Рабочая тетрадь по химии (стр. 3 )

Таблица 2.3

Номенклатура некоторых кислот и солей

Оксиды	Формулы кислот	Названия кислот	Соли средние
формулы	названия
N2O3	HNO2	Азотистая	KNO2	Нитрит натрия
N2O5	HNO3	Азотная	Cu(NO3)2	Нитрат меди (II)
SO2	H2SO3	Сернистая	FeSO3	Сульфит железа (II)
SO3	H2SO4	Серная	(NH4)2SO4	Сульфат аммония
−	H2S	Сероводородная	PbS	Сульфид свинца (II)
−	HCl	Соляная	AlCl3	Хлорид алюминия
CO2	H2CO3	Угольная	Na2CO3	Карбонат натрия
SiO2	H2SiO3	Кремниевая	CaSiO3	Силикат кальция
P2O5	H3РO4	Ортофосфорная	Mg3(РO4)2	Ортофосфат магния
CrO3	H2CrO4	Хромовая	K2CrO4	Хромат калия

Порядок составления реакций получения солей рассмотрим на примере сульфата магния. Запишем формулу соли, а также формулы соответствующих оксидов и гидроксидов, из которых может быть получена данная соль:

соль: MgSO4;

кислота: H2SO4; оснóвный оксид: MgO;

кислотный оксид: SO3; оснóвный гидроксид: Mg(OH)2.

При составлении уравнений реакций получения соли следует иметь в виду принцип кислотно-оснóвного взаимодействия.

а) MgO + SO3 → MgSO4;

оснóвный оксид кислотный оксид соль

б) MgO + H2SO4 → MgSO4 + H2О;

оснóвный оксид кислота соль

в) Mg(OH)2 + SO3 → MgSO4 + H2O;

основание кислотный оксид соль

г) Mg(OH)2 + H2SO4 → MgSO4 + 2 H2O.

основание кислота соль

Выберите вариант в табл. 3.4. и напишите уравнения реакций получения средней соли, предложенной в вашем варианте.

Таблица 2.4

Варианты заданий

Номер варианта	Название соли	Номер варианта	Название соли
I	Карбонат кальция	IV	Сульфит калия
II	Фосфат калия	V	Карбонат натрия
III	Силикат натрия	VI	Сульфат кальция

Запишите формулы соответствующих соединений и уравнения реакций получения данной соли.

Соль _________,

кислота _______, кислотный оксид ________, основание _________, оснóвный оксид ______.

а) __________________________________________________________________________,

б) __________________________________________________________________________,

в) __________________________________________________________________________,

г) __________________________________________________________________________.

Пример 2.4.

Получению кислых солей соответствуют уравнения:

□ 1) KOH + H3PO4 → KH2PO4 − кислая соль, дигидрофосфат калия;

□ 2) 2 KOH + H3PO4 → K2HPO4 − кислая соль, гидрофосфат калия;

□ 3) 3 KOH + H3PO4 → K3PO4 − средняя соль, фосфат калия;

□ 4) 6 KOH + P2O5 → 2 K3PO4 − средняя соль, фосфат калия.

Закончите уравнения реакций, не меняя коэффициенты в левой части уравнения, и напишите названия полученных солей.

Правильные ответы 1 и 2.

Упражнение 2.4.

Основные соли образуются в реакциях, уравнения которых начинаются следующим образом: □ 1) NaOH + H2SO4 → □ 2) 2 KOH + N2O5 →

□ 3) Al(OH)3 + 2HNO3 → □ 4) Fe(OH)2 + HCl →

Закончите уравнения реакций, не меняя коэффициенты в левой части уравнения, и напишите названия полученных солей.

________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________

Принцип кислотно-основного взаимодействия

Все написанные ранее реакции соответствуют принципу кислотно-основного взаимодействия, согласно которому соединения, проявляющие кислотные свойства реагируют с соединениями, проявляющими оснóвные свойства.

Пример 2.5.

Какие из соединений:

□ 1) H2CO3 и P2O5 □ 2) H2S и Na2O □ 3) MgO и CrO3 □ 4) Fe(OH)2 и K2O

могут взаимодействовать между собой? Напишите уравнения реакций, названия всех веществ, указав к какому классу соединений они относятся и какими свойствами (оснόвными, кислотными, амфотерными) обладают. Объясните, почему не могут взаимодействовать другие из указанных соединений.

Решение.

1) H2CO3 − угольная кислота не будет взаимодействовать с кислотным оксидом P2O5.

2) H2S − сероводородная кислота будет взаимодействовать с оснóвным оксидом Na2O

H2S + Na2O → H2O + Na2S − соль, сульфид натрия.

3) MgO основный оксид при определённых условиях может вступить в реакцию с амфо-

терным (см. табл. 3.1) оксидом CrO3

MgO + CrO3 → MgCrO4 − соль, хромат магния.

4) Оснóвный гидроксид Fe(OH)2 не будет вступать в реакцию с оснóвным оксидом K2O.

Правильные ответы 2 и 3.

Упражнение 3.5.

Какие из соединений:

□ 1) SO2 и P2O5 □ 2) HNO3 и Na2O □ 3) NaOH и Al(OH)3 □ 4) NaOH и BaО

могут взаимодействовать между собой? Напишите уравнения реакций, названия всех веществ, указав к какому классу соединений они относятся и какими свойствами (оснόвными, кислотными, амфотерными) обладают. Объясните, почему не могут взаимодействовать другие из указанных соединений.

________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________

ТИПОВЫЕ КОНТРОЛЬНЫЕ УПРАЖНЕНИЯ

Отметьте правильные ответы. Если перед номерами ответов стоят значки «□», то правильный ответ не один.

1. Оснóвный характер имеют оксиды, образованные металлами

1) со степенью окисления +1 и +2 2) со степенью окисления равной и выше +4

3) любой степени окисления 4) главных подгрупп

2. Основные свойства проявляют гидроксиды

□ 1) Sn (IV), □ 2) Na, □ 3) S (VI), □ 4) N (III).

3. Формула высшего оксида элемента, образующего летучее водородное соединение ЭН4, имеет вид 1) ЭО2 2) ЭО4 3) ЭО 4) ЭО3

4. Оксиды образуются

1) при растворении негашёной извести 2) при горении железа в хлоре

3) при растворении хлора в воде 4) при горении природного газа

5. Кислотами являются гидроксиды □ 1) Сr (VI) □ 2) Ca □3) Р (V) □ 4) Fe (II)

6. Какие из соединений:

□ 1) H2SiO3 и N2O5 □ 2) H2SO3 и Na2O □ 3) MgO и ZnO □ 4) Ni(OH)2 и FeO

могут взаимодействовать между собой?

7. При взаимодействии 1 моль гидроксида натрия и 1 моль оксида серы (IV) образуется _________ соль 1) основная 2) кислая 3) средняя 4) двойная

8. Фосфат калия образуется в реакциях

1) □ Р2О5 + 6КОН 2) □ Р2О5 + 2КОН

3) □ 3КОН + Н3РО4 4) □ КОН + Н3РО4

9. Получению основных солей соответствуют следующие уравнения

□ 1) Cu(OH)2 + 2 HCl → □ 2) Cu(OH)2 + HCl →

□ 3) Fe(OH)3 + HNO3 → □ 4) Fe(OH)3 + 3HNO3 →

Для заметок

________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________

Задание 3. ОБЩИЕ ЗАКОНОМЕРНОСТИ ХИМИЧЕСКИХ ПРОЦЕССОВ

3.1. ОСНОВЫ ХИМИЧЕСКОЙ ТЕРМОДИНАМИКИ

ПОДГОТОВКА К ВЫПОЛНЕНИЮ ЗАДАНИЯ

Изучить и усвоить:

· лекцию «Основы химической термодинамики» [Часть 2 УМК, раздел 3.1].

Цель выполнения задания

∙ Ознакомиться с основными термодинамическими параметрами химических процессов и научиться вести термохимические расчёты;

∙ Усвоить принцип решения вопроса о возможности и направлении самопроизвольного протекания химических процессов в стандартных условиях.

Теоретические сведения

Термодинамическая система ─ тело или группа тел, находящихся во взаимодействии и мысленно выделяемых из окружающего материального пространства. Между отдельными частями термодинамической системы, а также между системой и окружающей средой происходит обмен энергией.

Совокупность всех химических и физических свойств системы характеризует её состояние. Для характеристики состояния системы используются термодинамические параметры, в том числе:

Функции состояния (U, H, S, G) обладают тем общим свойством, что их изменение (Δf) не зависит от пути процесса, а зависит от начального и конечного состояния системы.

Δ f сост. процесса = fсост. конечных веществ ─ fсост. начальных веществ.

(продуктов реакции) (исходных веществ)

Термодинамические функции в стандартных условиях (Р = 100 кПа, Т = 298 К (25 оС), ν = 1 моль) записываются так: Δ fН0298 (Δ fН0); S0298 (S0); Δ fG0 298 (Δ fG0).

Их значения приводятся в справочной литературе и используются в термодинамических расчётах.

Изменение энергии системы при протекании в ней необратимой химической реакции и условии, что совершается только работа расширения, называется тепловым эффектом химического процесса (ΔrН.).

Если запас энергии у конечных веществ выше чем у начальных, то система пополнила запас энергии за счёт окружающей среды. Такая реакция называется эндотермической и ΔrН > 0.

Когда запас энергии у продуктов реакции меньше, чем у начальных веществ, то система выделила в окружающую среду какое-то количество энергии. Такая реакция называется экзотермической и ΔrН < 0.

Гесса гласит: тепловой эффект химических реакций, протекающих при V, Т─const или Р, Т─const, не зависит от пути протекания процесса, а определяется лишь начальным и конечным состоянием системы.

Из закона Гесса следует, что тепловой эффект химического процесса равен разности между суммами энтальпий образования продуктов реакции и исходных веществ:

ΔrН = Σ ν ∙ΔfН (продуктов реакции) - Σ ν ∙Δ fН (исходных веществ), (3.1)

где ν ─ стехиометрические коэффициенты в уравнении реакции.

Раздел химии, изучающий тепловые эффекты, называется термохимией, а реакции, в которых указываются тепловые эффекты ─ термохимическими реакциями. В этих реакциях под формулами веществ понимают их количества, выраженные в моль, а поэтому в уравнениях реакций допустимы дробные коэффициенты.

Самопроизвольными называются процессы, которые идут без внешнего воздействия. Химическая термодинамика вводит функции, определяющие направление самопроизвольного протекания процесса.

Если система изолированная (не обменивается с окружающей средой ни веществом, ни энергией), то в ней самопроизвольно протекают процессы в сторону увеличения её неупорядоченности (уменьшения упорядоченности). Примером таких процессов может служить распределение воздуха по всему объёму помещения, растворённых частиц по всему объёму раствора, увеличением энтропии сопровождаются химические реакции, в ходе которых увеличивается число моль газообразных веществ.

В неизолированных системах критерием самопроизвольного протекания процесса служит изобарно-изотермический потенциал (энергия Гиббса) − ΔrG. Она учитывает совместное влияние на ход химического процесса энтальпийного и энтропийного факторов и рассчитывается по формуле:

ΔrG = ΔrН – Т ∙ ΔrS. (3.2)

где Т − температура, К;

ΔrS − изменение энтропии в химическом процессе:

Δ r S = Σ ν ∙ Sпродуктов реакции - Σ ν ∙ Sисходных веществ. (3.3)

В необратимых (односторонних) процессах энтальпия уменьшается ΔrН < 0, а энтропия растёт ΔrS > 0, тогда ΔrG < 0. Следовательно, в самопроизвольно протекающих процессах энергия Гиббса уменьшается Δ r G < 0.

ВЫПОЛНЕНИЕ ЗАДАНИЯ

Пример 3.1. При термическом разложении 1 моль карбоната кальция поглощается 178,5 кДж. Какое количество теплоты необходимо для разложения 10 кг СаСО3?

Решение.

Вычислим молярную массу СаСО3 и найдём массу одного моль:

Мr(СаСО3)=(40+12+16·3)=100; М (СаСО3)=100 г/моль; m(1 моль)СаСО3 = 100г.

10 кг СаСО3 составляет 10000 г, или (10000 г : 100 г/моль) = 100 моль.

При разложении 1 моль поглощается 178,5 кДж теплоты, а при разложении 100 моль ─ 17850 кДж.

Упражнение 3.1. При взаимодействии 4,6 г натрия с 6,4 г серы выделяется ______ кДж теплоты (стандартная теплота образования Na2S равна 372 кДж/моль).
1) 74,4 2) 37,2 3) 45,6 4) 55,8

________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________

Пример 3.2. При разложении 1 моль карбоната кальция поглощается 178,5 кДж теплоты. Объем выделившегося при этом газа равен ________ литра

1) 5,6 2) 44,8 3) 22,4 4) 11,2

Решение. В соответствии с уравнением реакции

СаСО3(твёрд.) → СаО (твёрд.) + СО2 (газ)

при разложении 1 моль карбоната кальция выделяется 1 моль углекислого газа, который при нормальных условиях занимает объём 22,4 л.

Упражнение 3.2. В соответствии с термохимическим уравнением

FeO (твёрд.) + H2 (газ) ↔ Fe (твёрд.) + H2O (газ), ΔrH0 = 23 кДж

для получения 560 г железа необходимо затратить ____ кДж тепла.

1)0

________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________

В упражнениях, приведённых ниже, укажите правильные ответы.

Упражнение 3.3. Термодинамическая функция, характеризующая степень упорядоченности состояния системы, называется …

1) теплоемкостью 2) энтропией 3) внутренней энергией 4) энтальпией

Упражнение 3.4. При переходе от кристаллического состояния вещества к газообразному его энтропия … 1) изменяется хаотично 2)возрастает

3) остается неизменной 4) уменьшается

Упражнение 3.5. Уравнение реакции, для которой энтропия увеличивается, имеет вид

1) С2Н2(г) + 2Н2(г) → С2Н6(г) 2) 2Н2(г) + O2(г) → 2H2O(г)
3) 2СН4(г) → С2Н2(г) + 3Н2(г) 4) 2NО(г) + O2(г) → 2NO2(г)

Упражнение 3.6. В системе, находящейся при постоянном давлении и температуре, самопроизвольно могут протекать процессы, для которых …

1) ΔrS < 0 2) ΔrH > 0 3) ΔrG > 0 4)ΔrG < 0

Пример 3.3. Реакция СО2 (газ) + С (твёрд.) → 2СО (газ), для которой

Δr H0 = 173 кДж, ∆rS0 = 176 Дж/ K, при стандартных условиях …

1) протекает в обратном направлении 2) находится в равновесии
3) протекает в обоих направлениях 4) протекает в прямом направлении

Решение. В неизолированных системах критерием самопроизвольного протекания процесса служит изобарно-изотермический потенциал (энергия Гиббса) − ΔrG, значение которого в стандартных условиях рассчитывается по формуле 3.2:

ΔrG = ΔrН – Т ∙ ΔrS = 173 кДж − 298 К · 0,176 Дж/К = 173 кДж − 52,5 кДж = 120,5 кДж.

В данном случае ΔrG > 0, поэтому реакция самопроизвольно протекает в обратном направлении.

Упражнение 3.7. Реакция 2 NO (газ) + O2 (газ) ↔ 2 NO2 (газ), для которой:

Δr H0 = −120 кДж, ∆rS0 = −159 Дж/ K, при стандартных условиях …
1) протекает в обратном направлении 2) находится в равновесии
3) протекает в обоих направлениях 4) протекает в прямом направлении

____________________________________________________________________________________________________________________________________________________________

ТИПОВЫЕ КОНТРОЛЬНЫЕ УПРАЖНЕНИЯ

1. Формула для расчёта теплового эффекта химического процесса в условиях p, T − const имеет вид

2. Для получения 22,4 л (н. у.) аммиака по реакции

N2 (газ) + 3H2 (газ) ↔2NH3 (газ), ΔrH = − 93,2 кДж

требуется затратить ________кДж теплоты

1) 46,6,8 3) 69,9 4) 93,2

3. Реакция Fe2O3(твёрд.) + 3H2 (газ) → 2Fe(твёрд.) + 3H2O (газ), для которой ΔrH0 = 96,6 кДж, ∆rS0 = 138,7 Дж/K при стандартных условиях …
1) находится в колебательном режиме 2) протекает в обратном направлении
3) находится в равновесии 4) протекает в прямом направлении

3.2. ХИМИЧЕСКАЯ КИНЕТИКА

ПОДГОТОВКА К ВЫПОЛНЕНИЮ ЗАДАНИЯ

Изучить и усвоить;

· лекцию «Химическая кинетика» [Часть 2 УМК, раздел 3.2];

· видеозапись лабораторной работы «Химическая кинетика. Скорость химических реакций» [Приложение к УМК: диск 1, работа 1].

Цель выполнения задания

· Усвоить основные положения химической кинетики.

· Изучить факторы, влияющие на скорость химических реакций.

Теоретические сведения

Химическая кинетика изучает механизмы химических реакций и факторы, влияющие на скорость химических процессов.

Под скоростью химической реакции понимают число элементарных взаимодействий в единицу времени. Химические реакции подразделяются на элементарные (одностадийные) и сложные. Уравнение химической реакции раскрывает механизм только одностадийной реакции. Большинство реакций являются сложными и представляют суммарный результат нескольких элементарных процессов, в этом случае уравнение реакции не отражает их реальный механизм. в формальной кинетике в целях упрощения принимается, что реакции являются элементарными и их уравнения отражают механизм реакции.

Скорость реакции определяется, прежде всего, природой реагирующих веществ и может быть изменена под влиянием следующих основных факторов:

∙ температуры;

∙ концентрации реагирующих веществ;

∙ давления (если в реакции участвуют газы);

∙ присутствия катализатора;

∙ для гетерогенных процессов ─ величиной поверхности раздела фаз.

Влияние концентрации реагирующих веществ на скорость химической кинетики выражается законом действующих масс:

При постоянной температуре скорость химической реакции пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ, взятых в степенях, равных стехиометрическим коэффициентам в уравнении реакции.

Кинетическое уравнение имеет вид:

υ = k ∙ (сА)а ∙ (сB)b, (3.4)

где k ─ константа скорости реакции;

с А, с B ─ концентрации реагирующих веществ А и В;

a, b ─ коэффициенты в уравнении реакции соответственно.

С повышением температуры скорость химических реакций увеличивается.