Автор работы: Пользователь скрыл имя, 15 Марта 2014 в 10:25, контрольная работа
NH3(г) + HCl(г) = NH4Cl(т)
Определим изменение энтальпии:
∆Н = Нкон – Нисх = -315,39 – ((-46,19) + (-92,3)) = -315,39 +(-138,49) = -453,88 кДж/моль
Определим изменение энтропии для определения энергии Гиббса
∆S = Sкон – Sисх = 94,56 – (192,5 + 186,7) = -284,64 Дж/моль К
Заочный факультет
Кафедра: Эксплуатация и сервис транспортно-технологических машин
Выполнил: студент СНГб – 11 - 81
1.КЛАССЫ НЕОРГАНИЧЕСКИХ ВЕЩЕСТВ
Вариант №1.
Задание 1.
NiO + TeO3 = NiTeO4
NiO – оксид никеля TeO3 – оксид теллура (VI)
NiTeO4 – теллурат никеля
As2O3 +2 RbOH = 2 RbAsO2 + H2O
As2O3 – оксид мышьяка (ΙΙΙ) RbOH – гидроксид рубидия
RbAsO2 – метаарсенит рубидия H2O - вода
H2CO3 + ZnCO3 = Zn(HCO3)2
H2CO3 – угольная кислота ZnCO3 – карбонат цинка
Zn(HCO3)2 – гидрокарбонат цинка
Ca(OH)2 + Ca(HCO3)2 =2 CaCO3 + 2 H2O
Ca(OH)2 – гидроксид кальция Са(HCO3)2 – гидрокарбонат кальция
СаCO3 – карбонат кальция H2O - вода
PbOHNO3 + HNO3 = Pb(NO3)2 + H2O
PbOHNO3 – основой нитрат свинца HNO3 – азотная кислота
Pb(NO3)2 – нитрат свинца H2O - вода
Mg + Br2 = MgBr2
Mg – магний
Br2 – бром
Задание 2.
S + O2 = SO2
SO2 + H2O = H2SO3
H2SO3 + NaOH = NaHSO3
NaHSO3 + Ca(OH)2 = CaSO3 + NaOH + H2O
Задание 4.
Fe2O3 – амфотерный гидроксид
Fe2O3 + 6 HCl = 2 FeCl3 + 3 H2O
Fe2O3 + 2 NaOH = 2 NaFeO2 + H2O
Cl2O7 – кислотный оксид
Cl2O7 + H2O = 2 HClO4
2. ТЕРМОХИМИЯ И ТЕРМОДИНАМИКА ХИМИЧЕСКИХ ПРОЦЕССОВ
Задание 1.
2 Cu2O(m) + Cu2S = 6 Cu(m) + SO2(г)
∆Hх.р. =( 6 ∆HCu + ∆H SO2) – (∆H Cu2S + 2 ∆H Cu2O)
∆Hх.р. =( 6∙ 0 + (-296,9)) – (-82,01 + 2 (-167,36)) = -296,9 + 416,73 = =119,83кДж\моль
160г Cu2S поглотилось 119,83кДж теплоты
1000г Cu2S поглотилось х кДж теплоты
х = (119,83 ∙ 1000)/160 = 748,938 кДж
Ответ: ∆Hх.р. = 119,83кДж\моль, при вступлении в реакцию 1кг Cu2S поглотилось 748,938 кДж теплоты
Задание 2.
SiH4(г) + 2 H2O(ж) = SiO2(т) +4 H2(г)
∆Sх.р. ˃ 0 ,т.к. в результате реакции образуется газообразное вещество, у которого мера беспорядка будет наибольшая
Sх.р. =( 4 S H2 + S SiO2) – (S SiH4 + 2 S H2O) = (4∙130.6 + 42,7) – (2 ∙ 169,96 + 204,6) = 565,1 – 544,52=20,58 Дж/моль∙К
Задание 3.
NH3(г) + HCl(г) = NH4Cl(т)
Определим изменение энтальпии:
∆Н = Нкон – Нисх = -315,39 – ((-46,19) + (-92,3)) = -315,39 +(-138,49) = -453,88 кДж/моль
Определим изменение энтропии для определения энергии Гиббса
∆S = Sкон – Sисх = 94,56 – (192,5 + 186,7) = -284,64 Дж/моль К
Рассчитаем энергию Гиббса для стандартной температуры
∆G298 = ∆Н - Т∆S = -453,88*103 – 298*(-284,64) = -453880 -(-84822,72) = -369057,28 = -369,057кДж/моль
Следовательно, энергия Гиббса отрицательная величина, поэтому процесс получения хлорида аммония самопроизвольно протекать будет при стандартных условиях.
3. ХИМИЧЕСКАЯ КИНЕТИКА И
Задание 1.
Cl2(г) + 3 F2(г) = 2ClF3(г)
υпр.р.= С Cl2 ∙ (с F2)3
υобр.р.= (с ClF3)2
а) вдвое увеличено давление в системе, следовательно, концентрации веществ увеличиваются вдвое
υ*пр.р.= 2С Cl2 ∙ (2с F2)3= 16 С Cl2 ∙ (с F2)3
υ*обр.р.= (2с ClF3)2= 4 (с ClF3)2
Ответ: При увеличении давления в системе в 2 раза скорость прямой реакции увеличивается в 16 раз, скорость обратной реакции в 4 раза. Равновесие смешается в сторону образования продуктов реакции (вправо).
Б) вдвое увеличен объем системы (без изменения количества вещества), следовательно, концентрации веществ уменьшаются вдвое
υ*пр.р.= 1/2С Cl2 ∙ (1/2с F2)3= 1/16 С Cl2 ∙ (с F2)3
υ*обр.р.= (1/2с ClF3)2= 1/4 (с ClF3)2
Ответ: При увеличении объема системы (без изменения количества вещества) в 2 раза скорость прямой реакции уменьшается в 16 раз, скорость обратной реакции в 4 раза. Равновесие смешается в сторону исходных веществ (влево).
В) вдвое увеличены концентрации исходных веществ.
υ*пр.р.= 2С Cl2 ∙ (2с F2)3= 16 С Cl2 ∙ (с F2)3
υ*обр.р.= (с ClF3)2= (с ClF3)2
Ответ: При увеличении концентрации исходных веществ в 2 раза скорость прямой реакции увеличивается в 16 раз, скорость обратной реакции не изменяется. Равновесие смешается в сторону образования продуктов реакции (вправо).
Задание 2.
Согласно правилу Вант – Гоффа: при увеличении температуры на каждые 10°С скорость реакции увеличивается в 2 – 4 раза.
υпр.р.= υпр.р.∙
= = 1,6∙10-6
При уменьшении температуры с 420̊ С до 320°С скорость реакции уменьшается в 1,6∙10-6 раз.
Задание 4.
Решение:
Cl2(г) + 3 F2(г) = 2ClF3(г)
Кс = =
Кс = = = 363,636
По уравнению реакции из 1 моль Cl2 образуется 2 моль ClF3
По условию из х моль Cl2 образуется 6,0 моль ClF3
Решаем пропорцию и получаем [Cl2] = 3 моль
Начальная концентрация [Cl2] = 1,1 + 3,0 = 4,1 моль /л
По уравнению реакции из 3 моль F2 образуется 2 моль ClF3
По условию из х моль F2 образуется 6,0 моль ClF3
Решаем пропорцию и получаем [F2] = 9 моль
Начальная концентрация [F2] = 0,3 + 9,0 = 9,3 моль /л
б) Согласно принципу Ле – Шателье : равновесие при увеличении давления смещается в сторону меньшего объема.
Для данной реакции при увеличении давления равновесие будет смещаться в сторону образования продуктов реакции (вправо)
4. Реакционная способность веществ. Периодическая система элементов Д.И.Менделеева.
Задание 1.
№ 3 – литий, элемент находится во втором периоде, в первой группе. Высшая степень окисления +1. Низшая степень окисления 0.
Li2O – оксид лития (основный оксид)
LiOH – гидроксид лития (основание)
Газообразного соединения с водородом не образует.
№ 52 – теллур, элемент находится в пятом периоде, в шестой группе. Высшая степень окисления +6. Низшая степень окисления -2.
ТеO3 – оксид теллура (кислотный оксид)
Н2ТеО4 – теллуровая кислота (кислота)
Газообразное соединение с водородом Н2Те.
Задание 2.
I, Br, Cl, F – элементы расположены в порядке возрастания неметаллических (окислительных) свойств.
7. СПОСОБЫ ВЫРАЖЕНИЯ
Задание 1.
1л раствора имеет массу 1128г и содержит 1128 ∙ 0,26 = 293,28г HCl, что составляет = 8,035 моль
эквивалентная концентрация, или нормальность, показывает число эквивалентов растворенного вещества, содержащихся в 1 л раствора.
Так как эквивалентная масса М (HCl) = 36,5 г/моль, то
СН = 293,28/36,5 = 8,035 н.;
Ответ: См = 8,035 моль\л ; СН = 8,035 н
Задание 2.
СМ = n = V ∙ СМ
n = 2 ∙ 5 = 10 моль(HCl)
m(HCl) = 10 ∙ 36,5 = 365г
m(р-ра) = =
V = = 1244,544мл
Ответ: объем раствора равен 1244,544мл
Задание 3.
m(р-ра) = V ∙ ρ
m(р-ра1) = 2000 ∙ 1,050 = 2100г
m(р-ра2) = 4000 ∙ 1,075 = 4300г
m(р-ра общего) = m(р-ра 1) + m(р-ра 2) = 2100 + 4300 = 6400г
m(р. в-ва) = m(р-ра) ∙ w
m(р. в-ва 1) = 2100 ∙ 0,1 = 210г
m(р. в-ва 2) = 4300 ∙ 0,15 = 645г
m(р. в-ва общ) = m(р. в-ва 1) + m(р. в-ва 2) = 210 + 645 = 855г
w =
w(HCl) = = 13,36%
Ответ: w(HCl) = 13,36%
Задание 4.
Молярность, показывает число молей растворенного вещества, содержащихся в 1 л раствора. Масса 1 л раствора 1125 г и содержит 1125 ∙ 0,18 = 202,5г Н2SО4
Молярность раствора получим делением числа граммов Н2SО4 в 1 л раствора на молярную массу Н2SО4 (98 г/моль):
СМ = 202,5/98 = 2,066 М
Ответ: СМ = 2,066 М
9. ОКИСЛИТЕЛЬНО – ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ РЕАКЦИИ
Задание1.
2 KMnO4 + 5 Zn + 16 HCl = 5 ZnCl2 + 2 MnCl2 + 2 KCl + 8 H2O
2 Cr(OH)3 + 3 Cl2 + 10 KOH = 6 KCl + 2 K2CrO4 + 8 H2O
Na2MnO4 + K2SO3 + H2O = K2SO4 + MnO2 + 2 NaOH
K2Cr2O7 + 14 HI = 3 I2 + 2 CrI3 + 2 KI + 7 H2O
2 KMnO4 + K2S + H2O = 2 MnO2 + 2 KOH + K2SO3
10. ГАЛЬВАНИЧЕСКИЙ ЭЛЕМЕНТ
Задание 1.
Схема гальванического элемента:
Mg / Mg(NO3)2 ││Pb(NO3)2 / Pb
Правый электрод (катод): Pb2+ + 2e = Pb
Левый электрод (анод): Mg0 - 2e = Mg2+
Общая реакция: Pb2+ + Mg = Pb + Mg2+или Pb(NO3)2 + Mg = Pb + Mg(NO3)2
При работе элемента расходуется магний.
Задание 2.
В данной паре анод Ag / Ag+, катод Sn / Sn2+
Рассчитаем электродные потенциалы металлов
Е Ag / Ag+ = Е0 Ag / Ag+ + = 0,8 + 0,059∙lg1 = 0,8B
Е Sn / Sn2+ = Е0 Sn / Sn2+ + = - 0,14 +0,0295∙ lg0,1 = -0,1695B
Рассчитаем ЭДС гальванического элемента по формуле
Е = Е Ag / Ag+ - Е Sn / Sn2+ = 0,8 – (-0,1695) = 0,9695B
Гальванический элемент будет работать
Б) Гальванические элементы могут быть получены из двух одинаковых электродов, но они должны быть помещены в растворы с различной активностью катиона. При этом металлический электрод, помещенный в более разбавленный раствор, выполняет функцию анода, а помещенный в более концентрированный - катода.
Zn/Zn2+(0,01M) - анод
Zn2+/ Zn(1M) - катод
Е Zn / Zn2+ = Е0 Zn /Zn2+ + = - 0,76 +0,059/2 lg0,01 = -0,76 + +0,0295∙(-2)=-0,819 B
Е Zn / Zn2+ = Е0 Zn /Zn2+ + = - 0,76 +0,059/2 lg1 = -0,76 B
Е = Е Zn / Zn2+(0,1M)- Е Zn / Zn2+(0,01M)= - 0,76 – (-0,819) = 0,059B
Гальванический элемент будет работать
11.ЭЛЕКТРОЛИЗ
Задание 1.
CaCl2 (расплав) = Ca0 + Cl2 0
На катоде восстанавливается металл Са2+ + 2e = Са
На аноде окисляется хлор 2Cl- - 2e = Cl20
CaCl2 (раcтвор)
На катоде восстанавливается вода 2 Н2О + 2e = Н2 + 2 ОН-
На аноде окисляется хлор 2Cl- - 2e = Cl20
Суммарное уравнение:
CaCl2 + 2 Н2О = Н2 + Cl2 + 2 Са(ОН)2
CuSO4(раствор)
На катоде восстанавливается медь Сu2+ + 2e = Сu
На аноде окисляется вода 2 Н2О - 4e = 2 О2 + 4 Н+
Суммарное уравнение:
2 CuSO4 + 2 Н2О = О2 + 2 Cu + 2 Н2SO4
Задание2.
m = , где
m -масса вещества
z - химический эквивалент
I - сила тока
t - время
F - число Фарадея
t = = = 13510сек = 225,16мин
Задание 3.
m = = = 3г
mтеор = mпр /ɳ = 3/0,7=4,286г
КОРРОЗИЯ МЕТАЛЛОВ
Задание 1.
Хром имеет более отрицательный потенциал (–0,74 В), чем медь (0,34 В), поэтому он является анодом, а медь – катодом.
Анодный процесс: Cr0-2ē→Cr2+
катодный процесс:
в кислой среде 2Н++2ē→Н2
Окисляется при коррозии хром, продуктом коррозии будет Н2 и хлорид хрома
Задание 2.
Луженое железо – железо, покрытое оловом
Железо имеет более отрицательный потенциал (–0,44 В), чем олово (- 0,14 В), поэтому он является анодом, а олово – катодом.
Анодный процесс: Fe0-2ē→Fe2+
катодный процесс:
в нейтральной среде О2+2 Н2О+4ē→ 4 ОН-
Так как ионы Fe2+ с гидроксильной группой образуют нерастворимый гидроксид, то продуктом коррозии будет Fe(ОН)2.
Задание 3.
Магний имеет более отрицательный потенциал (–2,38 В), чем медь (0,34 В), поэтому он является анодом, а медь – катодом.
Магний имеет более отрицательный потенциал (–2,38 В), чем цинк (-0,76 В), поэтому он является анодом, а цинк – катодом.
Интенсивнее идет коррозия в паре металлов Mg/Cu, так как разница потенциалов в данном случае наибольшая
Анодный процесс: Mg0-2ē→Mg2+
катодный процесс:
в кислой среде 2Н++2ē→Н2 продуктом коррозии является водород и сульфат магния
Информация о работе Реакционная способность веществ. Периодическая система элементов Д.И.Менделеева