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),

где n – количество вещества; ∆t – промежуток времени от t₁ до t₂; 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 активации Е_а. Если барьер не­велик, то большинство частиц может его преодолеть, поэтому скорость реакции высокая; если энергия активации значительна, реакция протекает медленно.