Заглавная страница Избранные статьи Случайная статья Познавательные статьи Новые добавления Обратная связь FAQ Написать работу КАТЕГОРИИ: АрхеологияБиология Генетика География Информатика История Логика Маркетинг Математика Менеджмент Механика Педагогика Религия Социология Технологии Физика Философия Финансы Химия Экология ТОП 10 на сайте Приготовление дезинфицирующих растворов различной концентрацииТехника нижней прямой подачи мяча. Франко-прусская война (причины и последствия) Организация работы процедурного кабинета Смысловое и механическое запоминание, их место и роль в усвоении знаний Коммуникативные барьеры и пути их преодоления Обработка изделий медицинского назначения многократного применения Образцы текста публицистического стиля Четыре типа изменения баланса Задачи с ответами для Всероссийской олимпиады по праву Мы поможем в написании ваших работ! ЗНАЕТЕ ЛИ ВЫ?
Влияние общества на человека
Приготовление дезинфицирующих растворов различной концентрации Практические работы по географии для 6 класса Организация работы процедурного кабинета Изменения в неживой природе осенью Уборка процедурного кабинета Сольфеджио. Все правила по сольфеджио Балочные системы. Определение реакций опор и моментов защемления |
Фгбоу во ставропольский государственный↑ Стр 1 из 6Следующая ⇒ Содержание книги Поиск на нашем сайте
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:
б) дополнительный:
в) программное обеспечение и Интернет-ресурсы:
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
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: РСl5 (к) + Н2O (г) = РОСl3 (ж) + 2НСl (г); ∆ H х.р. = –111,4 кДж. Пример 2. Реакция горения этана выражается термохимическим уравнением: С2Н6 (г) + 31/2О2 = 2СО2 (г) + 3Н2O (ж) ∆ H х.р. = – 1559,87 кДж. Вычислите теплоту образования этана, если известны теплоты образования СО2 (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) + 3Н2 (г) = С2Н6 (г); ∆ H =? исходя из следующих данных: а) С2Н6 (г) + 31/2О2 (г) = 2СО2 (г) + 3Н2О (ж) ∆ H = –1559,87 кДж; б) С (графит) + О2 (г) = СО2 (г); ∆ H = –393,51 кДж; в) Н2 (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.С2Н6 (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.С2Н6 (г) = – 84,67 кДж Пример 3. Реакция горения этилового спирта выражается термохимическим уравнением: С2Н5ОН (ж) + 3О2 (г) = 2СО2 (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), СО2 (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 С2Н4 (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) + СО2 (г); ∆ H = – 13,18 кДж. СО (г) + 1/2О2 (г) = СО2 (г); ∆ H = – 283,0 кДж. Н2 (г) + 1/2О2 (г) = Н2О (г); ∆ H = – 241,83 кДж. Ответ: + 27,99 кДж. 24. При взаимодействии газообразных сероводорода и диоксида углерода образуются пары воды и сероуглерод CS2 (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 СН4 (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: 4NH3 (г) + 5О2 (г) = 4NO (г) + 6Н2О (ж); ∆ H = – 1168,80 кДж. 4NH3 (г) + 3О2 (г) = 2N2 (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: Н2 (г) + 1/2О2 (г) = Н2О (ж); ∆ H = – 285,84 кДж. С (к) + О2 (г) = СО2 (г); ∆ H = – 393,51 кДж. СН4 (г) + 2О2 (г) = 2Н2О (ж) + СО2 (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) + 1/2О2 (г) = СаО (к); ∆ H = – 635,60 кДж. Н2 (г)+ 1/2О2 (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 С6Н6 (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) + 3/2О2 (г) = 2Н2О (ж) + СО2 (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 С6Н6 (ж) + 71/2О2 (г) = 6СО2 (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 С2Н6 (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: 4NH3 (г) + 3О2 (г) = 2N2 (г) + 6Н2О (ж); ∆ H = –1530,28 кДж. Вычислите теплоту образования NH3 (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 С2Н2(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
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: СН4 (г) + СО2 (г) ↔ 2CO (г) + 2Н2 (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
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) = СО2 (г) + Н2 (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: Fе2O3 (к) + 3Н2 (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 Fe2O3 (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) + Cl2 (г) = 2NaCl (к) + F2 (г) б) PbO2 (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) + О2 (г) ↔ 2Н2О (г) + 2Сl2 (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: Fe3O4 (к) +СО (г) = 3FeO (к) + СО2 (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: С2Н2 (г) + 5/2О2 (г) = 2СО2 (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: Н2 (г) + СО2 (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) + O2 (г) ↔ 2NO2 (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:
|
|||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
Последнее изменение этой страницы: 2016-04-23; просмотров: 183; Нарушение авторского права страницы; Мы поможем в написании вашей работы! infopedia.su Все материалы представленные на сайте исключительно с целью ознакомления читателями и не преследуют коммерческих целей или нарушение авторских прав. Обратная связь - 3.15.206.105 (0.011 с.) |