Кафедра химии. КОНТРОЛЬНАЯ РАБОТА 1 по дисциплине «Химия»

1 МИНИСТЕРСТВО ОБРАЗОВАНИЯ И НАУКИ РОССИЙСКОЙ ФЕДЕРАЦИИ Государственное общеобразовательное учреждение высшего профессионального образования Московский государственный университет дизайна и технологии Новосибирский технологический институт Московского государственного университета дизайна и технологии (филиал) (НТИ МГУДТ (филиал)) Кафедра химии КОНТРОЛЬНАЯ РАБОТА 1 по дисциплине «Химия» по направлению Технология и конструирование изделий и материалы легкой промышленности по направлению Технология и конструирование изделий легкой промышленности по специальности: Технология швейных изделий Технология изделий из кожи Конструирование швейных изделий Новосибирск 010

2 Методическая разработка составлена на основании следующих нормативных документов: Государственный образовательный стандарт высшего профессионального образования. Направление подготовки дипломированного специалиста Технология и конструирование изделий легкой промышленности. Квалификация выпускника инженер. М.: Министерство образования РФ Номер государственной регистрации 194 тех./дс. Утвержден Разработчик: доцент, к.т.н. Рецензент: профессор, д.х.н. В.Н. Бондарев В.А. Логвиненко Методическая разработка рассмотрена на заседании кафедры химии, протокол от 010 г. Зав. кафедрой А.Ф. Федяшина Декан ФЗОиЭ А.Р. Соколовский

3 3 СОДЕРЖАНИЕ Стр. 1. Методические указания 4. Раздел 1. Основные понятия и законы химии 5.1 Основные понятия химии 5. Основные законы химии 8 3. Раздел. Строение атома. Химическая связь 15.1 Строение атома 15. Химическая связь Раздел 3. Энергетика химических процессов. Термохимия Термохимия 3. Энтропия химических реакций 3.3 Энергия Гиббса Раздел 4. Кинетика химических реакций. Химическое равновесие Скорость химических реакций Скорость химических реакций в гомогенной системе 4.1. Скорость химических реакций в гетерогенной системе 4. Факторы, влияющие на скорость реакции 4..1 Концентрация реагирующих веществ 4.. Давление 4..3 Температура 4.3 Химическое равновесие Принцип Ле Шателье Раздел 5. Растворы. Концентрация растворов. Гидролиз солей Концентрация растворов 5. Свойства растворов неэлектролитов 5..1 Осмотическое давление 5.. Давление пара растворителя над разбавленными растворами неэлектролитов 5..3 Температура кипения и кристаллизации разбавленных растворов неэлектролитов 5.3 Свойства растворов электролитов Степень диссоциации 5.3. Константа диссоциации Ионное произведение воды. Водородный показатель 5.4 Реакции ионного обмена 5.5 Гидролиз солей 7. Рекомендуемая литература 8. Таблица вариантов

4 4 Методические указания Работа студента над разделами курса «Химия» должна начинаться с самостоятельного изучения материала по учебникам и учебным пособиям. Для лучшего усвоения материала необходимо конспектировать основные формулировки законов, незнакомые термины, химические формулы и уравнения реакций, математические зависимости и т.п. Контрольная работа выполняется в ученической тетради. После указания номера задания пишется содержание вопроса или условие задачи так, как они даются в данном пособии. Задания выполняются в том порядке, в каком они следуют в Вашем варианте. При решении задач необходимо производить все математические действия, используя при этом стандартные обозначения мер и других величин. Ответы на теоретические вопросы должны быть краткими, но обоснованными. Аккуратно оформленная работа, подписанная студентом с указанием даты выполнения и шифра (номера студенческого билета), представляется на рецензирование в институт. Незачтенная работа возвращается студенту на доработку. Исправление необходимо выполнять в той же тетради в соответствии с указаниями рецензента, но не в рецензированном тексте. Работа после исправления замечаний возвращается на повторное рецензирование. Контрольная работа, выполненная не по своему варианту, преподавателем не рецензируется и не засчитывается. Вариант контрольной работы, выполняемой студентом, определяется двумя последними цифрами номера его студенческого билета (шифра). Например, номер студенческого билета 046, последние две цифры 46, из чего следует, что студент должен выполнять задания, включенные в вариант 46.

5 5 Раздел 1 Основные понятия и законы химии Химия изучает превращение одних веществ в другие. При химических процессах происходит обмен атомами между различными веществами, перераспределение электронов между атомами элементов, разрушение одних соединений и возникновение других. Например: NaOH + HCl = NaCl +H O. 1.1 Основные понятия химии Объектом изучения химии являются химические элементы и их соединения. Например: N, Cl, NH 3, HCl. Химический элемент вид атомов с одинаковым зарядом ядра: Al, K, S. Атом наименьшая электронейтральная частица химического элемента, сохраняющая все его химические свойства. Состоит из положительно заряженного ядра и отрицательно заряженных электронов. Например, Zn : порядковый номер элемента в периодической системе 30, относительная атомная масса 65, число электронов в электронной оболочке ( 30) равно числу протонов, определяющих заряд ядра атома (+30). Ядро атома: число протонов (+30) и число нейтронов (65 30 = 35) Молекула это наименьшая частица вещества, обладающая его химическими свойствами. Химические свойства молекулы определяются ее составом и химическим строением. Например: H O, H SO 4, KOH. Вещества, молекулы которых содержат атомы только одного элемента, называют простыми. Например: K, H, O, O 3, Ar, N. Вещества, молекулы которых состоят из атомов разных элементов, называют сложными веществами или химическими соединениями. Например: CO, H O, HCl, H SO 4, Na SO 4, CH 4, C H 5 OH. Химическое уравнение это запись химической реакции с помощью формул реагентов и продуктов с указанием их количеств в молях. Например: CaCO 3 + HCl = CaCl + CO +H O. В химическом уравнении число атомов каждого элемента в левой и правой частях уравнения одинаково. Числа, стоящие перед химическими формулами, называются стехиометрическими коэффициентами. Абсолютные массы атомов ничтожно малы. Так, например, масса атома водорода составляет 1, кг, кислорода 6, кг, углерода 19, кг. Поэтому в химии используются не абсолютные значения атомных масс, а относительные. За единицу атомной массы принята 1/1 часть массы изотопа углерода 1 С. Относительная атомная масса элемента (Ar) это величина, равная отношению абсолютной массы атома к 1/1 части абсолютной массы изотопа углерода 1 С. Например: Ar(H) = H) / 1/1 m 1 C = 1, / 1/1 19, кг = 1,0079.

6 6 6,67 10 кг Ar(O) = = 15, /1 19,93 10 кг Относительная молекулярная масса (Mr) это величина, равная отношению абсолютной средней массы молекулы естественного изотопического состава вещества к 1/1 массы атома углерода 1 С. Она численно равна сумме относительных атомных масс всех атомов, входящих в состав молекулы вещества. Например: Mr(H O): Ar(H) = 1,00797 =,01594 Ar(O) = 1 15,9994 = 15,9994 Mr(H O) = 18,01534 или Mr(H O) = 18. Полученное число показывает, во сколько раз масса молекулы H O больше 1/1 массы 1 С. Количество вещества определяется числом структурных единиц (атомов, молекул, ионов и др.) этого вещества. Единицей количества вещества является моль. Моль это количество вещества, содержащее столько структурных единиц (молекул, атомов, ионов и др.), сколько атомов содержится в 0,01 кг изотопа углерода 1 С. Зная массу одного атома углерода (19, кг), можно вычислить число атомов N А в 0,01 кг углерода: 0,01кг / моль 3 N А = = 6,0 10 1/ моль ,93 10 кг Это число называется постоянной Авогадро, показывает число структурных единиц в моле любого вещества. Молярная масса вещества (М) это масса одного моля, равная отношению массы к количеству вещества. М = ν m, где m масса вещества, г; ν - количество вещества, моль. Молярная масса имеет размерность г/моль или кг/моль. Молярную массу вещества легко вычислить, зная массу молекулы. Например, масса молекулы воды равна, кг, то молярная масса М(H O) =, кг 6, г/моль = 0,018 кг/моль. Численное значение молярной массы равно относительной молекулярной или атомной массе. Например: M(H O) = 18 г/моль; Mr(H O) =18 M(H SO 4 ) = 98 г/моль; Mr(H SO 4 ) = 98. Отсюда, зная молярную массу вещества, легко определить массу атома или молекулы этого вещества, разделив молярную массу на число Авогадро (N A ). 1 Μ(O) 16г / моль 1 6 Например: O) = = =, г =, кг 3 1 N A 6,0 10 моль

7 7 M ( H O) H O) = = N A 1 г 6 18 / моль 3 =,99 10 г =, ,0 10 моль кг Пример 1. Определите количество вещества брома Br, содержащегося в молекулярном броме массой 1,8 г. Решение. Молярная масса Br составляет: М(Br ) = М(Br) = 80 = 160 г/моль Определяем количество вещества Br Br ) 1,8г ν ( Br ) = = M ( Br ) 160 г/моль = 0,08моль Пример. Сколько молекул содержится в молекулярном йоде массой 50,8 г? Решение. Молярная масса йода составляет М(J ) = М(J) = 17 = 54 г/моль Определяем количество вещества J J ) 50,8г ν ( J ) = = = 0,моль M ( J ) 54 г/моль Используя число Авогадро (N A ), находим число (n) молекул J. N(J ) = ν(j ) N A = 0, 6, = 1, 10 3 молекул. Эквивалент это реальная или условная частица вещества, которая соответствует одному иону (атому) водорода в ионно обменных реакциях, или одному электрону в окислительно восстановительных реакциях. Молярная масса эквивалента это масса одного моля эквивалента. Обозначается М(1/z B) г/моль., где 1/z - фактор эквивалентности; z - число эквивалентности; В вещество. ν(1/z B) количество эквивалентов вещества, (моль). М(1/z В) молярная масса эквивалента вещества В, (г/моль). Например: M ( Al) 7 г/моль M ( 1/3Al) = = = 9г / моль; 3 3 M ( H SO4 ) 98г / моль M (1/ H SO4 ) = = = 49г / моль.

8 8 1. Основные законы химии Закон сохранения массы вещества. Масса веществ, вступающих в реакцию, равна массе веществ, образующихся в результате реакции. Например, Н + Сl = HCl Так как атомы имеют постоянную массу, то не меняется масса веществ до и после реакции. Закон постоянства состава Каждое химически чистое вещество имеет один и тот же качественный и количественный состав независимо от способа его получения. Например: H + O = H O NaOH + HCl = NaCl + H O CH 4 + O = CO + H O Во всех реакциях состав H O: (ω(h)=1,11%; ω(о)=88,89%). Закон эквивалентов Вещества взаимодействуют друг с другом в количествах, пропорциональных их эквивалентам, т.е. моль эквивалентов одного вещества реагирует с одним молем эквивалентов другого вещества. Например, в реакции 1/3Al + HCl = 1/3AlCl 3 + 1/H один моль эквивалентов алюминия (1/3 моль Al) реагирует с одним молем эквивалентов кислоты (1 моль HCl) с образованием одного моля эквивалентов хлорида алюминия (1/3 моль AlCl 3 ) и одного моля эквивалентов водорода (1/ моль Н ). Математическое выражение закона эквивалентов: A) M (1/ z A) =, B) M (1/ z B) где A) и B) массы взаимодействующих веществ А и В, г; М(1/z А) и М(1/z В) молярные массы эквивалентов этих веществ, г/моль. Если одно из веществ является газом, то закон эквивалентов принимает вид: A) M (1/ za) =, V0 ( B) Vэкв ( B) где V o (В) объем газа (при н.у.), л; V экв (В) объем моля эквивалентов газа, л. V0 Определяется как Vэкв =, где V o молярный объем газа, л. z Пример 3.Определите молярную массу эквивалента металла, если при взаимодействии металла массой 7,0г с хлором была получена соль массой 8,0г. Молярная масса эквивалента хлора 35,45 г/моль. Решение. Находим массу хлора. Cl) = соли) Me) = 8,0 7,0 = 1,00 г По закону эквивалентов определяем молярную массу эквивалента металла.

9 9 M (1/ zme) = Me) M (1/ zme) = Cl) M (1/ zcl) Me) M (1/ zme) 7,0 35,45 = = 1,15г / моль Cl) 1,00 Пример 4. На восстановление оксида металла массой 1,8 г израсходован водород объемом (н.у.) 833 см 3. Вычислите молярные массы эквивалентов оксида и металла. Решение. По закону эквивалентов определяем молярную массу эквивалента оксида, зная что V экв (Н ) = 11, л /моль окс) M (1/ zокс) = V0 ( Н ) Vэкв ( Н ) окс) Vэкв (Н) 1,8 11, M (1/ zокс) = = = 4,г / моль V0 ( H ) 0,833 M(1/zMe) = M(1/z окс) M(1/z O) =4, 8,0 = 16, г/моль. Состояние газа характеризуется его температурой, давлением и объемом. Если температура газа равна 73 К (0 о С), а давление 101,3 кпа (760 мм.рт.ст.), то условия, при которых находится газ, называются нормальными. Объем, занимаемый газом при этих условиях, принято обозначать через V o, а давление через Р о. При нормальных условиях 1 моль различных газов занимает объем, равный,4 л моль -1. Этот объем называют мольным объемом газа (V m ). Мольный объем газа (V m ) это отношение объема газа к его количеству: Vo V m =, ν где V m мольный объем газа ( л/моль); V o объем газа ( л); ν - количество газа (моль). В равных объемах газов при одинаковых условиях содержится одинаковое число молекул, а следовательно, и молей газов. Отношение масс данных объемов газов равно отношению их молярных масс: m 1 : m = M 1 : M, где m 1 и m массы газов, г; M 1 и M их молярные массы, г/моль. Отношение массы определенного объема одного газа к массе такого же объема другого газа (взятых при одинаковых условиях) называют плотностью первого газа по второму (обозначается буквой Д). m 1 M = Д. Отсюда Д = 1 и M 1 = ДМ m M

10 10 Обычно плотность газа определяют по водороду (обозначается Д (Н ) ), молярная масса которого г/моль, или по воздуху (обозначают Д (В) ), средняя молярная масса которого равна 9 г/моль. Отсюда, молярная масса вещества в газообразном состоянии равна: М = Д (Н ) или М = 9Д (В). Пример 5. Относительная плотность галогеноводорода по воздуху равна,8. Определите плотность этого газа по водороду и назовите его. Решение. Определяем молярную массу галогеноводорода(нг). М(НГ) = 9Д (В) = 9,8 = 81 г/моль. Далее находим молярную массу галогена. М(Г) = М(НГ) М(Н) = 81 1 = 80 г/моль. Следовательно, галоген-бром, а газ-бромоводород. Вычисляем плотность HBr по водороду: Д Н М(НВr) = = 81 M(H ) = 40,5. Зависимость между объемом газа, давлением и температурой выражается уравнением Клапейрона: PV Po Vo =, T To где P,V давление и объем при данной температуре, Т; P о, V о, Т о давление, объем и температура при нормальных условиях. Пример 6. При температуре 5 о С и давлении 99,3 кпа некоторое количество газа занимает объем 15 см 3. Определите, какой объем будет занимать этот газ при нормальных условиях. Решение. Используя уравнение Клапейрона получаем: 3 PVT 99,3кПа 15см 73К V о = = = 136,5см Po T 101,3кПа 98К o 3 Пример 7. Какой объем (л) займет при температуре 0 о С и давлении 50 кпа аммиак массой 51 г? Решение. Определяем количество вещества аммиака: NH 3) 51г ν(nh 3 ) = = = 3моль. M ( NH3) 17г / моль Объем газа при нормальных условиях составит: V 0 (NH 3 ) = V m ν(nh 3 ) =,4 3 = 67, (л)..

11 11 Далее по уравнению Клапейрона определяем объем аммиака при данных условиях задачи: Po VoT 101,3кПа 67,л 93К V(NH 3 ) = = = 9,л. PTo 50кПа 73К Po Vo Для любого газа количеством 1 моль величина постоянна, одинакова и To ее называют универсальной газовой постоянной R. Она имеет различные значения. Так, если давление измерено в Па, а объем в м 3, то R = 8,31Дж моль -1 К -1 (1Дж=Па м 3 ). Если давление в мм.рт.ст., а объем в (л), то R = 6,36 мм.рт.ст. л моль -1 К -1. Уравнение Клапейрона принимает вид PV=RT (для ν=1 моль). Для ν-молей газа: PV=νRT или PV= m M RT. Данное уравнение получило название уравнения Менделеева-Клапейрона (уравнение состояния идеального газа.) Оно связывает массу газа (кг), температуру (К), давление (Па) и объем (м 3 ) с его молярной массой (кг/моль). При этом R=8,31 Дж/моль К. Пример 8. Вычислите молярную массу бензола, если масса 600 см 3 его паров при температуре 87 0 С и давлении 83, кпа равна 1, кг. Решение. Используя уравнение Менделеева-Клапейрона, находим: 3 3 mrt 1,3 10 кг 8,31Па м / моль К 360К 3 М= = = кг / моль = 78г / моль PV 83, 10 Па м Пример 9. Газометр объемом 0 л наполнен газом. Плотность этого газа по воздуху 0,4, давление 103,3 кпа, температура 17 0 С. Определите массу газа. Решение. Находим молярную массу газа. М(газа) = 9 Д (В) = 9 0,4 = 11,6 г/моль Далее по уравнению Менделеева-Клапейрона определяем массу газа. 3 3 PVM 103, ,6 газа) = = = 9,94г. RT 8,31 90 Газы часто представляют собой смеси индивидуальных газообразных веществ. Так, воздух является смесью азота, кислорода, аргона и др. Парциальным давлением газа в газовой смеси называется давление, которое производил бы газ, занимая при тех же условиях объем газовой смеси.

12 1 Закон парциальных давлений (Дальтон). Общее давление смеси газов, не вступающих друг с другом в химическое взаимодействие, равно сумме парциальных давлений газов, составляющих смесь. Р = р 1 + р + +р n, где Р общее давление газовой смеси р 1,р,р n парциальное давление газов. Парциальное давление газа в газовой смеси можно рассчитать по уравнению Менделеева-Клапейрона. Пример 10. Газовая смесь приготовлена из л водорода (Р нач. =93,3 кпа) и 5 л метана (Рн нач. = 11 кпа). Объем смеси равен 7 л. Рассчитайте парциальные давления газов и общее давление смеси. Решение. Зная объемы газов и смеси, находим парциальные давления газов: V ( H ) PH = Pнач. = 93,3 = 6,66 кпа V ( см) 7 V ( CH 4) 3 P CН 4 = Pнач = 11 = 80кПа V ( cм) 7 Общее давление газовой смеси равно сумме парциальных давлений газов. Р = Р(H ) + P(CH 4 ) = 6, = 106,66 кпа. Пример 11. При температуре 0 о С в сосуде объемом 14, м 3 содержится водород массой 0, кг и азот массой 6, кг. Определите парциальное давление газов и общее давление газовой смеси. Решение. По уравнению Менделеева-Клапейрона находим парциальное давление газов. 3 mrt 0,8 10 8, Р(H ) = = = 64,8 10 Па = 64,80кПа 3 3 MV mrt 6,3 10 8, Р(N ) = = = 36,46 10 Па = 36,46кПа 3 3 MV Робщ. = Р(Н ) + P(N ) = 64, ,46 = 101,6 кпа Если газ собран над жидкостью, то при расчетах следует иметь в виду, что его давление является парциальным и равно разности общего давления газовой смеси и парциального давления пара жидкости. Например, газ собран над водой при температуре 0 о С и давлении 100 кпа, а давление насыщенного пара воды при 0 о С равно,3 кпа. Тогда, парциальное давление газа будет равно 100,3 = 97,7 кпа. Этой величиной пользуются в дальнейших расчетах. Пример 1. Водород объемом 50 см 3 собран над водой при температуре 6 о С и давлении 98,7 кпа. Давление насыщенного пара воды

13 13 при 6 о С составляет 3,4 кпа. Вычислите объем водорода при нормальных условиях и его массу. Решение. Находим парциальное давление водорода. Р(Н ) = Р Р(Н О) = 98,7 3,4 = 95,3 кпа. По уравнению Клапейрона определяем объем водорода (н.у.) PVTo 95, V 0 (H ) = = = 15см 3 TPo ,3 Находим количество водорода этого объема. V 0,15 ν(н ) = = = 0,0096моль Vm,4 Отсюда масса водорода: H ) = νm = 0,0096 =0,019 г. Пример 13. Определите молекулярную формулу соединения, содержащего 30,43% азота и 69,57% кислорода (по массе). Плотность этого вещества по водороду равна 46. Решение. Находим молярную массу этого вещества. M(N x O y ) = Д ( Н ) = 46 =9 г/моль. Определяем массу азота и кислорода в моле этого соединения. ω N xoy ) 30,43 9 N) = = = 8г ω N xoy ) 69,57 9 O) = = = 64г Отсюда 14 х : 16 у = 8 : х : y = : = : 4 x = ; y = Формула N O 4. Задачи к разделу 1: «Основные понятия и законы химии» 1 На осаждение хлора, содержащегося в 0, кг соли, израсходовано 1, кг AgNO 3. Вычислите молярную массу эквивалента соли. В закрытом сосуде объемом 5 л находится при температуре 15 о С смесь, состоящая из 4,4г СО, 6,4 г О и,4г СН 4. Вычислите общее давление газовой смеси, парциальные давления газов и процентный состав смеси по объему. 3 Металл массой 0,70 г вытеснил из кислоты 418 см 3 водорода, собранного над водой при температуре 15 0 С и давлении 94,3 кпа. Давление водяного пара при этой температуре равно 1,7 кпа. Определите молярную массу эквивалента металла.

14 14 4 Вычислите среднюю плотность по воздуху газовой смеси, имеющей объемный состав: 5% СН 4 и 48% С Н 4. 5 При нагревании 0,61г некоторого вещества выделилось 0,168л кислорода (н.у.) и образовалось 0,37г хлорида калия. Определите формулу этого вещества. 6 В газометре над водой при температуре 0 0 С и давлении Па находится м 3 кислорода. Давление водяного пара при 0 0 С равно 335 Па. Какой объем (н.у.) займет кислород, находящийся в газометре. 7 Масса газа объемом 0,37 л при температуре 13 0 С и давлении 1, Па равна 0,838 г. Вычислите молекулярную массу газа. 8 Объем резиновой камеры автомобильной шины равен 0,05 м 3, давление в ней 5, Па. Определите массу воздуха в камере при температуре 0 0 С. 9 Вычислите, какое давление надо приложить, чтобы хлор массой 8,4г занимал объем,0 л при температуре 0 0 С? 10 В сосуде объемом 0,050 м 3 при температуре 5 0 С содержится смесь из 0,00 м 3 этилена под давлением Па и 0,015 м 3 метана под давлением Па. Найдите парциальные давления газов и общее давление газов в сосуде. 11 Газовая смесь состоит из 5 л азота, находящегося под давлением Па и 3 л кислорода. Объем смеси 8 л. Общее давление газовой смеси Па. Под каким давлением был взят кислород? 1 В закрытом сосуде объем 0,6 м 3 при температуре 0 0 С находится смесь, состоящая из 0,0 кг СО, 0,40 кг О и 0,15 кг СН 4. Вычислите: а) парциальные давления газов; б) общее давление газовой смеси. 13 В газонаполненных лампах содержится смесь газов, имеющая объемный состав: 86% Ar и 14% N. Рассчитайте парциальные давления газов, если общее давление равно Па. 14 Сухой воздух имеет примерно следующий объемный состав: 78,09 % N, 0,95 % О, 0,93% Ar и 0,03% СО. Вычислите парциальные давления этих газов, если общее давление газовой смеси Па. 15 В закрытом сосуде объемом 6 л находится при температуре 10 0 С смесь, состоящая из 8,8 г СО, 3, г О и 1, г СН 4. Вычислите общее давление газо-

15 15 вой смеси, парциальные давления газов и процентный состав смеси по объему. 16 Металл массой 0,35 г вытеснил из кислоты 09 см 3 водорода, собранного над водой при температуре 0 0 С и давлении 104,3 кпа. Давление водяного пара при этой температуре равно,3 кпа. Определите молярную массу эквивалента металла. 17 При нагревании 1,5г некоторого вещества выделилось 0,336л кислорода (н.у.) и образовалось 0,745г хлорида калия. Определите формулу этого вещества. 18 Определите молекулярную формулу оксида хлора, если при разложении оксида объемом 0,10л получились кислород и хлор объемом 0,10л и 0,05л соответственно (н.у.) Относительная плотность этого оксида по воздуху равна, Определите формулу вещества, состоящего из углерода, водорода и кислорода, зная, что при сжигании 0,145г его получено 0,330г СО и 0,135г Н О. Относительная плотность пара этого вещества по водороду равна 9. 0 Какова простейшая и молекулярная формулы газообразного углеводорода, если в нем содержится 81,8% углерода и 18,18% водорода, а 1л этого углеводорода (н.у.) имеют массу,6 г? Раздел Строение атома. Химическая связь.1 Строение атома Порядковый номер химического элемента в периодической системе Д.И.Менделеева соответствует числу протонов в ядре атома элемента и числу электронов в электронной оболочке атома. Химические свойства соединений зависят в основном от строения внешних электронных уровней атомов элементов. Описать строение электронных оболочек атомов можно с помощью принципа Паули, наименьших энергий и правила Гунда, используя для этого представления о квантовых числах. Главное квантовое число n в многоэлектронном атоме обозначает номер электронного уровня. Оно принимает целочисленные значения от 1 до : n = 1,, 3, и характеризует энергию электрона, размер электронного облака, число энергетических подуровней внутри каждого уровня. Орбитальное квантовое число l характеризует электронные подуровни. Оно принимает для данного n все целочисленные значения от 0 до (n 1): l = 0, 1, (n 1). Подуровни, характеризующиеся значениями l, равными 0,

16 16 1,, 3, называют соответственно s-, p-, d-, f-подуровнями, а находящиеся на них электроны - s-, p-, d-, f - электронами. Все орбитали одного подуровня имеют одинаковую форму электронных облаков. Магнитное квантовое число m l принимает все целочисленные значения от l до + l, включая 0 : m l = 3,, 1, 0, +1, +, +3. Число значений m l соответствует числу орбиталей в подуровне и их ориентации в пространстве. Пример 1. Сколько орбиталей включает р-подуровень? Решение. Для р-подуровня l = 1. Число значений m l равно трем (+1, 0, -1 ), следовательно р-подуровень включает три р-орбитали (p x, p y, p z ) с их ориентацией по координатам x, y, z. Спиновое квантовое число m s принимает два значения +1/ и 1/ и характеризует магнитное поле электрона. Если атом имеет два электрона, и оба они характеризуются m s = +1/, то суммарный спин равен 1; если один электрон атома характеризуется m s = +1/, а другой m s = 1/, то суммарный спин равен нулю (правило Гунда). Электрон с соответствующим квантовым числом обозначается в электронно-графических формулах стрелочкой, например,, что соответствует m s = 1/ или m s = +1/. Система четырех квантовых чисел позволяет установить, как распределяются по уровням, подуровням и орбиталям электроны атома. Однако в атоме не может быть двух электронов, характеризующихся одинаковыми наборами четырех квантовых чисел (принцип Паули). Он определяет общее число электронов в атоме. Пример. Сколько электронов может содержать первый энергетический уровень? Решение. Для первого уровня n = 1. Следовательно, l = 0; m l = 0; m s может быть +1/ и 1/. Кратко комбинации квантовых чисел можно выразить такой последовательностью: n, l, m l, m s. Для первого уровня можно составить следующие комбинации квантовых чисел 1, 0, 0, +1/ и 1, 0, 0, 1/. Отсюда следует, что первый уровень может содержать два электрона, а первый период таблицы Д.И.Менделеева должен содержать два элемента. Максимальное число электронов на энергетическом уровне определяют по формуле z = n, где n номер энергетического уровня, совпадающий со значением главного квантового числа ( n = 1,, 3 и тд.). Максимальное число электронов на энергетическом подуровне определяют по формуле z= (l+1), где l номер энергетического подуровня, совпадающий со значением орбитального квантового числа (l = 0, z = ; l = 1, z = 6; l =, z = 10; l = 3, z = 14 ). Заполнение электронами атомных орбиталей (АО) в многоэлектронных атомах основано на принципе наименьшей энергии. Каждый электрон занимает ту из доступных для него орбиталей, на которой его энергия будет наименьшей.

17 17 Последовательность заполнения электронами подуровней многоэлектронных атомов основана на этом же принципе и согласно правила Клечковского зависит от суммы (n+l). В пределах каждого значения суммы (n+l) порядок заполнения подуровней соответствует возрастанию главного квантового числа. Например, Подуровни а) 3s 3p ; б) 3d 4s ; в) 3d 4p n l n+l s < 3p 4s < 3d 3d 4p Е 3s < Е 3р Е 4s < Е 3d Е 3d E 4p В случае в) при одинаковой сумме квантовых чисел предпочтение в распределении электронов по орбиталям следует отдать орбитали 3d, как имеющей меньшее значение n = 3. Пример 3. Какова последовательность заполнения электронами таких подуровней, для которых сумма (n + l) равна 5? Решение. Составим таблицу возможных значений n и l. n + l 5 n l 1 0 подуровни 3 d 4 p 5 s Пример 4. Напишите электронную формулу атома элемента с порядковым номером 1. Определите число электронов на внешнем уровне, к какому семейству элементов данный атом принадлежит, в каком периоде, группе он находится. Решение. В соответствии с правилом Клечковского подуровни заполняются в такой последовательности: 1s s p 3s 3p. Из принципа Паули следует, что максимальное число электронов на s подуровне равно, на p подуровне 6. Суммарное число электронов составило 1: 1 s s p 6 3 s. Это элемент второй группы, так как на внешнем уровне два электрона на s-подуровне и поэтому он относится к семейству s-элементов. Элемент находится в третьем периоде, так как максимальное значение главного квантового числа равно трем. Строение атома выражают электронной и электронно-графической формулами. Например, строение атома фтора с порядковым номером девять выражают электронной формулой: 1s s p 5 и электронно-графической формулой: 9 F

18 18 Или 1 s s p Пример 5. Изобразите электронно-графические формулы атомов углерода и железа. Решение. а) электронная формула атома углерода с порядковым номером шесть: 6 С 1s s p ; электронно-графическая формула: 6 C p s 1 s Или 1 s s p Внешним является второй энергетический уровень: s p s p. и соответственно б) Электронная формула атома железа с порядковым номером двадцать шесть: 1s s p 6 3s 3p 6 4s 3d 6. Внешним является 3d 6 4s и соответственно: 3d 4s.. Химическая связь Существует два подхода к описанию химической связи: метод валентных связей (МВС) и метод молекулярных орбиталей (ММО). 1. Метод валентных связей исходит из того, что химическая связь осуществляется связывающими электронными парами, каждая из которых принадлежит двум атомам. Связывающие электронные пары могут образовываться по обменному или донорно-акцепторному механизму По обменному механизму связь возникает за счет перекрывания электронных орбиталей неспаренных электронов двух атомов. В связывающей электронной паре электроны имеют антипараллельные спины. Пример 1. Покажите, какие орбитали и как участвуют в образовании химической связи в молекулах: а) Li ; б) LiF; в) F. Напишите графические формулы этих молекул. Решение: Электронные формулы атомов лития и фтора имеют вид: 3 Li 1s s 1 p 0 9 F 1s s p 5

19 и электронно-графические формулы их соответственно: 19 s p s p Li Неспаренный электрон атома лития занимает s орбиталь, а атома фтора p орбиталь. Следовательно, эти орбитали участвуют в образовании химической связи вышеприведенных соединений. Это можно представить: F Li-Li Li-F F-F Число связей, которые образует атом по обменному механизму, как правило, равно числу его неспаренных электронов в основном или валентновозбужденном состоянии. В методе валентных связей исходят из того, что валентно возбужденные состояния атома, отличающиеся от основного большим числом неспаренных электронов, получают переводом одного или нескольких электронов электронных пар на свободные орбитали другого подуровня того же электронного уровня. Пример. Сколько связей по обменному механизму могут образовать атомы серы и кислорода? Напишите эмпирические формулы их соединений со фтором. Решение. Кислород с порядковым номером восемь является элементом -го периода. Электронная формула 8 О 1s s p 6. На валентном уровне атом имеет 4 орбитали и 6 электронов: s p В валентном электронном уровне атома кислорода нет вакантных орбиталей. Следовательно, атом кислорода может образовать по обменному механизму только две связи. Соединение со фтором имеет формулу ОF и соответственно графическую F-O-F.

20 0 Сера с порядковым номером шестнадцать элемент 3-го периода. Электронная формула 1s s p 6 3s 3p 4. Валентный уровень серы состоит из 3-х подуровней и 9 орбиталей. Атом серы может иметь два валентно-возбужденных состояния. 3s 3p 3d 3s 3p 3d сера (IV) 3s 3p 3d сера (VI). Она может образовывать, 4 и 6 связей по обменному механизму. Соединения серы со фтором имеют формулы SF ; SF 4 ; SF 6. Связи между атомами могут быть кратными (двойными, тройными). Кратные связи образуются с участием σ- и π- связей. Пример 3. Покажите, какие орбитали и как участвуют в образовании связи в молекуле С. Напишите графическую формулу молекулы С. Решение. Электронная конфигурация атома углерода с порядковым номером шесть 6 С 1s s p и соответственно электронно-графическая формула имеет вид: s p В образовании связей у каждого атома углерода могут участвовать два р электрона (Р х, Р у ): одна связывающая электронная пара образует σ связь (Р х Р х ), другая π (Р у Р у ) С π + + δ С C = π π σ Связь может образоваться за счет неподеленной пары электронов одного атома и свободной орбитали другого атома. Атом, представляющий для образования C

21 1 связи электронную пару, называется донором (Д), а атом, имеющий свободную орбиталь, называется акцептором (А). Д + А = Д А Например, образование иона аммония: s p, 1s N N + 3H NH 3 NH 3 +H + [NH 4 ] + H H Н + Н N +H + = H N Н H Д А Геометрическую структуру молекул, направленность ковалентных связей определяет теория гибридизации атомных орбиталей центрального атома. H Гибридизация это перераспределение электронной плотности между разными, но близкими по энергии атомными орбиталями одного энергетического уровня и образование гибридных атомных орбиталей, численно равных количеству исходных и одинаковых по форме и по энергии. Например, в гибридизации могут участвовать s и p орбитали одного энергетического уровня, обладающие различной симметрией. В результате образуются две гибридные орбитали. Гибридные атомные орбитали (ГАО) имеют несимметричную форму. У таких орбиталей электронная плотность по одну сторону выше, что и определяет перекрывание электронных облаков и делает более устойчивой химическую связь.

22 Типы гибридизации атомных орбиталей 1. Комбинация одной s и одной p-орбиталей приводит к sp-гибридизации. Образуются два гибридных облака, ориентированных в пространстве под углом Например, образование молекулы ВеСl : 4 Be 1s s +Q *Be 1s s 1 p 1 (перевод в возбужденное состояние). В результате гибридизации s и p орбиталей образуется линейная связь и линейная молекула Cl Be Cl x Элементы II группы, подвергаясь sp-гибридизации, образуют линейные молекулы.

23 . Комбинация одной s- и двух p-орбиталей приводит к sp -гибридизации. Например, образование молекулы ВН В 1s s p 1 +Q B* 1s s 1 p. В результате гибридизации одной s- и двух p- орбиталей образуется треугольная плоская молекула. H H BH 3 H H H Элементы III группы, подвергаясь sp -гибридизации, образуют треугольные плоские молекулы. 3. Комбинация одной s- и трех p- орбиталей приводит к sp 3 - гибридизации. Например, образование молекулы СH 4 : BH

24 6 С 1s s p +Q C* 1s s 1 p 3 4 В результате гибридизации одной s- и трех p-орбиталей образуется тетраэдрическая молекула. H H H H Элементы IV группы, подвергаясь sp 3 -гибридизации, образуют тетраэдрические молекулы. Задачи к разделу : «Строение атома. Химическая связь».1 Строение атома 1. Составьте электронные формулы и укажите значения квантовых чисел n и l для внешних электронов в атомах элементов с порядковыми номерами 14, 3, 35.. Объясните, какие квантовые числа определяют размер, форму и ориентацию в пространстве электронной орбитали. Приведите примеры. 3. Определите максимальное число электронов, находящихся на третьем и четвёртом энергетическом уровнях. Приведите электронные формулы соответствующих атомов. 4. Напишите электронные формулы и изобразите электронно-графическую схему распределения электронов в атомах с порядковыми номерами 46, Напишите электронные формулы атомов хрома и меди. Объясните нахождение одного s-электрона на четвёртом энергетическом уровне. 6. Энергетическое состояние внешнего электрона описывается следующими значениями квантовых чисел: n = 4, l = 0, m l = 0. Атомы, каких элементов

25 5 имеют такой электрон? Напишите электронные формулы атомов этих элементов. 7. Для атома возможны два электронных состояния: 1s s p 6 3s 3p и 1s s p 6 3s 1 3p 3. Как перейти от первого состояния ко второму? Назовите эти состояния и соответствующий атом, его положение в периодической системе. 8. Напишите электронные формулы элементов с порядковыми номерами 4 и 53. По электронной формуле определите их положение в периодической системе (период, группу, подгруппу). Представьте их электроннографические схемы. 9. Укажите, атомы каких элементов имеют следующее строение внешнего и предвнешнего энергетических уровней: 3s 3p 3, 3d 10 4s 4p 5, 4d 7 5s. 4p 6. Составьте электронные формулы. 30. Пользуясь правилом Гунда, распределите электроны по орбиталям, соответствующим низшему энергетическому состоянию, для элементов с порядковыми номерами 3, 33, Изобразите электронно-графическую формулу атома элемента с порядковым номером 40 и укажите число электронных пар и неспаренных электронов в атоме этого элемента в нормальном состоянии. 3. Укажите, положение элементов в периодической системе элементов Д.И.Менделеева (период, группу, подгруппу), имеющих следующие электронные формулы: а) 1s s p 6 3s 3p 3, б) 1s s p 6 3s 3p 6 4s 3d, в) 1s s p 6 3s 3p 6 4s 3d 10 4p Напишите электронные и электронно-графические формулы атомов элементов: калия, никеля, магния. К какому типу элементов они относятся (s, p, d, f- элементам)? 34. Напишите электронные и электронно-графические формулы для ионов: Fe 3+, S -, Br, Cr С точки зрения теории строения атома объясните изменение свойств элементов в пределах периода и группы. 36. Напишите электронные и электронно-графические формулы электронных оболочек ионов: Cu +, Cl -, Mg Объясните, почему свойства таких элементов, как азот и висмут, неон и магний резко отличаются друг от друга. Составьте их электронные формулы.

26 6 38. Из двух элементов один образует ион Э +, а другой Э -. Оба иона имеют одинаковую конфигурацию, которая выражается формулой 1s s p 6 3s 3p 6. Определите период, группу, подгруппу и порядковый номер каждого элемента. 39. Определите, отличаются ли два элемента числом валентных электронов и характером химических свойств по окончаниям их электронных формул: а) 3d 4s и 4s 4p ; б) 4d 10 5s 5p 3 и 4d 5 5s Ионизационный потенциал какого из двух элементов должен быть большей величиной, если электронная структура их атомов выражается следующими формулами: а) 1s s p 5 и 1s s p, б) 1s s p 6 3s 3p 6 4s и 1s s p 6 3s 3p 6 3d 10 4s 1.. Химическая связь 41. По конфигурации внешнего энергетического уровня атома фосфора укажите, какую валентность может проявлять фосфор и какие атомные орбитали участвуют в образовании молекул: PCl 3, PCl 5, H[PCl 6 ]. Приведите схемы их образования. 4. Изобразите графически образование связей в молекулах: SiCl 4, OF, C H Cl. Какова пространственная структура этих молекул? 43. Изобразите графически образование связей в молекулах NCl 3 и C H 4. В каком состоянии (нормальном или возбужденном) находятся атомы азота и углерода при образовании молекул? 44. Изобразите графически образование связей в молекулах H S и C Cl 4. Определите число σ и π связей в этих молекулах. 45. Объясните, почему однотипные по атомному составу молекулы CO и SO имеют разную пространственную конфигурацию. Представьте схемы их образования. 46. Изобразите графически образование связей в молекулах AsH 3 и BBr 3. Какую геометрическую конфигурацию имеют эти молекулы? 47. В молекуле COCl атом углерода образует четыре связи при sp гибридизации его орбиталей. Покажите графически образование связей в этой молекуле и объясните разницу в числе связей и числе гибридных орбиталей. 48. Объясните, почему однотипные по атомному составу молекулы BCl 3 и PCl 3 имеют разную геометрическую конфигурацию. Приведите схему их образования.

27 7 49. Приведите три примера, когда один и тот же элемент образует ионную, полярную и неполярную ковалентные связи. 50. Пользуясь таблицей электроотрицательностей, определите характер связей: K-F, H-O, H-P, C-F. 51. Объясните, почему максимальная валентность фосфора может быть равной пяти, а у азота такое валентное состояние отсутствует. 5. Расположите в порядке возрастания степени ионности связи: Mg-Cl, C-S, Br-J, B-F. 53. Укажите, какая из молекул PF 3 или PJ 3 более прочная. Дайте объяснение. 54. Определите, к атомам каких элементов смещены общие электронные пары, осуществляющие химическую связь, в молекулах: NaCl, H O, BF 3, CO. (пользуясь таблицей электроотрицательностей). 55. Объясните, почему максимальная валентность у серы может быть равной шести, а у кислорода такое валентное состояние отсутствует. 56. Приведите примеры молекул, которые содержат: а) только σ-связи; б) одну σ- и одну π-связи; в) две σ- и две π-связи. 57. Изобразите графически образование связей в молекулах CF 4, AsH 3, C Cl 4. Какова пространственная структура этих молекул? 58. Приведите примеры молекул, которые содержат: а) четыре σ- и одну π-связи; б) одну σ- и две π-связи. 59. Укажите, какой тип гибридизации атомных орбиталей имеет место при образовании молекул BeF, BJ 3, SiH 4. Представьте схему их образования и пространственную структуру. 60. Изобразите графически образование связей в молекулах H S и C F 4. Определите число σ- и π-связей в этих молекулах.

28 8 Раздел 3 Энергетика химических процессов. Термохимия 3.1 Термохимия Химические реакции сопровождаются выделением или поглощением энергии. Раздел химии, изучающий энергию химических реакций, называется термохимией, а количество энергии, выделенной или поглощенной системой в ходе реакции (при Р=const, Т=const), называется тепловым эффектом реакции или энтальпией реакции - Н, измеряется в кдж/моль. Если в результате реакции теплота выделяется ( Н<0), то реакция называется экзотермической. Реакция, протекающая с поглощением теплоты ( Н>0), называется эндотермической. Уравнения процессов, в которых указаны тепловые эффекты, называются термохимическими. Тепловой эффект записывается после уравнения реакции, например: Н (г) + ½ О (г) = Н О(ж); H o = 85 кдж. Основным законом термохимии является закон Гесса: тепловой эффект (или изменение энтальпии) реакции зависит от природы и состояния исходных веществ и конечных продуктов, но не зависит от пути реакции, т.е. от числа и характера промежуточных стадий. Сущность закона Гесса рассмотрим на примере окисления графита до оксида углерода (IV) СО. Этот процесс можно осуществить или сразу: а) С (гр) + О (г) = СО (г) ; Н, или через промежуточные стадии: б) С (гр) +1/О (г) = СО (г) ; Н 1 в) СО (г) + 1/О (г) = СО (г) ; Н. По закону Гесса Н = Н 1 + Н При расчетах энтальпии химической реакции особое значение имеют энтальпия образования вещества и энтальпия сгорания. Энтальпией образования вещества называется тепловой эффект образования 1моль вещества из простых веществ, устойчивых при 98К и давлении 101,3 кпа. Энтальпию образования вещества обозначают H o обр. В или H o f,в.. Энтальпия образования простых веществ равна нулю. Из закона Гесса следует, что энтальпия химической реакции равна разности между суммой энтальпий образования продуктов реакции и суммой энтальпии образования исходных веществ с учетом стехиометрических коэффициентов. Так для модельной реакции вида аа + bb = сс + dd, где a, b, c, d коэффициенты перед формулами веществ A, B, C, D. Н = (с H,С +d H,D ) (a H,A +b H,B ). o f o f o f o f

29 9 Пример 1. Определите тепловой эффект реакции получения водорода из природного газа: СH 4(г) + Н О (г) = СО (г) + 4Н (г) Решение: По закону Гесса: o o o o o H = H + 4 H ) ( H + H ) ( f. f. f. СH4 f. СО Подставляя табличные данные Н о f веществ, получим: Н о = (-393,5+4(0)) - (-74,85+ (-41,8)) = 164,98 кдж/моль Данная реакция является эндотермической. Н Пример. Определите стандартную энтальпию образования пропана С 3 Н 8, если энтальпия реакции С 3 Н 8(г) + 5О (г) = 3СО (г) + 4Н О (г) равна 043,86 кдж. Решение. По закону Гесса: o o o = ( 3 H + 4 H H fco fн O o fс3h H ) 8 Подставляя справочные данные Н о f веществ, получаем: o H f. С3Н8 = 3( 393,51) + 4( 41,8) ( 043,86) = 103,85 (кдж/моль). Реакция образования пропана относится к экзотермическим. Энтальпией сгорания называется тепловой эффект реакции окисления одного моля вещества кислородом с образованием оксидов элементов. Обозначается Н о сгор. Окисление органических соединений происходит до СО (г) и Н О(ж). Для негорючих веществ теплоты сгорания равны нулю. Энтальпия реакции равна разности между суммой энтальпий сгорания исходных веществ и суммой энтальпий сгорания продуктов реакции. Для модельной реакции аа + вв = сс + dд Н 0 = (а Н о сгор.а + в Н о сгор.в) (с Н о сгор.с + d Н о сгор.d) Зная теплоты образования, можно рассчитать теплоты сгорания и, наоборот, по теплотам сгорания легко рассчитать теплоты образования. Пример 3. Энтальпия сгорания метанола СН 3 ОН равна 76,64 кдж. Пользуясь значениями энтальпий образования СО и Н О, рассчитайте энтальпию образования метанола СН 3 ОН. Решение. Составим термохимические уравнения реакций, выписав из таблицы энтальпии образования СО и Н О: СН 3 ОН + 3/О = СО + Н О + 76, 64 (а) С + О = СО + 393,51 (б) Н + ½ О = Н О + 85,84 (в) Н O

30 30 Умножая уравнение (в) на, суммируя его с уравнением (б) и вычитая из этой суммы уравнение (а), получим: С + Н + ½ О = СН 3 ОН + 38,5. Отсюда Н 0 f.(сн 3 ОН) = 38,5 (кдж/моль). 3. Энтропия химических реакций Многие процессы протекают без подвода энергии от внешнего источника. Такие процессы называются самопроизвольными. Одной из движущих сил самопроизвольных процессов является уменьшение энтальпии системы ( Н < 0) (энтальпийный фактор). Другая движущая сила стремление частиц (молекул, ионов, атомов) к хаотическому движению, а системы к переходу от более упорядоченного состояния к менее упорядоченному. Мерой неупорядоченности состояния системы служит термодинамическая функция, получившая название энтропии S. Математически S = RlnW, где W вероятность системы; R универсальная газовая постоянная. Энтропия имеет размерность Дж/(моль К). Энтропия реакции равна сумме энтропий продуктов реакции за вычетом суммы энтропий исходных веществ с учетом стехиометрических коэффициентов. Например, энтропия реакции: СН 4 + Н О(г) = СО + 3Н при стандартных условиях равна: o o o o o S = S + S S S = 197, ,58 186,19 188,7 14,39 CО 3 = 4 Н CН Н О S o =14,39 (Дж/моль К) Энтропия увеличивается при переходе вещества из твердого в жидкое ( S пл ), из жидкого в газообразное ( S кип ), а также при переходе из кристаллического состояния в аморфное. Если в результате процесса возрастает число молей газообразных веществ, то энтропия реакции также увеличивается. Пример 4. Определите, может ли реакция: С (гр) + 3Н (г) = С Н 6 (г) протекать самопроизвольно при постоянной температуре, если энтропии веществ равны (Дж/(моль К): o o S ( гр) = 5,74 ; =130, o S Н 6 ; S = 9, 5 С Н. 6 Решение. Изменение энтропии S o химического процесса равно: o o o o S = S S S = 9, ,60 5,74 = 173,78 ( Дж / моль С 3 H 6 Н С( гр) К Реакция не может протекать самопроизвольно, так как S < Энергия Гиббса В любых химических процессах проявляются две тенденции: а) стремление к образованию прочных связей между частицами энтальпийный фактор ( H); )

31 31 б) стремление к беспорядочному движению, возрастанию энтропии энтропийный фактор (Т S). Оба этих фактора объединяет функция, называемая энергией Гиббса ( G). G = H Т S. Энергия Гиббса служит критерием самопроизвольного протекания химической реакции. Химическая реакция принципиально возможна, если энергия Гиббса уменьшается, то есть G < 0. Если энергия Гиббса возрастает ( G > 0), реакция самопроизвольно в прямом направлении протекать не может, но возможно ее течение в обратном направлении. Если G = 0, то реакция может протекать как в прямом, так и в обратном направлениях, наступает состояние равновесия. Изменение энергии Гиббса ( G) равно разности сумм энергии Гиббса продуктов реакции и исходных веществ с учетом стехиометрических коэффициентов, т.е. G = G G o o o продуктов реакции исходных веществ Пример 5. Определите, возможна ли реакция SiO (кр) + NaOH (р) = Na SiO 3(кр) + H O (ж), если энергии Гиббса веществ равны (кдж/моль): o sio G = 803,75 ; G = 147, 80 ; ( кр) o NaOH ( р) o Na SiO3( кр) G = 419,50 ; G = 37, 50 o H O( ж) Решение. Изменение энергии Гиббса ( G о ) реакции равно: G о =( o G Na SiO3 ( кр) + G o H O( ж) Подставляя численные значения, получаем: o ) ( + G sio ( кр) o G NaOH ( р) ) G о =( 147,80-37,50) ( 803,75 419,50) =,55 кдж/моль. Реакция возможна, так как G о <0. В соответствии с уравнением G= H-T S самопроизвольному протеканию процесса способствует уменьшение энтальпийного фактора и увеличение энтропийного. Для экзотермических реакций, когда H<0 и в ходе реакции S>0, G <0 при любых температурах. Такие реакции самопроизвольно могут протекать только в прямом направлении, т.е. являются необратимыми, например: С (гр) + ½ О = СО ( H= 110кДж/моль; S=89,18Дж/(моль К)) Наоборот, эндотермическая реакция ( H>0), в результате которой S<0, не может протекать самопроизвольно, например:

32 3 СО = С (гр) + 1/О Если в результате реакции H < 0 и S < 0, то при невысокой температуре H > T S, реакция возможна ( G < 0). При высоких температурах H < T S, прямая реакция невозможна ( G > 0), а обратная возможна. Например: CaO + CO = CaCO 3 o o o o H = H H H = ( 106,0) ( 635,1) ( 393,5) = 177,4 f. CaCO3 f. CaO f. CO H o = 177,4 кдж/моль o o o S = S S S CaCO o СO = (9,9) (39,7) (13,6) = 160,4Дж /( моль 3 CaO К Отсюда, G o = H-T S = 177,4 98 (160, )= -19,6 (кдж/моль) Реакция возможна при стандартных условиях. Если Т = 100К G o = 177,4 100 ( 0,1604) = 15,08 (кдж/моль) Реакция невозможна. Для определения температуры, выше которой происходит смена знака энергии Гиббса( G), можно воспользоваться условием G=0, при котором система находится в состоянии равновесия. Тогда Т р = H/ S, где Т р - температура равновесия. Для приведенной выше реакции смена знака энергии Гиббса происходит при: 3 177,4 10 Дж / моль Tp = = 1105, 9К 160,4Дж / моль К ) Задачи к разделу 3: «Энергетика химических процессов. Термохимия» 61. Определите энтальпию образования сероуглерода СS CS (Г) + 3О = СО (Г) + SО (Г), если известно, что: Н = 1075 кдж. 6. При взаимодействии 5 г металлического натрия с водой выделяется 40 кдж теплоты, а при взаимодействии 10 г оксида натрия Na O с водой выделяется 36,46 кдж теплоты. Определите энтальпию образования Na O. 63. Определите стандартную энтальпию образования Fe O 3, если при реакции Fe(т) + Al O 3 (т) = Fe O 3 (т) + Al(т) на каждые 80 г Fe O 3 поглощается 46,5 кдж. 64. Определите стандартную энтальпию образования сахарозы С 1 Н О 11, если энтальпия реакции: С 1 Н О 11(Т) + 1О (Г) = 1 СО (Г) + 11Н О (Ж) равна 5694 кдж.

33 65. Восстановление диоксида свинца протекает по уравнению: РвО (Т) + Н (Г) = РвО (Т) + Н О (Г) - 18,8 кдж. Определите стандартную энтальпию образования РbО При взаимодействии трех молей оксида азота (I) N O с аммиаком образуется азот и пары воды. Тепловой эффект реакции равен - 877,76 кдж. Напишите термохимическое уравнение этой реакции и вычислите энтальпию образования N O (г). 67. Определите возможность протекания реакции: С (графит) + Н (г) = С Н (г), рассчитав S о, Н o и G o этого процесса. 68. Тепловой эффект реакции сгорания жидкого бензола с образованием паров воды и оксида углерода (IV) равен 3135,58 кдж. Составьте термохимическое уравнение этой реакции и вычислите энтальпию образования С 6 Н 6 (ж). 69. Определите энтальпию реакции, PbS(т) + 3O (г) = PbO(т) + SO (г), используя значение стандартных энтальпий образования реагирующих веществ. При какой температуре возможна эта реакция? 70. При сгорании газообразного аммиака образуются пары воды и оксид азота (II) NO (г). Напишите термохимическое уравнение этой реакции, вычислив ее тепловой эффект в расчете на 1 моль NH 3 (г). Определите температуру равновесия этой реакции. 71. Прямая или обратная реакция будет протекать при стандартных условиях в системе: NO (г) + O (г) NO (г) Ответ мотивируйте, вычислив G 0 прямой реакции. o 7. Вычислив G системы PbO (т)+ Pb(т) = PbO(т) o o на основании S и H реагирующих веществ, определите, возможна ли эта реакция при стандартных условиях. 73. На основании величин o H f и o S реагирующих веществ вычислите реакции: СО (г) + Н О (г) = СО (г) + Н (г). В каком направлении будет протекать реакция? 74. Определите тепловой эффект реакции: CO (г) + 4H (г) = CH 4 (г) + H O (ж), o G