Вычислите H реакции перехода графита в алмаз исходя из термохимических уравнений следующих реакций

7. Вычислите H реакции перехода графита в алмаз, исходя из термохимических уравнений следующих реакций: 1) Cграфит + O2(г) CO2(г) + 393,5 кДж; 2) Cалмаз + O2(г) CO2(г) + 395,4 кДж

Решение
Записываем уравнение реакции перехода графита в алмаз:
Cграфит = Cалмаз; H – ?
Записываем термохимические уравнения реакций.
1) Cграфит + O2(г) CO2(г); H1 = –393,5 кДж
2) Cалмаз + O2(г) CO2(г); H2 = –395,4 кДж
Вычитаем второе уравнение из первого:
Cграфит + O2(г) – Cалмаз – O2(г) CO2(г) – CO2(г)
Приводя подобные, получаем искомое уравнение:
Cграфит = Cалмаз
Аналогичное действие проводим с тепловыми эффектами.
H = H1 – H2 = –393,5 – (–395,4) = 1,9 кДж.
Следовательно, переход из графита в алмаз сопровождается поглощением теплоты, тепловой эффект реакции составит 1,9 кДж.
Ответ: H = 1,9 кДж.

27. Могут ли самопроизвольно протекать следующие реакции в стандартных условиях?
Fe2O3(к) + 3H2(г) 2Fe(к) + 3H2O(г)
Fe2O3(к) + 3C(к) 2Fe(к) + 3CO(г)
Fe2O3(к) + 2Al(к) 2Fe(к) + Al2O3(к)

Рассчитаем изменение стандартной энергии Гиббса реакций. При этом учитываем, что G простых веществ равна 0.
1) Fe2O3(к) + 3H2(г) 2Fe(к) + 3H2O(г)
G = 3G(H2O(г)) – G(Fe2O3(к))
G(H2O(г)) = –228,6 кДж/моль
G(Fe2O3(к)) = –740,3 кДж/моль
G = 3 · (–228,6) – (–740,3) = 54,5 кДж.
G > 0, поэтому при стандартных условиях эта реакция невозможна.
2) Fe2O3(к) + 3C(к) 2Fe(к) + 3CO(г)
G = 3G(CO(г)) – G(Fe2O3(к))
G(CO(г)) = –137,1 кДж/моль
G(Fe2O3(к)) = –740,3 кДж/моль
G = 3 · (–137,1) – (–740,3) = 329,0 кДж.
G > 0, поэтому при стандартных условиях эта реакция невозможна.
3) Fe2O3(к) + 2Al(к) 2Fe(к) + Al2O3(к)
G = G(Al2O3(к)) – G(Fe2O3(к))
G(Al2O3(к)) = –1582,3 кДж/моль
G(Fe2O3(к)) = –740,3 кДж/моль
G = –1582,3 – (–740,3) = –842,0 кДж.
G < 0, поэтому при стандартных условиях эта реакция возможна.

47. Скорость реакции при температуре 35С равна 9,1·10–3 моль/л·с. Вычислите температурный коэффициент скорости, если скорость её при температуре 55С составляет 8,19·10–2 моль/л·с

Воспользуемся законом Вант-Гоффа:
,
где – скорость реакции при разных температурах T;
– температурный коэффициент скорости.
Поскольку в формуле используется разность температур, можно подставлять значения в градусах Цельсия.
Записываем данные задачи.
T1 = 35С; (T1) = 9,1·10–3 моль/л·с
T2 = 55С; (T2) = 8,19·10–2 моль/л·с
(T2 – T1) / 10 = (55 – 35) / 10 = 2.
Подставляем известные значения в уравнение.

Ответ: температурный коэффициент скорости равен 3.

107. Образование иона BF4– происходит по схеме: BF3 + F– BF4–. Объясните образование всех химических связей по методу ВС и их механизм в ионе BF4–. Какой атом выступает в роли донора, а какой в роли акцептора?

Рассмотрим электронную конфигурацию атома бора в основном и возбужденном состояниях:

Атом бора в основном состоянии одновалентен (один неспаренный электрон). Атом бора в возбужденном состоянии имеет три неспаренных электрона и может образовывать соединения, где он будет трёхвалентен. Пример — трифторид бора BF3. В образовании каждой связи B—F участвуют по одному электрону от атома бора и от атома фтора. Это ковалентные полярные связи.
Однако атом бора содержит вакантную орбиталь. Благодаря наличию в атоме бора свободной орбитали бор – один из сильнейших акцепторов неподелённых электронных пар. Например:

В результате образуется комплексный ион [BF4]–, причем эта связь образуется по донорно-акцепторному механизму.
В гибридизации участвуют все валентные атомные орбитали бора, то есть имеет место sp3-гибридизация орбиталей атома бора.
Молекулярный ион имеет тетраэдрическое строение, причем все углы равны, несмотря на отличие одной из связей по механизму образования.

147. К каждому из веществ K2SO4, CdOHCl и Zn(NO3)2 прибавили соляной кислоты HCl. В каком случае произойдёт реакция? Укажите соединение, образование которого вызывает смещение химического равновесия в сторону прямой реакции. Составьте молекулярные и ионно-молекулярные уравнения реакции

Сульфат калия K2SO4 — средняя соль, не склонная к гидролизу и не реагирующая с кислотами.
Нитрат цинка Zn(NO3)2 — средняя соль, способная гидролизоваться по катиону с образованием кислой среды:
Zn(NO3)2 + H2O ZnOHNO3 + HNO3
Добавление HCl смещает равновесие реакции влево.
Поэтому добавление HCl к нитрату цинка также не вызовет химической реакции.
Хлорид гидроксокадмия CdOHCl — основная соль, способная реагировать с кислотами:
CdOHCl + HCl = CdCl2 + H2O
CdOH+ + H+ = Cd2+ + H2O
Движущая сила реакции — образование слабого электролита — воды.

167. Какие из солей NaCl, SnSO4, Na2S подвергаются гидролизу? Составьте молекулярное и ионно-молекулярное уравнения гидролиза этих солей. Используя значения Kг первой ступени, определите, какая из солей больше всего подвергается гидролизу

1) NaCl — соль сильного основания NaOH и сильной кислоты HCl. Гидролиз не характерен.
2) SnSO4 — соль слабого основания Sn(OH)2 и сильной кислоты H2SO4. Гидролиз по катиону, преимущественно по первой ступени.
1 ступень:
2SnSO4 + 2H2O (SnOH)2SO4 + H2SO4
Sn2+ + H2O SnOH+ + H+
2 ступень:
(SnOH)2SO4 + 2H2O 2Sn(OH)2 + H2SO4
SnOH+ + H2O Sn(OH)2 + H+
Среда кислая, pH < 7.
Вычисляем константу гидролиза.
Kг =
Kw — ионное произведение воды, равное 10–14.
K2 — вторая константа диссоциации гидроксида олова, равная 1,0·10–12.
Kг = = 10–2.
3) Na2S — соль сильного основания NaOH и слабой кислоты H2S. Гидролиз по аниону, преимущественно по первой ступени.
1 ступень:
Na2S + H2O NaHS + NaOH
S2– + H2O HS– + OH–
2 ступень:
NaHS + H2O H2S + NaOH
HS– + H2O H2S + OH–
Среда щелочная, pH > 7.
Вычисляем константу гидролиза.
Kг =
K2 — вторая константа диссоциации H2S, равная 1,3·10–13.
Kг = = 7,7·10–2.
Сравнивая константы гидролиза, видим, что Na2S гидролизуется в большей степени, чем SnSO4.

187. Реакция протекает по схеме:
Ве + H2SO4(конц.) BeSO4 + H2S + H2O
KMnO4 + KNO2 + H2SO4 MnSO4 + KNO3 + K2SO4 + H2O
Составьте электронные уравнения. Расставьте коэффициенты в уравнениях реакций. Для каждой реакции укажите, какое вещество является окислителем, какое восстановителем, какое вещество окислятся, какое восстанавливается

1) Be + H2SO4(конц.) BeSO4 + H2S + H2O
Записываем электронные уравнения:
4| Be0 – 2e– Be+2 — окисление
1| S+6 + 8e– S–2 — восстановление
Уравнение реакции:
4Be + 5H2SO4 = 4BeSO4 + H2S + 4H2O
Окислитель — H2SO4(конц.), восстанавливается до H2S.
Восстановитель — Be, окисляется до BeSO4.
2) KMnO4 + KNO2 + H2SO4 MnSO4 + KNO3 + K2SO4 + H2O
Записываем электронные уравнения:
5| N+3 – 2e– N+5 — окисление
2| Mn+7 + 5e– Mn+2 — восстановление
Уравнение реакции:
2KMnO4 + 5KNO2 + 3H2SO4 = 2MnSO4 + 5KNO3 + K2SO4 + 3H2O
Окислитель — KMnO4, восстанавливается до MnSO4.
Восстановитель — KNO2, окисляется до KNO3.

207. Составьте схему гальванического элемента, в основе которого лежит химическая реакция, протекающая по уравнению Zn + Pb(NO3)2 Zn(NO3)2 + Pb. Напишите ионно-электронное уравнение электродных процессов и вычислите ЭДС этого элемента, если активность ионов цинка a(Zn2+) = 0,001 моль/л, а ионов свинца a(Pb2+) = 0,01 моль/л

Уравнение токообразующей реакции:
Zn + Pb(NO3)2 = Zn(NO3)2 + Pb
Записываем значения стандартных окислительно-восстановительных потенциалов.
E0(Zn2+/Zn) = –0,763 В
E0(Pb2+/Pb) = –0,126 В
Пользуясь уравнением Нернста, вычисляем электродные потенциалы.
E(Zn2+/Zn) = E0(Zn2+/Zn) +
E(Zn2+/Zn) = –0,763 + = –0,852 В.
E(Pb2+/Pb) = E0(Pb2+/Pb) +
E(Pb2+/Pb) = –0,126 + = –0,185 В.
E(Pb2+/Pb) > E(Zn2+/Zn), поэтому свинцовый электрод — катод, а цинковый — анод.
Схема элемента:
(–) Zn | Zn2+, 0,001 M || Pb2+, 0,01 M | Pb (+)
Вычисляем ЭДС.
ЭДС = E(Pb2+/Pb) – E(Zn2+/Zn) = –0,189 – (–0,852) = 0,667 В.
Ответ: ЭДС гальванического элемента 0,667 В.

227. В раствор хлороводородной (соляной) кислоты опустили железную пластинку, частично покрытую никелем. В каком случае процесс коррозии железа протекает интенсивнее? Составьте схемы коррозионных гальванических элементов и напишите электронные уравнения электродных процессов

Записываем значения стандартных окислительно-восстановительных потенциалов.
E0(Fe2+/Fe) = –0,44 В
E0(Ni2+/Ni) = –0,23 В
Железо способно растворяться в соляной кислоте, однако в присутствии никеля этот процесс резко ускоряется. Причина — образование гальванической пары «железо — никель», в которой железо будет анодом (потенциал железа меньше), а никель — катодом. Железо будет интенсивно растворяться, а на участках, покрытых никелем, выделяется водород.
Анодный процесс: Fe0 – 2e– Fe2+
Катодный процесс: 2H+ + 2e– H2
Уравнение реакции:
Fe + 2HCl = FeCl2 + H2
Схема коррозионного элемента:
(–) Fe | Fe2+ || 2H+, H2 | Ni2+ | Ni (+)

247. Составьте схему и напишите уравнения электродных процессов, протекающих на кадмиевых электродах (с учётом перенапряжения) при электролизе водного раствора соли CuSO4 в стандартных условиях, при активности ионов Cu2+ = 1 моль/л (среда кислая, pH < 7), температуре 298 К, плотности тока i = 10 А/м2, (S2O82–/2SO42–) = +2,01 В

В системе имеются: кадмиевые электроды, ионы Cu2+, H+ и SO42–.
Конкурирующие катодные процессы — восстановление ионов Cu2+ до Cu и восстановление ионов H+ до водорода H2.
Рассчитаем потенциал выделения водорода на кадмиевом катоде. Согласно уравнению Тафеля, перенапряжение выделения водорода связано с плотностью тока i соотношением:
= a + b lg i
Для кадмиевого электрода константы равны:
a = 1,40
b = 0,12.
Плотность тока должна быть выражена в А/см2.
10 А/м2 = 0,001 А/см2.
(2H+/H2) = 1,40 + 0,12 lg 0,001 = 1,04 В.
Потенциал выделения водорода составит:
(2H+/H2) = (2H+/H2) – (2H+/H2) = 0 – 1,04 = –1,04 В.
Поскольку (Cu2+/Cu) = +0,34 В, можно сделать вывод, что в первую очередь на катоде будет выделяться медь:
Cu2+ + 2e– Cu0
После выделения всей меди начнется выделение водорода.
Конкурирующие анодные процессы:
1) 2SO42– – 2e– S2O82–;
2) 2H2O – 4e– O2 + 4H+;
3) Cd – 2e– Cd2+
(S2O82–/2SO42–) = +2,01 В
(Cd2+/Cd) = –0,40 В
Для выделения кислорода константы уравнения Тафеля равны:
a = 0,36
b = 0,11.
(O2/H2O) = 0,36 + 0,11 lg 0,001 = 0,03 В.
В кислой среде потенциал системы O2 + 4H+ + 4e– 2H2O составляет +1,229 В. Потенциал выделения кислорода составит:
(O2/H2O) = (O2/H2O) + (O2/H2O) = 1,229 + 0,03 = 1,259 В.
Наименьший потенциал имеет система Cd2+/Cd, поэтому анодный процесс — растворение материала анода:
Cd – 2e– Cd2+
Уравнение электролиза:
CuSO4 + Cd = Cu + CdSO4

267. При кипячении 0,5 л воды, содержащей только гидрокарбонат железа (II), в осадок выпадает 8 мг карбоната железа (II). Чему равна временная жёсткость воды?

При кипячении воды гидрокарбонат железа разлагается:
Fe(HCO3)2 = FeCO3 + H2O + CO2
Жесткость воды можно рассчитать по карбонату железа:
Ж =
Молярная масса эквивалента FeCO3 равна половине молярной массы:
Mэ(FeCO3) = 57,93 г/моль.
Ж = = 2,76·10–4 моль/л.
Выражая жесткость в ммоль/л, получаем 0,276 ммоль/л.
Ответ: Ж = 0,276 ммоль/л.
Список литературы
Ахметов Н. С. Общая и неорганическая химия. Учебник для вузов. – М.: Высшая школа, 1998. – 743 с.
Карапетьянц М. Х., Дракин С. И. Общая и неорганическая химия. Учебник для вузов. – М.: Химия, 1992. – 592 с.
Лидин Р. А. Справочник по общей и неорганической химии. – М.: КолосС, 2008. – 352 с.
Лурье Ю. Ю. Справочник по аналитической химии. – М.: Химия, 1989. – 448 с.
Степин Б. Д., Цветков А. А. Неорганическая химия: Учебник для химических и химико-технологических специальностей вузов. – М.: Высшая школа, 1994. – 608 с.
Стромберг А. Г., Семченко Д. П. Физическая химия. – М.: Высшая школа, 2009. – 527 с.
Физическая и коллоидная химия / Под ред. А. П. Беляева. – М.: ГЭОТАР-Медиа, 2010. – 704 с.

SvetlanaSever 5.0

Имею Международный сертификат, подтверждающий знание английского языка IELTS. Сама практикующий журналист, поэтому знаю, что такое вовремя сдать качественную работу. Сфера интересов: гуманитарные науки, иностранные языки, менеджмент.

Нанять автора