Контрольные задания по теме «Энергетика химических процессов»

Вариант 1

1. Определите количество теплоты, выделяющейся при взаимодействии 50 г фосфорного ангидрида с водой, по уравнению реакции Р₂О_5(К.) + Н₂О_(Ж.) = 2НРО_3(Ж.),

если тепловые эффекты реакций следующие:

2Р + 2,5О₂ = Р₂О₅; DН⁰ = – 1492 кДж

2Р + 3О₂ + Н₂ = 2НРО₃; DН⁰ = – 1954,8 кДж.

2. Вычислите изменение энтропии системы для следующих реакций:

а) 2NН_3(Г.) = N_2(Г.) + 3Н_2(Г.); б) 2СН₃ОН_(Г.) + 3О_2(Г.) = 4Н₂О_(Г.) + 2СО_2(Г.).

3. Вычислите изменение энергии Гиббса при стандартной температуре и определите значение константы равновесия в реакции 2NО + О₂ = 2NО₂. Определите температуру, при которой DG⁰ = 0, и сделайте вывод о направлении реакции выше и ниже этой температуры.

Вариант 2

1. Определите возможность самопроизвольного протекания реакции
3Н ₂ (г) + N₂ (г) = 2NН₃ (г) в прямом направлении в стандартных условиях, и температуру, при которой равновероятны оба направления этой реакции.

2. Определите объем сгоревшего ацетилена, если в результате реакции, термохимическое уравнение которой: C₂H_2(г) + 5О_2(г) = 4СО_2(г) + 2Н₂О_(ж); ∆H⁰ = –2610 кДж, выделилось 652,2 кДж тепла..

3. Восстановление Fe₃O₄ оксидом углерода идет по уравнению:

Fe₃O_4(кр) + CO_(г) = 3FeO_(кр) + СO_2(г).

Вычислите ∆G⁰ и сделайте вывод о возможности самопроизвольного протекания этой реакции при стандартных условиях. Чему равно ∆S⁰ в этой реакции?

Вариант 3

1. Для соединений NH₃ и PH₃ стандартные энтальпии образования равны: DН⁰₂₉₈ (NH₃)= – 46,2 кДж/моль и DН⁰₂₉₈ (PH₃)= 5,4 кДж/моль. Какой следует сделать вывод, исходя из этих данных, об относительной устойчивости молекул NH₃ и PH₃?

2. Пользуясь справочными данными, определите изменение энтропии при
298 К для реакции: 2Сu(NO₃)₂(к) = 2CuO(к) + 4NO₂(г) + О₂(г). Объясните знак ΔS реакции

3. Рассчитайте, какая из приведенных реакций при стандартных условиях может идти самопроизвольно: 2Fе_(К.) + Аl₂О_3(К.) = 2Аl_(К.) + Fе₂О_3(К.),

2Аl_(К.) + Fе₂О_3(К.) = 2Fе_(К.) + Аl₂О_3(К.).

Вариант 4

1. При полном сгорании этилена (с образованием жидкой воды) выделилось 3113 кДж. Найдите объем вступившего в реакцию кислорода (при н. у.).

2. Объясните, почему стандартная молярная энтропия у алмаза
S⁰ = 2,3 Дж/(моль•К) меньше, чем у графита S⁰ = 5,7 Дж/(моль•К)?

3. Рассчитайте, по какому уравнению реакции при стандартной температуре возможно разложение пероксида водорода:

а) Н₂О₂ = Н_2(Г.) + О_2(Г.); б) Н₂О₂ = Н₂О_(Ж.) + 0,5О_2(Г.).

Вариант 5

1. При взаимодействии 2 молей натрия с 1 моль брома выделилось 761,40 кДж теплоты. Какова теплота образования бромида натрия?

2. Пользуясь справочными данными, определите изменение энтропии при
298 К для реакции: 2Cl₂(г) + 2H₂О(ж) = 4HCl(г) + О₂(г)

3. Определите расчетом DG_{реакции}, какие из реакций могут протекать самопроизвольно в стандартных условиях (предварительно уравняйте реакции):

а) ZnS(к) + O₂(г) → ZnO(к) + SO₂(г); б) Al₂(SO₄)₃(к) Al₂O₃(к) + SO₃(г).

 

Вариант 6

1. Вычислите количество теплоты, выделяющейся при сгорании 400 л гремучего газа (н.у.).

2. Расставьте стехиометрические коэффициенты в уравнениях реакций и, не производя расчета, укажите изменение энтропии системы в результате их протекания:

а) CH₄(г) → C₂h₂(г) +H₂(г); б) N₂(г) + H₂(г) → NH₃(г).

3. По знаку свободной энергии Гиббса DG⁰₂₉₈ определите, какие из приведенных оксидов можно восстановить водородом при стандартных условиях: Аl₂О₃, ZnО, РbО?

Вариант 7

1. Рассчитайте, какое количество теплоты выделится при восстановлении
2 моль Н₂О₂ до жидкой воды, если энтальпия образования пероксида водорода составляет DН⁰₂₉₈ (Н₂О_2(Ж.))= – 187,9 кДж/моль.

2. Раствор ацетата натрия, содержащий фенолфталеин, при Т=298 К практически бесцветен, а при нагревании становится розовым. На основании этого определите знаки DН⁰₂₉₈ и DS⁰₂₉₈ протекающей реакции, напишите ее уравнение.

3. Рассчитайте температуру, при которой равновероятны оба направления
реакции: CuO_тв + C_тв Û Cu_тв + CO_г.

 

Вариант 8

1. При взаимодействии 1 моль калия с водой выделяется 188,4 кДж теплоты. Определите, какая масса калия прореагировала, если выделилось 28,3 кДж теплоты.

2. Вычислите изменение энтропии системы в результате протекания реакции 3СаО_(К.) + Р₂О_5(К.) = Са₃(РО₄)_2(К.). Объясните знак ΔS реакции.

3. На основании расчета укажите, какие оксиды, из перечисленных ниже, можно восстановить водородом в стандартных условиях: CuO, CaO?

Вариант 9

1. Рассчитайте количество теплоты, которое выделится при гашении водой извести массой 150 г.

2. Почему при растворении в воде соли KCl энтропия увеличивается (DS > 0), а при растворении газа СО₂ уменьшается (DS < 0)?

3. Вычислите DG⁰ для реакции СаСО_3(К.) = СаО_(К.) + СО_2(Г.), происходящей при 500 ⁰С (зависимостью энтальпии и энтропии от температуры пренебречь).

 

Вариант 10

1. При сгорании 9,3 г фосфора выделяется 223,8 кДж теплоты. Рассчитайте теплоту образования DH⁰₂₉₈ оксида фосфора (V).

2. Вычислите DS⁰ реакции 2Н₂S_(Г.) + 3О_2(Г.) = 2Н₂О_(Ж.) + 2SО_2(Г.) при стандартных условиях. Укажите, как будет изменяться энтропия при повышении температуры.

3. Уравняйте предложенные реакции и определите расчетом, могут ли они протекать самопроизвольно в стандартных условиях:

а) Fe₂O₃(к) + CO(г) → Fe₃O₄(к) + CO₂(г); б) HF(г) + N₂(г) → NF₃(г) + H₂(г).

 

Вариант 11

1. Вычислите теплоту образования DН⁰₂₉₈ ацетилена, если известно, что при сгорании 1 л его выделяется 56,0 кДж теплоты.

2. Не производя расчетов, предскажите знак изменения энтропии в реакции Na₂O(т) + H₂O(ж) = 2NaOH(т). Подтвердите правильность своих рассуждений термодинамическим расчетом ∆S⁰.

3. Определите расчетом, какая из приведенных ниже реакций протекает с большей термодинамической вероятностью при стандартных условиях:

а) 2Н₂S(г) + 3О₂(г) = 2Н₂О(г) + 2SО₂(г); б) 2Н₂S(г) + О₂(г) = 2Н₂О(г) + 2S(к).

Вариант 12

1. Вычислите, какое количество теплоты при стандартных условиях выделится при восстановлении оксида железа (III) Fe₂O₃ металлическим алюминием, если было получено 385,1 г железа.

2. Рассчитайте изменение энтропии системы при образовании оксида
железа (III) из простых веществ, если известны следующие данные:

2Fe (к) + O₂ (г) = 2FeO (к), DS⁰₂₉₈ = – 145 Дж/(моль•К),

4FeO (к) + O₂ (г) = 2Fe₂O₃ (к), DS⁰₂₉₈ = – 259 Дж/(моль•К).

3. Рассчитайте температуру, при которой равновероятны оба направления
реакции 2SО_2(Г.) + О_2(Г.) = 2SО_3(Г.), если известно, что для нее DН⁰ = – 198 кДж и
DS⁰ = – 187 Дж/(моль · К). Зависимостью DН и DS от температуры пренебречь.

Вариант 13

1. Энтальпия образования СО₂ из графита DН⁰₂₉₈ = – 393,5 кДж/моль, а из алмаза DН⁰₂₉₈ = – 395,4 кДж/моль. Как можно объяснить эти данные?

2. Определите, не производя расчетов, знак изменения энтропии в реакции NН₄НСО_3(К.) = NН_3(Г.) + СО_2(Г.) + Н₂О_(Г.). Подтвердите правильность своих рассуждений термодинамическим расчетом.

3. При взаимодействии алюминия с хлороводородом в сосуде объемом 5 л остался один газ – водород. Какая масса Al прореагировала и сколько теплоты выделилось при этом?

Вариант 14

1. Вычислите ∆G⁰и ∆S⁰ реакции горения ацетилена: C₂H₂ + 2,5O₂ = 2СO₂ + H₂O_(ж).

2. Чем можно объяснить, что при стандартных условиях невозможна экзотермическая реакция: H_2(г) + CO_2(г) = CO_(г) + H₂O_(ж); ∆H⁰ = –2,85 кДж? На основании стандартных значений ∆H⁰и ∆S⁰ соответствующих веществ определите ∆G⁰ этой реакции.

3. Вычислите тепловой эффект реакции горения бензола, которая выражается термохимическим уравнением: C₆H_6(ж) + 7/2O_2(г) = 6CO_2(г) + 3H₂O_(г).

 

Вариант 15

1. При взаимодействии 1 моль калия с водой выделяется 188,4 кДж теплоты. Определите, какая масса калия прореагировала, если выделилось 28,3 кДж теплоты.

2. Расставьте стехиометрические коэффициенты в уравнениях реакций и, не производя расчета, укажите изменение энтропии системы в результате их протекания:

а) HJ(г) + O₂(г) → J₂(к) + H₂O(ж); б) H₂(г) + Cl₂(г) → HCl(г).

3. При взаимодействии железа массой 6,3 г с серой выделилось 11,31 кДж
тепла. Вычислите теплоту образования сульфида железа (II).

 

Раздел 6

 

ХИМИЧЕСКАЯ КИНЕТИКА. ХИМИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ

Скорость химических реакций Химическая кинетика изучает химические реакции с точки зрения скорости их протекания. Скорость химической реакции измеряется изменением концентрации веществ, вступающих в реакцию или образующихся в результате реакции за единицу времени: DСМ V = ± ¾¾¾ (моль/(л·с) (1) Dt Скорость реакции не остается постоянной вследствие непрерывного изменения концентрации реагирующих веществ и продуктов реакции и выражение (1) характеризует среднюю скорость в течение временного отрезка t. Истинная скорость реакции в данный момент времени выражается производной от концентрации по времени: dСМ V = ± ¾¾¾ (2) dt   Скорость химической реакции зависит: - от природы реагирующих веществ – описывается законом действия масс (законом Гульдберга-Вааге): при постоянной температуре скорость химической реакции прямо пропорциональна произведению молярных концентраций реагирующих веществ, в степенях, равных стехиометрическим коэффициентам в уравнении реакции. Например, для реакции аА + bB ® cC + dD   скорость реакции будет равна: V = k · СAa · СBb (3) где k – константа скорости химической реакции, а и b – стехиометрические коэффициенты. При наличии в реакционной системе газовых фаз увеличение или уменьшение давления соответственно увеличивает или уменьшает концентрацию реагирующих веществ, что и определяет зависимость скорости реакции от давления. В случае гетерогенных реакций концентрации веществ, находящихся в твердой фазе представляют собой постоянную величину и в уравнение закона действия масс не включаются.   - от температуры – определяется правилом Вант-Гоффа: скорость реакции возрастает в 2-4 раза при повышении температуры системы на каждые 10 градусов: V2 = V1 · g(t2–t1)/10 (4) где V1 – скорость реакции при температуре t1; V2 – скорость реакции при температуре t2; g– температурный коэффициент (как правило, g = 2–4)

Химическое равновесие Необратимыми называют химические реакции, в результате которых исходные вещества практически полностью превращаются в продукты. Необратимые реакции могут протекать только в одном направлении, например: Zn + 4HNO3 = Zn(NO3)2 + 2NO2↑ + 2H2O. Обратимыми называют химические реакции, идущие одновременно в двух противоположных направлениях, в результате чего в реакционной смеси присутствуют как продукты реакции, так и исходные вещества: 2SO2 + O2 2SO3 В тот момент, когда скорость прямой реакции (синтез продуктов) становится равной скорости обратной реакции (разложение продуктов с образованием исходных соединений), в системе устанавливается химическое равновесие. Количественной характеристикой химического равновесия является константа равновесия (К), представляющая собой отношение констант скорости прямой и обратной реакций. По значению константы равновесия можно судить о степени превращения исходных соединений в продукты реакции.   Для реакции aA + bB cC + dD k 1 [C]c •[D]d K = ¾¾ = ¾¾¾¾(5) k 2 [A]a · [B]b где k 1, k 2 – константы скорости прямой и обратной реакций; a, b, c, d – стехиометрические коэффициенты в уравнении реакции; [A], [B], [C], [D] – равновесные молярные концентрации соединений A, B, C, D.   Влияние изменения условий на положение равновесия определяется принципом Ле-Шателье: если на систему, находящуюся в состоянии химического равновесия, оказать какое-либо воздействие, то в результате протекающих в ней процессов равновесие сместится в таком направлении, что оказанное воздействие уменьшится: – при увеличении концентрации какого-либо вещества равновесие смещается в сторону расхода этого вещества; – при повышении температуры равновесие смещается в направлении эндотермической, а при понижении – экзотермической реакций; – при увеличении давления равновесие смещается в сторону уменьшения объема, а при понижении – в сторону увеличения объема системы. Принцип Ле-Шателье справедлив и для равновесных систем, не связанных с химическими превращениями (кипение, кристаллизация, растворение и т.д.).

ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА № 4