Определите температурный коэффициент (g) реакции, если при понижении температуры на 40ºС ее скорость уменьшается в 81 раз.

1. Определите температурный коэффициент (g) реакции, если при понижении температуры на 40ºС ее скорость уменьшается в 81 раз.

Решение:

В области умеренных температур выполняется эмпирическое правило Вант-Гоффа:

g - температурный коэффициент реакции, ∆V – изменение скорости, ∆t – изменение температуры.

∆t = 40ºС; ∆V = 81; g - ?

Формула: = g

Рассчитываем температурный коэффициент реакции, если при повышении температуры на 40ºС скорость возросла в 256 раз.

Ответ: g = 3.

2. Используя справочные данные для стандартных условий (Т=298 К) рассчитайте ЭДС гальванического элемента, состоящего из титановой и кобальтовой пластин, опущенных в растворы своих солей. Составить схему гальванического элемента.

Решение:

Для расчета ЭДС необходимо рассчитывать потенциаы электродов по уравнению Нернста:

Схема гальванического элемента:

Анод (+) Ti |1 M Ti²⁺ ||1 M Co²⁺| Co (-) Катод

Движение электронов во внешней цепи – от анода к катоду, направление электрического тока – противоположное.

Анод: Ti → Ti²⁺+ 2 e^- |2| 1 – окисление.

Катод: Co²⁺+ 2 e^- → Co |2| 1 – восстановление.

Суммарное уравнение реакции:

Ti + Co²⁺ → Ti²⁺+Co

E⁰= j⁰_кат - j⁰_анод

Е⁰ = j⁰(Co²⁺|Co⁺) - j⁰(Ti|Ti²⁺) = -0,28 – (-1,63) = -1,91 В.

3. В каком направлении в стандартных условиях может протекать реакция:

4NH₃(г) + 5O₂(г) D 4NO(г) + 6H₂O(г)?

Ответ дайте на основании расчетов изменения энергии Гиббса реакции ∆G⁰₂₉₈ по значениям стандартных энергий Гиббса ∆_fG⁰₂₉₈ образования веществ, участвующих в реакции.

Решение:

4NH₃(г) + 5O₂(г) D 4NO(г) + 6H₂O(г)

∆H_х.р.= 4*90,37 – 6*271,83 + 4*46,19 = - 904,74 кДж.

∆S_х.р. = 4*210,2 + 6*188,72 – 4*192,5 – 5*205,03 = 177,97 Дж/моль*к.

∆G_х.р. = - 904,74 – 298*(177,97/1000) = - 957,78 кДж.

Эта реакция при стандартных условиях возможна, так как ∆G 0.

4. К какому типу покрытий относится никелирование меди? Напишите уравнения анодного и катодного процессов и суммарное уравнение коррозии, протекающей во влажном воздухе и сернокислой среде при частичном нарушении этого покрытия.

Решение:

Cu²⁺ + 2e^- → Cu; E⁰ = 0,35 В.

Ni²⁺ + 2e^- → Ni; E⁰ = -0,25 B.

A(-) Ni || Cu (+)K.

Во влажном воздухе H₂O + O₂ деполяризатором служит кислород.

O₂ + 2H₂O + 4e^- → 4OH^-

Анодная реакция: Ni⁰→Ni²⁺ + 2e^- |2| - окисление.

Катодная реакция: O₂ + 2H₂O + 4e^-→ 4OH^- |4| - восстановление.

Суммарная реакция: 2Ni + O₂ + 2H₂O → 2Ni(OH)₂

Схема никель-медной гальвопары в среде H₂O + O₂

Анод(-) Ni | H₂O , O₂| Cu (+)Катод , продуктом коррозии является Ni(OH)₂.

В серной кислоте возможна коррозия Ni с водородной деполяризацией (-0,25 В 0,00 В 0,35 В):

Суммарная реакция: Ni + 2H⁺ → Ni²⁺ + H₂

Анод(-) Ni | H₂O , H⁺ | Cu (+)Катод

Продуктом коррозии – ионы Ni , Ni²⁺.

5. Расставить коэффициенты в уравнении реакции с помощью электронного баланса:

FeSO₄+ K₂Cr₂O₇ + H₂SO₄ → Fe₂(SO₄)₃ + Cr₂(SO₄)₃ + K₂SO₄ + H₂O

Решение:

6Fe⁺²S⁺⁶O₄^-2 + K₂⁺Cr₂⁺²O₇^-2 + 7H₂⁺S⁺⁶O₄^-2 → 3Fe₂⁺³(S⁺⁶O₄^-2)₃+Cr₂⁺³(S⁺⁶O₄^-2)₃ + K₂⁺S⁺⁶O₄^-2 + 7H₂O

Fe⁺² Fe⁺³ – окисление (восстановитель).

2Cr⁺⁷ 2Cr⁺³ – восстановление (окислитель).

FeSO₄ – восстановитель, K₂Cr₂O₇ – окислитель.

6. Напишите электронную формулу невозбужденного атома ₃₁Ga. Приведите графическую схему распределения электронов для двух внешних энергетических уровней и определите валентные возможности элемента.

Решение:

₊₃₁Ga 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s² 3d¹⁰ 4p¹

Элемент III А группы, максимальная валентность III. В основном состоянии атом содержит 1 неспаренный p – электрон на внешнем слое, значит число химических свойств в основном состоянии -1.

7. В 250 г воды растворили 10 г неэлектролита. Определить молекулярную массу растворенного вещества, если раствор кипит при 100,226 ºС. (Эбуллиоскопическая константа воды 0,52 К•кг/моль).

Решение:

m(H₂O) = 250г m(неэл.) = 10г t_(р-ра) = 100,226 ⁰С K(H₂O) =0,52 К•кг/моль M_{(р-го в-ва)} - ?

∆t = K_эб. – Cm₍_в-ва)

К_{(эб.воды)} = 0,52

∆t = 100,226 – 100 = 0,226

Cm_(в-ва) = ∆t / K_эб. = 0,226 / 0,52 = 0,43 моль/кг

Cm_(в-ва) = =

m(H₂O) = 0,25 кг

M_(в-ва) = = = 93 г/моль.

Ответ: 93 г/моль.

8. Найдите осмотическое давление при 0 ºС раствора, содержащего в 1 л 18,4 г глицерина С₃Н₈О₃.

Решение:

n_(гл.) = ; n_(гл.) = = 0,2 моль

C = = = 0,2 моль/л.

П = C*R*T = 0,2*8,31*273 = 453,8 кПа ≈ 453800 Па.

Ответ: 453800 Па.

9. Вычислите ЭДС гальванического элемента:

Al | Al₂(SO₄)₃ (0,01 M) || SnCl₂ (0,1 M) | Sn .

Решение:

Al | Al₂(SO₄)₃ (0,01 M) || SnCl₂ (0,1 M) | Sn

По уравнению Нернста : j = j⁰ +

j_кат.= j⁰ Sn²⁺| Sn + = -0,14 – 0,0295 = -0,17 В.

j_анода= j⁰ Al³⁺| Al + = -1,66 – 0,059 = -1,719 В.

j = j_кат. - j_анода = -0,17 – (-1,719) = -1,889 В.

Ответ: -1,889 В.

10. Вычислите осмотическое давление раствора, содержащего в 1,4 л 63 г глюкозы С₆Н₁₂О₆ при 0 ºС.

Решение:

П = С*R*T; m_(р-ра) = 140 + 63 = 203 г., то V = 20,3 л.

n = = = 0,35 моль.

С = = = 0,018 моль/л.

П = 0,018*8,31*(273 + 0) = 40,9 кПа.

Если 63 г С₆Н₁₂О₆ содержит 1,4 л раствора, то С = = 0,0128

П = 0,01*8,31*273 = 29,168 кПа ≈ 29168 Па.

Ответ: 29168 Па.

11. Золь сульфата бария получен реакцией избытка хлорида бария с сульфатом алюминия. Написать формулу мицеллы этого золя.

Решение:

3BaCl₂ + Al₂(SO₄)₃ → 3BaSO₄^↓ +2AlCl₃

^x- * xAl³⁺

12. К какому типу покрытий относится серебрение железа? Напишите уравнения анодного и катодного процессов и суммарное уравнение коррозии, протекающей во влажном воздухе и сернокислой среде при частичном нарушении этого покрытия.

Решение:

Fe²⁺ + 2e → Fe, E⁰= -0,44 B.

Ag⁺+ e → Ag, E⁰= 0,80 B.

A(-) Fe || Ag (+)K

Во влажном воздухе Н₂0 + O₂ деполяризатором служит кислород.

O₂ + 2H₂O + 4e^- → 4OH^-

Анодная реакция: Fe⁰ → Fe²⁺ + 2e^- |2| - окисление

Катодная реакция: : O₂ + 2H₂O + 4e^-→ 4OH^- |4| - восстановление.

Суммарная молекулярная реакция: 2Fe + O₂ + 2H₂O → 2 Fe(OH)₂

Схема железо-серебряной гальванопары в среде H₂O + O₂:

Анод(-) Fe | H₂O , O₂| Ag (+)Катод

Движение электронов во внешней цепи – от анода к катоду, направление электрического тока – противоположное.

В результате продукт коррозии – гидроксид железа (II), который затем подвергается обычному химическому окислению до гидроксида железа (III):

4 Fe(OH)₂ + O₂ + 2H₂O → 4Fe(OH)₃

В сернокислой среде деполяризующим элементом выступают ионы водорода Н⁺:

2H⁺ + 2e^- → H₂

В серной кислоте возможна коррозия железа с водородной деполяризацией (-0,44 В 0,00 В 0,80 В)

Анодная реакция: Fe⁰ → Fe²⁺ + 2e^- |2| - окисление

Катодная реакция: 2H⁺ + 2e^- → H₂ |2| - восстановление

Суммарная молекулярная реакция: Fe + 2H⁺ → Fe²⁺ + H₂

Схема железно-серебряной гальванопары в кислой среде:

Анод(-) Fe | H₂O, H⁺ | Ag (+)Катод

Движение электронов во внешней цепи – от анода к катоду, направление электрического тока – противоположное.

В результате продукт коррозии – ионы железа (II).

13. Какие коррозионные процессы могут протекать при контакте Cr и Ni а) в растворе HCl б) во влажном грунте? Составьте уравнения анодного и катодного процессов и суммарное уравнение коррозии. Если коррозия невозможна, то объясните почему.

Решение:

Cr³⁺ + 3e → Cr, E⁰ = -0,71 B

Ni²⁺ + e → Ni, E⁰ = -0,25 B

A(-) Cr || Ni (+)K

а) В растворе HCl дероляризующим элементом выступают ионы водорода Н⁺:

2Н⁺ + 2е → Н₂

Так как потенциалы хрома и никеля меньше потенциала водородного электрода (-0,71 В -0,25 В 0,00 В), то термодинамически в соляной кислоте возможна коррозия обеих металлов с водородным деполяризатором. Но из-за образования гальванопары преимущественно корродировать будет хром:

Анодная реакция: Cr⁰ → Cr³⁺ + 3e^- |3| - окисление

Катодная реакция: 2Н⁺ + 2е^- → Н₂ |2| - восстановление

Суммарная молекулярная реакция: 2Cr + 6H⁺ → 2Cr²⁺ + 3H₂

Схема никель-хромовой гальванопары в кислой среде:

Анод(-) Cr | H₂O , H⁺ | Ni (+)Катод

Движение электронов во внешней цепи – от анода к катоду, направление электрического тока – противоположное.

В результате продукт коррозии – ионы хрома (III).

б) Во влажной среде Н₂O + O₂ деполяризатором служит кислород:

O₂ + 2H₂O + 4e^- → 4OH^-

Так как потенциалы хрома и никеля меньше потенциала кислородного электрода (-0,71 В -0,25 В 0,82 В), то термодинамически возможна коррозия обоих металлов с кислородным деполяризатором. Но из-за образования гальванопары преимущественно должен был бы корродировать хром.

В реальных условиях коррозия хрома во влажной среде насыщенной кислородом практически не происходит, так как хром в этих условиях покрыт плотной оксидной пленкой, которая препятствует его дальнейшему окислению. Термодинамически же, без учета оксидной пленки, хром мог бы во влажной почве корродировать:

Анодная реакция: Cr⁰ → Cr³⁺ + 3e^- |3| - окисление

Катодная реакция: O₂ + 2H₂O + 4e^- → 4OH^- |4| - восстановление

Суммарная молекулярная реакция: 4Cr + 3O₂ + 6H₂O → 4Cr(OH)₄

Схема никель-хромовой гальванопары в среде Н₂О + О₂:

Анод(-) Cr | H₂O, O₂ | Ni (+)Катод

Движение электронов во внешней цепи – от анода к катоду, направление электрического тока – противоположное.

В результате продукт коррозии – гидроксид хрома (III).

14. Во сколько раз уменьшится скорость реакции:

4HCl + O₂ = 2H₂O +2Cl₂, если уменьшить давление газовой смеси в 3 раза?

Решение:

4HCl + O₂ = 2H₂O +2Cl₂

V₁ = K [HCl]⁴ * [O₂]

V₂ = K [HCl]⁴ * 3[O₂]

= 3

Скорость реакции увеличилась в 3 раза.

15. Можно ли использовать KMnO₄ в кислой среде для окисления а) H₂S до S б) Fe²⁺ до Fe³⁺, если:

j (MnO₄^–/Mn²⁺) = +1,51 B

j (S/H₂S) = +0,17 B

j (Fe³⁺/ Fe²⁺) = +0,77 B.

Решение:

Окислительно-восстановительная реакция может идти только в том случае, когда потенциал предполагаемой полуреакции восстановления больше потенциала предполагаемой полуреакции окисления. Сравним потенциалы имеющихся полуреакций.

а) H₂S до S:

Реакции восстановления:

MnO₄^- + 8H⁺ + 5e^- → Mn²⁺ + 4H₂O j⁰ = +1,51 B

Реакция окисления:

H₂S → S + 2H⁺ + 2e^- j⁰ = +0,17 В

Потенциал полуреакции восстановления больше потенциала полуреакции окисления, поэтому в кислой среде возможна окислительно-восстановительная реакция:

2KMnO₄ + 5H₂S + 6H⁺ → 2Mn²⁺ + 2K⁺ + 5S + 8H₂O

б) Fe²⁺ до Fe³⁺:

Реакции восстановления:

MnO₄^- + 8H⁺ + 5e^- → Mn²⁺ + 4H₂O j⁰ = +1,51 B

Реакция окисления:

Fe²⁺ → Fe³⁺ + 1e^-j⁰ = +0,77 B

KMnO₄ + 5Fe²⁺ + 8H⁺ → Mn²⁺ + 2K⁺ + 5Fe³⁺ + 4H₂O

16. Укажите тип химической связи в молекулах Н₂, Br₂, HBr. Приведите схему перекрывания электронных облаков. В какой из этих молекул связь наиболее полярна и почему?

Решение:

17. Можно ли использовать хлор для окисления а) H₂S до S б) Mn²⁺ до MnO₄^– , если

j (Сl₂/Cl^–) = +1,36 В

j (S/H₂S) = +0,17 B

j (MnO₄^–/Mn²⁺) = +1,51 B.

Решение:

а) H₂S до S:

Реакции восстановления:

Cl₂ + 2e^- → 2Cl^- j⁰ = +1,36 В

Реакция окисления:

H₂S → S + 2Н⁺ +2е^- j⁰ = +0,17 В

Потенциал полуреакции восстановления больше потенциала полуреакции окисления, поэтому возможна окислительно-восстановительная реакция:

Cl₂ + H₂S → 2Cl^- + S + 2Н⁺

б) Mn²⁺ до MnO₄^- :

Реакции восстановления:

Cl₂ + 2e^- → 2Cl^- j⁰ = +1,36 В

Реакция окисления:

Mn²⁺ + 4Н₂О → MnO₄^- + 8Н⁺ + 5е^- j⁰ = +1,51 В

Потенциал полуреакции восстановления больше потенциала полуреакции окисления, поэтому невозможна окислительно-восстановительная реакция:

5Cl₂ + 2Mn²⁺ + 8Н₂О → 2MnO₄^- + 16Н⁺ + 10Cl^-

18. В каком направлении в стандартных условиях может протекать реакция:

4Fe₂O₃(к) + 3CO(г) D 2Fe(к) + 3CO₂(г)?

Ответ дайте на основании расчетов изменения энергии Гиббса реакции ∆G⁰₂₉₈ по значениям стандартных теплот образования ∆_f H⁰₂₉₈ и стандартных энтропий S⁰₂₉₈ веществ, участвующих в реакции.

Решение:

Изменение энтальпии (тепловой эффект):

∆Н⁰(298 К) = [3∆H⁰(CO₂) + 2∆Н⁰(Fe)] - ∆Н⁰(Fe₂O₃) + 3∆Н⁰(CO)] =

= [3*(-393,5) + 2*0] – [-822,2 + 3*(-110,5)] = -26,8 кДж = -26800 Дж

Изменение энтропии (Кельвин):

∆S = [3S⁰(CO₂) + 2S⁰(Fe)] – [S⁰(Fe₂O₃) + 3S⁰(CO)] = [3*213,7 + 2*0] –

- [87,4 + 3*197,5] = -38,8 Дж/К.

∆G = ∆Н - ∆S*T = -26800 – (-38,8)*900 = 8120 Дж > 0, реакция в прямом направлении.

19. Расставить коэффициенты в уравнении реакции с помощью электронного баланса:

KMnO₄ + KI + H₂SO₄ → MnSO₄ + I₂ + K₂SO₄ + H₂O

Решение:

2K⁺Mn⁺⁷O₄^-2 + 10K⁺I^- + H₂SO₄ → 2Mn⁺²SO₄ + 5I₂⁰ + 6K₂⁺SO₄ + 8H₂O

Mn⁺⁷ Mn⁺² 2 - окислитель

2I^- I₂⁰ 5 - восстановитель

20. Электролиз раствора медного купороса с угольными электродами проводили в течение 1 часа при силе тока 6 А. Каков объем (н.у.) выделившегося на аноде газа? Что и в каком количестве выделилось на катоде?

21. Как изменится скорость реакции, имеющей энергию активации Еа=155 кДж/моль, при увеличении температуры от 350 до 400 К.

Решение:

Согласно уравнению Аррениуса:

= ₀ *

ln = = = 6,66

= e^6,66 = 780

Ответ: в 780 раз.

22. Пользуясь графическим изображением молекулы SO₂, определите тип гибридизации ее центрального атома и укажите пространственную форму этой молекулы.

Решение:

Для объяснения формы молекул SO₂ необходимо определить тип гибридизации АО центрального атома по методу валентных связей.

Атом серы (p – элемент с конфигурацией 1s²2s²2p⁶3s²3p⁴) в нормальной состоянии имеет два неспаренных электрона на двух р – эрбиталях.

Изменить свою «форму» атомная орбиталь может лишь при возбуждении атома, гибридизируясь с другими атомными орбиталями иной симметрии этого же атома. При образовании молекулы SO₂происходит возбуждение атома серы, в результате которого один электрон переходит с 3 р – подуровня на пустующую орбиталь 3 d – подуровня.

Таким образом, образуются орбитали различного строения, которые при образовании химической связи с неспаренными элетронами атомов кислорода преобразуются в две одинаковые гибридные sp³d – подуровня.

Для определения формы молекулы, воспользуемся методом Гиллеспи.

Четыре электрона атома серы участвуют в образовании двойных связей с двумя атомами кислорода (n=2), следовательно, у центрального атома остается одна неподеленная пара электронов, не принимающих участия в образовании связей (m=1).

Стерический фактор для молекулы SO₂q = n + m = 2 + 1 = 3. Это означает, что образуются три гибридные орбитали, направленные в пространстве к вершинам плоского треугольника под углом около 60⁰ . одна вершина заняты неподеленной электронной парой серы, а две – атомами кислорода. Следовательно, молекула SO₂ имеет угловую форму.

В молекуле диоксида серы дипольные моменты связей не компенсируют друг друга (молекула несимметрична), поэтому она полярна.

23. Напишите выражения для скоростей прямой и обратной реакций и для константы равновесия: 2SO₃ = 2SO₂ + O₂; ∆H >0. Как следует изменить в системе а) температуру; б) давление, чтобы сместить равновесие в прямом направлении?

24. Какие коррозионные процессы могут протекать при контакте Cu и Ag а) в растворе H₂SO₄ с доступом кислорода б) в закрытом сосуде с HCl? Составьте уравнения анодного и катодного процессов и суммарное уравнение коррозии. Если коррозия невозможна, то объясните почему.

25. Составить схему электролиза раствора нитрата натрия с угольными электродами. Какое вещество и какой массой выделилось на катоде, если процесс проводили при силе тока 3 А в течение 2 часов?

Решение:

NaNo₃ → Na⁺ + NO₃^-

4NaNO₃ + 2H₂O → 4Na + 4H NO₃+ O₂↑

m Na = = = 5,15 г.

26. Взаимодействие между оксидом углерода (II) идет по уравнению: СО(г) + Cl₂(г) = СОCl₂(г). Концентрация СО была 0,3 моль/л, Cl₂ – 0,2 моль/л. Как изменится скорость прямой реакции, если увеличить концентрацию угарного газа до 2,4 моль/л, а хлора – до 3 моль/л?

Решение:

СО(г) = 2,4 моль/л, Cl₂(г) = 3 моль/л

Кинетическое уравнение для исходных условий:

V₁ = *C(CO)*C(Cl₂) = *0,3*0,2 = 0,06

Уравнение для измененных условий:

V₂ =

= =120

Ответ: 120 раз.

27. Золь бромида свинца (II) получен реакцией бромида кальция и с избытком ацетата свинца. Написать формулу мицеллы этого золя.

При смешивании растворов:

Pb(CH₃COO)₂ и (CaBr₂) протекает реакция, которая приводит к образованию золя:

Pb(CH₃COO)₂ + CaBr₂ → PbBr₂↓ + Ca(CH₃COO)₂

Ядро мицеллы состоит из нерастворенного вещества PbBr₂

PbBr₂ имеет ионную кристаллическую решетку: Pb²⁺ и Br^-

Ядро: PbBr₂

Вещество в избытке: Pb²⁺СH₃COO^-

Формула мицеллы будет:

{[m PbBr₂] n Pb²⁺ (n-x) СH₃COO^-}^x^- * xСH₃COO^-

28. Вычислите температуру замерзания раствора, содержащего 30 г глюкозы С₆Н₁₂О₆ в 200 г воды. (Криоскопическая константа воды 1,86 К•кг/моль).

Решение:

t_зам.= K*m; M(С₆Н₁₂О₆) = 180 г/моль.

n = = = 0,16 моль

m = = 0,83 моль/л

t_зам.= 1,86*0,83=1,55

∆ t_зам.= 1,55 ⁰С

Т_зам.= T_{зам.(Н2О)}= 0 ⁰С

Т_зам.= T_{зам.(Н2О)} - ∆Т_зам. = 0⁰С – 1,55⁰С = -1,55⁰С (по закону Рауля).

29. В гетерогенной системе установилось равновесие: CaO(к) + Н₂О(г) = Са(ОН)₂(к); ∆H < 0. Напишите выражение для константы равновесия. В какую сторону сместится равновесие: а) при уменьшении давления; б) при увеличении температуры?

Решение:

Константа равновесия данной гетерогенной реакции, выраженная через равновесные концентрации, где [H₂O] равновесная малярная концентрация воды, моль/л.

Согласно по принципу Ле-Шателье при внешнем воздействии на систему она стремится принять такое положение, при котором эффект был бы минимальным.

Прямая реакция протекает с изменением объема и выделением тепла (экзотермическая, так как ∆Н<0).

Исходя из этого:

1. Уменьшения давления в системе приведет к увеличению скорости обратной реакции и смещением равновесия влево.

2. Увеличение t в системе приведет к увеличению скорости обратной реакции и смещению равновесия влево, то есть реакция является эндотермической и протекает с поглощением теплоты.

K =

30. Напишите электронную формулу невозбужденного атома ₁₅Р. Приведите графическую схему распределения электронов для двух внешних энергетических уровней и определите валентные возможности элемента.

Решение:

₊₁₅ Р 1s²2s²2p⁶3s²3p³

Р принадлежит к семейству р-элетронов.

При возбуждении один 3s-элетрон переходит на свободную d-орбиталь, валентность у фосфора V .