Сетевая библиотекаСетевая библиотека

курсовая работа химия

Дата публикации: 08.02.2019
Тип: Текстовые документы DOCX
Размер: 66 Кбайт
Идентификатор документа: -35982457_490046117
Файлы этого типа можно открыть с помощью программы:
Microsoft Word из пакета Microsoft Office
Для скачивания файла Вам необходимо подтвердить, что Вы не робот

Предпросмотр документа

Не то что нужно?


Вернуться к поиску
Содержание документа


16.

Электронная формула никеля 28Ni 1s 22s 22p 63s 23p6 3d84s 2

Главное квантовое число n=4, орбитальное l=0,1,2,3, магнитное квантовое число m=-3,-2,-1,0,1,2,3

Магний имеет на внешенм уровне 3s2 элеткрона.

↑↓ 3s 3p

В состоянии возбужденном

↑ ↑ 3s 3p

Se в невозбужденном состоянии 4s24p4

↑↓ ↑↓ ↑ ↑

4s 4p

В состоянии Se2+

↑↓ ↑↓ 37.

Si

Кремний расположен 4группе третьего периода и имеет на внешнем уровне 4электрона. Может принимать и отдавать 4 электрона приобретая степень окисления -4 или +4.

Оксид кремния SiO2 образует кремниевую кислоту H2SiO3

PbСвинец находится в четвертой группе побочной подгруппы шестого периода. Он тоже имеет четыре электрона на внешнем уровне. Образует высший оксид PbO2, он в воде образует свинцовую кислоту H2PbO3

По силе образованных веществ кремний и свинец отличаются. Кремний образует более сильные кислоты. Это связано с тем, что по группе сверху вниз растет восстановительная активность, но уменьшается окислительная(по группе сверху вниз растет радиус атома и электрону тем легче оторваться от атома).

58.

Аммиак NH3  



Молекула аммиака имеет форму тригональной пирамиды с атомом азота в вершине. Атом азота находится в sp3- гибридном состоянии; из четырех гибридных орбиталей азота три участвуют в образовании одинарных связей N–H, а четвертая sp3 - гибридная орбиталь занята неподеленной электронной парой, она может образовать донорно-акцепторную связь с ионом водорода, образуя ион аммония NH4+, а также является причиной отклонения от тетраэдрического угла в строении

Треугольная (плоская тригональная)



BH3

Если связь образуется при перекрывании орбиталей по линии, соединяющей ядра атомов, онаназывается σ - связью. Если орбитали перекрываются вне линии, соединяющей ядра, тообразуется  π - связь. Три sp2- орбитали могут образовывать три σ - связи Еще одна связь (π - связь) может образоваться, если на p- орбитали, не участвующей в гибридизации, находится электрон

76.

Al2O3(т) + 3SO3(г) = Al2(SO4)3(т) ; Т=6000С

Решение:

Стандартные теплоты образования и энтропии, участвующих в химической реакции, веществ берем из справочника:

вещество Al2O3 SO3 Al2(SO4)3

∆HO298 -1675 -395.2 -3434

∆SO298 50.94 256.23 239.2

1. Согласно первому следствию из закона Гесса тепловой эффект химической реакции равен разности между суммой теплот образования продуктов реакции и суммой теплот образования исходных веществ с учетом стехиометрических коэффициентов:

∆HO298 = Σm∆HO298(прод) - Σn∆HO298(исх)

∆HO298 = -3434+3*395.2+1675=-573.4кДж

Таким образом, при прохождении реакции тепло выделяется, то есть реакция экзотермическая(+Q).

2. Изменение энтропии в химической реакции (∆SO298) определяет степень беспорядка в системе. В нашем примере ∆S уменьшается, так как образуется меньшее число газообразных продуктов(∆S < 0).

Изменение энтропии в химической реакции определяем по формуле:

∆SO298 = Σm∆SO298(прод) -Σn∆SO298(исх)

∆SO298 = 239.2-3*256.23-50.94=-580.4Дж/мольК3.Изменение энергии Гиббса в химической реакции при стандартных условиях:

∆GO298 = ∆HO298 - T∆SO298

∆GO298 = -573.4 – 298*(-580.4)*10-3 = -400.6кДж

Знак ∆G определяет энтальпийный фактор.

Изменение энергии Гиббса в химической реакции при Т2 определяем по уравнению Улиха:

∆GOт = ∆HO298 - T∆SO298

∆GO298 = -573.4 – 873*(-580.4)*10-3 = 168.7кДж

Знак ∆G определяет энтропийный фактор.

График зависимости ∆G от Т строим по двум точкам. При увеличении температуры величина энергии Гиббса увеличивается, и вероятность протекания реакции в прямом направлении уменьшается.

G245364010922000

298 873

271716511112500 168,7T

24536403556000

-400,6

97.

2N2O(г)= 2N2(г)+O2

Согласно закону действующих масс начальная скорость реакции

v1 = k · [N2O]2

а) После увеличения концентраций N2O в 2 раза

v1 = k · [2N2O]2= 4k · [N2O]2

Скорость прямой реакции увеличится в 4 раз.

б) После увеличения объема газовой смеси в 2 раза концентрации веществ соответственно уменьшатся в три раза:

v1 = k · [1/2N2O]2= 1/4k · [N2O]2

Скорость прямой реакции уменьшится в 4раз.

в) По правилу Вант-Гоффа:

=385-55/10=27

Скорость реакции увеличилась в 27раз

118.

C2H2+H2=C2H4; ΔН0 < 0 [H2] = 0,03; [C2H2] = 0,1; [C2H4] = 0,2

1.Константа равновесия:

Kc=[C2H4]/[ C2H2][H2]=0.2/0.03*0.1=67

Исходную концентрацию водорода и ацетилена находим на основе уравнения реакции. На образование 1 моль этена расходуется 1 моль водорода, а на образование 0,2 моль воды требуется 0.2 моль водорода. Учитывая равновесную концентрацию водорода, находим его первоначальную концентрацию:

[H2]исх = 0,2 + 0.03 = 0.23 моль/дм3.

На образование 1 моль этена расходуется 1 моль ацетилена, а на образование 0,2 моль воды требуется 0.2 моль ацетилена. Учитывая равновесную концентрацию ацетилена, находим его первоначальную концентрацию:

[О2]исх = 0,1 + 0.2 = 0.3 моль/дм3.

2. При химическом равновесии концентрации веществ, оставшихся неизрасходованными в результате реакции, остаются постоянными, если не изменяются условия.

При изменении условий: температуры, давления, концентрации реагирующих веществ – химическое равновесие смещается, происходит увеличение или уменьшение скорости прямой или обратной реакции.

Процесс изменения концентраций, вызванный нарушением равновесия, называется смещением или сдвигом равновесия. Причем, если равновесие смещается в сторону продуктов реакции, то говорят, что равновесие сместилось вправо, и наоборот, если произошло смещение равновесия в сторону исходных веществ, то говорят, что равновесие сместилось влево.

Направление смещения равновесия определяется принципом Ле Шателье: если на систему, находящуюся в равновесии, подействовать извне, то равновесие смещается в том направлении, которое ослабляет это воздействие.

Для нашей реакции:

При увеличении концентрации исходного реагента равновесие реакции смещается вправо, в сторону продукта.

При изменении температуры изменяются скорости как прямой, так и обратной реакции, но в разной степени. Для выяснения влияния температуры на химическое равновесие необходимо знать знак теплового эффекта реакции. При повышении температуры равновесие смещается в сторону эндотермической реакции (ΔН > 0), при понижении температуры – в сторону экзотермической (ΔН < 0). Так, в нашем случае реакция экзотермическая и повышение температуры способствует обратной реакции, , т.е. равновесие сместится в сторону исходных веществ. Понижение температуры ведет к смещению в сторону продукта.

При увеличении давления исходного реагента равновесие реакции смещается в право, в сторону продукта.

136.

ω=mв-ва/mр-раПусть масса раствора 100г, значит масса кислоты 40г

Найдем количество вещества кислоты в 100г раствора

n=m/M=40/63=0,63моль

Масса воды 100-40=60г, количество в-ваn=60/18=3,33моль

Общее количесво в-ва 3,33+0,63=3,96моль

Мольная доля кислоты 0,63/3,96*100=15,9%

178.

Дано:

C(H2SO3)=?

α=0,026

Кд=1.6*10-2

[H+],pH=?

CH3COOH=H++CH3COO-

Степень диссоциации:

α=(Кд/См)1/2

Cm=Кд/α2=1.6*10-2/0.0262=23.7

[H+]=α*Cm=0,026*23.7=0.616моль/лрН=-lg[H+]=0.2

196.

HCOONH4-по катиону и аниону

NH4++H2O=NH4OH+H+

HCOO-+H2O=HCOOH+OH-

HCOONH4+H2O=NH4OH+HCOOH,pH=7

Кг=Кв/Кд(кис)+Кд(осн)=10-14/1.8*10-4+1.8*10-5=0,51*10-10

Степень гидролиза:

β=17.7



[H+]= 3.2*10-7моль/л

pH=-lg[H+]=6.5

CoCl2 по катиону

Co2++H2O=CoOH++H+,pH<7

Кг=Кв/Кд=10-14/4*10-5=0.25*10-9

Степень гидролиза:

β=(Кг/C)1/2=5*10-5

[H+]= βC=5*10-6моль/л

pH=-lg[H+]=5,3

Li2SO3-гидролиз по аниону

SO32-+H2O=HSO3-+OH-,pH>7

Кг=Кв/Кд=10-14/1.6*10-2=0.6*10-12

Степень гидролиза:

β=(Кг/C)1/2=2.4*10-6

[OH-]= βC=2.4*10-7моль/л

pOH=-lg[H+]=6.6

pH=14-6.6=7.4

MgC2O4-по аниону

SO32-+H2O=HSO3-+OH-,pH>7

Кг=Кв/Кд=10-14/5.6*10-2=0.18*10-12

Степень гидролиза:

β=(Кг/C)1/2=1,3*10-6

[OH-]= βC=1,3*10-7моль/л

pOH=-lg[H+]=6.9

pH=14-6.6=7.1

238.

а) 3Zn + 4H2SO4(конц.)=3ZnSO4 + S + 4H2O

Zn-2e=Zn2+ 3 восстановитель

S6++6e=S 1окислитель

3Zn+S6+=3Zn2++S

б) 4MnSO4 + 10NaBiO3 + 16H2SO4 = 4HMnO4 + 5Bi2(SO4)3 + 14H2O + 5Na2SO4

NaBiO3+6H++2e=Bi3++Na++3H2O 5 окислитель

Mn2++4H2O-5e=MnO4-+8H+ 2в-ль

5NaBiO3+2Mn2++30H+=5Bi3++5Na++15H2O+2MnO4-+16H+

E0(NaBiO3+6H++2e=Bi3++Na++3H2O)=1.8B

E0(Mn2++4H2O-5e=MnO4-+8H+)=1.507B

ЭДС=Еок-Евосст=1,8-1,507=2,713ВНаправление протекания реакции определяем по энергии Гиббса:

ΔG=-nFE=-10*96500*2,713=-2617659Дж, так как энергия отрицательна, то реакция идет в прямом направлении.

Полноту реакции определим по константе равновесия:

K=10nE/0,059=1010*(2,713)/0,059=10459

Большая величина константы говорит о том, что равновесие сдвинуто вправо.

256.

Составьте схему гальванического элемента, в котором протекает реакция Ni + Cu2+ = Cu + Ni2+. Напишите электронные уравнения процессов, протекающих на аноде и катоде. Вычислите ЭДС этого элемента при следующих условиях: [Ni2+] = 0,01 моль/дм3; [Cu2+] = 0, 001 моль/дм3.

Запишем стандартные электродные потенциалы металлов:

E0(Ni2+/Ni)=-0,25B

E0(Cu2+/Cu)=0,337B

В гальваническом элементе анодом становится электрод, обладающий меньшим значением электродного потенциала, а катодом – электрод с большим значением электродного потенциала. То есть анодом будет никель, а катодом медь

Процессы окисления-восстановления на электродах. Анод (-) Ni – 2е = Ni(2+) | 1 – окисление на аноде Катод (+) Cu(2+) + 2e = Cu(0) | 1 – восстановление на катоде

Ni+Cu2+=Ni2++Cu

Для определения ЭДС рассчитаем потенциалы анода и катода с учетом концентраций ионов в растворах согласно уравнению Нернста:



φ0Ni2+/Ni=-0,25+0,059/2*lg0,01=-0,309B

φ0Cu2+/Cu=0,337+0,059/2*lg0,001=0,249B

ЭДС=φкатода-φанода=0,249+0,309=0,558B

277.

CuSO4, pH=5, C=0,1моль/л

Анод-CuКатод-CuηH2=0,67Диссоциация CuSO4↔Cu+2+SO4-2

Катодный процесс.

При пропускании тока к отрицательному катоду притягиваются частицы Cu+2 и диполи воды. Раньше восстанавливаются частицы с более положительным потенциалом разряда φi. Потенциал разряда частиц Cu близок к равновесному потенциалу:

φiCu+2/Cu~ φравнCu+2/Cu

Равновесный потенциал металла определим по формуле Нернста:

φравнCu+2/Cu = φ0Cu+2/Cu+0,059/n*lgCCu+2

φравнCu+2/Cu=0,337+0,059/2*lg0,1=0,308B

Равновесный потенциал восстановления водорода зависит от рН раствора и парциального давления водорода:

φравн2H+/H2 =-0,059*pH-0,0295*lgPH2

При рН раствора 5 и парциальном давлении водорода воздуха РН2=5*10-7 определим равновесный потенциал восстановления водорода:

φравн2H+/H2 =-0,059*5-0,0295*lg5*10-7=-0,109B

Потенциал разряда водорода на катоде меньше равновесного значения на величину перенапряжения ηH2/katφi2H+/H2= φравн2H+/H2 - ηH2/katНа Cu-ом катоде этот потенциал

φi2H+/H2=-0,109-0.67=-0,779Вφi2H+/H2< φiCu+2/Cu

Сравнивая потенциалы разряда металла и водорода, приходим к выводу, что на катоде протекает процесс восстановления:Cu+2+2e=Cu

Анодный процесс:

При прохождении тока к положительному аноду притягиваются ионы SO42- и диполи воды. Раньше окислению подвергаются частицы с более отрицательным потенциалом разряда

Анод 2H2O-4e=O2+4H+

В итоге происходят процессы:

Катод Cu+2+2e=Cu

Анод 2H2O-4e=O2+4H+

V(O2)=Vэ*I*t/F=5,6*1*60*60/96500=0,21л

299.

Цинк

Цинк Zn находится в IIБ группе IV-го периода. Электронная конфигурация валентных орбиталей атомов химического элемента в основном состоянии 3d104s2. Для цинка возможна только одна единственная степень окисления, равная +2. Оксид цинка ZnO и гидроксид цинка Zn(ОН)2 обладают ярко выраженными амфотерными свойствами.

Пар цинка горит на воздухе, а тонкая полоска цинка после накаливания в пламени горелки сгорает в нем зеленоватым пламенем:

2Zn+O2=2ZnO

При нагревании металлический цинк также взаимодействует с галогенами, серой:

Zn+Cl2=ZnCl2

Zn+S=ZnSС водородом, азотом, углеродом, кремнием и бором цинк непосредственно не реагирует.

Цинк реагирует с кислотами-неокислителями с выделением водорода:

Zn + H2SO4 (20%) → ZnSO4 + H2↑

Zn + 2HCl  →  ZnCl2 + H2↑

Особенно легко растворяется в кислотах технический цинк, поскольку содержит в себе примеси других менее активных металлов, в частности, кадмия и меди. Высокочистый цинк по определенным причинам устойчив к воздействию кислот. Для того чтобы ускорить реакцию, образец цинка высокой степени чистоты приводят в соприкосновение с медью или добавляют в раствор кислоты немного соли меди.

В отличие от алюминия цинк растворяется в водном растворе аммиака, так как образует хорошо растворимый аммиакат:

Zn + 4 NН4 ОН = [Zn(NН3 )4 ](ОН)2 + Н2 + 2 Н2 О.

Цинк вытесняет менее активные металлы из растворов их солей.

СuSO4 + Zn = ZnSO4 + Сu;

Цинк добывают из концентратов сфалерита, смитсонита и каламина.

Сульфидные полиметаллические руды, которые содержат пирит Fe2 S, галенит PbS,

халькопирит CuFeS2 и в меньшем количестве сфалерит после измельчения и размалывания подвергают обогащению сфалеритом методом селективной флотации. Если руда содержит магнетит, то для его удаления используют магнитный метод.

При прокаливании (700°) концентратов сульфида цинка в специальных печах, образуется ZnO, который служит для получения металлического цинка.

2ZnS+3O2 =2ZnO+2SO2 +221 ккал

Для превращения ZnS в ZnO измельчённые концентраты сфалерита предварительно нагревают в специальных печах горячим воздухом

Окись цинка также получают прокаливанием смитсонита при 300°.

Металлургический процесс получения металлического цинка, применяемый в промышленном масштабе, заключается в восстановлении ZnO углеродом при нагревании. В результате этого процесса ZnO восстанавливается не полностью, теряется некоторое количество цинка, идущего на образование Zn[Al2 O4 ], и получают загрязнённый цинк.

317.

HYPERLINK "http://xumuk.ru/inorganic_reactions/-/0b484cf9" 4HNO3 (конц., гор.) + Hg = Hg(NO3)2 + 2NO2↑ + 2H2O

2Hg(NO3)2 = 2HgO + 4NO2 + O2HgO + H2O + 2NaCl = HgCl2 + 2NaOH основной оксид

Hg + HgCl2 = Hg2Cl2Hg2Cl2 = HgCl2 + Hg338.

Сплав Ni-Pb, pH=7, кислородная деполяризация

Никель – более активный металл, чем свинец, поэтому он является анодом, а свинец – катодом(исходя из справочных данных), именно никель будет подвергаться коррозии

Определим термодинамическую возможность протекания реакции

A: Ni-2e=Ni2+

K: O2 + 4H+ + 4е– = 2H2О,

E O2 + 4H+ + 4е– = 2H2О =1,23+0,0147*lg0,21-0,059*7=0.807B

ENi2+/Ni=-0,25+0,059/2*lg0,001=-0,339B

ЭДС=E O2 + 4H+ + 4е– = 2H2О - ENi2+/Ni =0.807+0,339=1,146B

Так как ЭДС>0 то ΔG<0 и реакция идет

Для защиты анодного покрытия надо выбрать металл активнее Ni