Карапетьянц М.Х., Дракин С.И. Общая и неорганическая химия. – М.: Химия, 1993. – 558 с.

4. Коровин В.Н. Общая химия. – М.: Высшая школа, 2000. – 557 с.

5. Коровин Н.В., Масленникова Г.Н. и др. Курс общей химии. – М.: Высшая школа, 1990. – 445 с.

6. Суворов А.В., Никольский А.Б. Общая химия. – СПб: Химиздат, 2001. – 512 с.

Примеры решения типовых задач

Задача 1. Вычислите теплоту сгорания этилового спирта С₂Н₅ОН.

Решение: уравнение реакции горения этилового спирта имеет вид:

С₂Н₅ОН_(ж) + 3О₂ = 2СО₂ + 3Н₂О_(газ), ∆Н=?

∆Н_р-ии = (2 ∆Н⁰₂₉₈(СО₂) + ∆Н⁰₂₉₈(Н₂О_(газ))) – ∆Н⁰₂₉₈(С₂Н₅ОН_(ж));

∆Н _р-ии = 2(–393,51) + 3(–241,84) – (–277,63) = –1234,91 кДж/моль.

Задача 2. Рассчитайте тепловой эффект реакции окисления кремния, протекающией по уравнению: Si_(т)+2H₂O_(ж)=SiO_2(k)+2H_2(г), по стандартным теплотам образования веществ.

Решение: находим стандартные теплоты образования веществ (см. приложение):

∆Н⁰₂₉₈(SiO_2(k))= – 859,3 кДж/моль; ∆Н⁰₂₉₈(H₂O_(ж))= – 285,8 кДж/моль.

Тепловой эффект реакции ∆Н⁰₂₉₈рассчитываем по уравнению первого следствия из закона Гесса:

∆Н⁰_р-ии= ∑ i ∆Н⁰₂₉₈(конечн.прод.) – ∑ j∆Н ⁰₂₉₈(исходн.в-в).

Учитывая, что теплоты образования простых веществ равны нулю, находим тепловой эффект реакции:

∆Н⁰_р-ии=∆Н⁰₂₉₈(SiO_2(k)) – 2∆Н⁰₂₉₈(H₂O_(ж))= –859,3 –2(– 285,8)= –287,7 кДж.

Задача 3.Исходя из теплоты образования газообразного диок­сида углерода ∆Н⁰₂₉₈= –393,5 кДж/моль и термохимического урав­нения:

С _{(графит)} + 2N₂O _(г) = СО_{2 (г)} + 2N_{2 (г)} ; ∆Н = – 557,5 кДж , вычислите теплоту образования N₂O _(г).

Решение: тепловой эффект реакции ∆Н⁰₂₉₈реакции равен:

∆Н⁰_р-ии= ∑ i ∆Н⁰₂₉₈(конечн.прод.) – ∑ j∆Н ⁰₂₉₈(исходн.в-в);

∆Н⁰_р-ии=(∆Н⁰₂₉₈(СО_{2 (г)}) + 2∆Н⁰₂₉₈(N_{2 (г)}))– (∆Н⁰₂₉₈ С _{(графит)})+ 2∆Н⁰₂₉₈N₂O _(г)), отсюда: ∆Н⁰_р-ии=∆Н⁰₂₉₈(СО_{2 (г)}) – 2∆Н⁰₂₉₈N₂O _(г), т.к_. ∆Н⁰₂₉₈ простых веществ равны нулю.

Вычисляем теплоту образования N₂O _(г):

∆Н⁰₂₉₈N₂O=(∆Н⁰₂₉₈(СО_{2 (г)}) – ∆Н⁰_р-ии)/2=((– 393,5– (–557,5))/2=82кДж/моль.

Задача 4.Вычислите ∆G⁰₂₉₈ для реакции протекающей по уравнению: TiO_2(k) + 2C_(k) = Ti_(k)+ 2CO_(г), если известно, что ∆Н⁰₂₉₈=718 кДж, ∆S=365Дж/К. Возможно ли протекание данной реакции в стандартных условиях?

Решение:Изменение изобарно-изотермического потенциала определяется по уравнению: ΔG = ΔН – TΔS.

∆G⁰_р-ии=718 – 298·365·10^–3 = 609,2 кДж. Знак ∆G⁰ показывает направление самопроизвольного протекания реакции; ∆G⁰_р-ии > 0, поэтому в стандартных условиях данная реакция самопроизвольно протекать не будет.

Задача 5. Определите температуру, при которой находится в равновесии система: NH_{3 (г)} + HCl _(г) ↔ NH₄Cl _(к) .

Решение: изменение изобарно-изотермического потенциала определяется по уравнению: ΔG = ΔН – TΔS , т.к. при равновесии изменение свободной энергии равно нулю (∆G = 0), то температура, при которой система находится в равновесии, равна T = ∆H/∆S.

Определяем тепловой эффект в реакции образования хлорида аммония из газообразных аммиака и хлористого водорода по уравнению первого следствия из закона Гесса:

∆Н⁰_р-ии= ∆Н⁰₂₉₈(NH₄Cl_(k)) – (∆Н⁰₂₉₈(NH_3(г)) +∆Н⁰₂₉₈(HCl_(г))) (стандартные теплоты образования веществ см. приложение);

∆Н⁰_р-ии= –315,4–(–92,3) –(–46,2)= –176,9 кДж.

Определяем энтропию реакции:

∆S⁰_р-ии= ∆S⁰₂₉₈(NH₄Cl _(k)) – (∆S⁰₂₉₈(NH_{3 (г)}) + ∆S⁰₂₉₈(HCl _(г)));

∆S⁰_р-ии= 94,6–192,5 –186,7= –284,6 Дж или –284,6·10^-3 кДж.

Температура, при которой система находится в равновесии:

T = ∆H/∆S= – 176,9 /–284,6·10^-3= 621,6 К.

Задача 6. Не производя вычислений, определить знак измене­ния энтропии в следующих реакциях:

NH₄NO_{3 (к)} = N₂O _(г) + 2Н₂О_(г) (1);

2Н_{2 (г)} + О_{2 (г)} = 2Н₂О_(г) (2);

2Н_{2 (г)} + О_{2 (г)} = 2Н₂О_(ж) (3).

Решение: в реакции (1) 1 моль вещества в кристаллическом состоянии образует 3 моля газов, следовательно, ∆S₁> 0. В реак­циях (2) и (3) уменьшается как общее число молей, так и число молей газообразных веществ, так что ∆S₂ < 0 и ∆S₃ > 0. При этом ∆S₃имеет более отрицательное значение, чем ∆S₂ , так как ∆S₂ (Н₂О_(ж)) < ∆S₃ (Н₂О_(г)).

Задача 7.Определить знаки ∆Н, ∆S, ∆G для реакции:

АВ_(к) + В_2(г) = АВ_3(к), протекающей при температуре 298 К в прямом направлении. Как будет изменяться значение ∆G с ростом температуры?

Решение: самопроизвольное протекание реакции указывает на то, что для нее ∆G < 0. В результате реакции общее число частиц в системе уменьшается, причем расходуется газ В₂, а образуется кристаллическое вещество АВ₃; это означает, что система переходит в состояние с более высокой упорядоченностью, т. е. для рассматри­ваемой реакции ∆S < 0. Таким образом, в уравнении ΔG = ΔН – TΔS величина ΔG – отрицательна, а второй член правой части уравнения (– TΔS)положителен. Это возможно только в том слу­чае, если ΔН < 0. С ростом температуры положительное значение члена – TΔSв уравнении возрастает, так что величина ΔG будет становиться менее отрицательной.

Задачи и упражнения для самостоятельной работы

1. Укажите гомогенную систему:

а) 3Fe + 4Н₂О_(пар) = Fe₃O₄ + 4Н_2(г) ; б) С _(тв) + О_2(г) = СО_2(г);

в) СО_(г) + 2Н_2(г) =СН₃ОН_(г); г)2Сr _(тв) + ЗС1_2(г) =2СгС1_3(тв).

2. Предскажите знак изменения энтропии в реакции: 2Н_2(г)+О_2(г)=2Н₂О_(ж):

3. Тепловой эффект реакции SO_2(г) + 2H₂S_(г) = 3S_(тв) + 2Н₂О_(ж) равен –234,50 кДж. Определите стандартную теплоту (энтальпию) образования H₂S_(г) , если ∆H°₂₉₈(SO₂)= –296,9 кДж/моль; ∆Н⁰298(Н₂О_(ж)) = –285,8 кДж/моль.

4. Окисление аммиака протекает по уравнению:

4NH_3(г) + 3О_2(г) = 2N_2(г) + 6Н₂О_(ж); ∆Н° = –1528кДж.

Определите стандартную теплоту образования NH₃(г), если ∆Н°₂₉₈(Н₂О_(ж))= –285,8 кДж/моль.

5. Определите тепловой эффект реакции (∆Н°₂₉₈):

Fe₂O₃ + 2A1 = 2Fe + А1₂О₃, если ∆Н°₂₉₈(А1₂О₃)= –1676,0 кДж/моль; ∆H⁰₂₉₈(Fe₂O₃)= – 822,2 кДж/моль.

6. Определите тепловой эффект реакции:

NaH_(к)+ Н₂О_(ж)= NaOH_(р)+ Н_2(г) по стандартным теплотам образования веществ, участвующих в реакции, если ∆H°₂₉₈(NaH_к) = – 56,94 кДж/моль, ∆Н°₂₉₈ (NaOH_p) = – 469,47 кДж/моль, ∆Н⁰₂₉₈(Н₂О_ж) = –285,8 кДж/моль.

7. Исходя из теплот реакций окисления As₂O₃ кислородом и озоном

As₂O₃ + O₂ = As₂O₅, ΔH° = – 271кДж,

3As₂O₃ + 2О₃ = 3As₂O₅, ΔH° = – 1096кДж ,

вычислите теплоту образования озона из молекулярного кислорода.

8. Пользуясь значениями ΔG° образования отдельных соединений, вычислите ΔG° реакций:

а) СОСl_2(г) = CO_(г) + Cl_{2(г) ;} б) SO_2(г) + NO_2(г) = SO_3(г) + NO_(г).

Определите возможность протекания реакций в стандартных условиях.

9. При сгорании 1 л ацетилена, взятого при нормальных условиях, выделяется 58,2 кДж. Вычислить теплоту образования С₂Н_2(г), если теплоты образования СО₂ и Н₂О_(ж) равны –393 и –286 кДж/моль.

10. При восстановлении 12,7 г оксида меди (II) уг­лем (с образованием СО) поглощается 8,24 кДж. Определить ∆Н⁰₂₉₈ образования СuО.

11. Определите знак изменения энтропии для реакции: АВ_(к) + В_2(г) = АВ_3(г). Возможно ли протекание этой реакции в стандартных условиях?

12. Определите знаки ∆Н, ∆S, ∆G для реакции: 2А_2(к) + В_2(г) = 2А₂В_(ж), протекающей при температуре 298 К в прямом направлении. Будет ли ∆G возрастать или убывать с ростом температуры?

13. Рассчитайте значения ∆ G °₂₉₈ следующих реакций и установите, в каком направлении они могут протекать самопроизвольно в стандартных условиях при 25 °С:

а) NiO_(к) + Рb_(к) = Ni_(к) + РbО_(к) ; б) Рb_(к) + СuО_(к) = РbО_(к) + Сu_(к);

в) 8Аl_(к) + 3Fe₃O_4(к) = 9Fe_(к) + 4А1₂О_3(к) .

14. Какие из перечисленных оксидов могут быть восстановлены алюминием при 298 К: CaO, FeO, CuO, РbО, Fe₂O₃, Cr₂O₃?

15. Вычислите значение ∆Н⁰₂₉₈ для протекающих в организме реакций превращения глюкозы: а) С₆Н₁₂О_{6 (к)} =2С₂Н₅ОН _(ж)+ 2CO_2(г);

б) С₆Н₁₂О_{6 (к)} + 6О_{2 (г)} =6Н₂О _(ж)+ 6CO_2(г).

Какая из этих реакций поставляет организму больше энергии?

Глава 4. Химическая кинетика. Обратимость химических реакций. Химическое равновесие

Основные понятия химической кинетики

Химическая кинетика– раздел химии, который изучает скорость химических реакций и ее зависимость от различных факторов.

Скорость химических реакций определяется изменением концентрации одного из веществ, участвующих в реакции, в единицу времени:

υ _ср= ±∆С/∆t(моль / л · с),

где υ_ср – средняя скорость; С – молярная концентрация вещества; ∆ – знак разности;t– время.

Знак (+) берется в том случае, если скорость определяется по изменению концентрации продуктов реакции; знак (–) – если скорость определяется по изменению концентрации исходных веществ.

Понятие «концентрация» применимо лишь к гомогенной системе, поэтому приведенное выше определение скорости может быть дано только для гомогенных реакций: газофазных или протекающих в растворах.

В гетерогенных реакциях взаимодействие протекает на границе раз­дела двух фаз. Для таких реакций скорость определяется изменением количества вещества в единицу времени на единице поверхности раз­дела фаз:

υ = ±∆n/∆t · S(моль / с · м²),

гдеn– количество вещества; ∆t– промежуток времени отt₁ доt₂;S–поверхности раз­дела фаз.

Изменение количества вещества, по которому определяют скорость химической реакции, – это внешний фактор, наблюдаемый исследователем. По сути, все процессы осуществляются на микроуровне. Для то­го чтобы частицы прореагировали, они, как минимум, должны столк­нуться, причем столкнуться эффективно: чтобы в них разрушились или ослабли сущест­вующие связи и смогли образоваться новые. Для этого реагирующие частицы должны обладать достаточной энергией.

Минимальный избыток энергии, которым должны обладать частицы исходных веществ по сравнению со сред­ней энергией молекул, чтобы произошло их результатив­ное столкновение, называют энергией активации.Таким образом, на пути всех частиц, вступающих в реакцию, имеет­ся энергетический барьер, равный энергии активацииЕ_а. Если барьер не­велик, то большинство частиц может его преодолеть, поэтому скорость реакции высокая; если энергия активации значительна, реакция протекает медленно.

Не нашли, что искали? Воспользуйтесь поиском по сайту: