С. Л. Белопухов, И. Б. Немировская, В. Т. Семко

Физическая и коллоидная химия. Задачи и упражнения

Учебное пособие

Под общей редакцией

профессора С. Л. Белопухова

---

ebooks@prospekt.org

Информация о книге

УДК 541.1(075.8)

ББК 24.5я73

Ф48

Авторы: Белопухов С. Л., кандидат химических наук, доктор сельскохозяйственных наук, профессор, заведующий кафедрой физической и органической химии Российского государственного аграрного университета — МСХА имени К. А. Тимирязева, заслуженный изобретатель Российской Федерации, лауреат премии Правительства Российской Федерации  в области науки и техники;

Немировская И. Б., кандидат химических наук, доцент кафедры физической и органической химии Российского государственного аграрного университета — МСХА имени К. А. Тимирязева;

Старых С. Э., кандидат биологических наук, доцент кафедры физической и органической химии Российского государственного аграрного университета — МСХА имени К. А. Тимирязева;

Семко В. Т., кандидат технических наук, доцент кафедры физической и органической химии Российского государственного аграрного университета — МСХА имени К. А. Тимирязева;

Шнее Т. В., кандидат биологических наук, доцент кафедры физической и органической химии Российского государственного аграрного университета — МСХА имени К. А. Тимирязева;

Федорова Т. А., кандидат биологических наук, доцент кафедры физической и органической химии Российского государственного аграрного университета — МСХА имени К. А. Тимирязева.

Рецензенты: Боев В. И., доктор химических наук, профессор РГАУ-МСХА имени К. А. Тимирязева;

Верхотуров В. В., доктор биологических наук, профессор Иркутского государственного технического университета.

Под общей редакцией: профессора Белопухова С. Л.

В пособии приведены задачи, упражнения и примеры решения задач по основным разделам физической и коллоидной химии. Учебное пособие составлено в соответствии с программой дисциплины «Физическая и коллоидная химия» для бакалавров, обучающихся в сельскохозяйственных вузах страны, и  отражает современное развитие физической и коллоидной химии. Каждый раздел содержит краткое теоретическое введение, примеры решения типовых задач, задачи и упражнения для самостоятельного решения.

УДК 541.1(075.8)

ББК 24.5я73

© Коллектив авторов, 2015

© ООО "Проспект", 2015

Предисловие

При изучении курса «Физическая и коллоидная химия» в сельскохозяйственном вузе большое значение имеет приобретение навыков в решении расчетных задач по основным разделам дисциплины. Этот навык впоследствии используется и закрепляется в специальных курсах «Агрохимия», «Почвоведение», «Защита растений», «Экология», «Биохимия», «Биотехнология», «Технология переработки продукции животноводства и растениеводства» и других при расчете доз удобрений, концентраций рабочих растворов и баковых смесей пестицидов и т. д.

Предлагаемый сборник задач и упражнений составлен в соответствии с программой дисциплины, Федеральными государственными образовательными стандартами. В каждом разделе сборника содержатся задачи и упражнения с использованием биологических объектов, примеры из практики сельскохозяйственного производства. В начале каждого раздела сборника приведены примеры с подробным описанием хода решения. В приложении приведены таблицы, содержащие физико-химические характеристики, необходимые для решения задач. Размерности физических величин даны в Международной системе единиц (СИ).

Для приобретения навыков решения задач по теоретическому курсу физической и коллоидной химии студенты выполняют домашнее задание по следующим темам.

1. Химическая термодинамика.

2. Электрическая проводимость растворов электролитов.

3. Равновесные электродные потенциалы и электродвижущая сила.

4. Коллоидные системы, методы их получения и свойства. Коагуляция коллоидов.

5. Растворы высокомолекулярных соединений (ВМС) и их свойства.

Для самостоятельного решения и выполнения домашнего задания приводится список рекоменуемой литературы.

Выполнение задания является необходимым условием допуска студента к зачету или экзамену по курсу физической и коллоидной химии. Контроль качества выполнения задания определяется преподавателем, оценка соответствует числу правильно решенных задач. Если студент не получил положительной оценки, он должен доработать домашнее задание и пересдать его.

Выполнять домашнее задание следует в отдельной тетради, приводя письменное решение каждой задачи и давая полный ответ на поставленный теоретический вопрос.

Для более качественного выполнения домашнего задания в учебном пособии разбираются основополагающие элементы и упражнения изучаемых разделов и приводится решение типовых задач.

Химическая термодинамика. Термохимия

Химическая термодинамика является частью физической химии и изучает закономерности превращения энергии при взаимодействии системы и внешней среды, то есть общие закономерности превращения одного вида энергии в другой. Эти процессы описываются тремя законами (началами).

Первый закон (начало) термодинамики устанавливает взаимосвязь между изменением внутренней энергии системы, теплотой и работой процесса:

ΔU = Q + W,

где ΔU – изменение внутренней энергии; Q – тепловой эффект; W – работа.

На практике принято рассматривать изохорные процессы (проходят при постоянном объеме, V = const) и изобарные (протекают при постоянном давлении, P = const).

В первом случае: Q_v = ΔU, так как ΔV = 0, то есть теплота изохорного процесса равна изменению внутренней энергии системы.

Во втором случае: Q_p = ΔH, так как согласно первому началу термодинамики

ΔU = Q_p + W, отсюда
Q_p = ΔU – W,
W = ‒p ∙ (V₂ – V₁).

Знак «‒» характеризует то, что система совершает работу против сил внешней среды.

Q_p = U₂ – U₁ + p(V₂ – V₁)
Q_p = (U₂ + pV₂) – (U₁ + pV₁),

где U + p ∙ V – энтальпия, обозначается Н, тогда

Q_p = H₂ – H₁ = ΔH.

Теплота (независимо от вида процесса) может выражаться в калориях (кал) или джоулях (Дж).

Калорией называется количество теплоты, необходимое для повышения температуры 1 г H₂O с 14,5 до 15,5 °С.

Джоуль – это работа, совершенная силой в 1 Ньютон на пути 1 метр.

1 калория равна 4,18 Джоуля.

Для реакций, протекающих в газовой фазе, на основании того, что Q_p = ΔH, а Q_v = ΔU и закона Джоуля (который утверждает, что внутренняя энергия идеального газа зависит только от температуры и не зависит от объема и давления) установлено соотношение:

Q_p = Q_v + ΔnRT,

где Δn = n_прод – n_реаг, то есть Δn – разница между числом молей образовавшихся газообразных продуктов реакции и числом молей газообразных реагентов.

Для реакций в конденсированных фазах принимают: Δn = 0, ΔU = ΔH, Q_v = Q_p.

Таким образом, первый закон термодинамики позволяет дать только энергетическую оценку процесса, но не дает никаких указаний на то, в каком направлении процесс будет протекать самопроизвольно.

Для ответа на вопрос о направлении самопроизвольного протекания процесса (химической реакции) существует второй закон (начало) термодинамики, использующий понятие энтропии (S). Для равновесных (обратимых) процессов энтропия рассчитывается по уравнению:

Отсюда следует, что изменение энтропии в процессе равно теплоте процесса, деленной на температуру, при которой этот процесс происходит. В случае обратимого процесса ΔS = 0, то есть энтропия обратимого процесса – величина постоянная. Для необратимого процесса (самопроизвольного) изменение энтропии выразится как

то есть ΔS > 0 при Т = const.

Изменение энтропии при изотермическом расширении n моль идеального газа можно определить по формуле:

ΔS = nR × ln(V₂/V₁) или
ΔS = nR × ln(P₂/P₁).

В изолированной системе самопроизвольно могут совершаться только такие процессы, в результате которых энтропия системы возрастает. Процесс может идти самопроизвольно до достижения максимального значения энтропии. Энтропия системы не может уменьшаться.

Третий закон термодинамики утверждает, что энтропия чистых веществ, существующих в виде идеальных кристаллов, при абсолютном нуле равна нулю. Этот закон можно записать в виде уравнения следую­щим образом:

ΔS = 0 при Т = 0 К.

Значение третьего начала термодинамики заключается в том, что на его основе можно вычислить абсолютную энтропию вещества, если известны его химический состав и строение.

Часть химической термодинамики, которая изучает химические реакции с точки зрения тепловых эффектов, которыми сопровождаются эти реакции, называется термохимией. Основным законом термохимии является закон Гесса. Он утверждает, что тепловой эффект химической реакции зависит от вида и состояния конечных продуктов и исходных реагентов, но не зависит от пути протекания реакции (то есть не зависит oт количества промежуточных стадий). Математическое выражение закона Гесса имеет следующий вид:

(ΔQ)ΔH₂₉₈ = ΣΔH⁰_{f(продукты)} – ΣΔH⁰_{f(реагенты)}.

В данном случае ΔН⁰₂₉₈ – стандартная энтальпия химической реакции (тепловой эффект химической реакции при постоянном давлении Q_P); ∆H⁰_{f(продукты)} – стандартная молярная энтальпия образования продуктов реакции (реагентов).

На основе закона Гесса, используя значения стандартных энтальпий образования соединений, которые имеются в химических справочниках, можно теоретически вычислить тепловой эффект любой химической реакции, не проводя ее экспериментально.

Решение типовых задач

Пример 1. Рассчитайте тепловой эффект реакции гидратации этилена.

СН₂ = СН₂ + Н₂О_(ж) = СН₃СН₂ОН,

если

ΔH⁰_f (C₂H₅OH) = –66,35 ккал/моль
ΔН⁰_f (СН₂ = СН₂) = 12,50 ккал/моль
ΔН⁰_f (Н₂О_(ж)) = –68,32 ккал/моль

Решение:

ΔH₂₉₈ = ΣΔH⁰_{f(продукты)} – ΣΔH⁰_{f(исходные вещества)}
ΔH₂₉₈ = –66,35 – 12,50 – (–68,32) = –10,55 ккал/моль

или –10,55 ккал/моль = –44,1 кДж/моль.

Пример 2. Рассчитать энтропию обратимого превращения 1 моль воды в пар при температуре кипения.

Решение:

где 18 – молекулярная масса воды; 534 кал/г – скрытая теплота испарения 1 г воды (обратимый процесс); 373 К – температура кипения воды.

Пример 3. Один моль льда тает при температуре 0 °С. Удельная теплота фазового перехода твердое тело–жидкость составляет 79 кал/г. Рассчитайте энтропию фазового перехода твердое тело–жидкость.

Решение:

где 18 – молекулярная масса воды, 273 – температура таяния льда.

Пример 4. Расчет теплового эффекта реакции по стандартным теплотам образования реагирующих веществ.

Определите количество теплоты, выделяющееся при гашении 100 кг извести водой, если стандартные теплоты образования реагирующих веществ (кДж/моль) равны:

(∆Н⁰₂₉₈)СаО_(т) = –635,1
(∆Н⁰₂₉₈)Са(ОН)_2(т) = –986,2
(∆Н⁰₂₉₈)Н₂О_(ж) = –285,84

Решение:

СаО_(т) + Н₂О_(ж) = Са(ОН)_2(т)
(ΔH⁰₂₉₈) = Σ(ΔH⁰₂₉₈)_{продукты реакции} – Σ(ΔH⁰₂₉₈)_{исходные вещества}
(ΔH⁰₂₉₈) = –986,2 – (–635,1 – 285,84) = –65,35 кДж/моль.

Вывод: реакция экзотермическая.

Расчет на 100 кг: составляем пропорцию

56 г CaO (1 моль) ……(–65,35) кДж/моль

100000 г Ca Х

Пример 5. Расчет теплового эффекта реакции по стандартным теплотам сгорания реагирующих веществ.

Определите тепловой эффект реакции синтеза акриловой кислоты:

СН ≡ СН_(г) + СО_(г) + Н₂О_(ж) → СН₂=СН–СООН_(ж),

если стандартные теплоты сгорания ацетилена, оксида углерода и акрило­вой кислоты соответственно равны (кДж/моль): –1299,63; –282,50; –1370,00.

Решение:

(ΔH⁰₂₉₈) = Σ(ΔH⁰_f)_{сгорания реагирующих веществ} – Σ(ΔH⁰_f)_{сгорания продуктов реакции}
(ΔH⁰₂₉₈) = –1299,63 – 282,50 + 1370,00 = –211,13 кДж/моль.

Реакция экзотермическая.

Пример 6. Расчет стандартной теплоты образования веществ.

Вычислите стандартную теплоту образования сахарозы, если известен тепловой эффект реакции (–5694 кДж):

С₁₂H₂₂O₁₁ + 12O₂ → 12CO₂ + 11H₂O_(ж) – 5694 кДж.

Решение:

(ΔH₂₉₈) = Σ(ΔH⁰_f)_{продукты реакции} – Σ(ΔH⁰_f)_{исходные вещества}.

Сахароза является исходным реагирующим веществом, поэтому

Σ(ΔH⁰_f)_{реагенты} = Σ(ΔH⁰₂₉₈)_{продукты реакции} – (ΔH₂₉₈)
(ΔH⁰₂₉₈)C₁₂H₂₂O₁₁ = 12 · (–393,51) + 11 · (–285,84) + 5694 = –222,4 кДж/моль.

Пример 7. Вычисление изменения энергии Гиббса. Определение возможности протекания процесса по величине изменения энергии Гиббса.

Дать ответ о возможности протекания следующей реакции:

SiO_2(к) + 2NaOH_(р) = Na₂SiO_3(к) + H₂O_(ж),

если

Можно ли выпаривать щелочь в стеклянном сосуде?

Решение:

Изменение энергии Гиббса ∆G⁰₂₉₈ реакции равно:

ΔG₂₉₈ = ΣΔG⁰_{f продуктов реакции} – ΣΔG⁰_{f исходных веществ};
ΔG₂₉₈ = (–1427,8 – 237,5) – (–803,75 – 419,5 · 2) = –22,55 кДж/моль;
ΔG₂₉₈ = –22,55 кДж/моль.

Таким образом, ∆G < 0. Следовательно, данная реакция возможна. Щелочь нельзя выпаривать в стеклянном сосуде, так как в состав стекла входит SiO₂.

Пример 8. Определите тепловой эффект реакции:

Al₂O_{3корунд} + 3SO_3газ = Al₂(SO₄)₃ + ΔU,

если реакция протекает в автоклаве при V = const, а тепловой эффект при P = const равен –573,4 кДж.

Решение:

По тепловому эффекту реакции при постоянном давлении определим тепловой эффект при постоянном объеме по уравнению ΔH = ΔU + ΔnRT. Изменение числа молей газообразных продуктов реакции Δn = –3, так как Al₂O₃ и Al₂(SO₄)₃ твердые вещества:

ΔU₂₉₈ = ΔH⁰_f – ΔnRT =
= –573,4 + 3 × 8,3143 × 10³ × 298 = –566,0 кДж.

Пример 9. Рассчитать энтропию процесса изотермического расширения 1 моля идеального газа от 1 до 100 л при температуре 17 °С.

Решение:

ΔS = nR × ln(V₂/V₁) =
= 1 × 1,987 × 2,303 lg100 = 9,15 кал/моль × град.

Задачи и упражнения

1. Рассчитать стандартную энтальпию реакции СaO + H₂O = Ca(OH)₂, если ΔH⁰(CaO) = –635,5 кДж/моль, ΔН⁰Ca(OH)₂ = –986,2 кДж/моль, ΔH⁰(H₂O)= –241,82 кДж/моль.

2. Найдите стандартную энтальпию реакции CO + Cl₂ = COCl₂, если ΔH⁰(CO) = –110,53 кДж/моль, ΔH⁰(COCl₂) = –482,00 кДж/моль.

3. Найдите стандартную энтальпию реакции 2NO + O₂ = 2NO₂, если ΔН⁰(NO₂) = –33,69 кДж/моль, ΔH⁰(NO) = 90,37 кДж/моль.

4. Определите изменение энтропии плавления льда. Обратимый процесс при Р = const. ΔН_пл. = 1436,3 кал/моль.

5. Найдите изменение энтропии в реакции: 2СH₃OH + 3O₂ = 2CO₂ + 4H₂O, если S⁰(H₂O) = 188,78 Дж/(моль·К), S⁰(CO₂) = 213,65 Дж/(моль·К), S⁰(O₂) = 205,18Дж/(моль·К), S⁰(CH₃OH)=125,7 Дж/(моль·К).

6. Рассчитать калорийность сахарозы, по реакции: C₁₂H₂₂O₁₁ + 12O₂ = 12CO₂ + 11H₂O, если ΔH⁰(H₂O) = –241,82 кДж/моль, ΔH⁰(CO₂) = –393,51 кДж/моль, ΔH⁰(C₁₂H₂₂O₁₁) = –482,0 кДж/моль.

7. Сколько тепла выделяется при сжигании 100 л этилена (н. у.), если пар превращается в воду. C₂H_4(г) + 3O_2(г) → 2CO_2(г) + 2H₂O_(ж). ΔH⁰(C₂H₄) = –13,6 ккал/моль, ΔH⁰(CO_2(г)) = 97,7 ккал/моль, ΔH⁰(H₂O_(ж)) = 68,4 ккал/моль.

8. Найдите изменение энтропии в реакции 4NH₃ + 5O₂ = 4NO + 6H₂O, если S⁰(H₂O) = 188,78 Дж/(моль·К), S⁰(NO) = 210,62 Дж/моль, S⁰(O₂) = 205,18 Дж/моль, S⁰(NH₃) = 192,5 Дж/(моль·К).

9. Вычислите стандартную энтропию плавления льда, если ΔH⁰ плавления равна 6,0 Дж/моль.

10. Реакция образования хлористого водорода из хлора и водорода H₂ + Cl₂ = 2HCl + 43,8 ккал. Сколько тепла выделяется при взаимодействии 1 л хлора с водородом?

11. Сколько тепла выделится при восстановлении 8 г оксида меди водородом? CuO + H₂ = Cu + H₂O_(ж); ΔH⁰(CuO) = 34,9 ккал/моль, ΔH⁰(H₂O) = 68,4 ккал/моль.

12. Вычислить изменение стандартной энтальпии образования аммиака, если ΔS⁰(N₂(г) =192 Дж/К·моль, ΔS⁰(H₂(г) = 131 Дж/К·моль, ΔS⁰(NH_3(г)) = 193 Дж/К·моль.

13. Определите теплоту образования CaCO₃, если CaCO₃ = CaO + CO₂ – 4,7 кал. ΔH⁰(CO_2(г)) = 97,7 ккал/моль, ΔH⁰(CaO) = 34,9 ккал/моль.

14. При сгорании щавелевой кислоты в калориметре выделяется 2,81 кДж/г. Рассчитайте ΔH при сгорании 1 моля щавелевой кислоты при температуре 25 °С.

15. Определите, сколько тепла выделяется при получении 300 г ме­тафосфорной кислоты из фосфорного ангидрида по реакции P₂O₅ + H₂O = HPO₃ + Q, если ΔH⁰(P₂O₅) = 370 ккал/моль, ΔH⁰(HPO₃) = 226,2 ккал/моль, ΔH⁰(H₂O_(ж)) = 68,4 ккал/моль.

16. При сжигании 3,27 г цинка в калориметрической бомбе выделилось 17,35 кДж. Определите теплоту образования ZnO.

17. Определите тепловой эффект реакции гидратации этилена, если ΔH⁰(C₂H₅OH) = –66,35 ккал/моль, ΔH⁰(C₂H₄) = +12,5 ккал/моль, ΔH⁰(H₂O_(ж)) = –68,4 ккал/моль.

18. Определите теплоту образования хлористого аммония, исходя из реакции: NH₃ + HCl = NH₄Cl + 42,9 ккал, если ΔH⁰(NH₃) = 11,0 ккал/моль, ΔH⁰(HCl) = 21,9 ккал/моль.

19. Найдите изменение энтропии в реакции 4NH₃ + 5O₂ = 4NO + 6H₂O, если S⁰(H₂O) = 188,78 Дж/(моль·К), S⁰(NO) = 210,62 Дж/(моль·К), S⁰(O₂) = 205,18 Дж/(моль·К), S⁰(NH₃) = 192,5 Дж/(моль·К).

20. При сгорании масляной кислоты в калориметре выделяется теплота 2,88 кДж/г. Рассчитайте ΔH при сгорании 1 моля масляной кислоты при температуре 25 °С.

21. Найдите изменение энтропии в реакции CH₄ + 2O₂ = CO₂ + 2H₂O при стандартных условиях, если S⁰(H₂O) = 188,78 Дж/(моль·К), S⁰(CO₂) = 213,65 Дж/(моль·К), S⁰(CH₄) = 219,4 Дж/(моль·К), S⁰(O₂) = 205,18 Дж/(моль·К).

22. Рассчитате энтропию фазового перехода твердое тело–жидкость. Удельная теплота ΔH⁰_пл. = 331,9 Дж/г. Температура плавления 1 моль вещества равна 0 °С.

23. При взаимодействии 2,1 г металлического железа с серой выделилось 3,64 кДж. Рассчитайте стандартную энтальпию образования 1 моль сульфида железа.

24. Чему равна энтропия плавления льда, если удельная теплота плавления равна 333,6 Дж/г?

25. Термохимическое уравнение реакции горения фосфора 4P + 5O₂ = 2P₂O₅ + 3010 кДж. Сколько теплоты выделяется при сгорании 100 г фосфора?

26. Рассчитайте стандартную энтальпию реакции CaO + H₂O = Ca(OH)₂, если ΔH⁰(CaO) = –635,5 кДж/моль, ΔH⁰(Ca(OH)₂) =  –986,2 кДж/моль, ΔH⁰(H₂O) = –241,82 кДж/моль.

27. Чему равно изменение свободной энергии в реакции Cu²⁺ + Zn = Cu + Zn²⁺, протекаемой в элементе Даниэля-Якоби, ЭДС которого 1,1 вольта? 1 джоуль = 0,239 кал.

28. Найдите изменение энтропии в реакции 2C₂H₂ + 5O₂ = 4CO₂ + 2H₂O, если S⁰(H₂O) = 188,78 Дж/(моль·К), S⁰(CO₂) = –213,65 Дж/(моль·К), S⁰(C₂H₂) = 200,8 Дж/(моль·К), S⁰(O₂) = 205,18 Дж/(моль·К).

29. При сжигании щавелевой кислоты в калориметре выделяется 2,81 кДж/г. Рассчитайте ΔH при сгорании 3 моль щавелевой кислоты при температуре 25 °С.

30. Определите, сколько тепла выделяется при получении 900 г метафосфорной кислоты из фосфорного ангидрида P₂O₅ + H₂O = HPO₃ + Q, если ΔH⁰(P₂O₅) = 1546,6 кДж/моль, ΔH⁰(HPO₃) = 945,5 кДж/моль, ΔH⁰(H₂O_(ж)) = 285,9 кДж/моль.

31. При сжигании 6,54 г цинка в калориметрической бомбе выделилось 34,7 кДж. Определите теплоту образования ZnO.

32. При сжигании в калориметрической бомбе 1,753 г сахарозы температура повышается на 2,907 °С. ΔН сгорания сахарозы равно 1349,7 ккал/моль. Чему равно водяное число калориметра?

33. Чему равна теплота сгорания уксусной кислоты при температуре 25 °С до H₂O_(ж) и CO_2(г), если стандартная энтальпия образования ΔH⁰(CH₃COOH) = –486,6 кДж/моль; ΔH⁰(CO₂) = –393,3 кДж/моль; ΔH⁰(H₂O) = –285,5 кДж/моль.

34. Определите стандартную энтальпию реакции перехода олова из одной аллотропической формы в другую, если ΔH⁰_{(олово белое)} = –581,0 кДж/моль, ΔH⁰_{(олово серое)} = –583,5 кДж/моль.

35. Рассчитайте тепловой эффект реакции C₂H₄ + H₂O = C₂H₅OH, если ΔH⁰(C₂H₅OH) = –277,3 кДж/моль, ΔH⁰(H₂O_(ж)) = –285,6 кДж/моль, ΔH⁰(C₂H₄) = +52,3 кДж/моль.

36. Рассчитайте энтропию обратимого превращения 1 моль воды в пар при температуре кипения. Теплота испарения 1 г воды составляет 2232,1 Дж.

37. Рассчитайте стандартную энтальпию образования ацетилена, если C₂H₂(г) + 21/2O_2(г) → 2СO_2(г) + H₂O_(ж) – 1300 кДж, если ΔH⁰(H₂O) = –286 кДж/моль, ΔH⁰(CO₂) = –394 кДж/моль.

38. Рассчитайте энтропию фазового перехода твердое тело–жидкость. ΔH⁰_пл = 309,3 Дж/моль. Температура плавления 1 моль вещества равна 0 °С.

39. Рассчитайте стандартную энтропию реакции 2NO + O₂ = 2NO₂, если ΔH⁰(NO₂) = –33,69 кДж/моль; ΔH⁰(NO) = 90,37 кДж/моль.

40. При взаимодействии 4,2 г железа с серой выделилось 7,27 кДж. Рассчитайте стандартную энтальпию образования 1 моль сульфида железа (II).

41. Вычислите изменение энтальпии при превращении воды в пар, если скрытая теплота парообразования равна 2,25 кДж/г.

42. Определите тепловой эффект химической реакции CH₄ + 2O₂ = CO₂ + 2H₂O, если ΔH⁰(CO_2(г)) = 408,4 кДж/моль, ΔH⁰(H₂O_(г)) = 241,6 кДж/моль, ΔH⁰(C₄H_(г)) = 90,7 кДж/моль.

43. Чему равна теплота сгорания уксусной кислоты при температуре 25 °С до H₂O_(ж) и CO_2(г), если ΔH⁰(CH₃COOH) = –695,5 кДж·моль^–1, ΔH⁰(CO_2(г)) = –393,3 кДж·моль^–1 и ΔH⁰(H₂O_(ж)) = –285,5 кДж·моль^–1.

44. Определите теплоту образования азота, исходя из уравнения реакции C + 2N₂O = CO₂ + 2N₂ + 556,3 кДж, если ΔH⁰(CO_2(г)) = 408,3 кДж/моль.

45. Теплота сгорания н-гентана при V = const и температуре 25 °С, протекающая согласно реакции C₇H_16(ж) + 11O_2(г) = 7CO_2(г) + 8H₂O_(ж), равна –4802 кДж·моль^-1. Сколько тепла поглощается, если давление в системе остается постоянным (P = const)?

46. Теплота сгорания 1 г глюкозы в организме составляет 17,15 кДж. Рассчитайте количество теплоты, поступающее в живой организм при сгорании 1 моль глюкозы.

47. Рассчитайте стандартную энтальпию реакции 6С_(г) + 6Н_(г) = С₆Н₆, если ΔH⁰(C₆H₆) = 82,8 кДж·моль^–1, ΔH⁰(C_(г)) = 717,7 кДж·моль^–1, ΔH⁰(H_(г)) = 217,8 кДж·моль^–1.

48. Рассчитайте изменение энтропии при испарении 1 моль воды, если удельная теплота кипения равна 2,3 кДж/г.

49. Рассчитайте тепловой эффект реакции сгорания гептана при P = const и температуре 25 °С, если ΔH⁰(C₇H_16(ж)) = +1148,9 ккал/моль, ΔH⁰(CO_2(г)) = +97,7 ккал/моль, ΔH⁰(H₂O(ж)) = +68,4 ккал/моль.

50. Определите теплоту образования фосфористого водорода, исходя из уравнения 2PH₃ + 4O₂ = P₂O₅ + 3H₂O_(ж) + 2452 кДж, если ΔH⁰(P₂O₅) = 1546,6 кДж/моль, ΔH⁰(H₂O) = 285,9 кДж/моль.

51. Рассчитайте стандартную энтальпию реакции CaO + H₂O = Ca(OH)₂, если ΔH⁰(CaO) = –635,5 кДж/моль, ΔH⁰(Ca(OH)₂) = –986,2 кДж/моль, ΔH⁰(H₂O) = –241,8 кДж/моль.

52. Термохимическое уравнение реакции горения фосфора имеет вид: 4P + 5O₂ = 2P₂O₅ + 3010 кДж. Какое количество теплоты выделяется при сгорании 100 г фосфора?

53. Чему равна энтропия плавления льда, если удельная теплота плавления равна 333,6 Дж/г?

54. Рассчитайте изменение энтропии при испарении 1 моль воды, если теплота кипения (ΔH_кип.) равна 2,26 кДж/моль.

55. Вычислите, сколько тепла выделяется при получении 1200 г метафосфорной кислоты из фосфорного ангидрида по реакции P₂O₅ + H₂O = HPO₃ + Q, если ΔH⁰(P₂O₅) = 1547 кДж/моль, ΔH⁰(HPO₃) = 945,5 кДж/моль, ΔH⁰(H₂O) = 285,9 кДж/моль.

56. Определите теплоту сгорания сероуглерода в сооответствии с реакцией СS₂ + 3O₂ = CO₂ + 2SO₂ + 1080 кДж, если ΔH⁰(CO_2(г)) = 408,3 кДж/моль, ΔH⁰(SO_2(г)) = 289,7 кДж/моль.

57. Определите стандартную энтальпию реакции перехода олова из одной аллотропической формы в другую, если ΔH⁰_{(олово белое)} составляет –581 кДж/моль, ΔH⁰_{(олово серое)} = –583,5 кДж/моль.

58. При сжигании в калориметрической бомбе 0,6 г сахарозы темпера­тура повышается на 1 °С. ΔH⁰ сгорания сахарозы равна 5641,7 кДж/моль. Чему равно водяное число калориметра?

59. При сгорании этановой кислоты в калориметре выделяется теплота 2,17 кДж/г. Рассчитайте ΔH при сгорании 1 моля этановой кислоты при температуре 25 °C.

60. Вычислите изменение стандартной энергии Гиббса при температуре 1000 К для реакции MgCO_3(тв) → MgO_(тв) + CO_2(г), если ΔH⁰(MgCO₃)= –1113 кДж/моль, ΔS⁰(MgCO₃) = +66 Дж/(моль·К), ΔH⁰(MgO) = –602 кДж/моль, ΔS⁰(MgO) = +27 Дж/(моль·К), ΔH⁰(CO₂) = –349 кДж/моль, ΔS⁰(CO₂) = +214 Дж/(моль·К).

61. Вычислите изменение стандартной энтропии образования аммиака, если ΔS⁰(N₂) = 192 Дж/(моль·К), ΔS⁰(H₂) = 131 Дж/(моль·К), ΔS⁰(NH₃) = 193 Дж/(моль·К).

62. Вычислите ∆Н⁰₂₉₈ хлорида аммония, если для реакции

NH_3(г) + HCl_(г) = NH₄Cl_(т)
∆Н⁰₂₉₈ = –176,9 кДж/моль.

63. Теплота сгорания глюкозы равна 2802,04 кДж/моль, теплота сгорания этанола равна –1370,68 кДж/моль. Вычислите тепловой эффект биохимического процесса брожения глюкозы, который описывается уравнением вида: С₆Н₁₂О₆ = 2С₂Н₅ОН + 2СО₂.

64. Вычислите стандартный тепловой эффект реакции: Fe₂O_3(т) + 2Al_(т) = 2Fe_(т) + Al₂O_3(т). Стандартная теплота образования Al₂O_3(т) составляет –1670 кДж/моль, а Fe₂O_3(т) составляет –821 кДж/моль.

65. При растворении 16 г карбида кальция (СаС₂) в воде выделяется 31,3 кДж теплоты. Определите стандартную теплоту образования гидроксида кальция Са(ОН)₂.

66. Тепловой эффект реакции SO_2(г) + 2H₂S_(г) = 3S_(ромб) + 2H₂O_(ж) равен –234,50 кДж. Определите стандартную теплоту образования сероводорода H₂S.

67. Окисление аммиака протекает по уравнению: 4NH_3(г) + 3О_2(г) = 2N₂ + 6H₂O_(ж) + 1528 кДж. Определите стандартную теплоту образования NH_3(г) и гидроксида аммония (NH₄OH), если теплота растворения NH_3(г) в воде равна –34,65 кДж.

68. Восстановление диоксида свинца водородом протекает по уравнению: PbO₂ + H₂ = PbO + H₂O(г) +182,8 кДж. Определите стандартную теплоту образования оксида свинца (PbO).

69. Вычислите стандартную теплоту образования бензойной кислоты С₆Н₅СООН_{(крист.)}, если стандартная теплота сгорания бензойной кислоты составляет –3227,54 кДж/моль.

70. Вычислите тепловой эффект реакции образования сульфата алюминия по реакции: Al₂O_3(к) + 3SO_3(г) = Al₂(SO₄)_3(к), если известны стандартные теплоты образования реагирующих веществ. Используйте справочные данные в приложении.

71. Зная стандартные теплоты сгорания этана, метана и водорода, определите ∆Н⁰₂₉₈ реакции образования метана: С₂Н_6(г) + H_2(г) = 2СН_4(г). Используйте справочные данные в приложении.

72. По стандартным теплотам сгорания веществ рассчитайте ∆Н⁰₂₉₈ реакции образования этилацетата из этанола и уксусной кислоты:

С₂Н₅ОН_(ж) + СН₃СООН _(ж) = СН₃СООС₂Н_5(ж) + Н₂О,
∆Н⁰_сгор. (СН3СООС2Н5) = –2254,21 кДж/моль.

Конечные продукты сгорания – газообразный СО₂ и жидкая Н₂О. Используйте справочные данные в приложении.

73. Определите тепловой эффект реакции образования гидроксида натрия и водорода: NaH_(к) + Н₂О_(ж) = NaОН_(р) + Н_2(г) по стандартным теплотам образования веществ, участвующих в реакции, если ∆Н⁰_{NaH (к)} = –56,94 кДж/моль, ∆Н^о_{NaОН (р)} = –469,47 кДж/моль.

74. Определите тепловой эффект реакции образования оксида свинца из сульфида свинца: 2PbS + 3O₂ = 2PbO + 2SO₂, используя табличные значения стандартных теплот образования реагирующих веществ.

75. Найдите стандартную энтальпию реакции синтеза оксида азота (IV): 2NO + О₂ = 2NO₂, если ΔH⁰(NО₂) = –33,69 кДж/моль, ΔH⁰(О₂) = 0, ΔН⁰(NО) = 90,37 кДж/моль.

76. Рассчитайте калорийность сахарозы, то есть стандартную молярную теплоту ее сгорания по уравнению: С₁₂Н₂₂О₁₁ + 12О₂ = 12СО₂ + 11Н₂О, если ΔН⁰(С₁₂Н₂₂О₁₁) = –4824,0 кДж/моль, ΔH⁰(О₂) = 0, ΔH⁰(СО₂) = –393,51 кДж/моль, ΔH⁰(Н₂О) = –241,82 кДж/моль. Полученное значение выразите в калориях на 1 г вещества.

77. Найдите стандартную энтальпию реакции образования оксида серы (VI) из оксида серы (IV): 2SO₂ + О₂ = 2SO₃, если ΔH⁰(SO₃) = –395,2 кДж/моль, ΔН⁰(SO₂) = –296,9кДж/моль, ΔfH⁰(О₂) = 0.

78. Найдите стандартную энтальпию реакции окисления сероводорода: 2Н₂S + О₂ = 2SO₂ + 2Н₂О, если ΔH⁰(Н₂О) = –241,82 кДж/моль, ΔН⁰(SO₂) = –296,90 кДж/моль, ΔH⁰(Н₂S) = –20,15 кДж/моль, ΔfН⁰(О₂) = 0.

79. Найдите стандартную энтальпию реакции сгорания ацетилена: 2С₂Н₂ + 5О₂ = 2Н₂О + 4СО₂, если ΔH⁰(H₂О) = –241,82 кДж/моль, ΔH⁰(СО₂) = –393,51 кДж/моль, ΔH⁰(С₂Н₂) = 226,75 кДж/моль, ΔfH⁰(О₂) = 0.

80. Найдите стандартную энтальпию реакции сгорания метана: СН₄ + 2О₂ = СО₂ + 2Н₂О, если ΔH⁰(H₂О) = –241,82 кДж/моль, ΔH⁰(СО₂) = –393,51 кДж/моль, ΔH⁰(СН₄) = –74,85 кДж/моль, ΔН⁰(О₂) = 0.

81. Найдите стандартную энтальпию реакции горения метанола: СН₃ОН + 3О₂ = 2СО₂ + 4Н₂О, если ΔН⁰(СО₂) = –393,51 кДж/моль, ΔH⁰(СН_зОН) = –288,70 кДж/моль, ΔН⁰(Н₂О) = –241,82 кДж/моль.

82. Найдите стандартную энтальпию реакции горения этановой кислоты: СН₃СООН + 2О₂ = 2CO₂ + Н₂О, если ΔН⁰(Н₂О) = –241,82 кДж/моль, ΔH⁰(CO₂) = –393,51 кДж/моль, ΔН⁰(СН₃СООН) = –484,90 кДж/моль.

83. Найдите стандартную энтальпию реакции образования гид­роксида кальция: СаО + Н₂О = Са(ОН)₂, если ΔH⁰(Са(ОН)₂) = –986,20 кДж/моль, ΔH⁰(H₂O) = –241,82 кДж/моль, ΔH⁰(CaO) = –635,50 кДж/моль.

84. Найдите стандартную энтальпию реакции: СО + Сl₂ = СОСl₂, если ΔH⁰(COCl₂) = –482,00 кДж/моль, ΔН⁰(СО) = –110,53 кДж/моль.

85. Найдите изменение энтропии при стандартных условиях для реакции: 2NO + О₂ = 2NO₂, если S⁰(NO₂) = 240,45 Дж/(моль^.К); S⁰(О₂) = 205,18 Дж/(моль^.К); S⁰(NO) = 210,62 Дж/(моль^.

...