Контрольные задачи

1. Запишите продукты реакций, приведенных в вашем варианте (табл. № 6).

2. Составьте электронные уравнения и уравняйте реакции методoм электронного баланса.

3. Определите возможность протекания приведенных реакций при стандартных условиях, пользуясь таблицей стандартных электродных потенциалов (см. табл. 5).

Таблица 6 – Контрольные задачи к заданию №6

№ задач

Уравнения реакций

101 102 103 104 105 106 107 108 109 110 111 112 113 114 115 116 117 118 119 120

H2S + HСlO S +… KМnO4 + KNO2 + H2SO4 KOH + Cl2 K2MnO4 + H2O MnO2 + … PbS + H2O2 PbSO4 + … K2Cr2O7 + Na2SO3 + H2SO4 CaH2 + H2O Н2 + … KМnO4 + KJ + H2SO4 NaBrO3 + H2SO4 + NaBr Cu + HNO3(P) KMnO4 + H2O2 + H2SO4 Zn + NaOH + H2O H2 + … Cu + H2SO4(КОНЦ) CrCl3 + Br2 + NaOH Na2CrO4 + … Al + NaOH + H2O H2 + … KMnO4 + KNO2 + H2SO4 J2 + Ba(OH)2 Ba(JO3)2 + … K2Cr2O7 + H2O2 + H2SO4 HBr + KMnO4 Te + KOH K2TeO3 + … K2S + K2MnO4 + H2O S + … KJ + K2Cr2O7 + H2SO4 Ni(OH)2+NaClO+H2O Ni(OH)3 +… Zn + H2SO4(p) J2 + H2O2 HJO3 + … Br2 + FeSO4 + H2SO4 H2SO3 +Cl2 +H2O H2SO4 + … KJ + H2SO4 + KMnO4 CaH2 + H2O H2 + … Na3[Cr(OH)6]+NaOH +PbO2 Na2[Pb(OH)4]+… KMnO4 + KNO2 + H2SO4 Zn + H2SO4(p) KMnO4 + H2O2 + H2SO4 J2 + H2O2 HJO3 + … K2Cr2O7 + H2O2 + H2SO4 Zn + NaOH + H2O KMnO4 + HBr K2S + K2MnO4 + H2O S + … Zn + NaOH + H2O H2 + … KMnO4 + H2O2 + H2SO4

КОНТРОЛЬНАЯ РАБОТА №3

(физическая химия)

Задание 1

Энергетика химических процессов

Внутренняя энергия и энтальпия

Науку о взаимных превращениях различных видов энергии называют термодина­микой. Термодинамика устанавливает законы этих превращений, а также направление самопроизвольного протекания различных процессов.

При любом процессе соблюдается закон сохранения энергии. Теплота (Q), погло­щенная системой, идет на изменение её внутренней энергии(U) и на совершение работы (А):

Q = ΔU + A.

Внутренняя энергия системы U - это общий запас, включающий энергию поступа­тельного и вращательного движения молекул, энергию внутримолекулярных колебаний атомов и атомных групп, энергию движения электронов, внутриядерную энергию и т.д. Абсолютные значения внутренней энергии веществ неизвестны, т.к. нельзя привести систему в состояние, лишенное энергии, поэтому на практике пользуются её изменени­ем ΔU. Внутренняя энергия, как и любой вид энергии, является функцией состояния, т.е. её изменение однозначно определяется начальным и конечным состоянием системы и не зависит от пути перехода, по которому протекает процесс ΔU = U₂ - U₁, где ΔU - измене­ние внутренней энергии системы при переходе от начального состояния U₁ в конечное – U₂.

Теплота и работа функциями состояния не являются, ибо они служат формами пе­редачи энергии и связаны с процессом, а не с состоянием системы. При химических ре­акциях A= Р  ΔV, где Р – давление, а ΔV - изменение объема системы (V₂-V₁).

Так как большинство хи­мических реакций протекает при постоянном давлении, то для изобарно-изотермического процесса (p-const, T-const) функцией состояния является энтальпия (Н). На практике пользуются также изменением энтальпии (ΔH=H₂ - H₁):

Термохимические расчеты основаны на законе Гесса (1840 г.): тепловой эффект реак­ции зависит только от природы и физического состояния исходных веществ и конечных продуктов, но не зависит от пути перехода.

Часто в термохимических расчетах применяют следствие из закона Гесса: тепловой эффект химической реакции равен сумме теплот образования продуктов реакции за вычетом суммы теплот образования исходных веществ с учетом коэффициентов( n_i и n_j) перед формулами этих веществ в уравнении реакции. Для изменения энтальпии следствие из закона Гесса имеет вид:

_{реакции} =  n_i Н_{обр. продуктов} -  n_j Н_{исх. веществ}

Для получения сравнимых результатов выбраны следующие стандартные условия: Т – 298 К, Р – 1атм, n – 1моль, агрегатное состояние и кристаллическая модификация – наиболее устойчивые при стандартных условиях. Стандартные условия для изменения энтальпии обозначаются . Для простых веществ в стандартных условиях условно приняли равным 0.

Таблица 7 – Стандартные энтальпии образования ( ) некоторых веществ.

Вещество	Состояние	, кДж/моль	Вещество	Состояние	, кДж/моль
C2 H2	г	+226,75	СО	г	-110,52
CS2	г	+115,28	СН3ОН	г	-201,17
NO	г	+90,37	С2Н5ОН	г	-235,31
C6 H6	г	+82,93	Н2О	г	-241,83
C2 H4	г	+52,28	Н2О	ж	-285,84
H2S	г	-20,15	NH4C1	к	-315,39
NH3	г	-46,19	СО2	г	-393,51
CH4	г	-74,85	Fe2О3	к	-822,10
C2 H6	г	-84,67	Са(ОН)2	к	-986,50
HCl	г	-92,31	А12О3	к	-1669,80

Пример

Реакция горения этана выражается термохимическим уравнением

С₂Н₆(г) + 3¹/₂О₂ = 2СО₂(г) + ЗН₂О(ж), Н⁰₂₉₈ = -1559,87 кДж

Вычислите теплоту образования этана.

Решение Применим следствие из закона Гесса:

Н⁰₂₉₈ = 2Н⁰ ₂₉₈(СО2) + 3Н⁰₂₉₈(Н2О) - Н⁰₂₉₈(С2Н6) + 3¹/₂Н⁰₂₉₈(О2)]

Подставляя значения, получаем:

Н⁰₂₉₈(С2Н6) = 2(-393,51) + 3(-285,84) + 1559,87 = -84,67 кДж/моль

Ответ Н⁰₂₉₈(С2Н6) = -84,67 кДж.