Термодинамические характеристики участков реакции

СОДЕРЖАНИЕ: Объём водорода при нормальных условиях. Молярный объем любого газа. Понятие и характеристика хрома и образование хромовой и дихромовой кислоты. Стандартные термодинамические характеристики участков реакции. Гидролиз по катиону, применение ионов железа.

Содержание

Задача №3

Задача №13

Задача №23

Задача №33

Задача №43

Задача №53

Задача №63

Задача №73

Задача №83

Задача №93

Рекомендуемая литература


Задача № 3

Дано: m (Zn) = 1,5 кг

V(Ha ) = ?

Уравнение реакций:

Zn + 2HCl = ZnC + H2 -

По уравнению реакции количество водорода равно:

N(H2 ) = n(Zn)

Найти количество цинка

m(Zn)

M(Zn)


N =

N - количество вещества, моль

m – масса вещества, г

1500

65

M – молярная масса, г/моль

N = 23 моль

N(H2 ) = 23 моль

Найдём объём водорода при нормальных условиях

V(H2 ) = N(H2 )*Vм

V – объём, л

N – количество вещества

Vм – молярный объём, л/моль

При нормальных условиях молярный объем любого газа равен 22,4 л/моль.

V(H2 ) = 23 * 22,4 = 515,2 л

Ответ: V(H2 ) = 515,2 л

Задача № 13

Элемент № 24 – хром (Cr)

Положение в периодической системе: 4 период, 6 группа, побочная подгруппа.

Число протонов в ядре атома равно заряду ядра атома т.е. номеру элемента: Z = 24

Число нейтронов N равно:

N = A – Z,

где А - массовое число

N = 53 – 24 = 28

Электронная формула элемента для внешнего и продвинутого уровня:

+24 Сr …3s2 3p6 4s1 3d5

Электронная графическая формула для внешнего и продвинутого уровня:

Для хрома характерен проскок электрона, для образования более устойчивой электронной конфигурации, электрон проскакивает на орбитале с более высокой скоростью.

Максимальное число валентных электронов 6 они находятся на 4s, 4p и 4d – орбиталях.

Хром – переходный элемент и относится к семейству d – элементов.

Возможные степени окисления +2, +3, +6.

Кислородные соединение хрома: Cr2 O3 , CrO3 , CrO. Cr2 O3 – оксид хрома (3) относительно к амфотерным оксидам.

Cr2 O3 – нерастворимый в воде

В высокодисперсном состоянии растворяется в сильных кислотах с образованием солей хрома(3):

Cr2 O3 + 6HCl- 2CrCl3 + 3H2 O

При взаимодействии с щелочами, содой и кислыми солями даёт соединение Cr3+ растворимый в воде:

Cr2 O3 + 2KOH - 2KCrO2 + H2 O

Cr2 O3 + Na2 CO3 - 2NaCrO2 + CO2 -

Cr2 O3 + 6 KHSO-Cr2 (SO4 )3 + 3H2 O

В присутствии сильного окисления в щелочной среде Сr2 O окисляется до хроматы:

Сr2 O3 + 3KNO3 + 2Na2 CO3 - 2Na2 CrO4 + 3KNO2 + 2CO2

Сильные восстановители восстанавливают Cr2 O3 :

Сr2 O3 + 3Al-Al2 O3 + 2 Cr

CrO3 – кислотный оксид хрома (4), ангидрид хромовой и дихромовой кислот. При его растворении в воде образуется хромовая кислота (при недостатке СrO3 ):


CrO3 + H2 O-H2 Cr4 O4

или дихромовая кислота (при избытке CrO3 ):

2CrO3 + H2 O-H2 Cl2 O7

CrO3 реагирует со щелочами образует хроматы:

CrO3 + 2KOH-K2 CrO4 + H2 O

В кислой среде ион CrO4 2- превращается в ион Cr2O7 2- . В щелочной среде эта реакция протекает в обратном направлении:

2CrO4 2- + 2Н+ -Cr2 O7 2- + H2 O (кислотная среда)

2CrO4 2- + 2Н+ -Cr2 O7 2- + H2 O (щелочная среда)

При нагревании выше 2500 С CrO3 разлагается:

4CrO3 - 2Сr2 O3 + 3O2 -

CrO3 – сильный окислитель (восстанавливается до Cr2 O3 ). Окисляет йод, серу, фосфор, уголь:

4CrO3 + 3S- 2 Cr4 O3 + SO2 -

CrO – оксид хрома (3), пирофорный(в тонкораздробленном состоянии воспламеняется на воздухе), чёрный порошок, растворяется в разбавленной соляной кислоте:

CrO + 2HCl-CrCl2 + H2 O


CrO – сильный восстановитель, чрезвычайно неустойчив в присутствии влаги и кислорода:

4СrO + 3O2 - 2Cr2 O3

Гидратные соединения: Сr(OH)2 , Cr(OH)3 , H2 CrO4 , HCr2 O7

Cr(OH)2 – сильный восстановитель, переходит в соединение Сr3+ под действием кислорода воздуха:

4 Сr(OH)2 + O2 + 2H2 O - 4Cr(OH)3

При прокаливании в отсутствие кислорода образуется оксид хрома (2) СrO. При прокаливании на воздухе превращается в Сr2 O3 .

Cr(OH)3 – нерастворимый в воде гидроксид хрома (3), обладает амфотерными свойствами Cr(OH)3 растворяется как в кислотах, так и в щелочах:

2Cr(OH)3 + 3H2 SO4 - Cr2 (SO4 )3 + 6H2 O

Cr(OH)3 + KOH - K[Cr(OH)4]

При прокаливании Сr(OH)3 получают оксид Сr2 O3 :

2 Сr(OH)3 -Cr2 O3 + 3H2 O

2H2 CrO4 – хромовая кислота, кислота средне силы.

H2 Cr2 O7 – дихромовая кислота, более сильная

Задача № 23

Дано:

T = 298 K

1 H0 = 298 - ?, 1 S0 = 298 - ?, 1 G0 = 298 - ?

CaCO4 = CaO + CO2

Стандартные термодинамические характеристики участков реакции:

кДж

1 H0 298 , моль

Дж

1 S0 298 , моль*К

кДж

1 G0 298 , моль

CaCO4

CaO

CO2

-1207

-635,5

-393,5

88,7

39,7

213,7

-1127,7

-604,2

-394,4

1 H0 298 – тепловой эффект реакции при стандартной температуре.

1 S0 298 – изменение энтропии реакции при стандартной температуре.

1 G0 298 – химическое средство (изменение энергии Гиббса) при стандартной температуре.

1 H0 298 – стандартная энтальпия образования вещества при T = 298

1 S0 298 – стандартное изменение энтропии образования вещества при T = 298

1 G0 298 – стандартное изменение энергии Гиббса образования вещества при T = 298

1 H0 298 = 1 H0 298 (продуктов реакции) – 1 H0 298 (исходных веществ)

1 H0 298 = ( 1 H0 298 (CaO) + 1 H0 298 (CO2 )) - 1 H0 298 (CaCO3 )

1 H0 298 = (-635,5 + (-393,5)) – (-1207) = -1029 + 1207 = 178 кДж

Вывод: в ходе реакции поглотилось 178 кДж тепла, так как 1 H0 298 0


1 S0 298 = 1 S0 298 (продуктов реакции) – 1 S0 298 (исходных веществ)

1 S0 298 = ( 1 S0 298 (CaO) + 1 S0 298 (CO2 )) - 1 S0 298 (CaCO3 )

1 S0 298 = (39,7 + 213,7) - 88,7 = 164 Дж/К

Вывод: молекулярный беспорядок в системе увеличивается, так как 1 S0 298 0

1 G0 298 = 1 H0 298 (продуктов реакции) – 1 H0 298 (исходных веществ)

1 G0 298 = ( 1 H0 298 (CaO) + 1 H0 298 (CO2 )) - 1 H0 298 (CaCO3 )

1 G0 298 = (-604,2 + (-394,4)) – (-1127,7) = 129,1 кДж

Вывод: самопроизвольное протекание реакции невозможно, так как 1 G0 298 0

Задача № 33

V1

V2

Дано: г = 3 Т1 = 1200 С , Т2 = 800 С

T1 – T2

10


V1 – скорость реакции

г – температурный коэффициент скорости реакции Вант-Гоффа

V1

V2

Т – температура

3 = 34 = 81

Ответ: скорость химической уменьшается в 81 раз

Задача № 43

Дано: mр-ра 1 = 300 г

mр-ра 2 = 400 г

щ1 = 25 %

щ2 = 40 %

щ3 = ?

Массовая доля вещества в растворе равна:

щ = * 100 %

щ1 = 25 % щ = массовая доля, %

mв-ва – масса вещества

mр-ра – масса раствора

Массу вещества в первм и во втором растворе найти можно по формуле:

щ1 m р-ра 1

100


mв-ва 1 =

щ2 m р-ра 2

100


mв-ва 2 =

300 * 25

100


mв-ва 1 = = 75 г

40 * 400

100


mв-ва 2 = = 160 г

Масса вещества в растворе после смещения:

mр-ра 3 = mр-ра 1 + mр-ра 2

mр-ра 3 = 75 + 160 = 235 г

Масса полученного раствора равна:

mр-ра 3 = mр-ра 1 + mр-ра 2

mр-ра 3 = 300 + 400 = 700 г

Массовая доля вещества в полученном растворе равна:

mв-ва 3

mр-ра 3


щ3 = * 100 %

235

700


щ3 = * 100 % = 33,6 %

Ответ: щ3 = 33,6 %

Задача № 53

HF + KOH = KF + H2 O

HF, H2 O – слабые электролиты

KOH, KF – сильные электролиты, диссоциируют на ионы в растворе

HF + OH = F + H2 O – уравнение в сокращённой ионно-молекулярной форме

Задача № 63

Fe2 (SO4 )3 2Fe3+ + 3SO4 2- (уравнение диссоциации)

Гидролиз по катиону:

Fe3+ H+ OH- FeOH2+ + H+ (уравнение 1 стадии гидролиза в сокращённой форме)

В гидролизе применяют участие ионы железа (3).

рН 7, кислая среда

Задача № 73

Cu + H2 SO4 (конц.) -CuSO4 + 2H2 O + SO2

Cu0 – 2e-Cu+2 1 окислительные

S+6 + 2e-S+4 1 восстановительные

окислитель - Н2 SO4

восстановитель - Сu

Задача № 83

AAg

AgNO3

0,1 M

KNO3

AgNO3

0,01 M

Ag

Для расчёта потенциала электродов используют уравнение Нернcта:

0,059

n


Еок/вос = Еок/вос + = lgC

Еок/вос - электродный потенциал, В

Е0 ок/вос – стандартный электродный потенциал , В

n – число электронов принимающих участие в процессе

С – концентрация ионов металла в растворе, М

ок – окислительная форма

иос – восстановительная форма

Е0 Ag + /Ag = 0,80 B

0,059

1


ЕAg + /Ag = 0,80 + lg 0,1 = 0,741 B

0,059

1

ЕAg + / Ag = 0,80 + lg 0,01 = 0,682 B

ЭДС гальванического элемента разности электродных потенциалов катода и анода.

Катодом будит служить электрод с более положительным электродным потенциалом, а анодом – электрод с более отрицательным потенциалом.

ЭДС = Е (катода) – Е (анода) = 0,741 – 0,682 = 0,059 В

Уравнение реакций на катоде: Ag+ + e-Ag0 на аноде: Ag+ + e-Ag+

Задача № 93

K3 [Fe(CN)6 ] – гексацианоферрат (3) калия

Центральный атом: Fe

Лиганды: CN-

Координальное число: 6

Ионы внешней среды: К+

Заряд центрального атома: 3+

Заряд комплексного иона: 3-

Уравнение первичной диссоциации:

K3 [Fe(CN)6 ] 3К+ + [Fe(CN)6 ]3-

Уравнение полной вторичной диссоциации:

[Fe(CN)6 ]3- Fe3+ + 6CN-

Выражение для константы неустойчивости:

[ Fe3+ ][ CN- ]6

[[Fe(CH)6 ]3- ]


Кн =

[ ] – равновесные концентрацииводород хром реакция гидролиз

Источники

Н.Л. Глинка «Задачи и упражнения по общей химии»

Н.В. Коровин. Общая химия. М., Высшая школа

Скачать архив с текстом документа