Сдам Сам

ПОЛЕЗНОЕ


КАТЕГОРИИ







ЭНЕРГЕТИКА ХИМИЧЕСКИХ РЕАКЦИЙ





УРОВЕНЬ B

1. Найти массу метана (СН4), при полном сгорании которого до СО2(г) и Н2О(г) в тепловом агрегате выделяется теплота, достаточная для нагревания 1 л воды от 20 до 100оС. Мольную теплоемкость воды принять равной 75,3 Дж/моль·К. КПД теплового агрегата составляет 50%.

 

Дано:

РЕШЕНИЕ:

Количество теплоты, необходимое

для нагревания 1 л (1000 г) воды от

20 до 100оС определяем по формуле:

=

= 334666,7 Дж = 334,7 кДж

Определим массу метана при горении, которого выделяется такое количество теплоты. Процесс горения метана по условию задачи описывается уравнением:

СН4(г) + 2О2(г) = СО2(г) + 2Н2О(г)

Тепловой эффект этой реакции Dr.Ho(298K) определяем по I следствию из закона Гесса

Dr.Ho(298K) = Df.Ho(298K,CO2(г)) + 2Df.Ho(298K, Н2О(г)) -

- Df.Ho(298K, CН4(г)) - 2Df.Ho(298K, О2(г)) = (-393,5) + 2(-241,8) –

- (-74,9) = - 802,2 кДж

Таким образом при сгорании 16 г метана выделяется 802,2 кДж тепла. Определяем массу метана, при сгорании которой выделяется 334,7 кДж теплоты. Составляем пропорцию:

16 г СН4 ― 802,2 кДж

― 334,7 кДж

г

С учетом КПД теплового агрегата масса метана составляет

г

Ответ: масса метана составляет 13,34 г.

2. Используя справочные данные по DfHo(298K, В) и So(298K, В), определить при каких температурных условиях возможно самопроизвольное протекание реакции

Fe2O3(к) + 3Н2(г) = 2Fe(к) + 3Н2O(г)

Дано: Уравнения реакции  
DrGо(298К)-? условия протекания реакции - ?

РЕШЕНИЕ:

Возможность самопроизвольного протекания реакции, определяется знаком перед величиной изменения энергии Гиббса для данной реакции:

если ΔrG°(298К) < 0, самопроизвольное протекание реакции при стандартных условиях возможно в прямом направлении;

если ΔrG°(298К) > 0, то при стандартных условиях прямая реакция невозможна, а возможна обратная реакция..



Значение ΔrG°(298К) рассчитываем по формуле:

ΔrG°(298К) = ΔrН°(298К)·103 - Т ΔrS°(298К)

где ΔrН°(298К) - изменение стандартной энтальпии реакции, кДж: ΔrS°(298К) - изменение стандартной энтропии реакции, Дж/К:

103 - пересчет кДж в Дж.

Значение ΔrН°(298К) и ΔrS°(298К) определяем согласно первому следствию из закона Гесса:

ΔrН°(298К) = [2ΔfН°(298К, Fe(к)) + 3ΔfН°(298К, Н2О(г))] –

- [ΔfН°(298К, Fe2O3(к)) + 3ΔfН°(298К, Н2(г))];

ΔrS°(298К) = [2S°(298К, Fe(к)) + 3S°(298К, Н2О(г))] –

- [S°(298К, Fe2O3(к)) + 3S°(298К, Н2(г))];

где ΔfН°(298К, В) и S°(298К, В) - стандартные энтальпии образования и энтропии веществ, значения которых находим из таблицы стандартных термодинамических величин.

  Fe2O3(к) + 2(г) = 2Fe(к) + 3Н2О(г)
DfHo(298K), кДж/моль 1(-822,2) 3(0) 2(0) 3(-241,84)
So(298 K), Дж/(моль×К) 1(87,4) 3(130.5) 2 (27.15) 3(188,74)

ΔrН°(298К) = [2(0) + 3(-241,84)] - [(-822,2) + 3(0)] = 96,68 кДж

ΔrS°(298К) = [2·27,15 + 3·188,74] - [87,4 + 3·130,5] = 141,62 Дж/К

тогда:

ΔrGо(Т) = 96680 - Т·141,62

Ответ: При высоких температурах значение ΔrGо(Т) < 0 и, следовательно, реакция возможна при нагреве.

 

3. Рассчитать теплотворную способность каменного угля, если известно, что в нем содержится 80% углерода, а в отходящих газах после сгорания угля содержится 14% СО2 и 2% СО по объему.

Дано: ωC = 80% масс. ω = 14% об. ω = 2 % об.
Qкаменного угля - ?

РЕШЕНИЕ:

Теплотворной способностью топлива называется тепловой эффект, который соответствует сгоранию единицы массы (1 кг) для твердых и жидких видов топлив (Qр, кДж/кг).

Приводим уравнения горения углерода

С(к) + О2(г) = СО2(г) (4.8)

С(к) + ½ О2(г) = СО(г) (4.9)

Из приведенных уравнений (ур. 4.8 и 4.9) следует, что масса сгоревшего углерода пропорционально объемам образовавшихся газов. Поскольку в каменном угле содержится 80% углерода, то в 1000 г каменного угля содержится 800 г углерода и в СО2 превратилось (ур 4.8)

г углерода,

а в СО превратилось: г углерода (ур. 4.8)

Исходя из того, что тепловые эффекты реакций (4.8) и (4.9) есть стандартные энтальпии образования СО2 и СО (величины табличные), но взятые с противоположным знаком, поскольку DН= - Qр

DfНo(298 K, СО2) = - 393,5 кДж/моль

и DfНo(298 K, СО) = - 110,5 кДж/моль

рассчитываем количество теплоты, выделившейся при сгорании 700 г углерода до СО2 (ур. 4.8). Молярная масса углерода

МС = 12 г/моль.

При сгорании

12 г углерода выделяется 393,5 кДж

700 г углерода выделяется Qр(4.8) кДж

откуда:

Qр(4.7) кДж

Рассчитываем количество теплоты, выделившейся при сгорании 100 г углерода до СО (ур.4.9).

при сгорании

12 г углерода выделяется 110,5 кДж

100 г углерода выделяется Qр(4.9) кДж

откуда:

Qр(4.9) кДж

Следовательно теплотворная способность каменного угля

Qр = Qр(4.8) + Qр(4.9) = 22954 + 921 = 23875 кДж/кг

 

СКОРОСТЬ ХИМИЧЕСКИХ РЕАКЦИЙ И ХИМИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ

УРОВЕНЬ В

1. При погружении цинковой пластины в раствор хлороводородной кислоты за одно и то же время при температуре 293 К выделилось 8 см3 водорода, а при температуре 303 К – 13 см3 водорода. Водород собран над водой при давлении 740 мм рт. ст. Рассчитать энергию активации протекающей реакции. Давление паров воды при температуре 293 К составляет 17,54 мм рт. ст., а при температуре 303 К-31,82 мм рт. ст.

Дано: Т1 = 293 К, Т2 = 303 К, = 8 см3, = 13 см3, P = 21,07 мм рт.ст. P =31,82 мм рт.ст. P = 740 мм рт.ст.   τ - ?


-?

РЕШЕНИЕ: Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2↑ Из уравнения выражаем энергию активации (5.3)  

 

Скорость гетерогенной реакции определяем по уравнению:

, моль/(см2·мин) (5.4)

где - количество моль выделяющегося водорода;

S – площадь цинковой пластины, см2;

τ – время протекания реакции, мин.

Определяем отношение скоростей выделения водорода при двух различных температурах (площадь пластины и время протекания реакции постоянны):

= : = (5.5)

По уравнению Менделеева-Клапейрона

P V = n R T , а так как P = (Р – P ), то

(P – P )V = n R T, (5.6)

где Р – общее давление газов , мм. рт. ст;

P - давление насыщенного водяного пара при температуре опыта, мм. рт. ст.;

V - объем выделившегося водорода, см3;

Т - температура опыта, К;

R -универсальная газовая постоянная.

Из уравнения (5.6) n = (Р – P ) V / R T (5.7)

Подставив выражение (5.7) для температур Т1 и Т2 в отношение (5.5), получим

= :

=

Откуда = 31834 Дж/моль =

= 31,83 кДж/моль

Ответ: = 31,83 кДж/моль.

 

2. На основании принципа Ле Шателье определить, в каком направлении сместится равновесие:

2SO2(г) + O2(г) <=> 2SO3(г), ΔrH0(298K) = -284,2 кДж, при:

а) понижении температуры, б) повышении концентрации SO3, в) повышении давления. Записать выражение для константы равновесия реакции. Ответы обосновать.

Дано: Уравнение реакции ΔrH0(298K)=-284,2 кДж Определить направление смещения равновесия при изменении Т, Р, С РЕШЕНИЕ: Выражение константы равновесия реакции может быть приведено в зависимости от равновесных парциальных давлений газообразных участников реакции (5.8) или от их равновесных концентраций (5.9):

, (5.8) . (5.9)

а) Выражение зависимости константы равновесия от термодинамических характеристик реакции имеет вид:

-2,3RTlgKP = ΔrH0(298K) – T.ΔrS0(298K), откуда

. Смещение равновесия реакции при изменении температуры зависит от знака изменения стандартной энтальпии реакции ΔrH0(298K). Так как ΔrH0(298K)<0, то при понижении температуры показатель степени возрастать.

возрастает при увеличении числителя и уменьшении знаменателя, а это возможно при протекании прямой реакции, т.е равновесие 2SO2(г) + O2(г) <=> 2SO3(г) будет смещено вправо (→).

б) Константа равновесия остается величиной постоянной при любом изменении концентрации участников реакции. Поэтому при повышении концентрации SO3 (числитель) при неизменном значении КС должны автоматически возрасти концентрации исходных веществ (знаменатель), а это возможно при протекании обратной реакции, т.е. в этом случае равновесие сместится влево (←).

в) В соответствии с принципом Ле Шателье увеличение давления смещает равновесие в сторону той реакции, которая сопровождается уменьшением давления или уменьшением суммарного числа моль газообразных веществ.

 

(газ)

= 2моль(газ)

Следовательно, при повышении давления равновесие системы смещается вправо (→).

3. Вычислить константу равновесия для гомогенной системы 4NH3(г) +3O2(г) <=> 2N2(г) + 6H2O(г), если исходные концентрации NH3(г) и O2(г) соответственно равны 6,0 и 5,0 моль/л, а равновесная концентрация N2(г) равна 1,8 моль/л.

Дано: Уравнение реакции, моль/л, моль/л, [N2] = 1,8 моль/л   Kс - ?

РЕШЕНИЕ: . (5.11) Расчет количеств прореагировавших и образовавшихся при установлении равновесия веществ проводится по уравнению реакции. Равновесная концентрация исходных

веществ равна разности исходной концентрации и концентрации прореагировавших веществ. Равновесная концентрация продуктов реакции равна количеству образовавшихся продуктов реакции, т.к. в исходном состоянии их количество было равно нулю.

Обозначим через х количество моль прореагировавших или образовавшихся веществ. Тогда с учетом коэффициентов в уравнении реакции отношения концентраций во второй строке под уравнением реакции равны: ( : : : = 4:3:2:6).

Последовательность расчетов равновесных концентраций веществ, участвующих в реакции, показана ниже:

 

  4NH3 + 3O2 <=> 2N2 + 6H2O
Исходная концентрация веществ, моль/л   6,0   5,0      
Прореагирова-ло, моль/л   - 4х   - 3х Образо-валось, моль/л     + 2х   + 6х
Равновесная концентрация веществ, моль/л 6,0-4х 5,0-3х  

 

По условию задачи равновесная концентрация N2 равна 1,8 моль/л. В то же время [N2] = 2х. Следовательно, 2х = 1,8,

а х = 0,9. Тогда равновесные концентрации веществ равны, моль/л:

[NH3] = 6,0-4·0,9 = 2,4 моль/л,

[O2] = 5,0-3·0,9 = 2,3 моль/л,

[N2] = 1,8 моль/л,

[H2O] = 6,0·0,9 = 5,4 моль/л.

=198,95.

Ответ: Kс = 198,95.

 

6. ФИЗИКО-ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА

РАСТВОРОВ

УРОВЕНЬ В

1. Определить давление насыщенного пара воды над 0,05 М раствором хлорида кальция (ρ = 1,041 г/см3) при 301К, если давление насыщенного пара над водой при этой температуре равно 3,78 кПа. Кажущаяся степень диссоциации хлорида кальция равна 0,85.

Дано: моль/л T = 301К ρ = 1,041 г/см3 α = 0,85 рo = 3,78 кПа   р - ?

РЕШЕНИЕ: Давление насыщенного пара воды над раствором электролита равно:   , (6.4)

где - количество воды, моль,

- количество CaCl2, моль

i – изотонический коэффициент.

α = , i = α (к-1) + 1 (6.5)

где α – кажущаяся степень диссоциации CaCl2

к – общее количество ионов, образующихся при полной

диссоциации одной молекулы CaCl2.

CaCl2 = Сa2+ + 2Cl-

к = 3

i = 0,85(3-1)+1 = 2,7

, моль/л, (6.6)

oткуда , г

= 111 г/моль

Для расчета берем 1л раствора

mр-ра = Vр-ра·ρ = 1000∙1,041 = 1041г.

р = 3,78∙ = 3,77 кПа.

Ответ: давление насыщенного пара над раствором равно 3,77 кПа.

1. Определить осмотическое давление 1,5% раствора карбоната натрия при 250С. Плотность раствора равна 1,015 г/см3. Кажущаяся степень диссоциации карбоната натрия равна 0,9.

Дано: = 1,5% t = 250С ρ = 1,015 г/см3 α = 0,9   π - ?

РЕШЕНИЕ: π = i∙ ∙R∙T, кПа (6.7) α = ; i = α(к-1)+1

где α - кажущаяся степень диссоциации,

к – общее количество ионов, образующихся при полной

диссоциации одной молекулы Na2CO3

Na2CO3 = 2Na+ + CO32-

к = 3, тогда i = 0,9(3-1)+1 = 2,8

- молярная концентрация Na2CO3, моль/л

= , моль/л

В 100 г 1,5%-ного раствора содержится 1,5 г Na2CO3

Vр-ра = = = 98,5см3 = 0,0985 л.

= = 0,144 моль/л

π = 2,8∙0,144∙8,314∙298 = 998,96 кПа

Ответ: осмотическое давление 1,5% раствора Na2CO3 равно 998,96 кПа.

 

3. Определить кажущуюся степень диссоциации соли, если водный раствор хлорида алюминия с массовой долей 1,5% кристаллизуется (замерзает) при температуре (-0,690С).

=1,86 кг·К/моль.

Дано: = 1,5% tзам р-ра = -0,690С =1,86кг·К/моль   α - ?

РЕШЕНИЕ: α = , где к – общее количество ионов, образующихся при полной диссоциации одной молекулы AlCl3

 

AlCl3 = Al3+ + 3Cl- к = 4

∆tзам = i∙ ∙сm(AlCl3), (6.8)

где сm(AlCl3) = , моль/кг

В 100г 1,5%-ного раствора содержится 1,5г AlCl3 и 98,5 г воды.

сm(AlCl3) = = 0,114 моль/кг,

= 133,5 г/моль

= 3,25

α = = 0,75 (75%)

Ответ: кажущаяся степень диссоциации AlCl3 равна 0,75(75%).

 

7. РАСТВОРЫ СИЛЬНЫХ И СЛАБЫХ ЭЛЕКТРОЛИТОВ.

УРОВЕНЬ В

1. Рассчитать рН раствора, полученного смешением 25 см3 0,1М раствора HCl, 20 см3 0,2М раствора NaOH и 50 см3 воды.

Дано: = 20см3 = 0,2 моль/л = 25см3 = 0,1 моль/л  
рН - ?

РЕШЕНИЕ:

 

NaOH + HCl → NaCl + H2O (7.5)

 

 

Рассчитываем химическое количество исходных веществ:

 

= · = 0,2 ·20·10-3 = 4·10-3 = 0,004 моль,

= · = 0,1·25·10-3 = 2,5·10-3 = 0,0025 моль

10-3 – коэффициент перевода мл в л.

Из уравнения реакции (7.5) следует, что число моль NaOH, вступившего в реакцию, равно числу моль HCl.

Определяем вещество, оставшееся в избытке:

0,004 моль > 0,0025 моль.

Следовательно, в избытке, который определяет рН среды остался NaOH.

Тогда количество избыточного NaOH в растворе:

= 0,004 - 0,0025 = 0,0015 моль.

Учитывая, что суммарный объем раствора складывается из объемов двух растворов и воды,

= + + = 25·10-3 + 20·10-3 + 50·10-3 = 95·10-3л,

Молярная концентрация NaOH равна:

= = 0,016 моль/л.

Так как диссоциация NaOH протекает по уравнению:

NaOH = Na+ + OH-, то

= 0,016 моль/л.

рОН = - lg = - lg 0,016 = 1,80.

рН = 14 – рОН,

рН = 14-1,80 = 12,20.

Ответ: рН = 12,20.

 

2. Определить, образуется ли осадок, если смешали 100 см 0,01М водного раствора хлорида кальция и 200 см 0,02М водного раствора карбоната натрия.

Дано: с = 0,01M с = 0,02M V = 100 cм V = 200 cм
Образуется ли осадок?

РЕШЕНИЕ:

При смешении растворов протекает следующая реакция:

СaCl2+Na2CO3= CaCO3↓+ NaCl (7.6)

Осадок CaCO образуется только в случае, если

с ·с >ПР =5·10 (табл.)

Поскольку смешали 100 cм раствора CaCl и 200 cм Na CO , то объем раствора после смешения составляет 300 cм . После смешения с учетом разбавления растворов концентрации ионов Ca2+ и CO 2- будут равны:

с = с · ·n ; с = с · ·n

CaCl и Na CO - сильные электролиты, = 1.

Процессы диссоциации CaCl и Na CO протекают по следующим уравнениям:

CaCl = Ca +2Cl

Na CO = 2Na +CO

следовательно, n = 1 и n = 1.

с = 0,01·1·1 = 3,3·10 моль/л,

с = 0,02·1·1 = 1,3·10 моль/л.

с ·с = 3,3·10 ·1,3·10 = 4,29·10

Так как 4,29·10-5 > 5·10-9 (ПР ), то осадок CaCO образуется.

Ответ: осадок CaCO образуется.

3.Вычислить рН 0,0IM водного раствора HNO2, содержащего, кроме того, 0,02 моль/л KNO2.

Дано: с = 0,01 M с = 0,02 M
рН - ?

РЕШЕНИЕ:

рН = - lg с

HNO2 <=> H+ + NO (7.7)

KNO2 = K+ + NO (7.8)

Прибавление KNO2 к раствору HNO2 смещает равновесие диссоциации HNO2 влево за счет увеличения концентрации иона NO2-. В результате, в системе устанавливается равновесие при новых концентрациях Н+ и NO , но значение константы диссоциации HNO2 при этом остается прежним.

Тогда обозначим равновесную концентрацию ионов [Н+] в новых условиях через х:

[H+] = х моль/л.

Общая равновесная концентрация иона [NO ] равна сумме концентраций иона NO , образовавшегося при диссоциации HNO2 и при диссоциации KNO2:

[NO ] = с + с .

из HNO2 из KNO2

Концентрация ионов NO , образовавшихся при диссоциации HNO2, равна х моль/л, так как при диссоциации 1 моль HNO2 образуется 1 ион Н+ и 1 ион NO (из уравнения 7.7).

Концентрация ионов NO , образовавшихся при диссоциации КNO2 равна: с = с ·α·n = 0,2·1·1 = 0,2 моль/л (из уравнения 7.8.),

КNO2 - сильный электролит, α = 1, n = 1.

тогда [NO ] = (х + 0,02) моль/л

Равновесная концентрация недиссоциированных молекул

[HNO2] = (0,01 – х) моль/л.

= 4·10-4, (табл.)

так как, х << 0,01 моль/л, то значением х, ввиду его малого значения, в выражениях (х+0,02) и (0,01- х) можно пренебречь, и данное выражение записать в виде:

; откуда х = [H+] = 2 · 10-4 моль/л

рН = -lg(2·10-4) = 3,7

Ответ: рН = 3,7

 

ГИДРОЛИЗ СОЛЕЙ

УРОВЕНЬ В

1. Составить ионно-молекулярное и молекулярное уравнения гидролиза карбоната калия (K2CO3). Вычислить константу, степень и рН гидролиза соли в 0,01М растворе.

Дано:   Kг - ? h - ? pH- ?

РЕШЕНИЕ:

 

 
 


 

K2CO3 + H2O <=> KHCO3 + KOH

KOH + H2CO3

  OH- K+
  HCO3- K+
cильн. cлаб.

СО32- + НОН <=> + , рН>7, среда

щелочная

Kг = ,

(табл.).

Kг = ,

, =0,14,

pH+ рОН=14.

Так как среда щелочная, то определяем :

pОН= -1/2∙lgKг -1/2∙lg =
= 2,84

рН = 14-рОН, рН = 14-2,84=11,16,

Ответ:

2. Рассчитать при температуре 300К константу, степень и рН гидролиза нитрат аммония (NH4NO3) в 1М растворе, используя значения термодинамических характеристик реакции гидролиза соли. Написать ионно-молекулярное и молекулярное уравнение гидролиза этой соли.

гНо(298 К) = 51,14 кДж;

гSo(298 K) = - 4,67 Дж/К.

Дано: ∆гНо(298К)=51,14 кДж ∆гSo(298K)= - 4,67Дж/К T=300K   Kг-? h-? pH-?


РЕШЕНИЕ:  

 

 

NH4NO3 + H2O <=> NH4OH + HNO3

NH4OH + HNO3

Н+ NO3-
слаб. сильн.

NH4+ + HOH <=> NH4OH + , pH<7, среда

кислая

 

(8.1)

,

=2,67·10-5

Т.к. среда кислая, то определяем рН:

,

рН = -1/2∙(-9,15)-1/2∙lg1= 4,60.

Ответ:

3. Какая из двух солей хлорид цинка (ZnCl2) или хлорид меди (СuCl2), при равных концентрациях в большей степени подвергается гидролизу? Ответ мотивировать расчетом отношения степеней гидролиза обеих солей. Составить ионно-молекулярные и молекулярные уравнения гидролиза этих солей.

Дано: РЕШЕНИЕ:  

ZnCl2 + H2O <=> ZnOHCl + HCl

Zn(OH)2 + HCl

  H+ Cl-
  ZnOH+ Cl-
слаб. сильн.

Zn2+ + HOH < = > + , рН < 7 - среда

кислая

CuCl2 + H2O < = > CuOHCl + HCl

Cu(OH)2 + HCl

CuOH+ Cl-  
H+ Cl-
лаб. сильн.

Cu2+ + HOH < = > + , рН < 7 - среда

кислая

,

(табл. ).

(табл.)

= =

= = 10,85.

Ответ: Степень гидролиза CuCl2 в 10,85 раз больше степени гидролиза ZnCl2, поэтому CuCl2 в большей степени подвергается гидролизу, чем ZnCl2.

 









Не нашли то, что искали? Воспользуйтесь поиском гугл на сайте:


©2015- 2018 zdamsam.ru Размещенные материалы защищены законодательством РФ.