Фгбоу во ставропольский государственный

ФГБОУ ВО СТАВРОПОЛЬСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ

АГРАРНЫЙ УНИВЕРСИТЕТ

 

 

НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ

 

МЕТОДИЧЕСКИЕ УКАЗАНИЯ

ПО ИЗУЧЕНИЮ ДИСЦИПЛИНЫ И ЗАДАНИЯ ДЛЯ ВЫПОЛНЕНИЯ КОНТРОЛЬНОЙ РАБОТЫ СТУДЕНТАМ ЗАОЧНОЙ И ЗАОЧНОЙ СОКРАЩЕННОЙ ФОРМ ОБУЧЕНИЯ

по направлениям подготовки:

35.03.01 Ветеринарно-санитарная экспертиза

111100.62 Зоотехния

35.03.07 Технология производства и переработки с.-х. продукции

 

Ставрополь

2015 г.

УДК 54(075.4) Печатается по решению методической

комиссии факультета защиты растений

ББК 24 и методического совета ФГБОУ ВПО

Х - 462 «Ставропольский государственный

аграрный университет»

(протокол № 10 от 10.122015 г.).

 

Рецензенты:

химических наук. профессор И.В.Боровлев

доцент С.В.Окрут

 

 

Составители:

доцент Ю.А. Безгина

доцент Е.В. Волосова

доцент Е.В. Пашкова,

доцент А.Н. Шипуля,

 

 

Неорганическая химия: методические указания по изучению дисциплины и

задания для выполнения контрольной работы студентам заочной формы обучения Ставрополь: СтГАУ, 2015.– 67 с.

 

Раздел 1.

ОБЩИЕ МЕТОДИЧЕСКИЕ РЕКОМЕНДАЦИИ ПО ИЗУЧЕНИЮ ДИСЦИПЛИНЫ

ВВЕДЕНИЕ

Цель и задачи курса неорганической химии

Курс неорганической химии включает в себя материал, необходимый для подготовки специалистов сельскохозяйственного производства. Студент-заочник должен хорошо подготовиться к успешному усвоению специальных дисциплин, основывающихся на курсе химии или в той или иной мере использующих химический материал.

Дисциплина «Неорганическая химия» закладывает основы научного мировоззрения, служит фундаментом общетехнической эрудиции, формирует «технический язык» будущего специалиста.

В результате усвоения материала общетеоретической части студент-заочник должен приобрести тот минимальный запас знаний, который необходим для восприятия важных сведений по специальной части курса на современном научном уровне. В специальной части курса на основе очень кратких сведений по химии отдельных элементов изучаются необходимые данные о веществах и процессах, важных для сельскохозяйственного производства, причем основное внимание обращается на химическую сторону явлений.

Таким образом, основные задачи курса химии следующие:

– изучение основ современной химии;

– выработка умений, приемов экспериментальной работы и качеств, необходимых для специалиста высшей категории;

– освоение общих приемов овладения новыми знаниями (умения работать с литературой; развитие творческого мышления; представление об экспериментальных исследованиях и способах обработки полученных данных).

 

Выполнение контрольной работы

При самостоятельном изучении курса необходимо ознакомиться с требованием программы по химии.

В соответствии с учебным планом каждый студент должен выполнить одну контрольную работу, являющуюся результатом самостоятельной проработки курса. Это служит основанием для его вызова на лабораторно-экзаменационную сессию. Во время сессии после прослушивания лекций и выполнения лабораторных работ студент сдает зачет (экзамен) по всему курсу.

Контрольную работу нужно писать аккуратно, разборчиво. Для замечания рецензента необходимо оставлять поля. Условие задачи необходимо переписать полностью и указывать номера задач в соответствии с контрольным заданием. Ход решения задач и все расчеты должны быть доведены до конца. В конце работы указывается использованная литература, ставится подпись и дата выполнения работы.

Неряшливо или не полностью выполненная контрольная работа будет возвращена студенту.

Получив рецензию, студент должен внимательно ознакомиться со всеми замечаниями и указаниями преподавателя. Доработку неправильно выполненных задач необходимо проделать в конце тетради.

На зачете (экзамене) по химии будет проводиться собеседование по материалу контрольной работы.

Данные методические указания, примеры, упражнения и контрольные задания имеют цель восстановить или закрепить основы, необходимые для усвоения курса химии в целом. Они требуют активной проработки и ими следует пользоваться параллельно с рекомендованными учебниками. Целесообразно завести специальную тетрадь, выполнять в ней предлагаемые упражнения, записывать невыясненные вопросы. После изучения очередной темы или раздела следует сразу приступить к выполнению соответствующего контрольного задания.

Библиографический список

а) основной:

1. БД «Труды ученых СтГАУ»: Неорганическая химия [электронный полный текст]: электронный учебник / сост. Е.С. Романенко, Е.В. Дергунова, Е.В. Волосова, Н.Н. Францева; СтГАУ. – Ставрополь, 2012. – 118 МБ.

2. БД Труды Ученых СТГАУ Аналитическая химия [электронный полный текст]: электронный учебник / сост.: Е. С. Романенко, Е. В. Дергунова, Е. В. Волосова, Н. Н. Францева; СтГАУ. - Ставрополь, 2012. - 118 МБ.

3. ЭБС «Университетская библиотека ONLINE»: Тупикин, Е. И. Химия: учеб. пособие. - М.: Дрофа, 2009. – 576 с.

4. ЭБС «Университетская библиотека ONLINE»: Чикин Е. В. Химия. Учебное пособие / Е. В. Чикин. - Томск: Томский государственный университет систем управления и радиоэлектроники, 2012. - 170 с.

5. ЭБС «Университетская библиотека ONLINE»: Васильев В. П. Аналитическая химия. Книга 2: учебник для студентов вузов. - М.: Дрофа, 2009. – 384 с.

6. ЭБС «Университетская библиотека ONLINE»: Васильев, В. П. Аналитическая химия. Книга 1: учебник для студентов вузов. - М.: Дрофа, 2009. – 368 с.

7. ЭБС «Издательства «Лань»: Кусакина, Н. А. Аналитическая химия и физико-химические методы анализа: учеб. пособие/ Новосиб. гос. аграр. ун-т; Н. А. Кусакина, Т. И. Бокова, Г. П. Юсупова. – Новосибирск, 2010. – 118 с.

8. ЭБС Университетская библиотека ONLINE Гаркавая Н. Н., Артеменко А. И., Дробницкая Н. В., Тикунова И. В. Справочное руководство по аналитической химии и физико-химическим методам анализа. Учебное пособие / Н. Н. Гаркавая, А. И. Артеменко, Н. В. Дробницкая, И. В. Тикунова. - М.: Абрис, 2012. - 413 с.

9. Глинка, Н. Л. Общая химия: учеб. пособие для вузов / Н. Л. Глинка; под ред. А. И. Ермакова. - 30-е изд., испр. - М.: ИНТЕГРАЛ-ПРЕСС, 2010. - 728 с. [и предыдущие издания].

10. Павлов, Н. Н. Общая и неорганическая химия: учебник для техн. и химико-технол. направлений подготовки бакалавров и магистров / Н. Н. Павлов. - 3-е изд., испр, и доп. - СПб.: Лань, 2011. - 496 с.: ил. - (Гр. УМО).

б) дополнительный:

1. ЭБС «Университетская библиотека ONLINE»: Князев, Д. А., Смарыгин, С. Н. Неорганическая химия: учебник для студентов вузов. - М.: Дрофа, 2005. – 592 с.

2. Шипуля, А. Н. Химия: учеб. пособие для бакалавров по агрон. направлениям / А. Н. Шипуля, Л. Н. Некольченко, Ю. А. Безгина; СтГАУ. - Ставрополь: Параграф, 2011. - 164 с. - (Гр. УМО).

3. Современное естествознание: энциклопедия Т.10.Современные технологии / Гл. ред. В.Н. Сойфер. - М.: Магистр-пресс, 2001. – 272 с.

4. Саргаев, П. М. Неорганическая химия: учеб. пособие для студентов вузов по специальности 310800 "Ветеринария" / П. М. Саргаев. - М.: КолосС, 2005. - 271 с. - (Учебники и учебные пособия для студентов вузов. Гр. МСХ РФ).

5. Ахметов, Н. С. Общая и неорганическая химия: учебник для студентов химико-технол. специальностей вузов / Н. С. Ахметов. - 7-е изд., стер. - М.: Высш. шк., 2006. - 743 с.: ил. - (Гр.).

6. Цитович, И. К. Курс аналитической химии: учебник / И. К. Цитович. - 8-е изд., стер. - СПб.: Лань, 2004. - 496 с.: ил.

7. Физико-химические методы анализа: спектроскопия и хроматография: Учебное пособие / Е.В. Дергунова, А.Н. Шипуля, Е.С. Романенко, О.А. Оганесова, - Ставрополь: ИПЦ «Параграф», 2009. – 100 с.

8. Аналитическая химия: Рабочая тетрадь / Романенко Е.С., Дергунова Е.В., Францева Н.Н., Волосова Е.В., - Ставрополь: ИПЦ «Параграф», 2012. – 60 с.

 

в) программное обеспечение и Интернет-ресурсы:

1. http://www2.chef.ac.uk/chemistry/chemistry-www-sites.html (Директория по химии Web).

2. http://hackberry.chem.niu.edu:70/0/webpage.html (Химия в Интернете. Химические ресурсы).

3. http://www2.osc.edu/chemistry.html (Архив по вычислительной химии (ССL)).

Раздел 2. ВОССТАНОВИТЕЛЬНАЯ ЧАСТЬ

Химическая символика

Любой химический символ имеет двойной смысл:

1) обозначает атом или молекулу;

2) обозначает атомную или молекулярную массу. Поэтому из химической формулы и из химического уравнения вытекает два вывода: качественный и количественный.

В химии принято атом (химический элемент) обозначать химическим знаком, молекулу – химической формулой, схему химического превращения одних веществ в другие – уравнениями химических реакций.

Химический знак – обозначают первыми (одной или двумя) буквами латинского названия элемента.

Пример: Н – Hydrogenium – водород, N – Nytrogenium – азот,

Аu – Aurum – золото.

Известно 109 химических элементов. Каждый элемент имеет знак и место в таблице – «клетку». «Клетка» имеет свой номер и, кроме того, соответствует определенному номеру вертикального столбца – группы и номеру горизонтального ряда – периода (начиная с четвертого, каждый период делится на два ряда, каждая группа делится на две подгруппы – главную и побочную. Главная подгруппа более длинная по вертикали, в нее входят элементы всех периодов; а побочная короткая, в ней элементы только 4-7 периодов).

Упражнение. Пользуясь таблицей Д.И.Менделеева, найдите символы кислорода, молибдена, железа, хрома. Приведите русские названия следующих элементов: Сu, Cl, Mg, К, Са. Укажите номера их периода и группы, подгруппу (главная или побочная). В каждой «клетке» приведены порядковый номер элемента и атомная масса элемента,выраженная в а.е.м. Что это такое?

Пример. Какой элемент находится в третьем периоде четвертой группы?

Это углерод: С; атомный номер 6; атомная масса 12 а.е.м.; его «клетка» расположена на пересечении 2 горизонтального ряда и IV вертикального столбца.

Упражнение. Укажите латинское и русское названия, химический знак, порядковый номер и атомную массу элементов третьего периода третьей группы; третьего периода шестой группы; четвертого периода шестой группы побочной подгруппы; четвертого периода пятой группы в главной и по­бочной подгруппах.

Химическая формула – отражает качественный состав вещества – химическими знаками входящих в него элементов, и количественный – с помощью подстрочных индексов.

Подстрочный индекс указывает количество атомов этого элемента в молекуле, а коэффициент перед формулой «сообщает» о количестве молекул данного вещества.

Пример. Выражение 3Ca(NO₃)₂ означает, что здесь 3 молекулы Ca(NO₃)₂. В одной молекуле: один атом кальция, два атома азота, 6 атомов кислорода. В трех молекулах количество атомов каждого элемента утроено.

Упражнение. Дано 8Na₃PO₄. Приведите латинские и русские названия элементов. Сколько атомов каждого элемента в молекуле? Сколько здесь всего молекул? Сколько всего атомов? Какова молекулярная масса этого вещества?

Уравнение химической реакции – краткая схематическая запись химического процесса – дает: а) качественную информацию о том, какие исходные веществаучаствуют в реакции и какие продукты(конечные вещества) получаются в результате этой реакции; б) количественную информацию о том, сколько молекул исходных веществ и продуктов участвуют в реакции. Это следует из значений коэффициентов – индексов перед формулами реагирующих веществ.

Пример: 2СО + О₂ = 2СО₂.

исходные продукты

вещества

Это значит: из двух молекул СО и одной молекулы О₂ получается 2 молекулы СО₂.

Упражнение. Дано уравнение химической реакции:

3Cu + 8HNO₃ = 3Cu(NO₃)₂ + 2NO + 4H₂O

Приведите латинские и русские названия элементов. Укажите простые и сложные вещества. Сколько молекул каждого вещества участвуют в одной реакции? Какова масса всех продуктов реакции в атомных единицах массы? Соответствует ли она массе исходных веществ?

Раздел 3.

ЗАДАНИЯ И МЕТОДИЧЕСКИЕ УКАЗАНИЯ ПО ВЫПОЛНЕНИЮ КОНТРОЛЬНОЙ РАБОТЫ

 

Некоторых веществ

 

Вещество	Состояние	∆ Н °298, кДж/моль	Вещество	Состояние	∆ Н °298, кДж/моль
C2H2	г	+226,75	СО	г	– 110,52
CS2	г	+115,28	СН3ОН	г	– 201,17
NO	г	+90,37	С2H5OH	г	– 235,31
C6H6	г	+82,93	Н2О	г	– 241,83
C2H4	г	+52,28	Н2О	ж	– 285,84
NH3	г	– 46,19	NH4Cl	к	– 315,39
H2S	г	– 20,15	СО2	г	– 393,51
CH4	г	– 74,85	Fe2О3	к	– 822,10
C2H6	г	– 84,67	Са(ОН)2	к	– 986,50
HCl	г	– 92,31	Al2О3	к	– 1669,80

 

Пример 1. При взаимодействии кристаллов хлорида фосфора (V)с парами воды образуется жидкий РОСl₃ и хлористый водород. Реакция сопровождается выделением 111,4 кДж теплоты. Напишите термохимическое уравнение этой реакции.

Решение. Уравнения реакций, в которых около символов химических соединений указываются их агрегатные состояния или кристаллическая модификация, а также численное значение тепловых эффектов, называют термохимическими. В термохимических уравнениях, если это специально не оговорено, указываются значения тепловых эффектов при постоянном давлении Q _p, равные изменению энтальпии системы ∆ H. Значение ∆ H приводят обычно в правой части уравнения, отделяя его запятой или точкой с запятой. Приняты следующие сокращенные обозначения агрегатного состояния веществ: г – газообразное, ж – жидкое, к – кристаллическое. Эти символы опускаются, если агрегатное состояние веществ очевидно.

Если врезультате реакции выделяется теплота, то ∆ H < 0. Учитывая сказанное, составляем термохимическое уравнение данной в примере реакции:

РСl_{5 (к)} + Н₂O _(г) = РОСl_{3 (ж)} + 2НСl _(г);

∆ H _х.р. = –111,4 кДж.

Пример 2. Реакция горения этана выражается термохимическим уравнением:

С₂Н_{6 (г)} + 3¹/₂О₂ = 2СО_{2 (г)} + 3Н₂O _(ж)

∆ H _х.р. = – 1559,87 кДж.

Вычислите теплоту образования этана, если известны теплоты образования СО_{2 (г)} и Н₂О _(ж) (табл. 3).

Решение. Теплотой образования (энтальпией) данного соединения называют тепловой эффект реакции образования 1 моль этого соединения из простых веществ, взятых в их устойчивом состоянии при данных условиях. Обычно теплоты образования относят к стандартному состоянию, т. е. 25°С (298°К) и 1,013·10⁵ Па, и обозначают через ∆Н °₂₉₈. Так как тепловой эффект с температурой изменяется незначительно, то здесь и в дальнейшем индексы опускаются и тепловой эффект обозначается через ∆ H. Следовательно, нужно вычислить тепловой эффект реакции, термохимическое уравнение которой имеет вид:

2С _{(графит)} + 3Н_{2 (г)} = С₂Н_{6 (г)}; ∆ H =?

исходя из следующих данных:

а) С₂Н_{6 (г)} + 3¹/₂О_{2 (г)} = 2СО_{2 (г)} + 3Н₂О _(ж)

∆ H = –1559,87 кДж;

б) С _{(графит)} + О_{2 (г)} = СО_{2 (г)}; ∆ H = –393,51 кДж;

в) Н_{2 (г)} + ¹/₂О₂ = Н₂О _(ж); ∆ H = –285,84 кДж.

На основании закона Гесса с термохимическими уравнениями можно оперировать так же, как и с алгебраическими. Для получения искомого результата следует уравнение (б) умножить на 2, уравнение (в) – на 3, а затем сумму этих уравнений вычесть из уравнения (а):

C₂H₆ + 3¹/₂O₂ – 2C – 2О₂ – 3Н₂ – ³/₂О₂ = 2СО₂ + 3Н₂О – 2СО₂ – 3Н₂О

∆ H = –1559,87 – 2(–393,51) –3(–285,84) = +84,67 кДж

∆ H = –1559,87+787,02+857,52; С₂Н₆ = 2С + 3Н₂

∆ H = +84,67 кДж.

Так как теплота образования равна теплоте разложения с обратным знаком, то ∆ H _обр.С₂Н_{6 (г)} = – 84,67 кДж. К тому же результату придем, если для решения задачи применить вывод из закона Гесса:

∆ H _х.р. = 2∆ H СО₂ + 3∆ H Н₂О – ∆ H С₂Н₆ – ∆ H О₂

Учитываем, что теплоты образования простых веществ условно приняты равными нулю:

∆ H С₂Н₆ = 2∆ H СО₂ + 3∆ H Н₂О – ∆ H _х.р.

∆ H С₂Н₆ = 2(–393,51) +3(–285,84) + 1559,87 = – 84,67;

∆ H _обр.С₂Н_{6 (г)} = – 84,67 кДж

Пример 3. Реакция горения этилового спирта выражается термохимическим уравнением:

С₂Н₅ОН _(ж) + 3О_{2 (г)} = 2СО_{2 (г)} + 3Н₂О _(ж); ∆ H =?

Вычислите тепловой эффект реакции, если известно, что мольная (молярная) теплота парообразования С₂Н₅ОН _(ж) равна + 42,36 кДж и известны теплоты образования: С₂Н₅ОН _(г), СО_{2 (г)}, Н₂О _(ж) (см. табл. 3).

Решение. Для определения ∆ H реакции необходимо знать теплоту образования С₂Н₅ОН _(ж). Последнюю находим из данных:

С₂Н₅ОН _(ж) = С₂Н₅ОН _(г); ∆ H = + 42,36 кДж.

+42,36 = – 235,31 – ∆ H С₂Н₅ОН _(ж)

∆ H С₂Н₅ОН _(ж) = –235,31 – 42,36 = –277,67 кДж.

Вычисляем ∆ H реакции, применяя следствия из закона Гесса:

∆ H _х.р. = 2(–393,51) + 3(–285,84) + 277,67 = –1366,87 кДж.

 

Контрольные вопросы

21. Вычислите, какое количество теплоты выделится при восстановлении Fе₂О₃ металлическим алюминием, если было получено 335,1 г железа. Ответ: 2543,1 кДж.

22. Газообразный этиловый спирт С₂Н₅ОН можно получить при взаимодействии этилена С₂Н_{4 (г)} и водяных паров. Напишите термохимическое уравнение этой реакции, вычислив ее тепловой эффект.

Ответ: – 45,76 кДж.

23. Вычислите тепловой эффект реакции восстановления оксида железа (II) водородом, исходя из следующих термохимических уравнений:

FeO _(к) + СО _(г) = Fe _(к) + СО_{2 (г)}; ∆ H = – 13,18 кДж.

СО _(г) + ¹/₂О_{2 (г)} = СО_{2 (г)}; ∆ H = – 283,0 кДж.

Н_{2 (г)} + ¹/₂О_{2 (г)} = Н₂О _(г); ∆ H = – 241,83 кДж.

Ответ: + 27,99 кДж.

24. При взаимодействии газообразных сероводорода и диоксида углерода образуются пары воды и сероуглерод CS_{2 (г)}. Напишите термохимическое уравнение этой реакции, вычислив ее тепловой эффект.

Ответ: + 65,43 кДж.

25. Напишите термохимическое уравнение реакции между СО _(г) и водородом, в результате которой образуются СН_{4 (г)} и Н₂О _(г). Сколько теплоты выделится при этой реакции, если было получено 67,2 л метана в пересчете на нормальные условия?

Ответ: 618,48 кДж.

26. Тепловой эффект какой реакции равен теплоте образования NO? Вычислите теплоту образования NO исходя из следующих термохимических уравнений:

4NH_{3 (г)} + 5О_{2 (г)} = 4NO _(г) + 6Н₂О _(ж); ∆ H = – 1168,80 кДж.

4NH_{3 (г)} + 3О_{2 (г)} = 2N_{2 (г)} + 6H₂О _(ж); ∆ H = 1530,28 кДж.

Ответ: 90,37 кДж.

27. Кристаллический хлорид аммония образуется при взаимодействии газообразных аммиака и хлорида водорода. Напишите термохимическое уравнение этой реакции, вычислив ее тепловой эффект. Сколько теплоты выделится, если в реакции было израсходовано 10 л аммиака в пересчете на нормальные условия?

Ответ: 78,97 кДж.

28. Тепловой эффект какой реакции равен теплоте образования метана? Вычислите теплоту образования метана исходя из следующих термохимических уравнений:

Н_{2 (г)} + ¹/₂О_{2 (г)} = Н₂О _(ж); ∆ H = – 285,84 кДж.

С _(к) + О_{2 (г)} = СО_{2 (г)}; ∆ H = – 393,51 кДж.

СН_{4 (г)} + 2О_{2 (г)} = 2Н₂О _(ж) + СО_{2 (г)}; ∆ H = – 890,31 кДж.

Ответ: – 74,88 кДж.

29. Тепловой эффект какой реакции равен теплоте образования гидроксида кальция? Вычислите теплоту образования гидроксида кальция исходя из следующих термохимических уравнений:

Са _(к) + ¹/₂О_{2 (г)} = СаО _(к); ∆ H = – 635,60 кДж.

Н_{2 (г)}+ ¹/₂О_{2 (г)} = Н₂О _(ж); ∆ H = – 285,84 кДж.

СаО _(к) + Н₂О _(ж) = Са(ОН)_{2 (к)}; ∆ H = – 65,06 кДж.

Ответ: – 986,50 кДж.

30. Тепловой эффект реакции сгорания жидкого бензола с образованием паров воды и диоксида углерода равен – 3135,58 кДж. Составьте термохимическое уравнение этой реакции и вычислите теплоту образования С₆Н_{6 (ж)}. Ответ: + 49,03 кДж.

31. Вычислите, сколько теплоты выделится при сгорании 165 л (н.у.) ацетилена С₂Н₂, если продуктами сгорания являются диоксид углерода и пары воды? Ответ: 924,88 кДж.

32. При сгорании газообразного аммиака образуются пары воды и оксид азота. Сколько теплоты выделится при этой реакции, если было получено 44,8 л NO в пересчете на нормальные условия?

Ответ: 452,37 кДж.

33. Реакция горения метилового спирта выражается термохимическим уравнением:

СН₃ОН _(ж) + ³/₂О_{2 (г)} = 2Н₂О _(ж) + СО_{2 (г)}; ∆ H =?

Вычислите тепловой эффект этой реакции, если известно, что мольная теплота парообразования СН₃ОН _(ж) равна +37,4 кДж.

Ответ: – 726,62 кДж.

34. При сгорании 11,5 г жидкого этилового спирта выделилось 308,71 кДж теплоты. Напишите термохимическое уравнение реакции, в результате которой образуются пары воды и диоксид углерода. Вычислите теплоту образования С₂Н₅ОН _(ж).

Ответ: – 277,67 кДж/моль.

35. Реакция горения бензола выражается термохимическим уравнением С₆Н_{6 (ж)} + 7¹/₂О_{2 (г)} = 6СО_{2 (г)} + 3Н₂О _(г); ∆ H =?

Вычислите тепловой эффект этой реакции, если известно, что мольная теплота парообразования бензола равна +33,9 кДж.

Ответ: – 3135,58 кДж.

36. Вычислите тепловой эффект и напишите термохимическое уравнение реакции горения 1 моль этана С₂Н_{6 (г)}, в результате которой образуются пары воды и диоксид углерода. Сколько теплоты выделится при сгорании 1 м³ этана в пересчете на нормальные условия?

Ответ: 63742,86 кДж.

37. Реакция горения аммиака выражается термохимическим уравнением:

4NH_{3 (г)} + 3О_{2 (г)} = 2N_{2 (г)} + 6Н₂О _(ж); ∆ H = –1530,28 кДж.

Вычислите теплоту образования NH_{3 (г)}.

Ответ: – 46,19 кДж/ моль.

38. При взаимодействии 6,3 г железа с серой выделилось 11,31кДж теплоты. Вычислите теплоту образования сульфида железа FeS.

Ответ: – 100,26 кДж/моль.

39. При сгорании 1 л ацетилена (н.у.) выделяется 56,053 кДж теплоты. Напишите термохимическое уравнение реакции, в результате которой образуются пары воды и диоксид углерода. Вычислите теплоту образования С₂Н_2(г).

Ответ: 226,75 кДж/моль.

40. При получении эквивалентной массы гидроксида кальция из СаО _(к) и Н₂О _(ж) выделяется 32,53 кДж теплоты. Напишите термохимическое уравнение этой реакции и вычислите теплоту образования оксида кальция.

Ответ: –635,6 кДж.

 

Химическое сродство

При решении задач этого раздела см. табл. 3 – 5.

Самопроизвольно могут протекать реакции, сопровождающиеся не только выделением, но и поглощением теплоты.

Реакция, идущая при данной температуре с выделением теплоты, при другой температуре проходит с поглощением теплоты. Здесь проявляется диалектический закон единства и борьбы противоположностей. С одной стороны, система стремится к упорядочению (агрегации), к уменьшению Н;сдругой стороны, система стремится к беспорядку (дезагрегации). Первая тенденция растет с понижением, а вторая – с повышением температуры. Тенденцию к беспорядку характеризует величина, которую называют энтропией.

Энтропия S, так же, как внутренняя энергия U,энтальпия H, объем V и др., является свойством вещества, пропорциональным его количеству. S, U, H, V обладают аддитивными свойствами, т. е. при соприкосновении системы суммируются. Энтропия отражает движение частиц вещества и является мерой неупорядоченности системы. Она возрастает с увеличением движения частиц: при нагревании, испарении, плавлении, расширении газа, ослаблении при разрыве связей между атомами и т. п. Процессы, связанные с упорядоченностью системы: конденсация, кристаллизация, сжатие, упрочнение связей, полимеризация и т. п., – ведут к уменьшению энтропии. Энтропия является функцией состояния, т. е. ее изменение (∆ S) зависит только от начального (S ₁) иконечного (S ₂) состояния и не зависит от пути процесса:

∆ S _х.р. = S S °_прод.– S S °_исх. (2)

∆ S = S ₂– S _1, если S ₂> S ₁, то ∆ S >О; если S ₂ < S ₁, то ∆ S < 0

Так как энтропия растет с повышением температуры, то можно считать, что мера беспорядка ≈ Т ∆ S. Энтропия выражается в Дж/(моль·К). Таким образом, движущая сила процесса складывается из двух сил: стремления к упорядочению (Н) и стремления к беспорядку (TS), При p =const и Т = const общую движущую силу процесса, которую обозначают ∆ G, можно найти из соотношения:

∆ G = (Н ₂ – Н ₁) – (S ₂ – S ₁); ∆ G = ∆ Н – Т ∆ S.

Величина G называется изобарно-изотермическим потенциалом, или энергией Гиббса. Итак, мерой химического сродства является убыль энергии Гиббса (∆ G), которая зависит от природы вещества, его количества и от температуры. Энергия Гиббса является функцией состояния, поэтому:

∆ G _х.р. = S G °_прод.– S G °_исх. (3)

Самопроизвольно протекающие процессы идут в сторону уменьшения потенциала и, в частности, в сторону уменьшения: ∆ G. Если ∆ G< 0, процесс принципиально осуществим; если ∆ G >0, процесс самопроизвольно проходить не может. Чем меньше ∆ G, тем сильнее стремление к протеканию данного процесса и тем дальше он от состояния равновесия, при котором ∆ G = 0 и ∆ H = T ∆ S.

Из соотношения ∆ G = ∆ H – Т ∆ S видно, что самопроизвольно могут протекать и процессы, для которых ∆ H >0 (эндотермические). Это возможно, когда ∆ S >0, но | T ∆ S | >|∆ H |, и тогда ∆ G < 0. С другой стороны, экзотермические реакции (∆ H < 0) самопроизвольно не протекают, если при ∆ S < 0 окажется, что ∆ G >0.

 

Таблица 4

Стандартная энергия Гиббса образования ∆ G °₂₉₈

Некоторых веществ

Вещество	Состоя- ние	∆ G °298, кДж/моль	Вещество	Состояние	∆ G °298, кДж/моль
ВаСО3	к	–1138,8	FeO	к	–244,3
СаСО3	к	–1128,75	Н2O	ж	–237,19
Fe3О4	к	–1014,2	Н2О	г	–228,59
ВеСO3	к	–944,75	РbO2	к	–219,0
СаО	к	–604,2	СН4	г	–50,79
ВаО	к	–528,4	NO2	г	+51,84
ВеО	к	–581,61	NO	г	+86,69
CO2	г	–394,38	C2H2	г	+209,20
NaCl	к	–384,03	СО	г	–137,27
ZnO	к	–318,2

Пример 1. В каком состоянии энтропия 1 моль вещества больше: в кристаллическом или в парообразном при той же температуре?

Решение. Энтропия есть мера неупорядоченности состояния вещества. В кристалле частицы (атомы, ионы) расположены упорядоченно и могут находиться лишь в определенных точках пространства, а для газа таких ограничений нет. Объем 1 моль газа гораздо больше, чем объем 1 моль кристаллического вещества; возможность хаотичного движения молекул газа больше. А так как энтропию можно рассматривать как количественную меру хаотичности атомно-молекулярной структуры вещества, то энтропия 1 моль паров вещества больше энтропии 1 моль его кристаллов при одинаковой температуре.

Пример 2. Прямая или обратная реакция будет протекать при стандартных условиях в системе:

СН_{4 (г)} + СО_{2 (г)} ↔ 2CO _(г) + 2Н_{2 (г)}

Решение. Для ответа на вопрос следует вычислить ∆ G °₂₉₈ прямой реакции. Значения ∆ G °₂₉₈ соответствующих веществ приведены в табл.4. Зная, что ∆ G есть функция состояния и что ∆ G для простых веществ, находящихся в устойчивых при стандартных условиях агрегатных состояниях, равны нулю, находим ∆ G °₂₉₈ процесса:

∆ G °₂₉₈ = 2(–137,27) + 2(0) – (–50,79 –394,38) = + 170,63 кДж.

То что ∆ G °₂₉₈ >0, указывает на невозможность самопроизвольного протекания прямой реакции при Т = 298°К и равенстве давлений взятых газов 1,013·10⁵ Па (760 мм рт. ст. = 1 атм).

Таблица 5

Стандартные абсолютные энтропии S°₂₉₈ некоторых веществ

Вещество	Состояние	S°298, Дж/(моль∙К)	Вещество	Состояние	S°298, Дж/(моль∙К)
С	алмаз	2,44	Н2О	г	188,72
С	графит	5,69	N2	г	191,49
Fe	к	27,2	NH3	г	192,50
Ti	к	30,7	СО	г	197,91
S	ромб.	31,9	С2Н2	г	200,82
TiO2	к	50,3	O2	г	205,03
FeO	к	54,0	H2S	г	205,64
H2O	ж	69,94	NO	г	210,20
Fe2O3	к	89,96	СO2	г	213,65
NH4Cl	к	94,5	С2Н4	г	219,45
СН3OН	ж	126,8	Сl2	г	222,95
H2	г	130,59	NО2	г	240,46
Fe3O4	к	146,4	РС13	г	311,66
CH4	г	186,19	PCl5	г	352,71
HCl	г	186,68

Пример 3. На основании стандартных теплот образования (табл.3) и абсолютных стандартных энтропии веществ (табл.5) вычислите ∆ G °₂₉₈ реакции, протекающей по уравнению:

СО _(г) + Н₂О _(ж) = СО_{2 (г)} + Н_{2 (г)}

Решение.

∆ G ° = ∆ H° – Т ∆ S °; ∆ H и ∆ S – функции состояния, поэтому:

∆ H° _х.р. = S∆ H° _{обр.прод.}– S∆ H° _{обр.исх.}; ∆ S° _х.р. = S S° _{обр.прод.} – S S° _{обр.исх}

∆ H° _х.р. = (– 393,51+0) – (–110,52 – 285,84) = +2,85 кДж;

∆ S° _х.р.= (213,65+130,59)–(197,91+69,94)=+76,39=0,07639 кДж/(моль·К);

∆ G ° = + 2,85 – 2980,07639 = – 19,91 кДж.

Пример 4. Реакция восстановления Fe₂O₃ водородом протекает по уравнению:

Fе₂O_{3 (к)} + 3Н_{2 (г)} = 2Fе _(к) + 3Н₂O _(г); ∆ H = + 96,61 кДж.

Возможна ли эта реакция при стандартных условиях, если изменение энтропии ∆ S = 0,1387 кДж/(моль·К)? При какой температуре начнется восстановление Fe₂O₃?

Решение. Вычисляем ∆ G ° реакции:

∆ G = ∆ H – Т ∆ S = 96,61 – 298 · 0,1387 = +55,28 кДж.

Так как ∆ G >0, то реакция при стандартных условиях невозможна; наоборот, при этих условиях идет обратная реакция окисления железа (коррозия). Найдем температуру, при которой ∆ G = 0:

Следовательно, при температуре ≈ 696,5°К начнется реакция восстановления Fe₂O₃. Иногда эту температуру называют температурой начала реакции.

Пример 5. Вычислите ∆ H °, ∆ S ° и ∆ G °_т реакции, протекающей по уравнению Fe₂O_{3 (к)} + 3С = 2Fе + 3СО. Возможна ли реакция восстановления Fe₂O₃ углеродом при температуре, 500 или 1000°К?

Решение.

∆ H° _х.р.=[3(–110,52+2·0]–[–882,10 +3·0]= –331,56–882,10=+490,54 кДж;

∆ S° _х.р. = (2/27,2 + 3·197,91) – (89,96 + 3·5,69) = 541,1 Дж/К.

Энергию Гиббса при соответствующих температурах находим из соотношения ∆ G °_т = ∆ H ° – Т ∆ S:

∆ G ₅₀₀ = 490,54 – 500 = + 219,99 кДж;

∆ G ₁₀₀₀ = 490,54 – 1000 = – 50,56 кДж.

Так как ∆ G ₅₀₀ >0, a ∆ G ₁₀₀₀ < 0, то восстановление Fe₂O₃ углеродом возможно при 1000°К и невозможно при 500°К.

Контрольные вопросы

41. Вычислите ∆ G ⁰₂₉₈ для следующих реакций:

a) 2NaF _(к) + Cl_{2 (г)} = 2NaCl _(к) + F_{2 (г)}

б) PbO_{2 (к)} + 2Zn _(к).= Pb _(к) + 2ZnO _(к).

Можно ли получить фтор по реакции (а) и восстановить РbО₂ цинком по реакции (б)? Ответ: +313,94 кДж; – 417,4 кДж.

42. При какой температуре наступит равновесие системы:

4НСl _(г) + О_{2 (г)} ↔ 2Н₂О _(г) + 2Сl_{2 (г)}; ∆ H = – 114,42 кДж?

Хлор или кислород в этой системе является более сильным окислителем и при каких температурах? Ответ: 891°К.

43. Восстановление Fе₃О₄ оксидом углерода идет по уравнению:

Fe₃O_{4 (к)} +СО _(г) = 3FeO _(к) + СО_{2 (г)}

Вычислите ∆ G °₂₉₈ и сделайте вывод о возможности самопроизвольного протекания этой реакции при стандартных условиях. Чему равно ∆ S° ₂₉₈ в этом процессе? Ответ: +24,19 кДж; + 31,34 Дж/(моль·К).

44. Реакция горения ацетилена идет по уравнению:

С₂Н_{2 (г)} + ⁵/₂О_{2 (г)} = 2СО_{2 (г)} + Н₂О _(ж)

Вычислите ∆ G °₂₉₈ и ∆ S° ₂₉₈. Объясните уменьшение энтропии в результате этой реакции. Ответ: – 1235,15 кДж; – 216,15 Дж/(моль·К).

45. Уменьшается или увеличивается энтропия при переходах: а) воды в пар; б) графита в алмаз? Почему? Вычислите ∆ S° ₂₉₈ для каждого превращения. Сделайте вывод о количественном изменении энтропии при фазовых и аллотропических превращениях.

Ответ: а) 118,78 Дж/(моль·К); б) – 3,25 Дж/(моль·К).

46. Чем можно объяснить, что при стандартных условиях невозможна экзотермическая реакция:

Н_{2 (г)} + СО_{2 (г)} = СО _(г) + Н₂О _(ж); ∆ H = – 2,85 кДж?

Зная тепловой эффект реакции и абсолютные стандартные энтропии соответствующих веществ, определите ∆ G °₂₉₈ этой реакции.

Ответ: + 19,91 кДж.

47. Прямая или обратная реакция будет протекать при стандартных условиях в системе:

2NO _(г) + O_{2 (г)} ↔ 2NO_{2 (г)}

Ответ мотивируйте, вычислив ∆ G °₂₉₈ прямой реакции.

Ответ: – 69,70 кДж.

48. Исходя из значений стандартных теплот образования и абсолютных стандартных энтропии соответствующих веществ, вычислите ∆ G °₂₉₈ реакции, протекающей по уравнению: