е. организовать отвод C и D из зоны реакции.
Численное значение константы равновесия зависит только от температуры и природы реагирующих веществ и не зависит от концентраций и парциальных давлений участников реакции. Следовательно, численное значение константы равновесия изменится только в первом случае (понижение температуры).
Ответ: Сp(A) = 3,6 (моль/л) Сp(B) = 1,6 (моль/л) Сp(C) = 2,4 (моль/л) Сp(D) = 2,4 (моль/л)
Задание 185
Определите степень диссоциации и концентрацию ионов в растворе, в 1 л которого содержится 3,5 г NH4OH ( Кд = 1,8 10–5). Запишите уравнение диссоциации. Как изменятся значения α и КД раствора при уменьшении его концентрации? Ответ обосновать.
Дано: |
|
|
|
|
|
Решение: |
|
|
|
||||
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|||||
V(р-ра) = 1 л |
|
NH4OH – слабый электролит, в водном растворе |
|||||||||||
m(NH4OH) = 3,5 г |
|
||||||||||||
|
диссоциирует частично: |
|
|
|
|
|
|
|
|||||
Kд(NH4OH) = 1,8 · 10–5 |
|
|
|
|
|
|
|
|
|||||
|
|
|
|
|
|
|
|
NH9 + OH– |
|||||
|
|
|
|
NH4OH |
|
|
|
||||||
α(NH4OH) – ? |
|
|
|
|
|
||||||||
См(NH9) – ? |
|
Вычислим молярную концентрацию NH4OH: |
|||||||||||
См(OH –) – ? |
|
|
|
|
: |
: |
|
||||||
|
|
|
|
|
|
||||||||
|
|
См(NH4OH) = |
р!ра |
= |
|
|
|||||||
|
|
: ∙ р!ра |
|||||||||||
|
|
: |
: |
, |
|
|
|
||||||
См(NH4OH) = |
р!ра |
= |
: ∙ р!ра |
= |
|
∙ |
= 0,1 (моль/л) |
||||||
Вычислим степень диссоциации NH4OH: |
|
|
|
|
|
|
|
|
|
||||
|
|
д: |
|
|
|
|
|
|
|
||||
|
|
|
, ∙ => |
|
–2 |
||||||||
α(NH4OH) = ; м: = ; |
, |
= 1,34 · 10 |
|
|
|||||||||
Вычислим концентрации ионов OH– и NH9:
См(NH9) = См(OH–) = ?Kд NH OH ∙ Cм NH OH = ?1,8 ∙ 10! ∙ 0,1 = 1,34 · 10–3 (моль/л)
При уменьшении концентрации электролита, численное значение Kд не изменится, т.к. оно зависит только от природы электролита и температуры.
Степень диссоциации (α) связана с концентрацией электролита следующим соотношением (закон разбавления Оствальда):
α = ; мд
из которого видно, что при уменьшении концентрации электролита, α увеличивается.
Ответ: α(NH4OH) = 1,34 · 10–2
См(NH9) = См(OH–) = 1,34 · 10–3 (моль/л)
Задание 216
Сколько граммов гидроксида аммония NH4OH ( Кд = 1,8 10–5) и гидроксида калия КОН (α = 1) содержится в 1 л их растворов, если значения рН у них одинаковы и равны 11,13? Ответ подтвердить уравнениями диссоциации и соответствующими расчетами.
Дано: |
|
|
Решение: |
|
|
|
|
||
V1(р-ра)= V2(р-ра) = 1 л |
а) |
NH4OH – слабый электролит, в водном растворе |
||
pH1 = pH2 = 11,13 |
||||
диссоциирует частично: |
|
|||
Kд(NH4OH) = 1,8 · 10–5 |
|
|||
|
|
|
||
α(KOH) = 1 |
|
NH4OH |
NH4+ + OH– |
|
|
|
Вычислим pOH1 раствора и концентрацию ионов OH–: |
||
m(NH4OH) – ?; m(KOH) – ? |
|
|||
|
pOH1 = 14 – pH1 = 14 – 11,13 = 2,87 |
|||
pOH1 = – Lg(Cм(OH–)1); Cм(OH–)1 = 10!F = 10–2,87 = 1,349 · 10–3 (моль/л)
Вычислим молярную концентрацию NH4OH в растворе: См(OH–)1 = ?Kд NH OH ∙ Cм NH OH
|
|
См = |
|
, ∙ = |
|
Cм(NH4OH) = д: = |
|||||
|
, ∙ => = 0,1011 (моль/л) |
||||
Вычислим массу NH4OH:
|
Cм(NH4OH) = |
: |
; |
|
: ∙ р!ра |
||
|
m(NH4OH) = Cм(NH4OH) ∙ M(NH4OH) ∙ V(р-ра) = 0,1011 ∙ 35 ∙ 1 = 3,5385 (г) |
||
б) |
KOH – сильный электролит, в водном растворе диссоциирует полностью: |
||
|
KOH |
K+ + OH– |
|
Вычислим pOH2 раствора и концентрацию ионов OH–:
pOH2 = 14 – pH2 = 14 – 11,13 = 2,87
pOH2 = – Lg(Cм(OH–)2); Cм(OH–)2 = 10!F = 10–2,87 = 1,349 ∙ 10–3 (моль/л) Вычислим молярную концентрацию KOH в растворе:
Cм(OH–)2 = См(KOH) ∙ α(KOH) ∙ n(OH–)
n(OH–) – количество ионов OH–, образующихся при диссоциации одной молекулы KOH: n(OH–) = 1;
|
|
м = |
, ∙ = |
|
–3 |
|
|
|
Cм(KOH) = |
G ∙ = |
= |
∙ |
= 1,349 ∙ 10 |
|
(моль/л) |
Вычислим массу KOH:
Cм(KOH) = ∙ р!ра ;
m(KOH) = Cм(KOH) ∙ M(KOH) ∙ V(р-ра) = 1,349 ∙ 10–3 ∙ 56 ∙ 1 = 0,0755 (г)
Ответ: m(NH4OH) = 3,5385 (г) m(KOH) = 0,0755 (г)
Задание 11
Реакция восстановления Fе2О3 алюминием выражается уравнением
Fe2О3 + 2 Аl(кр) Al2О3 (кр) + 2 Fe(кр).
При взаимодействии 1 моля атомов Аl с Fe2О3 выделяется 426,74 кДж теплоты. Вычислите стандартную энтальпию образования Аl2О3.
Дано: |
|
|
|
Решение: |
|
|
|
|
|
|
|
Fe2O3 (кр) + Al (кр) |
|
|
Al2O3 (кр) + Fe (кр) |
||||
Уравнение реакции |
|
|
|||||||
|
|
||||||||
∆H° = – 426,74 кДж |
|
|
|
|
|||||
∆HI,° : –822,16 |
0 |
|
|
X |
0 |
||||
∆HI,° (Al2O3 (кр)) – ? |
|
|
|||||||
(кДж/моль) |
|
|
|
|
|
|
|||
По первому следствию из закона Гесса, изменение энтальпии реакции равно: ∆H° = ( · ∆HI,° (Al2O3 (кр)) + ∆HI,° (Fe (кр))) – ( · ∆HI,° (Fe2O3 (кр)) + ∆HI,° (Al (кр)))
Из полученного равенства выразим стандартную энтальпию образования оксида алюминия:
∆HI,° (Al2O3 (кр)) = (∆H° – ∆HI,° (Fe (кр)) + · ∆HI,° (Fe2O3 (кр)) + ∆HI,° (Al (кр))) · 2 ∆HI,° (Al2O3 (кр)) = (–426,74 – 0 + · (–822,16) + 0) · 2 = – 1675,64 (кДж/моль)
Ответ: ∆HI,° (Al2O3 (кр)) = – 1675,64 (кДж/моль)
Задание 25
Не проводя расчетов, определите изменение энтропии в ходе следующих процессов: S(кр) S(ж) S(г), 2 Р(кр) + 5/2 О2 (г) Р2О5 (кр), С(кр) + СО2 (г) 2 СО (г). Ответ необходимо обосновать. Для последней реакции рассчитайте изменение энтропии при стандартных условиях.
Дано:
Уравнения реакций
Оценить ∆S° не проводя расчётов - ?
в) ∆S° – ?
Решение:
Энтропия является количественной мерой степени неупорядоченности (хаоса) в системе. Все процессы, связанные с плавлением, испарением, диффузией и т.д., ведут к увеличению энтропии. И наоборот, при кристаллизации, конденсации, полимеризации и т.д. энтропия уменьшается. В физико-химических процессах с участием газообразных веществ можно оценить изменение объема. При увеличении объёма системы энтропия увеличивается, при уменьшении объёма системы – уменьшается.
а) S (кр) |
S (ж) |
S (г) |
Первый процесс – плавление кристаллической серы, второй процесс – испарение жидкой серы. Данные процессы ведут к увеличению степени хаоса в системе и, следовательно, энтропия системы, при протекании данных процессов, увеличивается:
∆S° > 0
б) |
2 P (кр) + O2 (г) |
P2O5 (кр) |
Для оценки изменения объёма системы (ΔV), вычислим изменение числа моль газообразных веществ участвующих в данном процессе (Δn):
Δn = 0 – n(O2 (г)) = 0 – = –2,5 (моль)
Т.к. Δn < 0, следовательно, ΔV < 0 и, следовательно, ∆S° < 0.
в) С (кр) + СO2 (г) 
2 СO (г)
Δn = n(CO (г)) – n(CO2 (г)) = 2 – 1 = 1 Т.к. Δn > 0, следовательно, ΔV > 0 и, следовательно, ∆S° > 0.
Вычислим изменение энтропии данной реакции при стандартных условиях (стандартные энтропии индивидуальных веществ берём из справочника):
∆S° = 2 · S° (CO (г)) – (S° (C (тв)) + S° (CO2 (г))) = 2 · 197,55 – (5,74 + 213,66) = 175,7 (Дж/K)
Ответ: ∆S° = 175,7 (Дж/K)
Задание 49
При какой температуре вероятность протекания реакций N2О4 (г) 2 NО2 (г) и 2 NО2 (г) N2О4 (г) будет одинакова?
Дано: |
|
|
Решение: |
|
|
|
|||
|
|
|
||
Уравнения реакций |
|
N2O4 (г) |
2 NO2 (г) |
|
∆G&° (реак. 1) = ∆G&° (реак. 2) |
|
|||
∆HI,° : |
11,11 |
34,19 |
||
T – ? |
||||
(кДж/моль) |
|
|
||
|
S° : |
304,35 |
240,06 |
|
|
(Дж/(моль·K)) |
|
|
По первому следствию из закона Гесса, вычислим изменение энтальпии реакции:
∆H° (реак. 1) = 2 · ∆HI,° (NO2 (г)) – ∆HI,° (N2O4 (г)) ∆H° (реак. 1) = 2 · 34,19 – 11,11 = 57,27 (кДж)
Вычислим изменение энтропии реакции:
∆S° (реак. 1) = 2 · S° (NO2 (г)) – S° (N2O4 (г)) ∆S° (реак. 1) = 2 · 240,06 – 304,35 = 175,77 (Дж/K)
Изменение свободной энергии Гиббса реакции: ∆G&° (реак. 1) = ∆H° (реак. 1) – T · ∆S° (реак. 1)
|
2 NO2 (г) |
N2O4 (г) |
∆HI,° : |
34,19 |
11,11 |
(кДж/моль) |
|
|
S° : |
240,06 |
304,35 |
(Дж/(моль·K)) |
|
|
По первому следствию из закона Гесса, вычислим изменение энтальпии реакции:
∆H° (реак. 2) = ∆HI,° (N2O4 (г)) – 2 · ∆HI,° (NO2 (г)) ∆H° (реак. 2) = 11,11 – 2 · 34,19 = – 57,27 (кДж)
Вычислим изменение энтропии реакции:
∆S° (реак. 2) = S° (N2O4 (г)) – 2 · S° (NO2 (г)) ∆S° (реак. 2) = 304,35 – 2 · 240,06 = – 175,77 (Дж/K)
Изменение свободной энергии Гиббса реакции: ∆G&° (реак. 2) = ∆H° (реак. 2) – T · ∆S° (реак. 2)
По условию задачи: ∆G&° (реак. 1) = ∆G&° (реак. 2)
∆H° (реак. 1) – T · ∆S° (реак. 1) = ∆H° (реак. 2) – T · ∆S° (реак. 2) T · ∆S° (реак. 2) – T · ∆S° (реак. 1) = ∆H° (реак. 2) – ∆H° (реак. 1) T · (∆S° (реак. 2) – ∆S° (реак. 1)) = ∆H° (реак. 2) – ∆H° (реак. 1)
|
∆° |
MN реак. ! ∆° MN реак. |
|
! Q Q ! Q Q |
! |
|
|
T = |
∆P° |
MN реак. ! ∆P° MN реак. |
= |
! Q ,QQ ! Q ,QQ |
= |
! , |
= 325,82 (K) |
Ответ: T = 325,82 (K)
Задание 90
Составьте схему гальванического элемента, в котором самопроизвольно протекает реакция H2 + SnSO4 H2SO4 + Sn. Определите рН раствора электролита водородного электрода,
если оловянный электрод — стандартный, а ЭДС элемента равна 159 мВ. Запишите уравнения анодно-катодных процессов и рассчитайте ∆G электрохимической реакции и значение Кр.
Дано: |
|
|
|
Решение: |
|
|
|
|
|
||||
|
|
|
|
|
|
|
ε = 159 мВ |
|
H2 + SnSO4 |
Sn + H2SO4 |
|
||
|
Схема гальванического элемента, в котором протекает данная реакция: |
|||||
pH –? |
||||||
∆G – ? |
(–) |
|
Pt, H2 | H2SO4 || SnSO4 | Sn |
(+) |
||
Kp – ? |
|
|||||
|
|
|
|
|
|
|
|
Электродные реакции: |
|
|
|
|
|
|
A(–): H2 – 2e– |
2 H+ |
|
|
|
|
|
|
1 |
|
|
||
|
K(+): Sn2+ + 2e– |
Sn |
|
1 |
|
|
Электродные потенциалы электродов:
φS = φ T/ = – 0,059 · pH (В)
φVSW = φP T/P = φP T/P = – 0,136 (В)
Выражение для ЭДС гальванического элемента:
ε = φVSW – φS = – 0,136 + 0,059 · pH = 0,159
0,059 · pH = 0,159 + 0,136 = 0,295 pH = ,, = 5
Вычислим изменение энергии Гиббса электрохимической реакции: ∆G = – n · F · ε
n – количество электронов, участвующих в реакции, n = 2 F – постоянная Фарадея; F = 96500 Кл
∆G = – 2 · 96500 · 0,159 = – 30687 (Дж)
Вычислим константу равновесия электрохимической реакции:
∙ X ∙ ,
Lg(Kp) = , = , = 5,3898 Kp = 10 , = 245375,11
Ответ: pH = 5; ∆G = – 30687 (Дж); Kp = 245375,11