Рассчитать энтальпию гидратации сульфата натрия если известно что

Глава 1. ОСНОВНЫЕ ПОНЯТИЯ И ЗАКОНЫ ХИМИЧЕСКОЙ ТЕРМОДИНАМИКИ

Государственное образовательное учреждение

Высшего профессионального образования

«Красноярский государственный медицинский университет

Имени профессора В.Ф. Войно-Ясенецкого

Министерства здравоохранения

и социального развития Российской Федерации»

Кафедра биохимии с курсами медицинской,

фармацевтической и токсикологической химии

Физическая и коллоидная химия

специальности 060108 – фармация

УДК 541.1+541.18 (076.1)

Составители: к.ф. – м.н., доцент Вайс Е.Ф.

ассистент Зощенко А.В.

ассистент Крюковская И.С.

Ситуационные задачис эталонами ответов полностью соответствуют требованиям Государственного образовательного стандарта (2000) высшего профессионального образования специальности 060108 – Фармация, адаптированы к образовательным технологиям с учетом специфики обучения по специальности060108 – Фармация.

Рецензенты: зав.кафедрой физической и неорганической химии СибГТУ д.х.н., профессор, Акад.РАЕН Федоров В.А.

д.х.н., профессор кафедры физической и неорганической химии Робов А.М.

Гава 1. Физическая химия.ОСНОВНЫЕ ПОНЯТИЯ

ИЗАКОНЫ ХИМИЧЕСКОЙ ТЕРМОДИНАМИКИ 3

1.1Первое начало термодинамики 3

1.2Второе начало термодинамики. Важнейшие термодинамические

функции. Энтропия 7

1.3.Термодинамика химического равновесия 10

Глава 2. ТЕРМОДИНАМИКА ФАЗОВЫХ РАВНОВЕСИЙ 16

2.1 Коллигативные свойства растворов. Растворы неэлекторолитов 16

2.2 Давление пара растворителя над разбавленными растворами

2.3 Температуры кипения и кристаллизация разбавленных

растворов неэлектролитов 18

2.4 Свойства разбавленных растворов электролитов 20

Глава 3. РАСТВОРЫ ЭЛЕКТРОЛИТОВ 23

3.1 Электролитическая диссоциация в растворах 23

3.2 Буферные растворы, буферные системы 26

3.3 Гетерогенные равновесия. Произведение растворимости 27

Глава 4. ТЕРМОДИНАМИКА ЭЛЕКТРОДНЫХ ПРОЦЕССОВ 28

4.1 Окислительно-восстановительные реакции 28

4.2 Окислительно-восстановительный потенциал 32

4.3 Гальванический элемент 34

Глава 5. КОЛЛОИДНАЯ ХИМИЯ 37

Тема 1. Поверхностные явления. Дисперсные системы 37

Тема 2. Дисперсные системы. Лиофобные коллоидные растворы 39

Тема 3. Свойства растворов ВМС 40

Тема 4. Молекулярно-кинетические свойства дисперсных

систем и растворов ВМС 42

Тема 5. Электрокинетические явления в дисперсных системах 44

ЭТАЛОНЫ РЕШЕНИЯ ЗАДАЧ 46

Учебное пособие «Физическая и коллоидная химия: сборник задач» рекомендуется к использованию студентами для подготовки к практическим занятиям и экзамену. Сборник задач собран в пять глав, каждая из которых соответствует темам практических занятий. Сборник содержит задачи и теоретический материал, посвященные основным разделам физической и коллоидной химии.

Обращаясь к эталонам ответов, помещенных в конце каждой предложенной задачи, студент может проверить и оценить уровень своих знаний к данному предмету.

ФИЗИЧЕСКАЯ ХИМИЯ

Глава 1. ОСНОВНЫЕ ПОНЯТИЯ И ЗАКОНЫ ХИМИЧЕСКОЙ ТЕРМОДИНАМИКИ

Первое начало термодинамики

Теплове эффекты являются важными характеристиками химических реакций. По их величинам можно судить о том, будет ли в течение реакции некая система нагреваться или охлаждаться и насколько. Тепловой эффект является и существенным вкладом в величину химического сродства, которое позволяет определить возможность тех или иных взаимодействий.

Особое место среди тепловых эффектов занимают теплоты (энтальпии) образования веществ. Теплотами образования называют тепловые эффекты реакций получения моля данного вещества из простых веществ при стандартных условиях (с.у.). В табл. 1 Приложения приведены теплоты образования некоторых веществ. Нижний индекс обозначает состояние вещества: (т) – твердое, (ж) – жидкое, (г) – газообразное, (р) – растворенное.

Закон Гесса– тепловой эффект реакции не зависит от пути ее, т.е от промежуточных стадий реакции, а зависит лишь от начального и конечного состояний системы.

I следствие из закона Гесса:теплота (энтальпия) образования вещества ∆H – это тепловой эффект реакции образования одного моля вещества из простых веществ, устойчивых при с.у. Теплоты образования простых веществ устойчивых при с.у., приняты равными нулю.

Согласно первому следствию из закона Гесса, тепловой эффект химической реакции равен сумме теплот образования продуктов реакции за вычетом суммы теплот образования исходных веществ.

∆H_{реакции} записывается в конце уравнения и имеет знак заряда противоположный знаку заряда Q, т.е∆H_{реакции} 0, процесс эндотермический.

n_i – стехиометрические коэффициенты правой и левой частей уравнения реакции.

Пример № 1

Вычислите тепловой эффект реакции при с.у:

4NH₃(г) + 5O₂(г) → 4NO(г) + 6H₂O(ж),пользуясь справочными значениями стандартных теплот образования веществ.

Решение. Согласно первому следствию из закона Гесса

Ответ: тепловой эффект реакции –1168кДж/моль, т.е ∆H_{реакции}

Источник

Тематические планы лекций, практических занятий, экзаменационные вопросы, примеры тестов тематические планы лекций по общей химии на 1 семестр ( 2-х часовые) Предмет и задачи химии. Химические дисциплины в системе медицинского образования

Решение: По первому следствию из закона Гесса

H0р-ции = H0обр. ПРОД. Р-ЦИИ- H0обр.ИСХ. В-В (в расчетах учесть стехиометрические коэффициенты реагентов и продуктов);

Рассчитать энтальпию гидратации сульфата натрия, если известно, что энтальпия растворения безводной соли Na2SO4(к) равна –2,3 кДж/моль, а энтальпия растворения кристаллогидрата Na2SO4  10Н2О(к) равна 78,6 кДж/моль.

При растворении безводной соли происходит её гидратация и последующее её растворение кристаллогидрата в воде. Эти процессы могут быть выражены с помощью треугольника Гесса и следующих термодинамических уравнений:

Na2SO4(к) ∆H3 Na2SO4(р-р);

В соответствии с законом Гесса энтальпия процесса растворения безводной соли (∆H3) равна сумме энтальпии гидратации безводной соли до кристаллогидрата (∆H1) и энтальпии растворения кристаллогидрата (∆H2): ∆H3 = ∆H1 + ∆H2.

Ответ: энтальпия гидратации сульфата натрия –80,9 кДж/моль.

При растворении 10 г хлорида аммония в 233 г воды температура понизилась на 2,80С. Определить тепловой эффект растворения соли, если удельная теплоемкость раствора 4,18 Дж/г  град.

Где Q – количество теплоты, выделяющейся или поглощающейся при растворении соли;

n – количество растворяемого вещества.

∆t – изменение температуры раствора при растворении соли.

Так как температура раствора понизилась, ∆Н р-ния > 0;

∆H р-ния = + c  mр-ра  ∆t  M / mсоли =

= 4,18 Дж/г  град  243 г  2,8 град  53,5 г/моль /10 г = 15216 Дж/моль = 15,216 кДж/моль.

Ответ: при растворении соли поглотилось 15,216 кДж/моль теплоты.

Рассчитайте тепловой эффект реакции получения газообразного хлороформа при температуре 600К

если известны стандартные теплоты образования и средние теплоёмкости участников реакции.

Участники реакции ………………….1 2 3 4

∆Ср = 3*26,5 + 81,4 – (17,5 + 3 * 36,7) = 33,3Дж/моль·К

Рассчитать константу равновесия реакции окисления этанола в уксусный альдегид при 310 к.

С2Н5ОН(ж) +1/2О2  СН3СНО(р-р) +Н2О(ж) ;

Ответ: Kравн=1034,так как Kравн103, реакция практически необратима

Определить направление протекания реакции:Н2(Г)+I2(г) 2НI(Г) при 298 К и С(Н2)=С(I2)=0,01 моль/л; с(НI)=1,0 моль/л. K равн=2

G0р-ции=8,31298(ln 12/(0,010,01)-ln 2)=21091 Дж/моль=21,091 кДж/моль.

Ответ: G0р-ции0, поэтому реакция в прямом направлении не может идти самопроизвольно.

Вычислить константу равновесия образования метилового спирта СО(Г)+2Н2(Г)СН3ОН(Г), при стандартных условиях (с.у.) сделать заключение о практической обратимости реакции.

S0обр(СН3ОН)= +127 Дж/мольК;

S0 р-ции= S0обр(СН3ОН)- S0обр(СО)+2 S0обр(Н2)=+127-198+2*131=

Ответ: Кравн= 1,65105, так как К103,то реакция при с.у. практически необратима

Во сколько раз изменится скорость прямой реакции 2CO(г) + O2(г) 2СО2(г) а)при повышении концентрации СО в 3 раза?

б) если уменьшить объем системы в 3 раза?

в) если увеличить давление в 2 раза?

Ответ: увеличится в 9 раз.

Ответ: увеличится в 27 раз.

Ответ: увеличится в 8 раз.

Во сколько раз следует увеличить давление в системе 2SO2 + O2  2SO3, чтобы скорость прямого процесса возросла в 27 раз?

Ответ: следует увеличить давление в 3 раза.

(41-36)/10 = K2/K1 = (1,210-5)/(0,610-6) = 2;

Температурный коэффициент скорости реакции  равен 2,8. Во сколько раз увеличится скорость реакции при повышении температуры от 20 до 750С?

v2/v1 = t / 10 = 2,8  55/10 = 2,8  5,5  287,98,

т.к. lg (v2/v1) = lg 2,8  5,5 = 5,5 lg 2,8 = 5,50,447 = 2,458,

откуда v2/v1 = 287,98, т.е. скорость возрастет в 288 раз.

Ответ: скорость возрастет в 288 раз.

Константа скорости реакции (СН3СО)2О + Н2О  2 СН3СООН при температуре 150С равна 0,0454 мин-1. Исходная концентрация (СН3СО)2О равна 0,5 мольл-1. Чему будет равна скорость реакции в тот момент, когда концентрация СН3СООН станет равной 0,1 мольл-1?

из уравнения реакции n((CH3CO)2O) : n(CH3COOH) = 1 : 2, следовательно,

если С(СН3СООН) = 0,1 мольл-1, то С (CH3CO)2O) = 0,05 мольл-1.

А т.к. Сисх((CH3CO)2O) = 0,5 мольл-1

v = KС (CH3CO)2O) = 0,04540,45 = 0,0204 мольл-1мин-1.

Ответ: в этот момент скорость реакции равна 0,0204 мольл-1мин-1.

Во сколько раз увеличится скорость реакции, протекающей при 298 К, если энергию активации Еа уменьшить на 4 кДж/моль?

1)Используя уравнение Аррениуса находим отношение констант скоростей реакции . == еЕа1–Еа2

2)Логарифмируем полученное выражение:

3) ln= ; ln= =1,61

Находим отношение констант: =5,03

Ответ: скорость реакции увеличится в 5 раз.

Вычислить температурный коэффициент (γ) константы скорости реакции разложения Н2О2 в температурном интервале 250С–550С при

1) Используя уравнение Аррениуса находим отношение .

==

2)Логарифмируем полученное выражение:

ln=(1/Т1–Т2) или ln =

3) Находим логарифм

ln= =1,211

4) Находим отношение .

= 101,211=16,2

5)Используя закон Вант-Гоффа, находим γ.

=γ; γ3=16,2; γ==2,53

При лечении онкологических заболеваний в опухоль вводят препарат, содержащий радионуклид иридий – 192. Рассчитайте, какая часть введённого радионуклида останется в опухоли через 10 суток, если период полупревращения равен 74,08 суток.

1) Т.к. реакция 1–го порядка, то период полупревращения рассчитывается по формуле: 0,5=

2) Находим константу скорости К=ln2/0.5 = =9,3510-3сут.-1

3) По кинетическому уравнению первого порядка (логарифмическая форма) находим ln

lnС=lnC0–Кt  lnC–lnC0=-Кt  ln=-Кt 

4.Находим  ==0,91, т.е. 91%

Ответ: 91% введённого радионуклида останется в опухоли через 10 суток.

Какая доля (%) новокаина разложиться за 10 суток его хранения при 293 К, если константа скорости гидролиза новокаина при 313К равна 1*10-5сут.-1, а энергия активации (Еа) реакции равна 55,2 кДж/моль.

1) По уравнению Аррениуса находим отношение

а)

б) Логарифмируем полученное выражение

ln

в) Приводим к общему знаменателю для удобства расчётов

ln=

ln

2) Находим константу скорости реакции первого порядка К1

3) По кинетическому уравнению первого порядка находим отношение С/С0

С=С0 е-Kt ; е-Kt = е-2,3510-6сут  10сут =0,99998 – осталось препарата неразложившегося.

4) Находим долю новокаина, разложившегося за 10 суток

W== 1-1-0,99998= 2 10-5 или 2*10-3 %

Ответ: Новокаин практически не разлагается за 10 суток хранения при 293К.

Периоды полупревращения денатурации некоторого вируса равны: при 300С – 5 часов, а при 370С – 1,76  10-2часов. Денатурация описывается кинетическим уравнением первого порядка. Вычислите энергию активации процесса.

ln τ1(0,5)/ τ2 (0,5) = (вывод см. задача №4)

2) Преобразуем это выражение относительно Еа.

Еа= Ln τ1 (0,5)/τ2 (0,5)

3) Подставив в это выражение известные по условию задачи величины, получим

Еа= 630 213 Дж  моль-1 =

Ответ: Еа= 630,2кДж  моль-1

Задача № 1. Теплота растворения NH4NO3 равна 26,78 кДж/моль. Рассчитать на сколько градусов понизится температура при растворении 20 г NH4NO3 в 180 г воды, если удельная теплоёмкость получившегося раствора равна 3,77 Дж/г ∙ К.

Задача №2. Определить направление протекания реакции: Н2 (г) + I2 (г)  2 НI (г) при 298 К и С(Н2)=С(I2)=0,01 моль/л. Кс=2.

Задача №3. Оцените, во сколько раз возрастёт скорость реакции разложения угольной кислоты при 310 К, если в присутствии катализатора карбогидразы энергия активации равна 49 кДж/моль, а без катализатора энергия активации равна 86 кДж/моль.

^ Задача №4. Какие из ниже перечисленных факторов приведут к смещению равновесия реакции влево?

А)уменьшение реакционного объёма

Б) повышение температуры

В) увеличение реакционного объёма

Г) понижение температуры

Д) увеличение концентрации SO2

Е) увеличение концентрации О2

Задача № 1. При растворении 1 моль H2SO4 в 800 г воды температура повысилась на 22,4 К. Определить энтальпию растворения H2SO4, принимая удельную теплоемкость раствора равной 3,76 Дж/(г  К).

Задача №2. Константа равновесия для реакции Н2 + I2  2НI при температуре 444С равна приблизительно 0,02. Будет ли происходить образование иодоводорода в газовой смеси, состоящей из Н2, I2 и НI, если концентрации этих веществ имеют следующие значения: С (Н2) =2 моль/ л, С(I2 ) =5 моль/л и С(НI) = 10 моль/л.

Задача №3. Константа скорости гидролиза аспирина при 250С составляет: 0,001 ч-1 ( при рН 2,5), и 10 сут-1 (при рН = 11). Рассчитайте период полупревращения реакции гидролиза аспирина при этих рН.

Задача №4. Какие из ниже перечисленных факторов приведут к смещению равновесия реакции вправо?

N2 (г) + O2 (г)  2NO (г), ∆Hр = 180,7 кДж

а) уменьшение концентрации О2 и N2

б) увеличение концентрации N2 и O2

в) уменьшение концентрации NO

г) применение катализатора

д) повышение давления

е) понижение температуры

ж) повышение температуры

Задача № 1. Стандартная энтальпия растворения CuSO4 равна –66,5 кДж.моль-1, стандартная энтальпия гидратации до пентагидрата (CuSO4  5H2O) равна – 78,22 кДж  моль–1. Вычислить стандартную теплоту растворения пентагидрата.

Задача №2. В системе 2NO(г) + O2 (г)  2 NO2 (г) равновесные концентрации веществ составляют [NO]=0,2 моль/л, [O2]=0,3 моль/л, [NO2]=0,4моль/л. Рассчитать Кс и оценить положение равновесия.

Задача №3. Определить энергию активации реакции Cu + (NH4)2S2O3 → CuSO4 + (NH4)2SO4

если константа скорости реакции при 400 С равна 1,816  10-4 мин-1, а при 600 С равна 3,996  10-4 мин-1.

Задача №4. Укажите все возможные способы повышения выхода иодоводорода по реакции:

а) уменьшение концентрации I2 и H2

б) увеличение концентрации H2 и I2

в) уменьшение концентрации HI

г) применение катализатора

д) повышение давления

е) понижение температуры

Задача № 1. При растворении 8 г CuSO4 в 192 г воды температура повысилась на 3,95 градуса. Определить энтальпию образования CuSO4  5H2O из безводной соли и воды, если известно, что энтальпия растворения кристаллогидрата составляет 11,7 кДжмоль-1,а удельная теплоемкость раствора равна 4,18Дж/(г К).

^ Задача №2. В организме превращение гликогена идёт по реакции:

(гликоген)n + H3PO4  (гликоген)n-1 + глюкозо-1-фосфат

С(глюкозо-1-фосфат)= 0,03 ммоль/л, C(гликоген)n = C(гликоген)n-1. Установить направление процесса (1 кал = 4,184 Дж).

Задача №3. Константа скорости гидролиза этилового эфира фенилаланина при рН = 7,3 ; t = 25ºС в присутствии ионов меди равна 2,67 10-3 с-1. Начальная концентрация эфира равна 0,2 моль /л. Чему будет равна скорость реакции по истечении двух периодов полупревращения?

^ Задача №4. Как изменить температуру, давление и концентрацию компонентов, чтобы увеличить концентрацию хлора в реакции:

а) увеличить температуру

б) уменьшить температуру

в) увеличить давление

г) уменьшить давление

д) уменьшить концентрацию НСl и O2

е) увеличить концентрацию Н2О и Cl2

ж) уменьшить концентрацию Н2О и Cl2

з) увеличить концентрацию НСl и O2

Задача № 1. Энтальпия растворения в воде Na2SO3  10H2O равна

78,6 кДж/ моль. Рассчитать на сколько градусов понизится температура при растворении 0,5 моль этой соли в 1000 г воды принимая удельную теплоемкость раствора равной 4,18 Дж/ моль К.

^ Задача №2. Как повлияет изменение давление и температуры на равновесие следующих обратимых реакций:

СО (г) + 2 H2 (г)  СН3ОН (г), ∆Н= 193,3 кДж.

Задача №3. Вычислить температурный коэффициент реакции в интервале от 2000С до 3000С, если энергия активации равна 110, 8 кДж/ моль.

^ Задача №4. Для каких из приведённых реакций изменение давления не оказывает влияния на смещение равновесия:

Г) N2 (г) + O2 (г)  2NO (г), ∆Hр = 180,7 кДж

Источник

Примеры решения типовых задач

В системе 2NO(г) + O2(г)Û 2NO2(г) равновесные концентрации веществ составляют [NO] = 0,2 моль/л, [O2] = 0,3 моль/л, [NO2] = 0,4 моль/л. Рассчитать Кравн. и оценить положение равновесия.

Решение:В соответствии с законом действующих масс для обратных реакций:

Ответ: Кравн. > 1,следовательно, равновесие смещено вправо.

Рассчитайте тепловой эффект реакции получения этилового эфира аминобензоловой кислоты (полупродукта при получении анестезина) при стандартных условиях по уравнению реакции:

если известны стандартные теплоты образования участников реакции:

Вещество ∆Н0298, кДж/моль

Решение:По первому следствию из закона Гесса

DH0р-ции = SDH0обр. ПРОД. Р-ЦИИ-S DH0обр.ИСХ. В-В (в расчетах учесть стехиометрические коэффициенты реагентов и продуктов);

Рассчитать энтальпию гидратации сульфата натрия, если известно, что энтальпия растворения безводной соли Na2SO4(к) равна –2,3 кДж/моль, а энтальпия растворения кристаллогидрата Na2SO4 × 10Н2О(к) равна 78,6 кДж/моль.

Решение:

При растворении безводной соли происходит её гидратация и последующее её растворение кристаллогидрата в воде. Эти процессы могут быть выражены с помощью треугольника Гесса и следующих термодинамических уравнений:

Na2SO4(к) ∆H3 Na2SO4(р-р);

В соответствии с законом Гесса энтальпия процесса растворения безводной соли (∆H3) равна сумме энтальпии гидратации безводной соли до кристаллогидрата (∆H1) и энтальпии растворения кристаллогидрата (∆H2): ∆H3 = ∆H1 + ∆H2.

Ответ: энтальпия гидратации сульфата натрия –80,9 кДж/моль.

При растворении 10 г хлорида аммония в 233 г воды температура понизилась на 2,80С. Определить тепловой эффект растворения соли, если удельная теплоемкость раствора 4,18 Дж/г × град.

Решение:

Где Q – количество теплоты, выделяющейся или поглощающейся при растворении соли;

n – количество растворяемого вещества.

∆t – изменение температуры раствора при растворении соли.

Так как температура раствора понизилась, ∆Н р-ния > 0;

∆H р-ния = + c × mр-ра × ∆t × M / mсоли =

= 4,18 Дж/г × град × 243 г × 2,8 град × 53,5 г/моль /10 г = 15216 Дж/моль = 15,216 кДж/моль.

Ответ: при растворении соли поглотилось 15,216 кДж/моль теплоты.

Нам важно ваше мнение! Был ли полезен опубликованный материал? Да | Нет

Источник