Главная страница «Первого сентября»Главная страница журнала «Химия»Содержание №3/2006

РАБОЧИЕ ТЕТРАДИ

Продолжение. Начало см. в № 11, 12, 13, 14, 15, 16, 17, 18, 19, 20, 21, 23/2005;
1, 2/2006

Ответы на упражнения и контрольные вопросы
к теме 6

Урок 31

1.

Вариант Разрываются связи Образуются связи
а NN, H–H N–H
б Zn–Zn,
H–Cl
Zn–Cl,
H–H
в Cu–O–H Cu=O,
H–OH
г Ba–ONO2,
Na–OSO3
Ba–OSO3,
Na–ONO2

2. Реакции а), в) – радикальные, б) – ионная.

3. Гомолитический механизм – расщепление общей электронной пары, при котором каждому из разделяемых атомов достается по одному электрону:

Гетеролитический механизм – разрыв химической связи, при котором оба связывающих электрона достаются одному атому:

4. а) – разложение; б) – соединение; в) – замещение; г) – обмен.

5.

6.

7. В случаях а) и б) по 1 2/3 моль, или 66,7 г MgO.

Урок 32

1. Окислительно-восстановительными называют реакции, протекающие с изменением степени окисления элементов.

2. Восстановители и окислители.

3. Окислительно-восстановительные реакции и окислители –

а), Сl2; б), С2Н4; г), НNО3.

4.

5.

 

Черно-серый йод образует бесцветные соединения в реакции со щелочью
Черно-серый йод образует
бесцветные соединения
в реакции со щелочью

6. 10,4 Cu.

7. Раствор следует профильтровать.

Разложение дихромата аммония, инициируемое нагреванием, – «вулкан»
Разложение дихромата аммония,
инициируемое нагреванием, – «вулкан»

Урок 33

1. Тепловым эффектом химической реакции называют теплоту (в кДж), выделяющуюся или поглощающуюся при мольных соотношениях реагентов, соответствующих коэффициентам в химическом уравнении. Пример:

2. Экзотермические реакции протекают с выделением теплоты (+Q), а эндотермические – с поглощением теплоты (–Q):

С + О2 = СО2 + Q, N2 + O2 = 2NO – Q.

3. В термохимических уравнениях указывают тепловые эффекты химических реакций.

4.

Тепловой эффект реакции образования 1 моль ZnO равен 348 кДж/моль.

5. Реакции б), г) – экзотермические, а), в) – эндотермические.

6.

Поскольку взято 0,2 моль СН4, то выделится х = 0,2•890 = 178 кДж.

7. Термохимическое уравнение реакции горения серы:

S + O2 = SO2 + 292,6 кДж.

8. Реакция сжигания алюминия – самая экзотермическая. Взаимодействие 4 моль Al и 3 моль О2 (или 4•27 + 3•32 = 204 г смеси) сопровождается выделением 3260 кДж теплоты. Если взять 100 г такой смеси, то тепловой эффект составит 1600 кДж. В реакции сжигания 2 моль Мg в 1 моль О2 (или 48 + 32 = 80 г смеси) выделяется 1220 кДж теплоты. Соответственно 100 г такой смеси (Мg и О2) произведут 1220/0,8 = 1525 кДж теплоты.

Урок 34

1. Обратимыми называют реакции, протекающие одновременно в двух противоположных направлениях. Пример обратимой реакции:

N2 + 3H2 2NH3.

2. Необратимыми называют реакции, протекающие только в одном направлении. Такие реакции завершаются полным превращением исходных веществ в продукты реакции. Пример необратимой реакции:

ВаСl2 + Н2SO4 = BaSO4 + 2HCl.

3. Знак обратимости реакции – две стрелки «», направленные в противоположные стороны. Примеры обратимых реакций:

N2 + O2 2NO, 2NO + O2 2NO2.

4. Три признака протекания реакций ионного обмена до конца:

1) выпадение осадка;

2) выделение газа;

3) образование воды (более общее положение – образование малодиссоциирующего вещества).

Примеры реакций:

1) CuSO4 + 2NaOH = Cu(OH)2 + Na2SO4,

Cu2+ + 2OH = Cu(OH)2;

2) K2S + 2HCl = 2KCl + H2S,

S2– + 2H+ = H2S;

3) Ba(OH)2 + 2HNO3 = Ba(NO3)2 + 2H2O,

OH + H+ = H2O.

5. Для реакции А + В С + D константа равновесия Кр выражается через концентрации веществ так:

Кр = .

6. Химическое равновесие – это такое состояние системы, при котором скорость образования продуктов реакции равна скорости их превращения в исходные реагенты.

7. Смещение химического равновесия достигают изменением:

1) концентрации реагирующих веществ;

2) давления в системе (при реакциях с участием газов);

3) температуры.

8. Принцип Ле Шателье: если на систему, находящуюся в равновесии, оказывать воздействие (изменять концентрацию, температуру, давление), то в ней возрастает скорость реакции, уменьшающей это воздействие.

9. Эти три реакции подчиняются одинаковым закономерностям, поскольку все они экзотермические и объем исходных реагентов больше объема газов – продуктов реакции. Чтобы сместить равновесие вправо, надо:

а) увеличить концентрацию исходных реагентов;

б) выводить из реактора продукты реакции;

в) понизить температуру в системе;

г) увеличить давление.

Урок 35

1. Гомогенными называют реакции, в которых реагирующие вещества находятся в одинаковом состоянии (газообразном или жидком). Другими словами, это реакции в истинных растворах (газовых или жидких), т.е. в однородной (гомогенной) среде. Например, горение метана на воздухе (взаимодействие газов) или реакция в жидкой среде (в водном растворе) кислоты и щелочи.

2. Гетерогенные реакции протекают на границе раздела фаз, например, горение угля или растворение твердой накипи в кислоте. Реагирующие компоненты (частицы) гетерогенных реакций можно разглядеть либо невооруженным глазом, либо под микроскопом.

3. Скорость гомогенной реакции – это изменение концентрации с одного из реагирующих веществ в единицу времени :

= с/.

Например, если за 10 с концентрация реагента уменьшилась на 1 моль/л, то скорость реакции
= 1/10 = 0,1 моль/(л•с).

4. Изменение мольного содержания вещества , вступившего в реакцию или образующегося в реакции, на единице поверхности S твердого вещества в единицу времени называют скоростью гетерогенной реакции:

(гетероген.) = /(S).

5. Скорость химической реакции зависит от:

а) природы реагирующего вещества;

б) концентрации реагентов;

в) температуры.

Например, а) натрий бурно реагирует с водой на холоду, а магний – нет (реагирует только при нагревании); б) при вдувании в костер воздуха, а еще лучше кислорода, горение дров происходит быстрее; в) в герметичной скороварке пища приготавливается быстрее, т.к. там температура выше, чем в открытой посуде.

6. б).

7. Воспользуемся формулой 

Тогда 40° = 20°•2(40 – 20)/10 = 0,04•22 = 0,16 моль/(л•с);

10° = 20°•2(10 – 20)/10 = 0,04•2–1 = 0,02 моль/(л•с);

= 0,510° = 0,01 моль/(л•с).

8. Рассчитаем значения скорости химической реакции при разных температурах, зная, что
50° = 0,05 моль/(л•мин), а температурный коэффициент = 3:

t, °C 40 50 60 70 80 90
, моль/(л•мин) 0,017 0,05 0,15 0,45 1,35 4,05

Построим график зависимости скорости реакции от температуры t.

Зависимость скорости реакции  от температуры t
Зависимость скорости реакции
от температуры t

9. Запишем уравнение реакции синтеза аммиака из простых веществ и укажем равновесные концентрации всех участвующих в ней веществ:

На получение 0,4 моль (для 1 л реакционной смеси) расходуется 0,2 моль N2 и 0,4•1,5 = 0,6 моль Н2. Учитывая содержание N2 и Н2 в равновесной смеси, получим начальные концентрации реагентов:

с0(N2) = 0,4 моль/л, с02) = 0,8 моль/л.

Урок 36

1. Катализ – это воздействие на скорость химической реакции с помощью специальных веществ – катализаторов.

Вода катализирует взаимодействие алюминия с йодом
Вода катализирует взаимодействие алюминия с йодом

2. Катализаторами называют вещества, которые влияют на скорость реакции, но сохраняют свой химический состав.

3.

4.

Этот процесс необратимый, т.к. азот очень малореакционноспособное вещество. Азот N2 и оксид азота NO – газы. Согласно коэффициентам в уравнении реакции превращение NO в N2 сопровождается уменьшением объема в 1,2 раза. Поэтому из 1200 мл NO получится 1000 мл N2.

5.

6.

На первой стадии реакции при 20 °С катализатор Н2SO4 (вещество, способствующее протеканию процесса) входит в состав промежуточного продукта – этилсерной кислоты. На второй стадии, при нагревании, это соединение гидролизуется с образованием этилового спирта и регенерированием серной кислоты. Таким образом, катализатор способствует протеканию реакции.

7. По формуле m = V найдем массу этилбензола:

Теоретическая масса стирола х = 87•104/106 = 85 г. С учетом выхода 90% стирола образуется 85•90/100 = 76,5 г, или 84 мл.

Урок 37

1. В реакции

РН3 + О2 Р2О5 + Н2О

разрываются связи Р–Н и О=О, а образуются связи Р–О, Р=О и Н–О.

2. CuSO4 + 2NaOH = Cu(OH)2 + Na2SO4 (обмен),

4Mg + 10HNO3 = 4Mg(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O

(окислительно-восстановительная реакция),

Ca(HCO3)2 CaCO3 + H2O + CO2 (разложение),

2Ag + S Ag2S (соединение).

3. Невозможно получить оксид магния реакцией магния с азотной кислотой:

Уравнения реакций получения MgO с коэффициентами:

2Mg + O2 = 2MgO,    2Mg + CO2 2MgO + C,

Mg(OH)2 MgO + H2O,     2Mg(NO3)2 2MgO + 4NO2 + O2.

4. Реакция разложения гидроксида магния из задания 3 – не окислительно-восстановительная.

Уравнение реакции разложения сульфита магния:

MgSO3 MgO + SO2.

5. 

6.  а) Mg + H2SO4 (разб.) = MgSO4 + H2;

б) 2NaBr + Cl2 = 2NaCl + Br2;

в) Fe + 2FeBr3 = 3FeBr2;

г) H2SO3 + I2 + H2O = H2SO4 + 2HI.

7. Поскольку М(СаСО3) = 100 г/моль, то 1 кг известняка соответствует количеству вещества 10 моль и потребует при разложении 1570 кДж теплоты.

Ответ. а).

8. При повышении температуры равновесие эндотермических реакций, т.е. а) и г), сдвигается вправо; равновесие экзотермических реакций, т.е. б) и в), сдвигается влево.