ПРИМЕРЫ РЕШЕНИЯ ЗАДАЧ. • Пример 1.1.При сжигании 2,24л метана выделилось 90 кДж тепла

• Пример 1.1. При сжигании 2, 24л метана выделилось 90 кДж тепла. Определить теплоту образования и теплоту сгорания метана (вода образуется в виде жидкости)

Решение: Термическое уравнение реакции

 

0, 1CH_4(г) +0, 2O_2(г)0, 1CO_2(г)+0, 2H₂O_(ж)+90 кДж (1)

или

CH_4(г)+2O_2(г)CO_2(г)+2H₂O_(ж)+900 кДж (2)

(уравнения справедливы с учетом того, что объем метана V=2, 24л выражен в молях. Объем 1 моля идеального газа в стандартных условиях 22, 4л).

Согласно определению теплоты сгорания (см.раздел 1) из уравнения (2) следует то что теплота сгорания метана =-900кДж/моль.

Для вычисления теплоты образования воспользуемся следствием из закона Гесса:

.

Значения для теплоты образования двуокиси углерода и теплоты образования паров воды приведены в таблице П.1 приложений. Для реакции (2) уравнение выглядит следующим образом:

.

Откуда.

Ответ: теплота сгорания метана =-900;

теплота образования метана.

• Пример 1.2. Вычислить теплоту образования серной кислоты из следующих данных:

(1) H_2(г)+0, 5O_2(г)H₂O_(ж)+286 кДж (

(2) S_(Т6)+O_2(г) SO_2(г)+297 кДж(

(3) SO_2(г)+0, 5O_2(г) SO₃+99 кДж(

(4) SO_3(г)+H₂O_(ж) H₂SO_4(ж)+132 кДж(

Решение: I способ. Основан на определении теплоты образования вещества. Согласно определению, теплота образования серной кислоты есть тепловой эффект реакции:

H_2(г)+2O_2(г)+S_(т6) H₂SO_4(ж)+.

Величина есть теплота образования H₂SO₄. (Заметим, что реакцию (5) провести в одну стадию невозможно).

Термохимические уравнения –обычные алгебраические уравнения, в которых под химическими формулами реагентов подразумевается их теплоты образования. В приведенном примере легко заметить, что суммирование уравнений (1), (2), (3), (4) приводит к уравнению (5).Следовательно, есть сумма:

 

(Знак “-” указывает на то, что тепло выделяется).

II способ. Основан на применении закона Гесса. Для определения теплоты образования H₂SO₄ из термохимического уравнения (4) необходимо знать теплоту образования SO_3(г)и теплоту образования H₂O_(ж)

Согласно определению теплоты образования тепловой эффект реакции (1)- это теплота образования H₂O_(ж) а реакции (2) -теплота образования SO_2(г).Тогда, применяя следствие из закона Гесса к реакции (3) можно вычислить теплоту образования SO_3(г):

или.

Теперь, применим следствие из закона Гесса к реакции (4)

 

Откуда.

Ответ: теплота образования серной кислоты.

 

• Пример 1.3. Оценить интервал температур, при которых возможно самопроизвольное восстановление тетрахорда кремния водородом.

Решение. Термохимическое уравнение реакции:

SiCl_4(ж)+2H_2(г)Si_(т6)+4HCl_(г)+.

Речь идет о самопроизвольном протекании прямой реакции. Термодинамическим критерием возможности самопроизвольного протекания реакции является отрицательное значение энергии Гиббса.

Таким образом, вопрос заключается в определении (оценке) интервала температур, при которых прямой реакции принимает отрицательные значения.Для этого воспользуемся уравнением (1.21) (см. Раздел 1 МУ и КЗ)

 

Полагая ине зависящими от температуры (т.е), рассчитаем их пользуясь данными таблицы П1 и законом Гесса:

 

)

Согласно принятым допущениям зависимость энергии Гиббса от температуры имеет вид:

-прямая пропорциональная

Тогда при T=0⁰KкДж, условия равновесия (Δ G=0)

.

Таким образом, прямой реакции становится отрицательной при T> 1082⁰К.

Ответ: самопроизвольное восстановление тетрахорда кремния водородом возможно при температуре больше 1082⁰K(809).

 

• Пример 2.1. Как повлияет на равновесие в системе2H_2(г)+S_2(г)2H₂S_(г):

• Повышение парциального давления водорода

• Увеличение объёма газовой смеси

• Нагревание системы

• Записать выражение для константы равновесия. ВыражениеK для стандартной температуры и для температуры 1000⁰K.

Решение: 1.Увеличение парциального давления водорода в соответствии с принципом Ле Шателье — Брауна сместит равновесие в сторону реакции, в результате которой избыток водорода будет расходоваться, т.е. в сторону прямой реакции (скорость прямой реакции возрастет).

2.Увеличение объёма газовой смеси равносильно понижению парциальных давлений всех газов в системе. В соответствии с принципом Ле Шателье — Брауна такое воздействие приведет к снижению равновесию в сторону обратной реакции, т.к. суммарный объем паров серы и водорода (3моля) больше объема H₂S (2 моля).

Т.е. скорость разложения H₂S станет больше скорости его синтеза.

3.Для ответа на третий вопрос необходимо знать тепловой эффект реакции. Для прямой реакции величина стандартного теплового эффекта, вычисляется на основе закона Гесса:

,

т.е. прямая реакция экзотермическая. Тогда в соответствии с принципом Ле Шателье — Брауна при нагревании равновесной системы равновесие смещается в сторону реакции, в результате которой тепло поглощается, т.е. в сторону обратной реакции (разложение сероводорода).

4.Выражение для константы равновесия данной системы:

.

Согласно основному уравнению термодинамики (уравнение (2.4):

.

Величина изменения свободной энергии Гиббса, в соответствии с законом Гесса (табл. П1)

 

 

Для температуры 1000⁰Kвеличина константы равновесия

 

 

(табл. П1),

 

.

Уменьшение величины K при увеличении температуры говорит о смешении равновесия в сторону обратной реакции.

 

• Пример 3.1. В 10л воды растворено 0, 23 г металлического натрия:

а)вычислить величину водородного показателя полученного раствора;

б)рассчитать, какой объем раствора соляной кислоты с рН=0 потребуется для нейтрализации полученного раствора.

Решение а) Уравнение реакции растворения натрия в воде

Na_(кр)+2H₂O_(ж)2NaOH_(р-р)+H_2(г).

Или в ионной форме

Na_(кр)+2H₂O_(ж)2Na⁺_(aq)+2OH^-_(aq)+H_2(г).

Полученный раствор – раствор щелочи (NaOH) – сильный электролит. В соответствии с уравнением реакции при растворении 1 моля натрия образуется 2 моля ионов OH^-. Тогда по условию задачи содержание ионов OH^-составляет 2*10^-3 моль/л. Равновесная концентрация ионов OH^-в растворе:

.

Согласно уравнениям (3.10) и (3.14) водородный показатель реакции

 

 

в)Уравнение реакции нейтрализации:

NaOH+HClNaCl+H₂O.

Или в ионной форме

Na⁺+OH^-+H⁺+Cl^-Na⁺+Cl^-+H₂O.

OH^-+H⁺H₂O.

Т.е. общее содержание ионов H⁺в растворе кислоты:

V_щелочи*[OH^-]=V_{кислоты}*[H⁺].

Откуда V_{кислоты}=V_щелочи*.

По условию рН соляной кислоты равен 0, тогда:

pH=или 0=

,

Следовательно,

V_{кислоты}

Ответ: a) pH=11, 3;

б)V_HCl=20 мл.

 

• Пример 3.2. Определить величину водородного показателя раствора, полученного при растворении 2, 24л газообразного фторида водорода в 10 л воды.

Решение. При растворении HF_(г) в воде образуется слабая фтороводородная (плавиковая) кислота. Считая HF идеальным газом, рассчитаем молярную концентрацию полученного раствора.

Молярный объём идеального газа в стандартных условиях составляет 22, 4 л/моль.Поэтому концентрация раствора плавиковой кислоты составляет:

.

Поскольку плавиковая кислота слабая (Kg=6, 6*10^-4), ее концентрация отличается от концентрации ионов H⁺в растворе. Для расчета [H⁺] воспользуемся законом разведения Отсвальда и уравнением (3.9)

.

Тогда

 

Ответ: pH=2, 59.

Примечание: Для сравнения рекомендуем провести расчет pH сильной кислоты (например, HJ) той же концентрации.

• Пример 3.3. Оценить величину водородного показателя водного раствора в 10л которого содержится 424г хлорида лития.Как изменится pH, если концентрацию соли понизить в 2 раза?

Решение: Хлорид лития – соль образованная катионом слабого снования LiOH (K_g=6, 7*10^-1) и сильной соляной кислоты HCl. Поэтому гидролиз будет протекать в сторону образования слабо диссоциированного основания. Схема гидролиза

LiCl+HOHLiOH+HCl или в ионной форме Li⁺+Cl^-+HOHLiOH+H⁺+Cl^-

Таким образом, в растворе создается избыточная концентрация ионов H⁺, и реакция раствора будет кислой (pH< 7).

Оценим величину водородного показателя. Концентрация хлорида лития в растворе (моль/л) составляет:

.

Тогда в соответствии с уравнениями (табл. 3) константа гидролиза

,

степень гидролиза

 

и

При увеличении концентрации LiCl в 2 раза (до 2 моль/л) степень гидролиза уменьшиться в раз, а величина рН станет:

.

Ответ а)pH=6, 8

б) pH₁=6, 15.

 

• Пример 4.1. Внешний (валентный) электронный слой элемента (Э)

описывается значениями квантовых чисел п=3, 1=0, 1. Высший оксид элемента отвечает формуле ЭО_з. Определить этот элемент и записать его электронную формулу.

Решение. Значение главного квантового числа соответствует номеру периода, в котором расположен элемент. Значения орбитального квантового числа указывают на то, что валентными являются s и р электроны. Высшая валентность элемента, исходя из формулы его оксида, равна 6, т.е. элемент входит в шестую группу периодической системы элементов.

Следовательно, этот элемент - сера (8).

Электронная формула серы: 1S²2S²2р⁶3S²3р⁴.

 

• Пример 5.1а Пользуясь таблицей стандартных электродных потенциалов, записать уравнение окислительно-восстановительной реакции

 

Решение. Определим, какие ионы являются в данной реакции окислителем и восстановителем. В данной реакции участвуют следующие анионы и катионы:

 

Рассмотрим функции каждого из них.

• - ион щелочного металла в высшей степени окисления, следовательно, может выполнять только функции окислителя.

Соответствующая электродная реакция .

Стандартный потенциал .

• - ион, содержащий в своем составе Сг⁶⁺, имеющий высшую степень окисления, может являться только окислителем. Электродная реакция

.

• - ион йода в низшей степени окисления, следовательно, может выступать только в роли восстановителя.

Электродная реакция .

• - ион водорода в высшей степени окисления; может быть только окислителем .

• - ион, содержащий серу в высшей степени окисления +6, поэтому может быть только окислителем. Соответствующие реакции:

 

Таким образом, восстановителем в данной реакции является ион I^-, а окислителем тот ион, окислительно-восстановительный потенциал которого наиболее положительный, т.е. . Таким образом, можно записать для окислителя и восстановителя:

 

 

эдс реакции (раздел «Электрохимия») равна:

.

 

Эта величина положительна, значит реакция возможна.

 

Коэффициенты 1 и 3, на которые умножаются соответствующие полуреакции, уравнивают число отданных и принятых электронов. Суммируя эти уравнения, получим уравнение реакции в ионном виде:

.

Так как в кислой среде ионы металлов с ионами кислотного остатка дают соли, то окончательно получим:

.

• Пример 5.1б Записать уравнение окислительно-восстановительной реакции:
Cu + Н₂O₂+НCl

1. Восстановителем в этой реакции является медь.

2. Окислителем является перекись водорода.

3. Реакция происходит в кислой среде (НСl).

4. В системе имеются анионы хлора Сl^-.

В табл. П3 «Таблица стандартных электродных потенциалов» находим электродные реакции для восстановителя и окислителя:

Восстановитель: Сu + Сl^- - еСuСl ° = 0, 124 В.

Окислитель: Н₂O₂ + 2Н⁺ + 2е 2Н₂O ° = 1, 78 В.

ЭДС реакции Е == 1, 78-0, 124=1, 656 В. Величина Е> 0, что указывает на возможность самопроизвольного протекания реакции в прямом направлении, т. е. медь может окисляться перекисью водорода в присутствии анионов хлора.

2| Сu + Сl^- - е СuСl

1|H₂O₂ + 2Н⁺ + 2е2Н₂O

2Сu + 2Сl^- + 2Н⁺+Н₂O₂2СuСl + 2Н₂O.

Окончательно получим:

2Сu + Н₂O₂ + 2НСl 2СuСl + 2Н₂О.

• Пример 5.2. Определить время электрохимического меднения, необходимое для нанесения пленки меди толщиной 10 мкм при плотности тока j = 10^-2 А/м. Выход по току η = 100%. Записать уравнение катодной реакции.

В основе расчетов лежат законы Фарадея (законы электролиза).

1. При электролизе количество вещества, участвующего в химических превращениях, пропорционально количеству электричества, прошедшего через электролит.

2. Массы веществ, выделяемых или растворяемых одним и тем же количеством электричества, пропорциональны их химическим эквивалентам.

Уравнение катодной реакции:

.

 

Математически первый закон Фарадея выражается уравнением:

,

где m - масса реагирующего вещества, кг;

К - электрохимический эквивалент вещества, г/экв*Кл;

η – выход по току.

С другой стороны, масса пленки меди толщиной d на пластинке с площадью S равна:

где ρ – плотность меди, 8, 9*10³ кг/м³ (табл. П2)

Электрохимический эквивалент меди:

,

где М=63, 5*10^-3 кг/мольCu,

n - заряд катиона =2.

F - число Фарадея =96480Кл.

Количество пропущенного электричества Q связано с плотностью тока и временем процесса соотношением:

Q = I*τ = j*S*τ,

где τ – время электролиза, с;

I – сила тока, А;

j - плотность тока (А/м²);

S – площадь сечения, м².

 

Таким образом, уравнение закона Фарадея принимает следующий вид:

j*S*τ *ή

или

.

Ответ: τ = 2640, с = 44 мин.