Контрольная работа по "Химии"

БОУ СПО УР «Ижевский торгово-экономический техникум»

 

 

 

 

 

 

 

Контрольная работа по химии

 

 

 

 

Выполнила: студентка  Татьяна Абрамова

группа ТБ-24-11, 22 вариант

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

Ижевск, 2013 г

 

 

6. Первый закон термодинамики, энтальпия. Энтальпия образования, разложения, сгорания, растворения. Второй закон термодинамики, энтропия. Условия самопроизвольного протекания процессов.

Первый закон  термодинамики является обобщением закона сохранения и превращения энергии для термодинамической системы. Он формулируется следующим образом:

Изменение ΔU внутренней энергии неизолированной термодинамической системы равно разности между количеством теплоты Q, переданной системе, и работой A, совершенной системой над внешними телами.

∆U =Q - A

Энтальпия (Н) - термодинамическая функция состояния, характеризующая теплосодержание системы, т.е. ту энергию, которая доступна для преобразования в теплоту при определенном постоянном давлении.

В химии наиболее часто рассматирваются изобарные процессы (Р=Const). В этом случае телповой эффект реакции и есть изменение энтальпии системы или энтальпия процесс:

Q=∆H

 

Энтальпия образования  – это тепловой эффект реакции  образования 1 моль вещества из простых  веществ ∆Hf, кДж/моль

Энтальпия разложения – это тепловой эффект реакции  разложения 1 моль вещества на простые вещества ∆Hразл, кДж/моль

Энтальпия сгорания – это тепловой эффект реакции  сгорания 1 моль вещества в кислороде  до оксидов  высшей степени окисления  ∆Hcгор, кДж/моль

Энтальпия растворения - это тепловой эффект процесса растворения 1 моль вещества в бесконечно большом количестве растворителя ∆Hраств, кДж/моль

 

Второй закон термодинамики:

а) Любая система стремится перейти в состояние равновесия, которое является наиболее устойчивым состоянием системы.

б) Любая система стремится к уменьшению свободной энергии и устойчивому состоянию, которому соответствует состояние с наименьшим значением свободной энергии.

Второй закон  термодинамики выражается в следующем  виде:

- для необратимых  процессов 

- для обратимых  процессов

 

Энтропия (S) – термодинамическая функция состояния вещества, изменение которой ∆S для бесконечно малого обратимого изменения состояния системы равно отношению количества полученного (или отнятого) тепла ∆Q к абсолютной температуре T.

 

Условие самопроизвольного  протекания процесса:

∆G<0

Где ∆G – изменение энергии Гиббса.

∆G = ∆H - T∙∆S

 

 

    Задача: Определить энтальпию реакции:  NH_3(г) +HCI_(г) = NH₄CI_(т),                 если       ∆Н⁰(HCI) = -92,3 кДж/моль;   ∆Н⁰(NH₃) = -46,2 кДж/моль;      ∆Н⁰(NH₄CI) = -313,6  кДж/моль.

Решение.

Пользуясь законом Гесса

ΔH_р = Σ(νiΔH^ºf_i)_{конечных} – Σ(νiΔH^ºf_i)_{исходных}  ,

рассчитаем тепловой эффект реакции.

ΔH_р = ∆Н⁰(NH₄CI) - ∆Н⁰(NH₃) - ∆Н⁰(HCI) = -313,6 – (-46,2) – (-92,3) = -175,1 (кДж/моль)

Ответ. ΔH_р = -175,1 (кДж/моль)

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

18. Общая характеристика растворов. Давление пара над растворами. Первый закон Рауля. Замерзание и кипение растворов, характеристика и  практическое использование этих процессов.

Растворами  называются гомогенные системы переменного состава, в которых растворенное вещество находится в виде атомов, ионов или молекул, равномерно окруженных атомами, ионами или молекулами растворителя.

Любой раствор  состоит по меньшей мере из двух веществ, одно из которых считается растворителем, а другое - растворенным веществом. Растворителем считается компонент, агрегатное состояние которого такое же, как и агрегатное состояние раствора. Деление это довольно условно, а для веществ, смешивающихся в любых соотношениях (например, спирт и вода), лишено смысла. В этом случае растворителем считается компонент, находящийся в растворе в большем количестве.

В результате естественных процессов при стоянии раствора в нем протекают два противоположных  процесса – испарение и конденсация. Состояние равновесия между этими процессами характеризуется давлением насыщенного пара над раствором. При этом экспериментально доказано, что давление насыщенного пара над раствором меньше чем над чистым растворителем.

Первый закон  Рауля связывает давление насыщенного пара над раствором с его составом: парциальное давление насыщенного пара компонента раствора (Pi) прямо пропорционально его мольной доле в растворе (Xi), причём коэффициент пропорциональности равен давлению насыщенного пара над чистым компонентом (Pⁱ⁰).

 

Следствием  из первого закона Рауля является понижение температуры замерзания и повышения температуры кипения растворов (по сравнению с температурами для чистого растворителя), которые в объединённом виде известны как второй закон Рауля.

Понижение температуры  замерзания раствора прямо пропорционально моляльной концентрации раствора (Сm):

∆Т_кр=К_кр∙Сm , где

К_кр – коэффициент пропорциональности – криоскопическая константа (эта величина постоянная для каждого растворителя)

Повышение температуры  кипения раствора прямо пропорционально моляльной концентрации раствора (Сm):

∆Т_кип=К_эб∙Сm , где

К_эб – коэффициент пропорциональности – эбуллиоскопическая константа (эта величина постоянная для каждого растворителя).

 

Таким образом, зная состав раствора, можно предсказать  температуры его кипения и  замерзания. И наоборот, зная температуры  кипения и замерзания раствора, можно  рассчитать концентрацию растворенного вещества.

 

   

 

 

 

 

 Задача: В 1000г воды растворено 150 г поваренной соли NaCI, рассчитайте понижение температуры замерзания  этого раствора, если криоскопическая константа воды равна 1,86 (град∙моль^–1∙кг).

Решение.

В соответствии со вторым законом Рауля повышение температуры замерзания раствора прямо пропорционально моляльной концентрации раствора:

∆Т=К_кр∙Сm , где

      К_кр – криоскопическая константа. (1,86 для воды)

     Сm – моляльная концентрация растворенного вещества – количество молей растворенного вещества на 1 кг растворителя. (моль/кг).

Количество  молей NaCl:

n=150 (г)/58,5 (г/моль) = 2,56 (моль)

Моляльная концентрация хлористого натрия Cm=2,56 (моль/1000 г)

∆Т=1,86∙2,56 = 4,76 (градусов)

Ответ. Понижение температуры замерзания раствора ∆Т= 4,76 градусов

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

24. Коагуляция золей. Факторы, вызывающие коагуляцию. Характеристика коагуляции золей электролитами, понятие порога коагуляции. Приведите примеры коагуляции, происходящей с пищевыми продуктами.

Коллоидные системы (золи) являются термодинамически неустойчивыми системами, существующими благодаря стабилизации за счет возникновения двойного электрического слоя (ДЭС). Изменение состояния ДЭС может, следовательно, привести к потере агрегативной устойчивости – слипанию частиц в более крупные агрегаты, т.е.коагуляции золя. Коагуляция золей может быть вызвана различными факторами: прибавлением электролитов, нагреванием или замораживанием, механическим воздействием и т.д.

Наиболее важным и изученным фактором коагуляции гидрофобных коллоидов является воздействие на них растворов электролитов.

1. Для начала  коагуляции золя необходима некоторая  минимальная концентрация электролита,  называемая порогом коагуляции γ. 

2. Коагулирующим действием обладает тот из ионов электролита, заряд которого противоположен заряду коллоидных частиц, причем коагулирующее действие иона тем сильнее, чем больше его заряд (правило Шульце – Гарди или правило значности). Величины порогов коагуляции двухзарядных ионов примерно на порядок, а трехзарядных – на два порядка меньше, чем для однозарядных ионов. Правило значности имеет приближенный характер и справедливо только для неорганических ионов; некоторые однозарядные органические ионы обладают более сильным коагулирующим действием, чем двухзарядные неорганические ионы, что обусловлено их сильной специфической адсорбируемостью.

3. В рядах  неорганических ионов с одинаковыми  зарядами коагулирующее действие возрастает с уменьшением гидратируемости ионов; например, в ряду однозарядных катионов щелочных металлов коагулирующее действие возрастает от лития к рубидию:

γ (Li⁺) > γ (Na⁺) > γ (К⁺) > γ (Rb⁺)

Ряды, в которые  сгруппированы по возрастанию либо по убыванию коагулирующего действия ионы с одинаковым зарядом, называют лиотропными рядами.

4. В осадках, получаемых при коагуляции золей электролитами, всегда присутствуют ионы, вызвавшие коагуляцию.

5. При коагуляции  золей смесями электролитов сравнительно  редко наблюдается их независимое  (аддитивное) действие; обычно имеет  место взаимное усиление либо  ослабление коагулирующего действия (синергизм либо антагонизм ионов).

 

Примеры коагуляции, происходящей с пищевыми продуктами.

Получение сыра из пастеризованного или нормализованного молока коагуляцией (свертыванием) кислой молочной сывороткой с последующей обработкой.

Коагуляция (сворачивание) белка (например, яйца) при нагревании или изменении рН среды.

 

  

 

 

 Задача: Написать мицеллу золя бромида серебра (реакция обмена между нитратом серебра и бромидом  натрия ), если в избытке нитрат серебра. Укажите составные части мицеллы.

Решение.

Уравнение реакции образования  бромида серебра.

NaBr + AgNO_3изб → NaNO₃ + AgBr↓+ AgNO_{3(непрореаг)}

Коллоидная  мицелла золя иодида серебра образована микрокристаллом иодида серебра. В избытке нитрата серебра микрокристалл избирательно адсорбирует ионы Ag⁺. В результате образуется положительно заряженный микрокристалл - ядро мицеллы. Положительно заряженное ядро притягивает из раствора противоионы – анионы NO₃^-.

Мицелла:

{[AgBr]_m · nAg⁺ · (n-x)NO₃^–}^x+ · x NO₃^–

Состав мицеллы

- гранула – ядро вместе с адсорбированными на нем противоионами:

{[AgBr]_m · nAg⁺ · (n-x)NO₃^–}^x+ 

- диффузионный  слой противоионов:

  x NO₃^–

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

38. Реакции ионного обмена. Укажите условия, при которых реакции в растворах электролитов идут до конца, необратимо. Приведите примеры.

Реакция ионного  обмена – вид химической реакции, которая протекает в растворе электролита при участии ионов.

В соответствии с правилом Бертолле: реакции ионного обмена протекают только тогда, когда образуется малорастворимое соединение (осадок), легколетучее вещество (газ), или малодиссоциирующее соединение (очень слабый электролит, в том числе и вода). В таких случаях реакции будут практически не обратимы.

Примеры.

Na₂CO₃ + H₂SO₄ → Na₂SO₄ + CO₂↑ +H₂O

HCl + NaOH → NaCl + H₂O

 

     Задача: Составьте молекулярные и ионные уравнения следующих реакций:

     А) Бромид  калия + нитрат серебра

     Б) Тиосульфат  натрия + серная кислота.

 

Решение.

А) KBr + AgNO₃ → KNO₃ + AgBr↓

Б) Na₂S₂O₃ + H₂SO₄ → Na₂SO₄ + H₂S₂O₃

    H₂S₂O₃ → H₂SO₃ + S↓

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

44. Общая характеристика катионов II аналитической группы катионов. Их значение в химико-технологическом контроле пищевых продуктов.

Ко второй аналитической  группе катионов в кислотно-основной классификации относятся: Ag⁺, Pb²⁺, [Hg₂]²⁺. Групповой реагент – раствор HCl. В воде растворимы только нитраты, нитриты и ацетаты. Катионы бесцветны, гидролизуются по катиону, являются хорошими комплексообразователями, участвуют в ОВР. Соли серебра чернеют на свету. Все катионы являются ионами тяжёлых металлов и поэтому токсичны.

Ионы Ag⁺

a) При действии  раствора KI выпадает желтый осадок AgI, нерастворимый в 2 н. CH₃COOH.

Ag⁺  + KI = AgI↓ + К⁺

б) Бихромат-ионы образуют с ионами серебра осадок бурого цвета.

K₂Cr₂O₇ + 2Ag⁺  = Ag₂Cr₂O₇↓ + 2К⁺

в) Гидрофосфат натрия желтый осадок фосфата серебра, растворимый в HNO₃ и NH₄OH.