Химия (стр. 3 )

24. Определить молярную массу металла, если известно, что из его оксида массой 4,14 г можно получить нитрат этого металла массой 88,64г. Учтите, что степень окисления атомов металла в нитрате +2.

25. При взаимодействии кислорода с азотом образовалось 3 моля оксида азота (IV). Какой объем газов вступил в реакцию при н. у.

26. При взаимодействии 57 г металла с водородом образовалось 60 г водородного соединения. Рассчитайте молярную массу металла.

27. Степень окисления атомов некоторого элемента в кислоте и оксиде равна +5 и +2 соответственно. Массовая доля кислорода в кислоте равна 73,85 %, а в оксиде 53,33%. Установите формулы соединений.

28. Для нейтрализации 1,175 г основания израсходовано 1,07 г хлороводорода. Установите формулу основания, если степень окисления атомов металла равна +1.

29. Из оксида металла массой 2,15 г можно получить нитрат этого металла массой 6,3 г. Определите металл, если степень окисления его атомов в соединениях равна +2.

30. В оксиде массой 1,24 г содержится 0,92 г металла. Определите металл, если степень окисления атомов в оксиде равна +1.

2. ОБЩИЕ ЗАКОНОМЕРНОСТИ ПРОТЕКАНИЯ ХИМИЧЕСКИХ РЕАКЦИЙ

2.1 ЭНЕРГЕТИКА ХИМИЧЕСКИХ ПРОЦЕССОВ

2.1.1 Энергетические эффекты химических реакций

Общие понятия

Химическая термодинамика — наука, изучающая переходы энергии из одной формы в другую при химических реакциях и устанавливающая направление и пределы их самопроизвольного протекания при заданных условиях.

Систему называют термодинамической, если между телами ее составляющих может происходить обмен теплотой, веществом и она полностью описывается термодинамическими параметрами.

В зависимости от характера взаимодействия с окружающей средой различают системы открытые, закрытые и изолированные.

Каждое состояние системы характеризуется определенным набором значений термодинамических параметров (параметров состояния, функций состояния). Параметры состояния системы различаются на основные параметры состояния и функции состояния системы. Основными параметрами состояния являются такие, которые можно непосредственно измерить (температура, давление, плотность, масса и т. д.). Параметры состояния, которые не поддаются непосредственному измерению и зависят от основных параметров, называются функциями состояния (внутренняя энергия, энтропия, энтальпия, термодинамические потенциалы).

Изменение величины хотя бы только одного термодинамического параметра приводит к изменению состояния системы в целом. Термодинамическое состояние системы называют равновесным, если оно характеризуется постоянством термодинамических параметров во всех точках системы и не изменяется самопроизвольно (без затраты работы).

В химической термодинамике свойства системы рассматриваются в ее равновесных состояниях.

Если процессы перехода системы происходят при постоянстве каких-то параметров системы, то они называются:

1.  изобарными (р = const);

2.  изохорными (V = const);

3.  изотермическими (Т = const);

4.  адиабатическими (Q = 0) ;

В ходе химической реакции (переходе системы из одного состояния в другое) изменяется внутренняя энергия системы U.

DU=U2-U1 (кДж), (2.1)

где U2 и U1 - внутренняя энергия системы в конечном и начальном состоянии. Значение DU положительно (DU > О), если внутренняя энергия системы возрастает. Изменение внутренней энергии можно измерить с помощью работы и теплоты, так как система может обмениваться с окружающей средой веществом или энергией в форме теплоты Q‚ и работы A.

Количественное соотношение между изменением внутренней энергии, теплотой и работой устанавливает первый закон термодинамики:

Q=DU+A (2.2)

Выражение (2.2.) означает, что теплота, подведенная к системе, расходуется на изменение внутренней энергии системы и на работу совершаемой системой или над системой.

Энтальпия системы и ее изменение

Работу A можно разделить на работу расширения

А=рDV (р = соnst) (2.3)

и другие виды работ A¢(полезная работа), кроме работы расширения:

A = A¢ + рDV (2.4)

где р — внешнее давление; DV — изменение объема (DV = V2 – V1); V2 - объем продуктов реакции; V1 - объем исходных веществ. Соответственно уравнение (2.2.) при постоянном давлении запишется в виде:

Qp = DU+ A¢+ рDV (2.5)

Если на систему не действуют никакие другие силы, кроме постоянного давления, т. е. при протекании химического процесса единственным видом работы является работа расширения, то A¢=0. В этом случае уравнение (2.2) запишется:

Qp = DU + рDV (2.6)

Подставив DU = U2 – U1, получим:

Qp= U2 – U1+ рV2+ рV1 = (U2+ рV2) – (U1+ рV1). (2.7).

Характеристическая функция

U+ рV = H (2.8)

называется энтальпией системы. Это одна из термодинамических функций, характеризующих систему, находящуюся при постоянном давлении. Подставив уравнение (2.8) в (2.7), получим:

Qp = H2 - H1 = ΔrН (кДж) (2.9)

Как видно из уравнения (2.9.), в случае изобарного процесса (р = соnst), теплота, подведенная к системе, равна изменению энтальпии системы. Таким образом, изменение энергии системы в изобарных процессах, характеризуют через изменение энтальпии этих процессов ΔrН.

Изменение энергии системы при протекании в ней химической реакции при условии, что система не совершает никакой другой работы, кроме работы расширения, называется тепловым эффектом химической реакции (энтальпией реакции). Изменение количества теплоты в ходе химической реакции равно по значению, но противоположно по знаку изменению энтальпии этой реакции

Q = - ΔrН (2.10)

Раздел химической термодинамики, изучающий тепловые эффекты химических реакций, называется термохимией.

Термохимические уравнения — это химические уравнения, в которых указан тепловой эффект реакции (ΔrН0) и физическое состояние реагентов и продуктов.

Если в результате реакции теплота выделяется, т. е. энтальпия системы понижается (DrH0<0, Q>0), то реакция называется экзотермической. Реакция, протекающая с поглощением теплоты, т. е. с повышением энтальпии системы (ΔrН0 >0, Q<0), называется эндотермической

Стандартной энтальпией (теплотой) образования D¦Н0 химического соединения называется изменение энтальпии в процессе образования одного моль сложного вещества из простых веществ в стандартном состоянии (р=100 кПа, Т=298 К).

2.1.2 Термохимические расчеты

Закон Гесса

Тепловой эффект реакции зависит от природы и состояния исходных веществ и конечных продуктов, но не зависит от пути реакции. Из закона Гесса вытекает следствие, которое позволяет рассчитать тепловой эффект химической реакции

Следствие из закона Гесса

Энтальпия химических реакций равна сумме энтальпий образования продуктов реакций за вычетом суммы энтальпий образования веществ исходных с учетом их стехиометрических коэффициентов.

Тепловой эффект реакции:

bВ + dD = lL + mМ (2.11)

рассчитывается по уравнению:

ΔrН0 = l D¦Н0 (L )+ m D¦Н0 (M) - d D¦Н0( D) - b D¦Н0( B) (2.12)

Пример 1. Стандартный тепловой эффект реакции получения водорода из природного газа:

СН4 + 2Н2О (г) = СО2 + 4Н2 определяется по уравнению:

ΔrН0 = D¦Н0 (СО2) - D¦Н0(СН4) - 2 D¦Н0 (Н2О(г))

Решение. Подставляя значения величин энтальпий образования из приложения (в кДж/моль), получаем: ΔrН0 = -1моль × 393,51кДж/моль – 1моль(- 74,85кДж/моль) – 2моль(241,82кДж/моль) = 164,98 кДж.

Ответ: ΔrН0= 164,98 кДж.

Можно также рассчитать значение энтальпии образования одного из исходных веществ или продуктов реакции, если известны энтальпии образования остальных реагентов и энтальпия химической реакции. Например, энтальпию образования вещества М в уравнении (2.12) можно определить по видоизмененному уравнению:

D¦Н0 M = (ΔrН0 - l D¦Н0 L + d D¦Н0 D + b D¦Н0 B)/ m (2.13):

Пример 2. Рассчитаем стандартную энтальпию образования пропана С3Н8, если стандартная энтальпия реакции его сгорания равна DrН0 = – 2043,86 кДж.

Решение. С3H8 + 5O2 = 3СO2 + 4Н2O (г.)

В соответствии с уравнением (2.13):

D¦Н0( С3Н4) = 3 D¦Н0 (СО2) + 4 D¦Н0((Н2О (г)) - ΔrН0

Подставив значение D¦Н0 и справочные данные, получим:

D¦Н0(С3Н8) =3моль(-393,51кДж/моль) + 4моль(-241,82кДж/моль) -(-2043,86кДж)/1моль =

=-103,85 кДж/моль.

Ответ: D¦Н0 (С3Н8) = -103,85 кДж/моль.

2.1.3 Энтропия вещества и ее изменение при химической реакции

Мерой неупорядоченности состояния системы служит термодинамическая функция, получившая название энтропии.

Состояние системы можно характеризовать микросостояниями составляющих ее частиц, т. е. их мгновенными координатами и скоростями различных видов движения в различных направлениях. Число микросостояний системы называется термодинамической вероятностью системы W. Так как число частиц в системе огромно (например, в 1 моль имеется 6,02*1023 частиц), то термодинамическая вероятность системы выражается огромными числами. Поэтому пользуются логарифмом термодинамической вероятности ln W. Величина, равная klnW = S, где k – постоянная Больцмана. Энтропия, отнесенная к одному молю вещества, имеет единицу величины Дж/(моль*К). Энтропия вещества в стандартном состоянии называется стандартной энтропией S0.

В отличие от других термодинамических функций, можно определить не только изменение энтропии, но и ее абсолютное значение. Это вытекает из высказанного в 1911 г. М. Планком постулата, согласно которому “при абсолютном нуле энтропия идеального кристалла равна нулю”. Этот постулат получил название третьего закона термодинамики.

По мере повышения температуры растет скорость различных движений частиц, т. е. число их микросостояний и, соответственно, термодинамическая вероятность и энтропия вещества увеличивается. При переходе вещества из твердого состояния в жидкое значительно увеличивается неупорядоченность, а следовательно, и энтропия вещества (S0пл). Особенно резко растет неупорядоченность вещества при его переходе из жидкого в газообразное состояние (S0кип). Энтропия увеличивается при переходе вещества из кристаллического в аморфное состояние. Энтропия простых веществ является периодической функцией порядкового номера элемента. Увеличение числа атомов в молекуле и усложнение молекулы приводит к увеличению энтропии.