Решение типовых задач и контрольные задания

ДU = U₂ -- U₁,

где ДU -- изменение внутренней энергии системы при переходе от начального состояния U₁ в конечное U₂. Если U₂ > U₁, то ДU > 0. Если U₂ < U₁, то ДU < 0.

Теплота и работа функциями состояния не являются, ибо они служат формами передачи энергии и связаны с процессом, а не с состоянием системы. При химически реакциях А -- это работа против внешнего давления, т.е. в первом приближении А = сДV, где ДV - изменение объема системы (V₂ - V₁). Так как большинство химических реакций проходит при постоянном давлении, то для иэобарно-изотермического процесса (p-const, Т-const) теплота

Q_р = ДU + сДV,

Q_р = (U₂ -- U₁) + с(V₂ - V₁)

Сумму U + сV обозначим через Н, тогда

Q_р= Н₂ - Н₁= ДН

Величину Н называют энтальпией. Таким образом, теплота при р=соnst и T=сопst приобретает свойство функции состояния и не зависит от пути, по которому протекает процесс. Отсюда теплота реакции в изобарно-изотермическом процессе Qp равна изменению энтальпии системы ДН (если единственным видом работы является работа расширения):

Энтальпия, как и внутренняя энергия, является функцией состояния; ее изменение {ДН} определяется только начальными и конечными состояниями системы и не зависит от пути перехода. Нетрудно видеть, что теплота реакции в изохорно-изотермическом процессе (Vсonst; T=соnst), при котором ДV = 0, равна изменению внутренней энергии системы :Q_v=ДU

Теплоты химических процессов, протекающих при р, Т=соnst V,T=const, называют тепловыми аффектами.

При экзотермических реакциях энтальпия системы уменьшается и ДН < О (H₂ < H₁), а при эндотермических энтальпия системы увеличивается и ДH > О (H₂>H₁). В дальнейшем тепловые эффекты всюду выражаются через ДН.

Термохимические расчеты основаны на законе Гесса: тепловой эффект реакции зависит только от природы и физического состояния исходных веществ и конечных продуктов, но не зависит от пути перехода.

Часто в термохимических расчетах применяют следствие из закона Гесса: тепловой эффект реакции ДH_х.р. равен сумме теплот образования ДН_обр продуктов реакции за вычетом суммы теплот образования исходных веществ с учетом коэффициентов перед формулами этих веществ в уравнении реакции.

Пример 1

При взаимодействии кристаллов хлорида фосфора (V) с парами воды образуется жидкий РОС1з и хлористый водород. Реакция сопровождается выделением 111,4 кДж теплоты. Напишите термохимическое уравнение этой реакции.

Решение. Уравнения реакций, в которых около символов химических соединений указываются их агрегатные состояния или кристаллическая модификация, а также численное значение тепловых эффектов, называют термохимическими. В термохимических уравнениях, если это специально не оговорено, указываются значения тепловых эффектов при постоянном давлении Q_р равные изменению энтальпии системы ДН.

Значение ДН приводят обычно в правой части уравнения, отделяя его запятой или точкой с запятой. Приняты следующие сокращенные обозначения агрегатного состояния веществ: г -- газообразное, ж -- жидкое, к -- кристаллическое. Эти символы опускаются, если агрегатное состояние веществ очевидно.

Если в результате реакции выделяется теплота, то ДН < О. Учитывая сказанное, составляем термохимическое уравнение данной в примере реакции:

РCl₅(к) + H₂O(г) = POCl₃(ж) + 2HCl(г)? ДН_х.р.=-111,4кДж



Таблица 4

Стандартные теплоты (энтальпии) образования ДН^о₂₉₈ некоторых веществ

Вещество	Состояние	ДНо298, кДж/моль	Вещество	Состояние	ДНо298, кДж/моль
С2Н2	г	+226,75	СО	г	-110,52
СS2	г	+115,28	СН3ОН	г	-201,17
NO	г	+90,37	С2Н5ОН	г	-235,31
С6Н6	г	+82,93	Н2О	г	-241,83
С2Н4	г	+52,28	Н2О	ж	-285,84
Н2S	г	-20,15	NH4Cl	к	-315,39
NH3	г	-46,19	СО2	г	-393,51
СН4	г	-74,85	Fe2O3	к	-822,10
С2Н6	г	-84,67	Са(ОН)2	к	-986,50
НС1	г	-92,31	А12О3	к	-1669,80
			TiO2	к	-943,9

Пример 2

Реакция горения этана выражается термохимическим уравнением

С₂Н₆(г) +3 ¹/₂О₂=2СО₂(г)+3Н₂О(ж)? ДН_хр= -1559,87 кДж

Вычислите теплоту образования этана, если известны теплоты образования СО₂ (г) и Н₂О (ж) (табл. 4).

Решение. Теплотой образования (энтальпией) данного соединения называют тепловой эффект реакции образования 1 моль этого соединения из простых веществ, взятых в их устойчивом состоянии при данных условиях.

Обычно теплоты образования относят к стандартному состоянию, т.е. 25° С (298 К) и 1,013·10⁵ Па, и обозначают через ДН^о₂₉₈.Так как тепловой эффект с температурой изменяется незначительно, то здесь и в дальнейшем индексы опускаются и тепловой эффект обозначается через ДН. Следовательно, нужно вычислить тепловой эффект реакции, термохимическое уравнение которой имеет вид

2С (графит) + 3Н₂(г) = С₂Н₆(г); ДН = ?

исходя из следующих данных:

а) С₂Н₆ (г) + 3¹/₂ О₂ (г) = 2 СО₂ (г) + 3Н₂О (ж); ДН = -1559,87 кДж

б) С (графит) + О₂ (г) = СО₂ (г); ДН = -393,51 кДж

в) H₂ (г) + 1/2 О₂ = Н₂О (ж)ДН = -285,84 кДж

На основании закона Гесса с термохимическими уравнениями можно оперировать так же, как и с алгебраическими. Для получения искомого результата следует уравнение (б) умножить на 2, уравнение (в) - на 3, а затем сумму этих уравнений вычесть из уравнения (а):

С₂Н₆ (г) + 3¹/₂ О₂ (г) - 2 С - 2 О₂ (г) - 3Н₂ - 3/2 О₂ = 2СО₂ + 3Н₂О - 2СО₂

- 3Н₂О

ДН = -1559,87 - 2 (-393,51) - 3 (-285,84) = +84,67 кДж;

ДН = -1559,87 + 787,02 + 857,52 ;

C₂Н₆ = 2 С + 3 Н₂; ДН = +84,67 кДж.

Так как теплота образования равна теплоте разложения с обратным знаком, то ДН_C2Н6(г) = - 84,67 кДж.

К тому же результату придем, если для решения задачи применить вывод из закона Гесса:

ДНхр=2ДНсо₂+3ДНн₂о-ДНс₂н₆-3ЅДНо₂

Учитывая, что теплоты образования простых веществ условно приняты равными нулю

ДН(с₂н₆)=2ДНсо₂+3ДНн₂о-ДНх.р.

ДН(с₂н₆)=2(-393,51)+3(-285,84)+1559,87=-84,67?

ДН^обр(с₂н₆(г))=-84,67кДж

Пример 3

Реакция горения этилового спирта выражается термохимическим уравнением

С₂Н₅ОН(ж)+3О₂(г)=2СО₂(г)+3Н₂О(ж); ДН=?

Вычислите тепловой эффект реакции, если известно, что мольная (молярная) теплота парообразования С₂Н₅ОН(ж) равна +42,36 кДж и известны теплоты образования С₂Н₅ОН(г); С0₂(г); Н₂О(ж) (см. табл. 5).

Решение. Для определения ДН реакции необходимо знать теплоту образования С₂Н₅ОН (ж). Последнюю находим из данных:

С₂Н₅ОН(ж) = С₂Н₅ОН(г) ДН=+42,36кДж

+42,36=-235,31-ДНс₂н₅он_(ж)

ДН(с₂н₅он_(ж))=-235,31-42,36= -277,67кДж

Вычисляем ДН реакции применяя следствия из закона Гесса:

ДН_х.р.= 2 (-393,51)+3 (-285,84)+277,67=-1366,87кДж

Контрольные вопросы

81. Вычислите, сколько теплоты выделится при сгорании 165 л (н.у.) ацетилена С₂Н₂ , если продуктами сгорания являются диоксид углерода и пары воды? Ответ: 924,88 кДж.

82. При сгорании газообразного аммиака образуются пары воды и оксид азота. Сколько теплоты выделится при этой реакции, если было получено 44,8 л NO в пересчете на нормальные условия? Ответ: 452.37 кДж.

83. Реакция горения метилового спирта выражается термохимическим уравнением

СН₃ОН_(ж) + 3/2О₂ (г) = СО₂ (г) + 2Н₂О (ж);ДH = ?

Вычислите тепловой эффект этой реакции, если известно, что мольная теплота парообразования CН₃ОН (ж) равна +37,4 кДж. Ответ: --726,62 кДж.

84. При сгорании 11,5 г жидкого этилового спирта выделилось 308,71 кДж теплоты. Напишите термохимическое уравнение реакции, в результате которой образуются пары воды и диоксид углерода. Вычислите теплоту образования С₂Н₅ОН (ж).Ответ: -277,67 кДж/моль.

85. Реакция горения бензола выражается термохимическим уравнением

С₆Н₆(ж)+7ЅО₂(г)=6СО₂(г)+3Н₂О(г)У ДН=?

Вычислите тепловой эффект этой реакции, если известно, что мольная теплота парообразования бензола равна +33,9 кДж. Ответ: -3135,58 кДж.

86. Вычислите тепловой эффект и напишите термохимическое уравнение реакции горения 1 моль этана С₂Н₆ (г), в результате которой образуются пары воды и диоксид углерода. Сколько теплоты выделится при сгорании 1 м³ этана в пересчете на нормальные условия? Ответ: 63742,86 кДж.

87.Реакция горения аммиака выражается термохимическим уравнением

4NH₃ (г) + 3О₂ (г) = 2N₂ (г) + 6Н₂О (ж);ДН = 1530,28 кДж

Вычислите теплоту образования NН₃ (г). Ответ: - 46.19 кДж/моль.

88. При взаимодействии 6,3 г железа с серой выделилось 11,31 кДж теплоты. Вычислите теплоту образования сульфида железа FeS. Oтвет; -100,26 кДж/моль.

89. При сгорании 1 л ацетилена (н.у.) выделяется 56,053 кДж теплоты. Напишите термохимическое уравнение реакции, в результате которой образуются пары воды и диоксид углерода. Вычислите теплоту образования С₂Н₂ (г). Ответ: 226,75 кДж/моль.

90. При получении эквивалентной массы гидроксида кальция из СаО (к) и Н₂О (ж) выделяется 32,53 кДж теплоты. Напишите термохимическое уравнение этой реакции и вычислите теплоту образования оксида кальция. Ответ: --635,6 кДж/моль.

91. Вычислите, какое количество теплоты выделится при восстановлении Fe₂O₃ металлическим алюминием, если было получено 335,1 г железа. Ответ: 2543.1 кДж.

92. Газообразный этиловый спирт С₂Н₅ОН можно получить при взаимодействии этилена С₂Н₄ (г) и водяных паров. Напишите термохимическое уравнение этой реакции, вычислив ее тепловой эффект. Ответ: --45,76 кДж.

93. Вычислите тепловой эффект реакции восстановления оксида железа (II) водородом, исходя из следующих термохимических уравнений

FeO + CO (г) = Fe (к) + СО₂ (г);ДH = -13,18 кДж

СО (г) + 1/2 О₂ (г) = СО₂(г); ДH = -283,0 кДж

Н₂ (г) + 1/2О₂ (г) = Н₂О (г);ДH = -241,83 кДж

Ответ: +27,99 кДж.

94. При взаимодействии газообразных сероводорода и диоксида углерода образуются пары воды и сероуглерод СS₂ (г). Напишите термохимическое уравнение этой реакции, вычислив ее тепловой эффект. Ответ: +65,43 кДж.

95. Напишите термохимическое уравнение реакции между СО (г) и водородом, в результате которой образуются СН₄ (г) и Н₂О (г). Сколько теплоты выделится при этой реакции, если было получено 67,2 л метана в пересчете на нормальные условия? Ответ: 618,48кДж.

96. Тепловой эффект какой реакции равен теплоте образования NO? Вычислите теплоту образования NО, исходя из следующих термохимических уравнений:

4NH₃ (г) + 5О₂ (г) = 4NO (г) + 6Н₂О (ж);ДН = -1168,80 кДж

4NH₃ (г) + 3О₂ (г) = 2N₂ (г) + 6Н₂О (ж);ДН = 1530,28 кДж

Ответ: 90,37 кДж.

97. Кристаллический хлорид аммония образуется при взаимодействии газообразных аммиака и хлористого водорода. Напишите термохимическое уравнение этой реакции, вычислив ее тепловой эффект. Сколько теплоты выделится, если в реакции было израсходовано 10 л аммиака в пересчете на нормальные условия? Ответ: 78,97 кДж.

98. Тепловой эффект какой реакции равен теплоте образования метана? Вычислите теплоту образования метана, исходя из следующих термохимических уравнений:

Н₂ (г) + 1/2О₂ (г) = Н₂О (ж); ДН = -285,84 кДж

С (к) + О₂ (г) = СО₂ (г);ДН = -393,51 кДж

СН₄ (г) + 2О₂ (г) = 2Н₂О (ж) + СО₂ (г);ДН = -890,31 кДж

Ответ: -74,88 кДж

99. Тепловой эффект какой реакции равен теплоте образования гидроксида кальция? Вычислите теплоту образования гидроксида кальция, исходя из следующих термохимических уравнений:

Са (к) + 1/2О₂ (г) = СаО (к); ДН = -635,60 кДж

Н₂ (г) + 1/2О₂ = Н₂О (ж);ДН = -285,84 кДж

СаО (к) + Н₂О (ж) = Са(ОН)₂ (к);ДН = -65,06 кДж

Ответ: -986,50 кДж.

100. Тепловой эффект реакции сгорания жидкого бензола с образованием паров воды и диоксида углерода равен -3135,58 кДж. Составьте термохимическое уравнение этой реакции и вычислите теплоту образования C₆Н₆ (ж).

Ответ: +49.03 кДж.

ТЕМА: Химическое сродство

При решении задач этого раздела данные для расчетов необходимо взять в таблице этого раздела и в справочнике физико-химических величин.

Самопроизвольно могут протекать реакции, сопровождающиеся не только выделением, но и поглощением теплоты.

Реакция, идущая при данной температуре с выделением теплоты, при другой температуре проходит с поглощением теплоты. Здесь проявляется диалектический закон единства и борьбы противоположностей. С одной стороны, система стремится к упорядочению (агрегации), к уменьшению энтальпии Н; с другой стороны, система стремится к беспорядку (дезагрегации). Первая тенденция растет с понижением температуры, а вторая -- с повышением температуры. Тенденцию к беспорядку характеризует величина, которую называют энтропией.

Энтропия S, так же как внутренняя энергия U, энтальпия Н, объем V и др., является свойством вещества, пропорциональным его количеству. Энтропия отражает движение частиц вещества и является мерой неупорядоченности системы. Она возрастает с увеличением движения частиц: при нагревании, испарении, плавлении, расширении газа, при ослаблении или разрыве связей между атомами и т.п. Процессы, связанные с упорядоченностью системы (конденсация, кристаллизация, сжатие, упрочнение связей, полимеризация и т.п.), ведут к уменьшению энтропии. Энтропия является функцией состояния, т.е. ее изменение (ДS) зависит только от начального (S₁) и конечного (S₂) состояния и не зависит от пути процесса

ДS_х.р.=УS⁰ _прод -УS⁰ _исх

ДS=S₂ -S₁ Если S₂>S₁ , то ДS>0. Если S₂<S₁ , то ДS<0.

Так как энтропия растет с повышением температуры, то можно считать, что мера беспорядка ?ТДS . Энтропия выражается в Дж? (моль * К). Таким образом, движущая сила процесса складывается из двух сил: стремления к упорядочению (ДН) и стремления к беспорядку (ТДS). При р = соnst и T = const общую движущую силу процесса, которую обозначают ДG, можно найти из соотношения

ДП = (Н₂ - Н₁) - (ТЫ₂ - ЕЫ₁)жДП = ДН - ТДЫ

Величина G называется изобарно-изотермическим потенциалом или энергией Гиббса. Итак, мерой химического сродства является убыль энергии Гиббса (ДG), которая зависит от природы вещества, его количества и от температуры. Энергия Гиббса является функцией состояния, поэтому

ДG_х.р. = У ДG _прод. - У ДG _исх^.

Самопроизвольно протекающие процессы идут в сторону уменьшения потенциала и, в частности, в сторону уменьшения ДG. Если ДG < О, процесс принципиально осуществим; если ДG > О, процесс самопроизвольно проходить не может. Чем меньше ДG, тем сильнее стремление к протеканию данного процесса и тем дальше он от состояния равновесия, при котором

ДG =О и ДН = TДS.

Из соотношения ДG = ДН -- TДS видно, что самопроизвольно могут протекать и процессы, для которых ДН > О (эндотермические). Это возможно, когда ДS > О, но |TДS| > |ДН|, и тогда ДG < О. С другой стороны, экзотермические реакции (ДG< О) самопроизвольно не протекают, если при ДS < О окажется, что ДG > О.

Таблица 5

Стандартная энергия Гиббса образования ДG^°₂₉₈ некоторых веществ

Вещество	Состояние	ДG° 298, кДж/моль	Вещество	Состояние	ДG°298, кДж/моль
ВаСО3	к	-1138,8	FeO	к	-244,3
СаСО3	к	-1128,75	Н2О	ж	-237,19
Fe3O4	к	-1014,2	Н2О	г	-228,59
ВеСО3	к	-944,75	PbO2	к	-219,0
СаО	к	-604,2	СО	г	-137,27
ВеО	к	-581,61	СН4	г	-50,79
ВаО	к	-528,4	NO2	г	+51,84
СО2	г	-394,38	NO	г	+86,69
NaCl	к	-384,03	С2Н2	г	+209,20
ZnO	к	-318,2

Пример 1

В каком состоянии энтропия 1 моль вещества больше: в кристаллическом или в парообразном состоянии при той же температуре?

Решение. Энтропия есть мера неупорядоченности состояния вещества. В кристалле частицы (атомы, ионы) расположены упорядоченно и могут находиться лишь в определенных точках пространства, а для газа таких ограничений нет. Объем 1 моль газа гораздо больше, чем объем 1 моль кристаллического вещества; возможность хаотичного движения молекул газа больше. А так как энтропию можно рассматривать как количественную меру хаотичности атомно-молекулярной структуры вещества, то энтропия 1 моль паров вещества больше энтропии 1 моль его кристаллов при одинаковой температуре.

Пример 2

Прямая или обратная реакция будет протекать при стандартных условиях в системе

СН₄ (г) + СО₂ (г) - 2СО (г) + 2Н₂ (г)

Решение. Для ответа на вопрос следует вычислить ДG⁰₂₉₈ прямой реакции. Значения ДG⁰₂₉₈ соответствующих веществ приведены в табл. 6. Зная, что ДG есть функция состояния и что ДG для простых веществ, находящихся в устойчивых при стандартных условиях агрегатных состояниях, равны нулю, находим ДG⁰₂₉₈ процесса:

ДG⁰₂₉₈ = 2 (-137,27) + 2 (0) - (-50,79 - 394,38) = +170,63 кДж

То, что ДG⁰₂₉₈ > 0, указывает на невозможность самопроизвольного протекания прямой реакции при Т = 298⁰К и равенстве давлений взятых газов 1,013•10⁵ Па (760 мм рт. ст. = 1 атм).

Таблица 6

Стандартные абсолютные энтропии S^°₂₉₈ некоторых веществ.

Вещество	Состояние	S°298, Дж/(моль•К)	Вещество	Состояние	S°298, Дж/(моль•К)
C	Алмаз	2,44	H2O	г	188,72
C	Графит	5,69	N2	г	191,49
Fe	к	27,2	NH3	г	192,50
Ti	к	30,7	CO	г	197,91
S	Ромб.	31,9	C2H2	г	200,82
TiO2	к	50,3	O2	г	205,03
FeO	к	54,0	H2S	г	205,64
H2O	ж	69,94	NO	г	210,20
Fe2O3	к	89,96	CO2	г	213,65
NH4Cl	к	94,5	C2H4	г	219,45
CH3OH	ж	126,8	Cl2	г	222,95
H2	г	130,59	NO2	г	240,46
Fe3O4	к	146,4	PCl3	г	311,66
CH4	г	186,19	PCl5	г	352,71
HCl	г	186,68

Пример 3

На основании стандартных теплот образования (табл. 5.) и абсолютных стандартных энтропий веществ (табл.7.) вычислите ?G^o₂₉₈ реакции, протекающей по уравнению:

CO (г.) + H₂O (г.) = CO₂ (г.) + H₂ (г.)

Решение.

?G^o₂₉₈ = ?H^o - T ?S^o ; ?H и ?S - функции состояния, поэтому

?H^o_х.р.= ? ?H^o_прод.- ? ?H^o_исх.;? ?S^o_х.р.= ? S^o_прод.- ? ?S^o_исх.;

?S _х.р.= (213,65 + 130,59) - ( 197,91 + 69,94) = +76,39 = 0,07639 кДж / (моль·К);

?G^o = +2,85 - 298 · 0,07639 = -19,91 кДж.

Пример 4

Реакция восстановления Fe₂O₃ водородом протекает по уравнению:

Fe₂O₃(кр.) + 3H₂(г.) = 2Fe(кр.) + 3H₂O(г.); ?H = +96,61 кДж.

Возможна ли эта реакция при стандартных условиях, если изменение энтропии ?S = 0,1387 кДж / (моль· К)? При какой температуре начнется восстановление Fe₂O₃?

Решение. Вычисляем ?G^o реакции:

?G = ?H - T ?S = 96,61 - 298 · 0,1387 = + 55,28 кДж.

Так как ?G 0, то реакция при стандартных условиях невозможна; наоборот, при этих условиях идет обратная реакция окисления железа (коррозия). Найдем температуру, при которой ?G = 0:

?H = T ?S; T = ==696,5 К.

Следовательно, при температуре 696,5 К начнется реакция восстановления Fe₂O₃. Иногда эту температуру называют температурой начала реакции.

Пример.5. Вычислите ?H^o, ?S^o, и ?G^o_Т реакции протекающей по уравнению

Fe₂O₃(кр.) + 3С(кр.) = 2Fe(кр.) + 3СO(г.);

Возможна ли реация восстановления Fe₂O₃(кр.) углеродом при температурах 500 и 1000 К?

Решение. ?H^o_х.р. и ?S^o_х.р находим из соотношений (1) и (2) так же, как в примере 3:

?H^o_х.р. = [3(-110,52) + 2·0]-[-822,10 + 3·0] = -331,56 + 822,10 = +490,54

кДж;

?S^o_х.р = (2· 27,2 + 3·197,91) - (89,96 + 3· 5,69) = 541,1 Дж/К.

Энергию Гиббса при соответствующих температурах находим из соотношения

?G^o_Т = =?H^o - T ?S^o:

?G^o₅₀₀ = 490,54 - 500· = +219,99 кДж;

?G^o₁₀₀₀ = 490,54 - 1000· = -50,56 кДж;

Так как ?G^o₅₀₀ 0, а ?G^o₁₀₀₀ 0, то восстановление Fe₂O₃ углеродом возможно при 1000 К и невозможно при 500 К.

Контрольные вопросы

101. На основании стандартных теплот образования и абсолютных стандартных энтропий соответствующих веществ вычислите ДG⁰₂₉₈ реакции, протекающей по уравнению

4NН₃(г) + 5О₂(г) = 4NО(г) + 6Н₂О(г).

Возможна ли эта реакция при стандартных условиях?

Ответ: --957,77 кДж.

102. На основании стандартных теплот образования и абсолютных стандартных энтропии соответствующих веществ вычислите ДG⁰₂₉₈ реакции, протекающей по уравнению

СО₂ (г) + 4Н₂ (г) = СН₄(г) + 2Н₂О(ж)

Возможна ли эта реакция при стандартных условиях?

Ответ: --130,89 кДж.

103. Вычислите ?Н, ДS и ДG_Т реакции, протекающей по уравнению

Fe₂O₃ (к) + 3Н₂ (г) = 2Fe (к) + 3Н₂О(г)

Возможна ли реакция восстановления Fe₂O₃ водородом при температурах 500 и 2000 К? Ответ: +96,61 кДж; 138,83 Дж/К; 27,2 кДж; -181,05 кДж.

104. Какие из карбонатов: ВеСОз или ВаСОз -- можно получить по реакции взаимодействия соответствующих оксидов с СО₂? Какая реакция идет наиболее энергично? Вывод сделайте, вычислив ДG^°₂₉₈ реакций. Ответ: +31,24 кДж; -130,17 кДж; -216,02 кДж. Почему 3 значения?

105. На основании стандартных теплот образования и абсолютных стандартных энтропии соответствующих веществ вычислите ДG⁰₂₉₈ реакции, протекающей по уравнению

СО (г) + 3Н₂ (г) = СН₄(г) + Н₂О(г)

Возможна ли эта реакция при стандартных условиях?

Ответ: --142,16 кДж.

106. Вычислите ?Н^о, ДS^о и ДG^о реакции, протекающей по уравнению

ТіО₂ (к) + 2С (к) = Ті (к) + 2СО(г)

Возможна ли реакция восстановления ТіО₂ углеродом при температурах 1000 и 3000 К?

Ответ: +722,86 кДж; 364,84 Дж/К; +358,02 кДж; -371,66 кДж.

107. На основании стандартных теплот образования и абсолютных стандартных энтропии соответствующих веществ вычислите ДG⁰₂₉₈ реакции, протекающей по уравнению

С₂Н₄(г) + 3О₂ (г) = 2СО₂ + 2Н₂О(ж)

Возможна ли эта реакция при стандартных условиях?

Ответ: --1331,21 кДж.

108. Определите, при какой температуре начнется реакция восстановления Fe₃O₄ , протекающая по уравнению

Fe₃O₄ (к) + СО (г) = 3FeО (к) + СО₂ (г) ?Н = +34,55 Кдж

Ответ: 1102,4 К.



109. Вычислите, при какой температуре начнется диссоциация пентахлорида фосфора, протекающая по уравнению

РС1₅(г) = РС1₃(г) + С1₂(г) ?Н = + 92,59 Кдж

Ответ: 509 К.

110. Вычислите изменение энтропии для реакций, протекающих по уравнениям:

2СН₄(г) = С₂Н₂(г) + 3Н₂ (г)

N₂(г) + 3Н₂ (г) = 2NН₃ (г)

С (графит) + О₂(г) = СО₂ (г)

Почему в этих реакциях ДS^о > 0; < 0; ? 0?

Ответ: 220,21 Дж/К; -198,26 Дж/К; 2,93 Дж/К.

111. Вычислите ДG⁰₂₉₈ для следующих реакций:

а) 2NaF (к) + Cl₂ (г) = 2NaCl (к) + F₂ (г)

б) PbO₂ (к) + 2Zn (к) = Pb (к) + 2ZnO (к)

Можно ли получить фтор по реакции (а) и восстановить РЬО₂ цинком по реакции (б)? Ответ: + 313,94 кДж; -417,4 кДж.

112. При какой температуре наступит равновесие системы

4НС1 (г) + О₂ (г) - 2Н₂О (г) + 2С1₂ (г);?Н = -114,42 кДж

Хлор или кислород в этой системе является более сильным окислителем и при каких температурах? Ответ: 891 К.

113. Восстановление Fe₃O₄ оксидом углерода идет по уравнению



Fe₃O₄ (к) + СО (г) = 3FeO (к) + СО₂ (г)

Вычислите ДG⁰₂₉₈ и сделайте вывод о возможности самопроизвольного протекания этой реакции при стандартных условиях. Чему равно ДS⁰₂₉₈ в этом процессе? Ответ: +24,19 кДж; +31,34 Дж/ (моль · К).

114. Реакция горения ацетилена идет по уравнению

С₂Н₂ (г) + 5/2О₂ (г) = 2СО₂ (г) + Н₂О (г)

Вычислите ДG⁰₂₉₈ и ДS⁰₂₉₈. Объясните уменьшение энтропии в результате этой реакции. Ответ: -1235,15 кДж; -216,15 Дж/(моль · К)

115. Уменьшается или увеличивается энтропия при переходах: а) воды в пар; б) графита в алмаз? Почему? Вычислите ДS⁰₂₉₈ каждого превращения. Сделайте вывод о количественном изменении энтропии при фазовых и аллотропических превращениях. Ответ: а) 118,78 Дж/(моль·К); б) -3,25 Дж/(моль·К).

116. Чем можно объяснить, что при стандартных условиях невозможна экзотермическая реакция

Н₂(г) + СО₂ (г) = СО (г) + Н₂О (ж); ?Н = -2,85 кДж

Зная тепловой эффект реакции и абсолютные стандартные энтропии соответствующих веществ, определите ДG⁰₂₉₈ этой реакции. Ответ: +19,91 кДж.

117. Прямая или обратная реакция будет протекать при стандартных условиях в системе

2NО (г) + О₂ = 2NО₂ (г)

Ответ мотивируйте, вычислив ДG⁰₂₉₈ прямой реакции. Ответ: -69,70 кДж.

118. Исходя из значений стандартных теплот образования и абсолютных стандартных энтропий соответствующих веществ, вычислите ДG⁰₂₉₈ реакции, протекающей по уравнению NН₃(г) + НС1(г) = NН₄С1(к). Может ли эта реакция при стандартных условиях идти самопроизвольно? Ответ: -92,08 кДж.

119. При какой температуре наступит равновесие системы

СО (г) + 2Н₂(г) = СН₃ОН (ж) ?Н = -128,05 кДж

Ответ: 385,5 К.

120. При какой температуре наступит равновесие системы

СН₄(г) + СО₂ (г) = 2СО (г) + 2Н₂ (г)?Н = +247,37 кДж

Ответ: 961,9 К.

ТЕМА: Химическая кинетика и равновесие

Кинетика -- учение о скорости различных процессов, в том числе химических реакций. Критерием принципиальной осуществимости реакций является неравенство ДG_Р,Т < 0. Но это неравенство не является еще полной гарантией фактического течения процесса в данных условиях, не является достаточным для оценки кинетических возможностей реакции.

Так, ДG^о_298,Н2О = -228,59 кДж/моль, а ДG^о_298,А1С13 = -313,8 кДж/моль и, следовательно, при Т = 298 К и Р = 1,013 * 10⁵ Па возможны реакции, идущие по уравнениям:

Н₂(г) + ЅО₂(г) = Н₂О(г)

2А1 (к) + 3I₂ (к) = 2А1I₃(к)



Однако эти реакции при стандартных условиях идут только в присутствии катализатора (платины для первой и воды для второй). Катализатор как бы снимает кинетический "тормоз", и тогда проявляется термодинамическая природа вещества.

Скорость химических реакций зависит от многих факторов, основные из которых -- концентрация (давление) реагентов, температура и действие катализатора. Эти же факторы определяют и достижение равновесия в реагирующей системе.

Пример 1.

Во сколько раз изменится скорость прямой и обратной реакции в системе

2SO₂(г) + O₂(г) = 2SO₃(г),

если объем газовой смеси уменьшить в три раза? В какую сторону сместится равновесие системы?

Решение. Обозначим концентрации реагирующих веществ:

[SO₂] = а; [O₂] = b; [SO₃] = с.

Согласно закону действия масс скорости V прямой и обратной реакции до изменения объема

V_пр = К а²b; V_обр = К₁ с²;

После уменьшения объема гомогенной системы в три раза концентрация каждого из реагирующих веществ увеличится в три раза: [SO₂] = 3а; [O₂] = 3b; [SO₃] = 3с. При новых концентрациях скорости V прямой и обратной реакции изменились

V`<sub>пр</sub> = К (3а)<sup>2</sup> 3b = 27•Ка<sup>2</sup>b; V`_обр = К₁ (3с)² = 9•К₁ с² ;

Отсюда

V`<sub>пр</sub> /V<sub>пр</sub> = 27•Ка<sup>2</sup>b/К а<sup>2</sup>b =27; V`_обр /V_обр = 9•К₁ с² /К₁ с² = 9

Следовательно, скорость прямой реакции увеличилась в 27 раз, а обратной -- только в девять раз. Равновесие системы сместилось в сторону образования SO₃.

Пример 2.

Вычислите, во сколько раз увеличится скорость реакции, протекающей в газовой фазе, при повышении температуры от 30 до 70° С, если температурный коэффициент реакции равен 2.

Решение. Зависимость скорости химической реакции от температуры определяется эмпирическим правилом Вант-Гоффа по формуле

V_t(2)/V_t(1) = г^Дt/10,

Где:

Дt = t₂ - t₁ = 70 - 30 = 40^оС.,

V_t(1) - скорость реакции при температуре t₁;

V_t(2) - скорость реакции при температуре t₂;

г - температурный коэффициент, который показывает, как изменится скорость реакции при изменении температуры на 10 ^оС.

V_t(2)/V_t(1) = г^Дt/10 = 2^40/10 =2⁴ = 16.

Следовательно, скорость реакции V_t(2) при температуре 70є С больше скорости реакции V_t(1) при температуре 30° С в 16 раз.

Пример 3.

Константа равновесия гомогенной системы

СО (г) + Н₂О(г) = СО₂ (г) + Н₂(г)

при 850 С равна 1. Вычислите концентрации всех веществ при равновесии, если исходные концентрации: [СО]_исх = 3 моль/л, [Н₂О]_исх = 2 моль/л.

Решение. При равновесии скорости прямой и обратной реакций равны, а отношение констант этих скоростей постоянно и называется константой равновесия данной системы:

V_пр = К₁ [СО] [Н₂О]; V_обр = К₂ [СО₂] [Н₂];

К_Р = К₁/К₂ = ([СО₂] [Н₂]) / ([СО] [Н₂О]);

В условии задачи даны исходные концентрации, тогда как в выражение К_Р входят только равновесные концентрации всех веществ системы. Предположим, что к моменту равновесия концентрации [СО₂]_р = Х моль/л. Согласно уравнению системы число молей образовавшегося водорода при этом будет также Х моль/л. По столько же молей (Х моль/л), СО и Н₂О расходуется для образования по Х молей СО₂ и Н₂. Следовательно, равновесные концентрации всех четырех веществ равны

[СО₂]_р = [Н₂]_р = Х моль/л; [СО]_р = (3 - Х) моль/л; [Н₂О]_р = (2 - Х)

моль/л;

Зная константу равновесия, находим значение Х, а затем исходные концентрации всех веществ:

1 = Х² /((3 - Х) (2 - Х) ); Х = 1,2 моль/л.

Таким образом, искомые равновесные концентрации равны:

[СО₂]_р = 1,2 моль/л;

[Н₂]_р = 1,2 моль/л;

[СО]_р = (3 - 1,2) = 1,8 моль/л;

[Н₂О]_р = (2 - 1,2) = 0,8 моль/л;

Пример 4

Эндотермическая реакция разложения пентахлорида фосфора протекает по уравнению

РС1₅(г) = РС1₃(г) + С1₂(г) ?Н = + 92,59 Кдж

Как надо изменить: а) температуру; б) давление; в) концентрацию, чтобы сместить равновесие в сторону прямой реакции -- разложения PCI₅?

Решение. Смещением или сдвигом химического равновесия называют изменение равновесных концентраций реагирующих веществ в результате изменения одного из условий реакции. Направление, в котором сместилось равновесие, определяется по принципу Ле Шателье:

а) так как реакция разложения РС1₅ эндотермическая (?Н >0), то для смещения равновесия в сторону прямой реакции нужно повысить температуру;

б) так как в данной системе разложение РС1₅ ведет к увеличению объема (из одной молекулы газа образуются две газообразные молекулы), то для смещения равновесия в сторону прямой реакции надо уменьшить давление;

в) смещения равновесия в указанном направлении можно достигнуть как увеличением концентрации PCl₅, так и уменьшением концентрации-РС1₃ или C1₂.

Контрольные вопросы

121. Константа скорости реакции разложения N₂O, протекающей по уравнению

2N₂O = 2N₂ + O₂

равна 5·10^-4. Начальная концентрация N₂O = 6,0 моль/л. Вычислите начальную скорость реакции и скорость, когда разложится 50% N₂O. Ответ: 1,8·10^-2; 4,5·10^-3.

132. Напишите выражение для константы равновесия гетерогенной системы

СО_{2 (г)} + С _(к) - 2СО _(г)

Как изменится скорость прямой реакции -- образования СО, если концентрацию СО₂ уменьшить в четыре раза? Как следует изменить давление, чтобы повысить выход СО?

123. Напишите выражение для константы равновесия гетерогенной системы

С _(к) + Н₂О _(г) - СО _(г) + Н_{2 (г)}.

Как следует изменить концентрацию и давление, чтобы сместить равновесие в сторону обратной реакции -- образования водяных паров?

124. Равновесие гомогенной системы

4НСl_(г) + О_2(г) - 2Н₂О_(г) + 2Cl_2(г)



установилось при следующих концентрациях реагирующих веществ: [Н₂О]_р = 0,14 моль/л; [Cl₂]_р = 0,14 моль/л; [HCI]_p = 0,20 моль/л; [О₂]_р = 0,32 моль/л. Вычислите исходные концентрации хлороводорода и кислорода. Ответ: [HCI]_иcx = 0,48 моль/л; [О₂]_исх =0,39 моль/л.

125. Вычислите константу равновесия для гомогенной системы

CO_(г) + H₂O_(г) - CO_2(г) + H_2(г)

если равновесные концентрации реагирующих веществ: [СО]_р = 0,004 моль/л; [Н₂О]_р = 0,064 моль/л; [CО₂]_р = 0,016 моль/л; [Н₂]_р = 0,016 моль/л. Чему равны исходные концентрации воды и СО? Oтвет: К =1; [Н₂О]_исх = 0.08моль/л; [СО]_исх = 0,02 моль/л.

126. Константа равновесия гомогенной системы

CO_(г) + H₂O_(г) - CO_2(г) + H_2(г)

при некоторой температуре равна 1. Вычислите равновесные концентрации всех реагирующих веществ, если исходные концентрации: [СО]_исх = 0,10 моль/л; [Н₂О]_исх = 0,40 моль/л. Ответ: [CО₂]_р = [Н₂]_р = 0,08 моль/л; [СО]_р = 0,02 моль/л; [Н₂О]_р = 0,32 моль/л.

127. Константа равновесия гомогенной системы N₂ + 3H₂ - 2NH₃ при некоторой температуре равна 0,1. Равновесные концентрации водорода и аммиака соответственно равны 0,2 и 0,08 моль/л. Вычислите равновесную и исходную концентрацию азота. Ответ: [N₂ ]_р = 8 моль/л; [N₂ ]_исх = 8,04 моль/л.

128. При некоторой температуре равновесие гомогенной системы

2NО+ О₂ - 2NО₂

установилось при следующих концентрациях реагирующих веществ: [NO]_р = 0,2 моль/л; [О₂]_р = 0,1 моль/л; [NО₂]_р = 0,1 моль/л. Вычислите константу равновесия и исходную концентрацию NО и О₂. Ответ: К = 2,5; [NO]_исх = 0,3 моль/л; [О₂]_исх = 0,15 моль/л.

129. Почему при изменении давления смещается равновесие системы

N₂ + 3H₂ - 2NH₃

и не смешается равновесие системы N₂ + О₂ - 2NO ? Ответ мотивируйте на основании расчета скорости прямой и обратной реакции в этих системах до и после изменения давления. Напишите выражения для констант равновесия каждой из данных систем.

130. Исходные концентрации [NO]_исх и [С1₂]_исх в гомогенной системе

2NO + Cl₂ = 2NOCl

составляют соответственно 0,5 и 0,2 моль/л. Вычислите константу равновесия, если к моменту наступления равновесия прореагировало 20% N0. Ответ: 0,416.

131. Окисление серы и ее диоксида протекает по уравнениям:

а) S_(к)+ О_{2 (г)} = SО_2(г);

б) 2SО_2(г)+ О_{2 (г)} = 2SО_3(г).

Как изменятся скорости этих реакций, если объемы каждой из систем уменьшить в четыре раза?

132. Напишите выражение для константы равновесия гомогенной системы

N₂ + 3H₂ - 2NH₃

Как изменится скорость прямой реакции -- образования аммиака, если увеличить концентрацию водорода в три раза?

133. Реакция идет по уравнению

N₂ + О₂ - 2NО.

Концентрации исходных веществ до начала реакции были: [N₂] = 0,049 моль/л; [О₂] = 0,01 моль/л. Вычислите концентрацию этих веществ в момент, когда [NО] = 0,005 моль/л.

Ответ: [N₂] = 0,0465 моль/л; [О₂] = 0,0075 моль/л.

134. Реакция идет по уравнению

N₂ + 3H₂ - 2NH₃

Концентрации участвующих в ней веществ были: [N₂ ] = 0,80 моль/л.; [Н₂ ] = 1,5 моль/л.; [NН₃ ] = 0,10 моль/л. Вычислите концентрацию водорода и аммиака, когда [N₂] = 0,5 моль/л. Ответ: [NН₃] = 0,70 моль/л; [Н₂ ] = 0,60 моль/л.

135. Реакция идет по уравнению.

Н₂ + I₂ - 2НI

Константа скорости этой реакции при некоторой температуре равна 0,16. Исходные концентрации реагирующих веществ: [Н₂] = 0,04 моль/л; [I₂] = 0,05 моль/л. Вычислите начальную скорость реакции и ее скорость, когда [Н₂] = 0,03 моль/л.

Ответ: 3,2·10^-4; 1,92·10^-4.

136. Вычислите, во сколько раз уменьшится скорость реакции, протекающей в газовой фазе, если понизить температуру от 120є до 80°С. Температурный коэффициент скорости реакции 3.

137. Как изменится скорость реакции, протекающей в газовой фазе, при повышении температуры на 60єС, если температурный коэффициент скорости данной реакции 2?

138. В гомогенной системе

СO + Cl₂ = СOCl₂

равновесные концентрации реагирующих веществ: [СО] = 0,2 моль/л; [С1₂] = 0,3 моль/л; [СОС1₂] = 1,2 моль/л. Вычислите константу равновесия системы и исходные концентрации хлора и СО. Ответ: К = 20; [С1₂]_исх =1.5 моль/л; [СО]_иcx = 1,4 моль/л.

139. В гомогенной системе А +2В - С равновесные концентрации реагирующих газов равны: [A] = 0,06 моль/л; [В] = 0,12 моль/л; [С] = 0,216 моль/л. Вычислите константу равновесия системы и исходные концентрации веществ А и В. Ответ: К = 2,6; [А]_исх = 0,276 моль/л; [В]_исх = 0,552 моль/л.

140. В гомогенной газовой системе

А +В - С + D

равновесие установилось при концентрациях: [В] = 0,05 моль/л и [С] = 0,02 моль/л. Константа равновесия системы равна 0,04. Вычислите исходные концентрации веществ А и В.

Ответ: [А]_исх = 0,22 моль/л; [В]_исх = 0,07 моль/л.

ТЕМА: Способы выражения концентрации раствора

Концентрацией раствора называется содержание растворенного вещества в определенной массе или известном объеме раствора или растворителя.



Пример 1

Вычислите: а) процентную (С%); б) молярную (С_М); в) эквивалентную (С_н); г) моляльную (С_m) концентрации раствора Н_зРО₄, полученного при растворении 18 г кислоты в 282 см³ воды, если плотность его 1,031 г/см³. Чему равен титр Т этого раствора?

Решение. а) Массовая процентная концентрация показывает число граммов (единиц массы) вещества, содержащееся в 100 г (единиц массы) раствора. Так как массу 282 см³ воды можно принять равной 282 г, то масса полученного раствора 18 + 282 =300 г.

С_% = m·100 /m₁

где: m - масса растворенного вещества, г;

m₁ - масса раствора, г.

С_% = 18·100 /300 = 6%.

б) Мольно-объемная концентрация, или Молярность (С_М), показывает число молей растворенного вещества, содержащегося в 1 л раствора. Масса 1 л раствора 1031 г. Массу кислоты в литре раствора находим из соотношения

С_М= m·1000 /М·V(р-ра),

где: m и М - соответственно масса растворенного вещества и его мольная масса;

V(р-ра) = m(р-ра)/(р-ра) = 300/1,031 = 291 мл

(р-ра) - плотность раствора

С_М= 18·1000 /97,99·291 = 0,63 М.

в) Эквивалентная концентрация, или нормальность, показывает число эквивалентов растворенного вещества, содержащегося в 1 л раствора.

С_н= m·1000 / m_э·V(р-ра),

где: m и m_э - соответственно масса растворенного вещества и его эквивалентная масса.

Эквивалентная масса Н₃РО₄ = М/3 = 97,99/3 = 32,66 г/моль,

C_H = 18·1000 / 32,66·291 = 1,89 н.

г) мольно-массовая концентрация, или моляльность (С_m) , показывает число молей растворенного вещества, содержащихся в 1000 г растворителя.

С_m = m·1000 /М·m₁,

где: m и М - соответственно масса растворенного вещества и его мольная масса;

m₁ - масса растворителя.

М(Н₃РО₄) = 97,99 г/моль

С_m = m·1000 /М·m₁ = 18·1000/97,99·282 = 0,65 моль/кг.

Титром раствора называется число граммов растворенного вещества в 1 см³ (мл) раствора. Так как в 1 л раствора содержится 61,86 г кислоты, то

Т = 61,86/1000 = 0,06186 г/см³.

Зная нормальность раствора и эквивалентную массу (m_э) растворенного вещества, титр легко найти по формуле

Т = C_H·m_э/1000

Пример 2

На нейтрализацию 50 см³ раствора кислоты израсходовано 25 см³ 0,5 н. раствора щелочи. Чему равна нормальность кислоты?

Решение. Так как вещества взаимодействуют между собой в эквивалентных соотношениях, то растворы равной нормальности реагируют в равных объемах. При разных эквивалентных концентрациях (нормальностях): объемы растворов реагирующих веществ обратно пропорциональны их концентрациям, т.е.

V_{кислоты}·C_{Н(кислоты)} = V_щелочи·C_{H(щелочи)}.

Определим нормальность раствора кислоты:

Отсюда C_{H(кислоты)} = V_щелочи·C_{H(щелочи)}/V _{кислоты}.= 25·0,5/50 = 0,25 н.

Пример 3

К 1 л 10%-го раствора КОН (пл. 1,092 г/см³) прибавили 0,5 л 5%--го раствора КОН (пл. 1,045 г/см³) .Объем смеси довели до 2 л. Вычислите молярную концентрацию полученного раствора.

Решение. Масса одного литра 10%-ного раствора КОН 1092 г. В этом растворе содержится 1092·10/100 = 109,2 г КОН.

Масса 0,5 л 5%-ного раствора 1045·0,5 = 522,5 г. В этом растворе содержится

522,5·5/100 =26,125 г КОН.

В общем объеме полученного раствора (2 л) содержание КОН составляет

109,2 + 26,125 = 135,325 г.



Отсюда молярность этого раствора С_М =135,325/2·56,1 = 1,2 М.

где 56,1 г/моль -- мольная масса КОН.

Пример 4. Какой объем 96%-ной кислоты плотностью 1,84 г/см³ потребуется для приготовления 3 л 0,4 н. раствора?

Решение. Эквивалентная масса Н₂SO₄ = М/2 = 98,08/2 = 49,04 г/моль. Для приготовления 3 л 0,4 н. раствора требуется 49,04·0,4·3 = 58,848 г H₂S0₄.

Масса 1 см³ 96%-ной кислоты 1,84 г. В этом растворе содержится

1,84·96/100 = 1,766 г Н₂SO₄.

Следовательно, для приготовления 3 л 0,4 н. раствора надо взять

58,848/1,766 = 33,32 см³ этой кислоты.

Контрольные вопросы

141.Какой объем 10%-ного раствора карбоната натрия (пл. 1,105 г/см³) требуется для приготовления 5 л 2%-го раствора (пл. 1,02 г/см³)? Ответ: 923,1 см³.

142. На нейтрализацию 31 см³ 0,16 н. раствора щелочи требуется 217 см³ раствора Н₂SO₄. Чему равны нормальность и титр раствора Н₂SO₄? Ответ: 0,023 н.; 1.127·10^-3 г/см³.

143. Какой объем 0,3 н. раствора кислоты требуется для нейтрализации раствора, содержащего 0,32 г NaOH в 40 см³? Ответ: 26,6 см³.

144. На нейтрализацию 1 л раствора, содержащего 1,4 г КОН, требуется 50 см³ раствора кислоты. Вычислите нормальность раствора кислоты. Ответ: 0,53 н.

145. Какая масса НNО₃ содержалась в растворе, если на нейтрализацию его потребовалось 35 см³ 0,4 н. раствора NaOH? Каков титр раствора NaOH? Ответ: 0,882 г, 0.016г/см³.

146. Какую массу NаNО₃ нужно растворить в 400 г воды, чтобы приготовить 20%-ный раствор? Ответ: 100 г.

147. Смешали 300 г 20%-го раствора, и 500 г 40%-го раствора NaCI. Чему равна процентная концентрация полученного раствора? Ответ: 32,5%.

148. Смешали 247 г 62%-го и 145 г 18%-го раствора серной кислоты. Какова процентная концентрация полученного раствора? Ответ: 45,72%.

149. Из 700 г 60%-го раствора серной кислоты выпариванием удалили 200 г воды. Чему равна процентная концентрация оставшегося раствора? Ответ: 84%.

150. Из 10 кг 20%-го раствора при охлаждении выделилось 400 г соли. Чему равна процентная концентрация охлажденного раствора? Ответ: 16,7%.

151. Вычислите молярную и эквивалентную концентрации 20%-ного раствора хлорида кальция плотностью 1,178 г/см³. Ответ: 2,1 М; 4,2 н.

152. Чему равна нормальность 30%-ного раствора NaOH плотностью 1,328 г/см³? К 1 л этого раствора прибавили 5 л воды. Вычислите процентную концентрацию, полученного раствора. Ответ: 9,96 н.; 6,3%.

153. К 3 л 10%-ного раствора НNОз плотностью 1,054 г/см³ прибавили 5 л 2%-го раствора той же кислоты плотностью 1,009 г/см³. Вычислите процентную и молярную концентрацию полученного раствора; объем которого равен 8 л. Ответ: 5,0%; 0,82 М.

154. Вычислите эквивалентную и моляльную концентрации 20,8%-го раствора НNО₃. плотностью 1,12 г/см³. Сколько граммов кислоты содержится в 4 л этого раствора? Ответ: 3,70 н.; 4,17м; 931,8 г.

155. Вычислите молярную, эквивалентную и моляльную концентрации 16%-ного раствора хлорида алюминия плотностью 1,149 г/см³. Ответ: 1,38 М; 4,14 н.; 1,43м.

156. Сколько и какого вещества останется в избытке, если к 75 см³ 0,3 н. раствора Н₂SO₄. прибавить 125 см³ 0,2 н. раствора КОН? Ответ: 0,14 г КОН.

157. Для осаждения в виде AgCI всего серебра, содержащегося в 100 см³ раствора AgNO₃, потребовалось 50 см³ 0,2 н. раствора НС1. Какова нормальность раствора AgNO₃ ? Какая масса AgCI выпала в осадок? Ответ: 0,1 н.; 1,433 г.

158. Какой объем 20,01%-го раствора НС1 (пл. 1,100 г/см³) требуется для приготовления 1 л 10,17%-го раствора (пл. 1,050 г/см³)? Ответ: 485,38 см³.

159. Смешали 10 см³ 10%-ного раствора НNОз (пл. 1,056 г/см³) и 100см³ 30%-ного раствора НNОз (пл. 1,184 г/см³). Вычислите процентную концентрацию полученного раствора. Ответ: 28,38%.

160. Какой объем 50%-го раствора КОН (пл. 1,538 г/см³) требуется для приготовления 3 л 6%-го раствора (пл. 1,048 г/см³)? Ответ: 245,5 см³.

ТЕМА: Свойства растворов неэлектролитов и электролитов

Пример 1

Вычислите температуры кристаллизации и кипения 2%-го водного раствора глюкозы С₆Н₁₂О₆.

Решение. По закону Рауля понижение температуры кристаллизации и повышение температуры кипения раствора (?t) по сравнению с температурами кристаллизации и кипения растворителя выражаются уравнением

Дt = К·m·1000 /М·m₁,

где: К - криоскопическая или эбуллиоскопическая константа; град