Стехиометрические расчеты

211. а) FeO - возьмем 1 моль оксида, тогда его масса m(FeO) = n*M = 1*72 = 72 г. Содержание железа и кислорода в оксиде n(Fe) = n(O) = 1 моль.

m(Fe) = n*M = 1*56 = 56 г. w%(Fe) = m(Fe)*100%/m(FeO) = 56*100%/72 = 77.78 %

m(O) = n*M = 1*16 = 16 г. w%(O) = m(O)*100%/m(FeO) = 16*100%/72 = 22.22 %

б) Fe₂O₃- возьмем 1 моль оксида, тогда его масса m(Fe₂O₃) = n*M = 1*160 = 160 г. Содержание железа и кислорода в оксиде n(Fe) = 2 моль, n(O) = 3 моль.

m(Fe) = n*M = 2*56 = 112 г. w%(Fe) = m(Fe)*100%/m(Fe₂O₃) = 112*100%/160 = 70%

m(O) = n*M = 3*16 = 48 г. w%(O) = m(O)*100%/m(Fe₂O₃) = 48*100%/160 = 30%

212. KMnO₄ - возьмем 1 моль соли, тогда её масса m(KMnO₄) = n*M = 1*158 = 158 г. Содержание калия, марганца и кислорода: n(K) = 1 моль, n(Mn) = 1 моль, n(O) = 4 моль.

m(K) = n*M = 1*39=39 г. w%(K) = m(K)*100%/m(KMnO₄) = 39*100%/158 = 24.7%

m(Mn) = n*M = 1*55 = 55 г. w%(Mn) = m(Mn)*100%/m(KMnO₄) = 55*100%/158 = 34.8%

m(O) = n*M = 4*16 = 64 г. w%(O) = m(O)*100%/m(KMnO₄) = 64*100%/158 = 40.5%

213. а) NH₃ - возьмем 1 моль аммиака, тогда его масса m(NH₃)=n*M=1*17=17 г. Содержание азота и водорода: n(N)=1 моль, n(H)=3 моль.

m(N)=n*M=1*14=14 г. w%(N)=m(N)*100%/m(NH₃) =14*100%/17=82.4%

m(H)=n*M=3*1=3 г. w%(H)=m(H)*100%/m(NH₃) =3*100%/17=17.6%

а) N₂H₄ - возьмем 1 моль гидразина, тогда его масса m(N₂H₄)=n*M=1*30=30 г. Содержание азота и водорода: n(N)=2 моль, n(H)=4 моль.

m(N)=n*M=1*14=14 г. w%(N)=m(N)*100%/m(NH₃) =14*100%/17=82.4%

m(H)=n*M=3*1=3 г. w%(H)=m(H)*100%/m(NH₃) =3*100%/17=17.6%

214. Сульфат натрия Na₂SO₄. Возьмем один моль соли. В одном моль соли содержится 2 моль натрия, один моль серы и 4 моль кислорода.

m(Na₂SO₄)=n*M=1*142=142 г.

m(Na)=n*M=2*23=46 г. w%(Na) = m(Na)*100%/m(Na₂SO₄) = 46*100/142 = 32.4 %

m(S)=n*M=1*32=32 г. w%(S) = m(S)*100%/m(Na₂SO₄) = 32*100/142 = 22.5 %

m(O)=n*M=4*16=64 г. w%(O) = m(O)*100%/m(Na₂SO₄) = 64*100/142 = 45.1 %

215. Обезвоженные хромокалиевые квасцы: KCr(SO₄)₂ Возьмем один моль соли. В одном моль соли содержится 1 моль калия, 1 хрома, 2 моль серы и 8 моль кислорода.

m(KCr(SO₄)₂)=n*M=1*283=283 г.

m(K)=n*M=1*39=39 г. w%(K) = m(K)*100%/m(KCr(SO₄)) = 39*100/283 = 13.8 %

m(Cr)=n*M=1*52=52 г. w%(Cr) = m(Cr)*100%/m(KCr(SO₄)) = 52*100/283 = 18.4 %

m(S)=n*M=2*32=64 г. w%(S) = m(S)*100%/m(KCr(SO₄)) = 64*100/283 = 22.6 %

m(O)=n*M=8*16=128 г. w%(O) = m(O)*100%/m(KCr(SO₄)) = 128*100/283 = 45.2 %

216. w%(H) = 5.882 %, w%(O) = 100-5.882 = 94.118 %. D_{воздуху} = 1.1724. Молярная масса вещества равна: M(H_xO_y) = D_{воздуху}*M(воздуха) = 1.1724*29 = 34 г/моль. Возьмем один моль вещества: его масса равна 34 грамма, следовательно -

m(H) = 34*5.882%/100% = 2 г. n(H) = m/M = 2/1 = 2 моль.

m(О) = 34*94.118%/100% = 32 г. n(О) = m/M = 32/16 = 2 моль. Следовательно, это Н₂О₂.

217. w%(As) = 75.76 %, w%(O) = 100-75.76 = 24.24 %. D_{воздуху} = 13.65. Молярная масса вещества равна: M(As_xO_y) = D_{воздуху}*M(воздуха) = 13.65*29 = 395.85 г/моль. Возьмем один моль вещества: его масса равна 395.85 грамма, следовательно -

m(As) = 395.85*75.76%/100% = 300 г. n(As) = m/M = 300/75 = 4 моль.

m(О) = 395.85*24.24%/100% = 96 г. n(О) = m/M = 96/16 = 6 моль.

Следовательно, это As₄О₆.

218. w%(B) = 78.2 %, w%(H) = 100-78.2 = 21.8 %. Так как масса одного литра этого газа равна массе одного литра азота, то молекулярные массы этих газов также равны: M(B_xH_y) = M(N₂) = 28 г/моль. Возьмем один моль B_xH_y: его масса равна 28 г., следовательно -

m(B) = 28*78.2%/100% = 22 г. n(B) = m/M = 22/11 = 2 моль.

m(H) = 28*21.8%/100% = 6 г. n(H) = m/M = 6/1 = 6 моль.

Следовательно, это B₂H₆.

219. w%(C) = 80 %, w%(H) = 20 %. D_H = 15. Молярная масса вещества равна: M(C_xH_y) = D_H*M(H₂) = 15*2 = 30 г/моль. Возьмем один моль вещества: его масса равна 30 грамм, следовательно -

m(C) = 30*80%/100% = 24 г. n(C) = m/M = 24/12 = 2 моль.

m(H) = 30*20%/100% = 6 г. n(H) = m/M = 6/1 = 6 моль.

Следовательно, это C₂H₆.

220. w%(C) = 92.3 %, w%(H) = 7.7 %.

V = 1л, m = 1.17г, M(C_xH_y) = m/n = m*V_м/V = 1.17*22.4/1 = 26 г/моль.

Возьмем один моль вещества: его масса равна 26 грамм, следовательно -

m(C) = 26*92.3%/100% = 24 г. n(C) = m/M = 24/12 = 2 моль.

m(H) = 26*7.7%/100% = 2 г. n(H) = m/M = 2/1 = 2 моль.

Следовательно, это C₂H₂.

б) V = 1л, m = 3.51г, M(C_xH_y) = m/n = m*V_м/V = 3.51*22.4/1 = 78 г/моль.

Возьмем один моль вещества: его масса равна 26 грамм, следовательно -

m(C) = 78*92.3%/100% = 72 г. n(C) = m/M = 72/12 = 6 моль.

m(H) = 78*7.7%/100% = 6 г. n(H) = m/M = 6/1 = 6 моль.

Следовательно, это C₆H₆.

221. CaCO₃ = CaO + CO₂. m(CaO) = 280 кг. n(CaO) = m/M = 280000/56 = 5000 моль. Согласно уравнению реакции, n(CaCO₃) = n(CaO) = 5000 моль. m(CaCO₃) = n*M=5000*100= 500кг.

222. CaCO₃^.MgCO₃ = CaO + MgO + 2CO₂. m(доломита) = 920г. n(доломита) = m/M = 920/184 = 5 моль. Согласно уравнению реакции, n(CO₂) = 2n(доломита) = 2*5 = 10 моль. V(CO₂) = V_м(CO₂)*n(CO₂) = 22.4*10 = 224 литра.

223. FeS + 2HCl = FeCl₂ + H₂S; 2H₂S + 3O₂ = 2SO₂ + 2H₂O

V(O₂) = 306л., n(O₂) = V/V_м = 306/22.4 = 13.66моль. n(H₂S) = 2/3n(O₂) = 9.11моль. n(FeS) = n(H₂S). m(FeS) = n*M = 9.11*88 = 801г.

224. Zn + 2HCl = ZnCl₂ + H₂ V(H₂) = 280мл. n(H₂) = V/V_м = 0.28/22.4 = 0.0125моль. Согласно уравнению реакции, n(Zn) = n(ZnCl₂) = n(H₂). Масса израсходованного цинка - m(Zn) = n*M = 0.0125*65.4 = 0.8175г. Масса образовавшегося хлорида цинка - m(ZnCl₂) = n*M = 0.0125*136 = 1.7г.

225. BaCl₂ + 2AgNO₃ = Ba(NO₃)₂ + 2AgCl. m(AgCl) = 287г. n(AgCl) = m/M = 287/143.5 = 2моль. Согласно уравнению реакции, n(AgNO₃) = n(AgCl), следовательно, m(AgNO₃) = n*M = 2*170 = 340г.

226. KOH + HNO₃ = KNO₃ + H₂O. m(KOH) = 10г. - n(KOH) = m/M = 10/56 = 0.18моль, m(HNO₃) = 10г. - n(HNO₃) = m/M = 10/63 = 0.16моль. В избытке находится гидроксид калия, n_изб(KOH) = 0.18 - 0.16 = 0.02моль. m_изб(KOH) = n_изб*M = 0.02*56 = 1.12г.

227. 2NaOH + H₂SO₄ = Na₂SO₄ + 2H₂O. m(NaOH) = 9г. n(NaOH) = m/M = 9/40 = 0.225моль. m(H₂SO₄) = 10г. n(H₂SO₄)= m/M = 10/98 = 0.102моль. На реакцию с 0.102 моль серной кислоты, согласно уравнению реакции, требуется 2*0.102 = 0.204 моль NaOH. Следовательно в избытке находится щелочь, и среда раствора будет щелочной.

228. HCl + NH₃ = NH₄Cl. m(HCl) = 7.3; n(HCl) = m/M = 7.3/36.5 = 0.2моль. m(NH₃) = 4.0г. n(NH₃) = m/M = 4/17 = 0.24г. Согласно уравнению реакции, вещества реагируют в равных количествах, следовательно, в избытке находится аммиак. n(HCl) = n(NH₄Cl). m(NH₄Cl) = n*M = 0.2*53.5 = 10.7г.

Не прореагировало 0.24-0.2 = 0.04 моль аммиака - m(NH₃) = n*M = 0.04*17 = 0.68г.

229. FeCl₃ + 3NaOH = Fe(OH)₃ + 3NaCl. Согласно уравнению реакции, вещества реагируют в соотношении 1 к 3, следовательно, с 0.20 моль хлорида железа будет взаимодействовать 3*0.2 = 0.6 моль щелочи. Щелочь находится в недостатке. Израсходуется 0.24/3 = 0.08 моль FeCl₃ и образуется такое же количество Fe(OH)₃. Останется 0.2 - 0.08 = 0.12 моль FeCl₃.

230. S + O₂ = SO₂. m(S) = 8 г. n(S) = m/M = 8/32 = 0.25 моль. V(O₂) = 30 литров. n(O₂) = V/V_м = 30/22.4 = 1.14 моль. Из уравнения реакции видно, что сера находится в недостатке. После реакции останется кислород в количестве 1.14 - 0.25 = 0.89 моль. V(O₂) = n*V_м = 0.89*22.4 = 20 литров.

231. CaCO₃ + 2HCl = CaCl₂ + CO₂ + H₂O. V(CO₂) = 571.2л. n(CO₂) = V/V_м = 571.2/22.4 = 25.5 моль. Согласно уравнению реакции, n(CaCO₃) = n(CO₂). m(CaCO₃) = n*M = 25.5*100 = 2550 г. С учетом примесей масса известняка будет равна 2550*100%/85% = 3000 г.

232. m(Fe₂O₃) = 2т. Масса чистого оксида составляет m = 2000000*94%/100% = 1880000 г. n(Fe₂O₃) = m/M = 1880000/160 = 11750 моль. Из одного моль оксида можно получить два моль железа. m(Fe) = 2*n(Fe₂O₃)*M(Fe) = 2*11750*56 = 1316000 = 1,32 тонны.

233. Объем смеси 1 м³.

V(H₂) = 1*50%/100% = 0.5 м³, n(H₂) = V/V_м = 0.5*10³/22.4 = 22.3 моль.

V(СH₄) = 1*35%/100% = 0.35 м³, n(СH₄) = V/V_м = 0.35*10³/22.4 = 15.6 моль.

V(СО) = 1*8%/100% = 0.08 м³, n(СО) = V/V_м = 0.08*10³/22.4 = 3.6 моль.

V(С₂H₄) = 1*2%/100% = 0.02 м³, n(С₂H₄) = V/V_м = 0.02*10³/22.4 = 0.9 моль.

H₂ + O₂ = 2H₂O На сжигание водорода потребуется n(O₂)= 1/2n(H₂) = 22.3/2 = 11.15 моль

СH₄ + 2O₂ = 2H₂O+ СO₂ На сжигание метана потребуется n(O₂)= 2n(СH₄) = 15.6*2 = 31.2 моль

2СО + O₂ = 2СО₂ На сжигание СО потребуется n(O₂)= 1/2n(СО) = 3.6/2 = 1.8 моль

С₂H₄ + 3O₂ = 2H₂O + 2СО₂ На сжигание С₂Н₄ потребуется n(O₂)= 3n(С₂H₄) = 0.9*3 = 2.7 моль

Всего будет затрачено 11.15 + 31.2 + 1.8 + 2.7 = 46.85 моль кислорода. V(O₂) = n*V_м = 46.85*22.4 = 1049.44 литров. V(воздуха) = V(O₂)*100%/21% = 4997.3 литров = 5м³.

234. FeS + 2HCl = FeCl₂ + H₂S. m(FeS) = 500г. n(FeS) = m/M = 500/88 = 5.7 моль. Согласно уравнению реакции из 5.7 моль сульфида железа можно получить 5.7 моль сероводорода. Однако, образовалось n(H₂S) = V/V_м = 112/22.4 = 5 моль. Выход реакции В = 5*100%/5.7 = 87.7%.

235. 3О₂ = 2О₃. В 100 литрах воздуха содержится V(O₂) = 100*21%/100% = 21 литр. n(O₂) = V/V_и = 21/22.4 = 0.9375 моль. Согласно уравнению реакции, n(O₃) = 2/3n(O₂) = 2*0.9735/3 = 0.625 моль. V(O₃) = 0.625*22.4 = 14 литров. Выход реакции равен В = 1.4*100%/14 = 10%.

236. Zn + 2H⁺ = Zn²⁺ + H₂. n(H₂) = 6.272/22.4 = 0.28 моль. Согласно уравнению реакции, n(Zn) = n(H₂). Масса чистого цинка равна m(Zn) = n*M = 0.28 * 65.4 = 18.3 г. Масса примесей в цинке m = 20.4 - 18.3 = 2.1. Следовательно, содержание примесей w%(примесей) = 2.1*100%/20.4 = 10.3%.

237. С + О₂ = СО₂. n(CO₂) = V/V_м = 5.3*10³/22.4 = 236.6 моль. Согласно уравнению реакции, n(С) = n(СО₂). Масса чистого углерода m(С) = n*M = 236.6*12 = 2,84 кг. Содержание углерода в угле w%(C) = 2.84*100%/3 = 95%.

238. CaCO₃^*MgCO₃ = CaO + MgO + 2CO₂. n(СО₂) = V/V_м = 21/22.4 = 0.9375 моль. Согласно уравнению реакции, n(доломита) = 1/2n(CO)₂ = 0.9375/2 = 0.469 моль. m(доломита) = n*M = 0.469*184 = 86.25 г. Масса примесей в доломите составляет m = 100 - 86.25 = 13.75 г. w%(примесей) = 13.75*100%/100 = 13.75%.

239. 4FeS₂ + 11O₂ = 2Fe₂O₃ + 8SO₂. Найдем количество образовавшегося сернистого газа: n(SO₂) = V/V_м = 3500*10³/22.4 = 156250 моль. Согласно уравнению реакции, n(FeS₂) = 1/2n(SO₂) = 156250/2 = 78125 моль. m(FeS₂) = n*M = 78125*120 = 9375 кг = 9.4 тонн. Содержание пирита в руде - w%(FeS₂) = 9.4*100%/100 = 9.4%.

240. Обозначим массу алюминия - х, массу магния - у. х + у =12 г. Уравнение Менделеева-Клайперона: . Количество выделившегося водорода равно: n(H₂) = PV/RT = 100.7*14.4/(8.31*(23+273)) = 0.6 моль.

Mg + 2HCl = MgCl₂ + H₂. n₁(H₂) = n(Mg) m/M = y/24

2Al + 6HCl = 2AlCl₃ + 3H₂. n₂(H₂) = 3/2n(Al) = m/M = x/27

y/24 + x/27 = 0.6 (y = 12 - x), следовательно, (12 - х)/24 + х/27 = 0.6, откуда х=5.9. m(Mg) = 5.9 г. m(Al) = 12 - 5.9 = 6.1 г. Содержание металлов в сплаве равно: w%(Mg) = 5.9*100%/12 = 49.1%, w%(Al) = 100% - 49.2% = 50.2%.

241. Стандартной энтальпией образования (∆H^o_f) называют тепловой реакции образования одного моля химического соединения из простых веществ, устойчивых при данных условиях. S + O₂ = SO₂. n(S) = m/M = 10/32 = 0.3125 моль.

∆H^o_f(SO₂) = -Q/n = 92.8/0.3125 = -296.96 кДж/моль. Справочное значение -296.9 кДж/моль

242. Н₂ + 1/2О₂ = Н₂О. n(Н₂) = V/V_м = 2.24/22.4 = 0.1 моль. ∆H^o_f(Н₂О) = -Q/n = 28.6/0.1 = -286 кДж/моль. Образовалась вода в жидком состоянии.

243. Ca + F₂ = CaF₂. n(Са) = m/M = 2/40 = 0.05 моль.

∆H^o_f(CaF₂) = -Q/n = 61/0.05 = 1220 кДж/моль. Ошибка опыта равна (1220-1214.6)/1214.6 = 0.0044 = 0.44%

244. 2Al + 3/2O₂ = Al₂O₃. ∆H^o_f(Al₂О₃) = -Q/n, следовательно, n(Al₂O₃) = 1676/838 = 2 моль. Согласно уравнению реакции, n(Al) = 2n(Al₂O₃) = 4 моль, n(O₂) = 3/2n(Al₂O₃) = 3 моль. m(Al) = n*M = 4*27 = 108 г. V(O₂) = 3*22.4 = 67.2 л.

245. Ca + 1/2O₂ = CaO + Q. Q = - ∆H^o_f * n. ∆H^o_f(CaO) = -635.5 кДж/моль. n(Ca) = m/M = 200/40 = 5 моль. Q = 635.5*5 = 3177.5 кДж.

246. H₂ + Br₂ = 2HBr + Q. Q = - ∆H^o_f * n. ∆H^o_f(HBr) = -36.3 кДж/моль. n(H₂) = V/V_м = 560/22.4 = 25 моль. n(Br₂) = m/M = 500/80 = 6.25 моль. Бром находится в недостатке, поэтому расчет ведем по брому: Q = 36.3*6.25 = 227 кДж.

247. Закон Лавуазье-Лапласа: тепловой эффект реакции равен сумме энтальпий образования продуктов реакции за вычетом суммы энтальпий образования исходных веществ. Например: Тепловой эффект реакции CaCO₃ = CaO + CO₂ запишется как ∆H^o_Р = ∆H^o(CaO) + ∆H^o(CO₂) - ∆H^o(CaCO₃) = -635.5 - 393.5 + 1206.9 = 177.9 кДж/моль. Закон Лавуазье-Лапласа следует из закона Гесса (тепловой эффект реакции зависит только от вида и состояния исходных веществ и конечных продуктов, но не зависит от пути процесса, т.е. от числа и характера промежуточных стадий), поэтому его называют следствием закона Гесса.

248. CuO = Cu + 1/2O₂ - Q. ∆H^o_f = -Q/n. Q = 12.8 кДж. n(Cu) = m/M =5/64 = 0.078 моль. ∆H^o_f(CuO) = -12.8/0.078 = -163.8 кДж/моль. Справочное значение: -162 кДж/моль.

249. Cu₂O = 2Cu + 1/2O₂ - Q. ∆H^o_f = - Q / n. Q = 17 кДж. n(Cu) = m/M =12.7/64 = 0.2 моль. ∆H^o_f(Cu₂O) = - 2*17 / 0.2 = -171.3 кДж/моль. Справочное значение: -173.2 кДж/моль.

250. CaH₂ = Ca + H₂ - Q. ∆H^o_f = - Q / n. Q = 23.6 кДж. V(H₂) = V/V_м =2.8/22.4 = 0.125 моль. ∆H^o_f(CaH₂) = - 23.6 / 0.125 = -188.8 кДж/моль. Справочное значение: -188.7 кДж/моль.

251. 1. Са(ОН)₂ = СаО + Н₂О ∆H⁰₁ = 65.3 кДж/моль

2. Ca(OH)₂ + SiO₂ = CaSiO₃ + H₂O ∆H⁰₂ = -23.3 кДж

3. CaO + SiO₂ ∆H⁰₃ =?

∆H⁰₃ = ∆H⁰₂ - ∆H⁰₁ = -23.3 – 65.3 = -233.6 кДж.

Закон Гесса: сумма энтальпий двух или более промежуточных реакций при переходе из исходного к конечному состоянию равна энтальпии реакции, которая ведет от исходного к конечному состоянию непосредственно.

1 следствие: теплота образования реакции равна разности между суммой теплот образования продуктов и суммой теплот образования исходных веществ.

2 следствие: теплота сгорания – тепловой эффект реакции сгорания одного моль вещества.

3 следствие: если совершается 2 реакции, приводящие из разных начальных состояний к равным конечным, то разница между их тепловыми эффектами есть тепловой эффект перехода из одного состояния в другое

252. Термохимические уравнения - уравнения, в которых приведены значения энтальпий данной реакции и указаны абсолютные состояния реагентов и продуктов. На основании закона Гесса с термохимическими уравнениями можно оперировать, как и с алгебраическими.

1. H₂S + 3/2O₂ = H₂O + SO­₂ ∆H⁰₁ = -561.1 кДж

2. S + O₂ = SO₂ ∆H⁰₂ = -296.2 кДж

3. 2H₂S + SO₂ = 3S + 2H₂O ∆H⁰₃ =?

∆H⁰₃ = 2∆H⁰₁ - 3∆H⁰₂ = 2*(-561.1) - 3(-296.2) = -233.6 кДж.

253. а) 2As(к) + 3F₂(г) = 2AsF₃(г), ∆H⁰₁ = -1842 кДж

б) AsF₅(г) = AsF₃(г) + F₂(г), ∆H⁰₂ = 317 кДж

в) 2As(к) + 5F₂(г) = 2AsF₅(г), ∆H⁰₃ =?

∆H⁰₃ = ∆H⁰₁ - 2∆H⁰₂ = -1842 - 2*317 = -2476 кДж.

254.

255. а) CH₄ + 2O₂ = CO₂ + 2H₂O, ∆H⁰₁ = -892 кДж

б) 2CH₃Cl + 3O₂ = 2CO₂ + 2H₂O() + 2HCl(), ∆H⁰₂ = -1374 кДж

в) 2H₂ + O₂ = 2H₂O, ∆H⁰₃ = -571,7 кДж

г) H₂+ Cl₂ = 2HCl, ∆H⁰₄ = -185 кДж

д) CH₄ + Cl₂ = CH₃Cl + HCl, ∆H⁰₅ =?

∆H⁰₅ = (2∆H⁰₁ - ∆H⁰₂ - ∆H⁰₃ +2∆H⁰₄) / 2 = [2*(- 892) – (-1374) – (-571.7) + 2*(-185)] / 2 = -104.15 кДж

256. а) Na₂CO₃ + SiO₂ = Na₂SiO₃ + CO₂, ∆H⁰₁ = 819.3 кДж

б) Na₂O + SiO₂ = Na₂SiO₃, ∆H⁰₂ = -243.5 кДж

в) Na₂SiO₃ = Na₂O + CO₂, ∆H⁰₃ =?

Q = - n*∆H⁰₃, ∆H⁰₃ = ∆H⁰₁ - ∆H⁰₂ = 819.3 – (-243.5) = 1062.8 кДж. n(Na₂CO₃) = m / M = 200/106 = 1/89 моль. Q = - 1.89 * 1062.8 = - 2008.7 кДж.

257. Основной закон термохимии - закон Гесса: тепловой эффект реакции зависит только от вида и состояния исходных веществ и конечных продуктов, но не зависит от пути процесса, т.е. от числа и характера промежуточных стадий. Следствие: тепловой эффект реакции равен сумме энтальпий образования продуктов реакции за вычетом суммы энтальпий образования исходных веществ. В математическом виде: ∆H^o_{реакции} = ∑ ∆H^o(продуктов)- ∑ ∆H^o (исходных веществ). CH₄+2O₂ = CO₂+2H₂O. ∆H^o_{реакции} = ∆H^o(СО₂) + 2∆H^o(Н₂О) - ∆H^o(СН₄) - 2∆H^o(О₂) = -393.5-2*241.8+74.8 = -802.3 кДж/моль. n(CH₄) =V/V_м = 1000/22.4 = 44.64 моль. Выделится тепла: Q = - ∆H^o*n = 802.3*44.64 = 35817 кДж.

258. ∆H^o_{реакции} = 2∆H^o(MgО) + ∆H^o(C) - 2∆H^o(Mg) - ∆H^o(CО₂) = -2*601.8 + 393.5 = -810.1 кДж/моль. n(Mg) = m/M = 1000/24 = 41.67 моль. Выделится тепла: Q = - ∆H^o*n = 810.1*41.67 = 33754.2 кДж.

259. ∆H^o_{реакции} = ∆H^o(KCl) + ∆H^o(O₂) - ∆H^o(KClO₃) = -435.9 + 391.2 = -44.7 кДж/моль. n(KClO₃) = m/M = 1000/122.5 = 8.2 моль. Выделится: Q = - ∆H^o*n = 44.7*8.2 = 365 кДж.

260. ∆H^o_{реакции} = ∆H^o(N₂O₅) - ∆H^o(O₂) – 2∆H^o(NO) = (-42.7) –2*90.2 = -223.1кДж/моль. n(N₂O₅) = m/M = 1000/108 = 9.3 моль. Выделится: Q = - ∆H^o*n = 223.1*9.3 = 2074.8 кДж.

261. Ca + 2H₂O = Ca(OH)₂ + H₂, ∆H^o_{реакции} = ∆H^o(Ca(OH)₂) - 2∆H^o(H₂O) = -986.6 + 2*285.3 = - 416 кДж/моль. n(H₂) = V/V_м = 1000/22,4 = 44,64моль. Q = - ∆H^o*n(H₂) = - 416 * 44,64 = 18570 кДж.

262. ∆H^o_{реакции} = ∆H^o(SO₂) + ∆H^o(H₂O) - ∆H^o(H₂S) = -296,9 - 241,8 + 21 = -517,7 кДж/моль. n(H₂S) = V/V_м = 1000/22,4 = 44,64моль. Выделится: Q = - ∆H^o*n = 44.64*-517,7 = -23110,13кДж.

263. C₂H₄ + 3O₂ = 2CO₂ + 2H₂O, ∆H^o_{реакции} = 2∆H^o(СО₂) + 2∆H^o(Н₂О) - ∆H^o(С₂Н₄) = -393.5*2-2*241.8 - 52,3 = -1322,9кДж/моль. n(C₂H₄) =V/V_м = 1000/22.4 = 44.64 моль. Выделится тепла: Q = - ∆H^o*n = 1322,9*44.64 = 59054,3 кДж.

264. C₂H₅OH + 3O₂ = 2CO₂ + 3H₂O, ∆H^o_{реакции} = 2∆H^o(СО₂) + 3∆H^o(Н₂О) - ∆H^o(C₂H₅OH) = -393.5*2-3*241.8+227,6= -1288,4 кДж/моль. n(C₂H₄) =V/V_м = 1000/22.4 = 44.64 моль. Выделится тепла: Q = - ∆H^o*n = 1288,4*44.64 = 57514,2 кДж.

265. Ca(OH)₂ = H₂O + CaO, H^o_{реакции} = ∆H^o(H₂O) + ∆H^o (CaO) - ∆H^o(Ca(OH)₂) = -285,3-635,5 + 986,6 = 65,6 кДж/моль. n(H₂O) = m/M = 1000/18 = 55,56 моль. Теплоты поглотилось: Q = - ∆H^o*n(H₂) = - 65,6*55,56 = -3086,6 кДж.

266. CaCO₃ = CaO + CO₂, H^o_{реакции} = ∆H^o(CO₂) + ∆H^o (CaO) - ∆H^o(CaCO₃) = -393,5 - 635,5 + 1206,9 = 177,9 кДж/моль. n(CO₂) = V/V_м = 100000/22.4 = 4464,28 моль. Теплоты поглотилось: Q = - ∆H^o*n(CO₂) = - 177,9*4464,28 = - 794196 кДж.

267. Стандартная энтальпия сгорания характеризует изменение энтальпии, происходящее при сгорании 1 моль вещества. C₂H₆ + H₂ = 2C₂H₄. ∆H_{реакции} = 2∆H_{сгорания} (С₂Н₄) - (∆H_{сгорания}(H₂) + ∆H_{сгорания}(С₂H₆)) = 2*1411,0 - 241,8 - 1599,9 = 980,3 кДж/моль.

268. ∆H^o_{реакции} = ∆H_{сгорания}(С₂Н₆) - ∆H_{сгорания}(С₂H₄) - ∆H_{сгорания}(H₂) = 1599.9 - 1411.0 - 241,8 = -52.9 кДж/моль.

269. ∆H^o_{реакции} = ∆H_{сгорания}(С₆Н₆) - 3 ∆H_{сгорания}(С₂H₂) = -3268 + 3*1301 = 635 кДж/моль.

270. Теплотворная способность топлива - это количество теплоты, выделяемое при сгорании определенного количества топлива, например, одного кг или литра. 60% Н₂ и 40% СН₄. В одном литре содержится 0.6 л. водорода и 0.4 литра метана. n(H₂) = V/V_м = 0.6/22.4 = 0.027 моль. n(CH₄) = 0.4/22.4 = 0.018 моль. При сгорании одного литра данной смеси выделится теплоты: Q = -n(H₂)*∆H^o(H₂) - n(CH₄)*∆H^o(CH₄) = 0.027*241.8 + 0.018*890.3 = 22.5 кДж.

271. Наука, изучающая возможность и направление самопроизвольного протекания химических реакций, называется химической термодинамикой. Химическая термодинамика позволяет вычислять количество энергии, необходимой для проведения реакции, может оценить глубину протекания процесса до достижения системой равновесного состояния, она исследует превращение энергии при химических реакциях и способность химических систем выполнять полезную работу.

272. В настоящее время в качестве критерия самопроизвольного протекания реакции используется энергия Гиббса. Она определяется по уравнению: ΔG = ΔH - T*ΔS. В прошлом столетии считалось, что реакция протекает самопроизвольно, если она экзотермическая, т.е. протекает с выделением тепла.

273. На опыте было установлено, что в химических процессах имеют место две тенденции: стремление частиц объединиться за счет более прочных связей (уменьшение энтальпии) и стремление частиц перейти в состояние большей разупорядоченности (увеличение энтропии). Суммарный эффект этих двух противоположных тенденций отражает изменение энергии Гиббса: ΔG = ΔH - T*ΔS. Энергия Гиббса является критерием самопроизвольного протекания реакций, поскольку ее уменьшение является движущей силой химического процесса: ΔG ≤ 0.

Изменение энтальпии или энтропии не может являться критерием протекания реакции, т.к. часто самопроизвольно протекают реакции, идущие с увеличением энтальпии или уменьшением энтропии.

274. Под энтальпийным фактором процесса понимается его тепловой эффект, т.е. поглощение или выделение тепла при протекании процесса. Энтропийный фактор характеризует стремление системы к разупорядочиванию. В целом самопроизвольное протекание процесса означает увеличение энтропии и/или уменьшение энтальпии. Оба фактора учитывает т.н. энергия Гиббса: ΔG = ΔH - T*ΔS.

275. Энергия Гиббса: ΔG = ΔH - T*ΔS. Несмотря на то, что в данное уравнение давление и концентрация реагирующих веществ не входят,эти характеристики определяют значения энтальпийного: ΔH вклада и энтропийного вклада T*ΔS, т.е. косвенно влияют на энергию Гиббса.

276. Энергия Гиббса: ΔG = ΔH - T*ΔS. Энергия Гиббса может дать только приближенный ответ о возможности протекания процесса по нескольким причинам: во-первых, энтропия и энтальпия не постоянны во всем температурном интервале и во-вторых для протекания процесса кроме термодинамической возможности должна выполняться и кинетическая возможность. Кинетические параметры процесса уравнение Гиббса не учитывает, поэтому и дает приближенный ответ.

277. Энергия Гиббса: ΔG =R*T*lnK_p. Из уравнения Менделеева-Клайперона ( ) можно выразить произведение R*T как функцию давления: ΔG =P*V*n*lnK_p - при изменении давления газов и концентрации веществ.

278.

Т = 298 К.

279. Энергия Гиббса: ΔG = ΔH - T*ΔS. Энергия Гиббса является критерием самопроизвольного протекания реакции. Если ее изменение отрицательно (ΔG<0), процесс протекает самопроизвольно, если ΔG>0, то процесс термодинамически невозможен. Анализ уравнения показывает, что при низких температурах на знак ΔG в большей степени влияет ΔН, а при высоких температурах - ΔS. Например: 3H₂(г)+N₂(г) = 2NH₃(г), при Т=298 К ΔН<0, ΔS<0, T*ΔS<0 и ΔG<0. При Т=498 К энтропийный фактор (T*ΔS) возрастает и ΔG>0.

280. а) CaCO₃(к) = CaO(к) + CO₂(г), энтропия возрастает, т.к. в процессе реакции возрастает количество газообразных веществ. ΔS^о = ΔS^о(СO₂) + ΔS^о(CaO) - ΔS^о(CaCO₃) = 213.7 + 39.7 – 92/9 = 160.5 Дж/(K*моль)

б) NH₃(г) + HCl(г) = NH₄Cl(г), энтропия уменьшается, т.к. в процессе реакции уменьшается количество газообразных веществ. ΔS^о = ΔS^о(NH₄Cl) – [ΔS^о(HCl) + ΔS^о(NH₃)] = 95.8 – 186.8 – 192.6 = -283.6 Дж/(K*моль)

281. 2SO₂(г) + O₂(г) = 2SO₃(г). В неизолированной системе: ΔG < 0. ΔG = 2ΔG^о(SO₃) - 2ΔG^о(SO₂) = 2* (-370) – 2*(-300.2) = -139.6 кДж/моль. В изолированной системе: ΔS^о > 0. ΔS^о = 2ΔS^о(SO₃) – [2ΔS^о(SO₂) - ΔS^о(О₂)] = 2*256.4 – 205 – 2*248.1 = -188.4 Дж/(K*моль). Реакция в прямом направлении самопроизвольно протекает в неизолированной системе.

282. Самопроизвольное протекание реакции определяется в неизолированной системе знаком ΔG, а в изолированной системе знаком ΔS.

283. Самопроизвольное протекание реакции определяется в неизолированной системе знаком ΔG, а в изолированной системе знаком ΔS.

284. NiO(к) + Pb(к) = Ni(к) + PbO(к), T=800 K, ΔG = ΔH - T*ΔS.

ΔH^о = ΔH^о(PbO) - ΔH^о(NiO) = -219.3 –(-239.7) = 20.4 кДж/моль.

ΔS^о = ΔS^о(PbO)+ΔS^о(Ni)-ΔS^о(NiO)-ΔS^о (Pb) = 66.2 + 29.9 – 38 – 64.8 = -6.7 Дж/(K*моль)

ΔG = 20400 – 800*(-6.7)= 25.76 кДж/моль. ΔG>0, поэтому реакция идет самопроизвольно в обратном направлении.

285. Cu(к) + ZnO(к) = Zn(к) + CuO(к), T=400 K, ΔG = ΔH - T*ΔS.

ΔH^о = ΔH^о(CuO) - ΔH^о(ZnO) = -162 –(-350.3) = 188.6 кДж/моль.

ΔS^о = ΔS^о(CuO)+ΔS^о(Zn)-ΔS^о(ZnO)-ΔS^о (Cu) = 42.6 + 41.6 – 43.6 – 33.2 = 7.4 Дж/(K*моль)

ΔG = 188600 – 400*7.4= 185.64 кДж/моль. ΔG>0, поэтому реакция в прямом направлении не протекает.

286. KOH + Na = NaOH + K, T=723 K, ΔG = ΔH - T*ΔS.

ΔH^о = ΔH^о(NaOH) - ΔH^о(KOH) = -426 + 425.8 = -0.2 кДж/моль.

ΔS^о = ΔS^о(NaOH)+ΔS^о(K)-ΔS^о(KOH)-ΔS^о (Na) = 64.4 + 71.5 – 51.2 – 79.3 = 5 Дж/(K*моль)

ΔG = -200 – 723*5= -3.82 кДж/моль. ΔG<0, поэтому реакция возможна при данных условиях.

287. KCl + Na = NaCl + K, T=1073 K, ΔG = ΔH - T*ΔS.

ΔH^о = ΔH^о(NaCl) - ΔH^о(KCl) = -411.1 - (-435.9) = 24.8 кДж/моль.

ΔS^о = ΔS^о(NaCl)+ΔS^о(K)-ΔS^о(KCl) - ΔS^о (Na) = 72.1 + 71.5 – 51.2 – 82.6 = 9.8 Дж/(K*моль)

ΔG = 24800 – 723*9.8= 14.28 кДж/моль. ΔG<0, поэтому реакция не возможна при данных условиях. Реакция возможна при Т= 2530 К, чот подтверждается рассчетом: ΔG = 0, Т = ΔH / ΔS. Т = 24800 / 9.8 = 2530 К = 2257 ⁰С.

288. N₂ + O₂ = 2NO. Реакция возможна при условии ΔG<=0, поэтому ΔH = T*ΔS. Т=ΔH^о/ΔS^о. ΔH^о = 2ΔH^о(NO) = 2*90.2 = 180.4 кДж/моль. ΔS^о = 2ΔS^о(NO) - ΔS^о(N₂) - ΔS^о(O₂) = 2*210.6 - 191.5 - 205.0 = 24.7 Дж/(K*моль). T = 180400/24.7 = 7304K = 7031 ^oC. Для осуществления этой реакции требуется очень высокая температура, поэтому она в промышленности не реализована.

289. а)FeO + C(графит) = Fe + CO, T₁= 273 K, T₂= 1273 K. ΔG = ΔH - T*ΔS.

ΔH^о = ΔH^о(СО) - ΔH^о(FeO) = -110.5 + 264.8 = 154.3 кДж/моль

ΔS^о = ΔS^о(CO)+ΔS^о(Fe)-ΔS^о(FeO)-ΔS^о(C) = 197.5+27.3-60.8-5.7 = 158.3 Дж/(Kмоль)

ΔG^о₁ = 154.3*10^{3 -} 273*158.3 = 107.13 кДж/моль

ΔG^о₂ = 154.3*10^{3 -} 1273*158.3 = - 47.22 кДж/моль

Реакция реализуется при 1273 К.

б) FeO + CО = Fe + CO₂, T₁= 273 K, T₂= 1273 K. ΔG = ΔH - T*ΔS.

ΔH^о = ΔH^о(СО₂) – [ΔH^о(FeO)+ ΔH^о(СО)] = -393.3 +110.5 + 264.8 = - 18.2 кДж/моль

ΔS^о = [ΔS^о(CO₂)+ΔS^о(Fe)] – [ΔS^о(FeO)-ΔS^о(CO)] = 27.3 + 213.7 - 197.5-60.8 = -17.3 Дж/(Kмоль)

ΔG^о₁ = -18.2*10^{3 -} 273*(-17.3) = -13.04 кДж/моль

ΔG^о₂ = -18.2*10^{3 -} 1273*(-17.3) = 3.82 кДж/моль

Реакция реализуется при 273 К.

290. а) Cu + 0.5O₂ = CuO(к), T = 573 K, ΔG = ΔH - T*ΔS.

ΔH^о = ΔH^о(СuO) = -162 кДж/моль

ΔS^о = ΔS^о(CuO)-[ΔS^о(Cu)+0.5S^о(O₂)] = 42.6 –33.2 – 0.5*205 = - 93.1 Дж/(Kмоль)

ΔG^о = -162*10^{3 -} 573*(-93.1) = -108.65 кДж/моль

б) 2Cu + 0.5O₂ = Cu₂O(к), T = 573 K

ΔH^о = ΔH^о(Сu₂O) = -173.2Дж/моль

ΔS^о = ΔS^о(Cu₂O)-[2ΔS^о(Cu)+0.5S^о(O₂)] = 92.9 –2*33.2 – 0.5*205 = -76 Дж/(Kмоль)

ΔG^о = -173.2*10^{3 -} 573*(-76) = -129.65 кДж/моль

Более вероятна в данных условиях реакция б), т.к. ΔG^о_б) < ΔG^о_а) .

291. а) NH₄NO₃(к) = N₂O(г) + 2H₂O(г), Т = 500 К. ΔG = ΔH - T*ΔS.

ΔH^о = 2ΔH^о(H₂O) + ΔH^о(N₂O) - ΔH^о (NH₄NO₃)= 2*(-241.8)+82 + 365.4 = -36.2 кДж/моль.

ΔS^о = 2ΔS^о(H₂O)+ΔS^о(N₂O)-ΔS^о(NH₄NO₃) = 2*188.7 +219.9 - 151 = 446.3 Дж/(K*моль)

ΔG = -36.2*10³ – 500*446.3 = -259.35 кДж/моль.

б) NH₄NO₃(к) = N₂(г) + 0.5О₂ + 2H₂O(г),

ΔH^о = 2ΔH^о(H₂O) - ΔH^о (NH₄NO₃)= 2*(-241.8) + 365.4 = -118.2 кДж/моль.

ΔS^о=2ΔS^о(H₂O)+ΔS^о(N₂)+0.5ΔS^о(О₂)-ΔS^о(NH₄NO₃)=2*188.7+191.5+0.5*205-151=520.4 Дж/(K*моль)

ΔG = -118.2*10³ – 500*520.4 = -378.4 кДж/моль.

Более вероятна в данных условиях реакция б), т.к. ΔG^о_б) < ΔG^о_а) .

292. Т= 300 К, ΔG = ΔH - T*ΔS.

а) CaCl₂(к) + F₂(г) = CaF₂(к) + Cl₂(г)

ΔH^о = ΔH^о(CaF₂) - ΔH^о(CaCl₂) = -1214.6+795= - 419.6 Дж/моль.

ΔS^о = ΔS^о(CaF₂)+ΔS^о(Cl₂)-[ΔS^о(CaCl₂)+ ΔS^о(F₂)] = 222.9+68.9–202.9-113.6= - 24.7 Дж/(K*моль)

ΔG = -419.6*10³ – 300*(-24.7) = - 412.19 кДж/моль.

б) CaF₂ (к) + Cl₂ (г) = CaCl₂ (к) + F₂ (г)

ΔH^о = ΔH^о(CaCl₂)- ΔH^о(CaF₂)= -795+1214.6= 419.6 Дж/моль.

ΔS^о = ΔS^о(CaCl₂)+ ΔS^о(F₂)-[ΔS^о(CaF₂)+ΔS^о(Cl₂)] = 202.9+113.6-222.9-68.9= 24.7 Дж/(K*моль)

ΔG = 419.6*10³ – 300*24.7 = 412.19 кДж/моль.

Возможна реакция а), т.к. ΔG^о_а) < 0, невозможна реакция б), т.к. ΔG^о_б) > 0.

293. T=300 K, ΔG = ΔH - T*ΔS.

Более вероятна реакция б), т.к. ΔG^о(б)<ΔG^о(а).

294. Энергия Гиббса – термодинамическая функция состояния системы, которая характеризует направление и предел самопроизвольного протекания реакции, протекающей при Р=const и температуре Т. Стандартной энергией Гиббса образования вещества называют энергию Гиббса реакции образования 1 моль этого вещества, находящегося в стандартном состоянии, из соответствующих простых веществ, также находящихся в стандартных и термодинамически устойчивых при данной Т-ре фазах и модификациях. Например:

Na₂O(тв.) + H₂O(ж) = 2NaOH(тв.)

ΔG^о = 2ΔG^о(NaOH) - ΔG^о(H₂O) - ΔG^о(Na₂O) = 2*(-380,45) – (-237,4) – (-377,38) = -146,12 кДж/моль

Реакция протекает в прямом направлении, т.к. ΔG^о< 0.

295. а) 2N₂O + O₂ = 4NO, ΔG^о = 4ΔG^о(NO) - 2G^о(N₂O) = 4*86.6 – 2*104/2 = 138 кДж/моль

б)N₂O + NO=NO₂ + N₂, ΔG^о=ΔG^о(NO₂)–[G^о(N₂O)+ΔG^о(NO)]=51.5-86.6-104.2 =-139.3 кДж/моль

в)N₂O + NO₂ =3 NO, ΔG^о=3ΔG^о(NO)–[G^о(N₂O)+ΔG^о(NO₂)]=3*86.6-51.5-104.6=104.1 кДж/моль

г) CH₄ + 3CO₂ = 4CO + 2H₂O(г), ΔG^о=2ΔG^о(H₂O)+ 4ΔG^о(СO)–[3G^о(СО₂)+ΔG^о(CH₄)]= 2*(-228.6)+4*(-137.1)-3*(-394.4)-(-50.8)= 228.4 кДж/моль

Самопроизвольно в стандартных условиях протекает реакция б), т.к. ΔG^о_б) < 0

296.

а) 4HCl + O₂ = 2Cl₂ + H₂O ΔG^о = 2ΔG^о(H₂O) - 4ΔG^о(HCl) = -2*228.6 + 4*94.8 = -78 кДж/моль

б) 2HF + O₃ = F₂ + O₂ + 2H₂O ΔG^о = -2*228.6 + 2*272.8 = 88.4 кДж/моль

в) H₂O₂ + O₃ = 2O₂ + H₂O ΔG^о = ΔG^о(H₂O) - ΔG^о(H₂O₂) = -237.2 + 120.4 = -116.8 кДж/моль

г) С + H₂O = CO + H₂ ΔG^о = ΔG^о(CO) - ΔG^о(H₂O) = -137.1 + 228.6 = 91.5 кДж/моль

В стандартных условиях самопроизвольно протекают реакции а) и в), т.к. ΔG^о < 0

297.

N2 + O2 = 2NO

ΔHо = 2ΔHо(NO) = 2*90.2 = 180.4 кДж/моль ΔSо = 2ΔSо(NO) - ΔSо(N2) - ΔSо(O2) = 2*210.6 - 191.5 - 205.0 = 24.7 Дж/(Kмоль)

T1 =1273 K ΔGо = ΔHо - TΔSо = 18040 - 1273*24.7 = 179.16 кДж/моль T2 =2273 K ΔGо = ΔHо - TΔSо = 18040 - 2273*24.7 = 124.26 кДж/моль T3 =3273 K ΔGо = ΔHо - TΔSо = 18040 - 3273*24.7 = 99.56 кДж/моль T4 =5273 K ΔGо = ΔHо - TΔSо = 18040 - 5273*24.7 = 50.16 кДж/моль T5 =10273 K ΔGо = ΔHо - TΔSо = 18040 - 10273*24.7 = -73.34 кДж/моль

Для самопроизвольного протекания реакции требуется около 7400 К

298. Термодинамически устойчивые вещества характеризуются отрицательным значением энергии Гиббса (ΔG), а термодинамически неустойчивые соединения - положительным значением ΔG. Соединения второго типа существуют, т. к. для их разрушения существуют кинетические затруднения - скорость разложения очень мала. Неустойчивые термодинамически вещества получают не прямым синтезом, а косвенным путем. Так, например, получают неустойчивые вещества С₂Н₂, N₂O₃, Cl₂O₇ и другие.

299. 2Н₂О₂ = 2Н₂О + О₂. Пероксид водорода разлагается при комнатной температуре, т.к. при этом получаются еще более устойчивые вещества. ΔG_{реакции} = 2ΔG(Н₂О) - 2ΔG(Н₂О₂) = -2*241.8 + 2*187.8 = -108 кДж/моль, т.е. реакция термодинамически возможна.

300. Энергию Гиббса часто называют «свободной» энергией, т.к. она является функцией давления и температуры, т.е. параметров, которые можно свободно менять и фиксировать. Для окислительно-восстановительных реакций энергия Гиббса определяется уравнением: ΔG = -z*F*E, где z - количество электронов, F - постоянная Фарадея, E - электродвижущая сила.