Задачи и упражнения для самостоятельной работы

1. Укажите гомогенную систему:

а) 3Fe + 4Н2О(пар) = Fe3O4 + 4Н2(г) ; б) С (тв) + О2(г) = СО2(г);

в) СО(г) + 2Н2(г) =СН3ОН(г); г)2Сr (тв) + ЗС12(г) =2СгС13(тв).

2. Предскажите знак изменения энтропии в реакции: 2Н2(г)+О2(г)=2Н2О(ж):

3. Тепловой эффект реакции SO2(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:

4NH3(г) + 3О2(г) = 2N2(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)+ Н2(г) по стандартным теплотам образования веществ, участвующих в реакции, если ∆H°298(NaHк) = – 56,94 кДж/моль, ∆Н°298 (NaOHp) = – 469,47 кДж/моль, ∆Н0298(Н2Ож) = –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) СОСl2(г) = CO(г) + Cl2(г) ; б) SO2(г) + NO2(г) = SO3(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 С2Н2(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) + В2(г) = АВ3(г). Возможно ли протекание этой реакции в стандартных условиях?

12. Определите знаки ∆Н, ∆S, ∆G для реакции: 2А2(к) + В2(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) + 3Fe3O4(к) = 9Fe(к) + 4А12О3(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) С6Н12О6 (к) =2С2Н5ОН (ж)+ 2CO2(г);

б) С6Н12О6 (к) + 6О2 (г) =6Н2О (ж)+ 6CO2(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 υср – 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 активацииЕа. Если барьер не­велик, то большинство частиц может его преодолеть, поэтому скорость реакции высокая; если энергия активации значительна, реакция протекает медленно.