Общая химия. Избранные главы - Вольхин В.В.
ISBN 5-88151-282-0
Скачать (прямая ссылка):
2.23. Для реакции H2(D + V2O2(D И20(ж) вычислите значения AG0H AS0 и далее - значение AGr0 при Г= 50 °С, используя известные значения теплоемкости при постоянном давлении (P = 1 атм): Ср(Н2(г)) = 28,8; С/>(02(г)) = 29,4 и Ср(Н20(Ж)) = 75,3 Дж1(К-молъ). Дайте оценку абсолютной поправки для величины AGr за счет учета теплоемкости участников реакции.
2.24. Для реакции S02(r) + '/202(Г) ч=* S03(r) вычислите AG0H АЯ° и далее, используя полученные значения, определите AGnw, принимая величину АЯ независимой от Т.
2.25. Раствор этилового спирта C2H5OH в воде, массовая доля спирта в котором равна 40,0 %, характеризуется следующими значениями давления пара: Рс2н5ои -
= 2,76 и Pu2O = 1,96 кПа (при 20 0C). Вычислите активность и коэффициент активности каждого компонента в растворе. За стандартные состояния каждого компонента примите состояние чистых веществ, для которых P0C2H5OH = 5,81 и Р0|,2о = 2,33 кПа (при 20 0C).
2.26. Химический потенциал сильного электролита MX, для которого можно принять допущение о полной диссоциации, равен сумме химических потенциалов ионов M1 и X", т.е. рмх = MM+ + Их- Докажите, что в этих условиях для активностей выполняется соотношение аМх = (^м')(^х~) ~ у2±т2, где у± -средний коэффициент активности электролита M1X"', т - моляльная концентрация электролита.
2.27. Растворимость BaSO4 в 0,01 M водном растворе NaCl составляет 2,50-10""5 M (при 25 °С). Исходя из фактической растворимости BaSO4, вычислите средний ионный коэффициент активности. Повторите вычисление его величины, ис
Основы химической термодинамики
101
пользуя предельный закон Дебая - Хюккеля, и сравните между собой полученные значения. nP(BaS04) = 1,10-10'10.
2.28. Для химической реакции, выраженной уравнением в общем виде а А + + eB 3*=fe сС + dD, в условиях равновесия выполняется равенство а\хА + ец.и = = сцс + ФБ- Исходя из этого равенства, выведите выражение константы равновесия К — (acc-adxx)la"k-cf?), где ?Q, OD> ДА И ав _ равновесные значения активностей продуктов реакции и реагентов.
2.29. Для химической реакции 2SO2 + O2 = 2SO3 вычислите значения энергии Гиббса при условиях, что каждый из участвующих в реакции газов находится под давлением: a) P1 = 10 атм; б) Pj= I атм. T = 25 0C Используя результаты расчетов, сделайте выводы о направлении реакции при заданных условиях. При каком значении Q наступит состояние химического равновесия реакции? Определите значение константы равновесия реакции при 25 0C
2.30. Для реакции СО(г) + S03(r) ч=* С02(г) + S02(r) вычислите значения AG398 и Кр,т, предположив, что в интервале температур от 298 до 398 К ACp = 0.
2.31. Для реакции РС15(Г) = РС13(Г) + С12(Г) при 250 0C и общем давлении Р0бЩ = 1 атм степень диссоциации РС15(Г) составляет 80 %. Вычислите величину Kp1
102
В.В. Вольхин. Обитая химия
Ионные равновесия в растворах
ЗА. Равновесия в водных растворах кислот, оснований, комплексов
Согласно протолитической теории Бренстеда и Лоури кислоты и основания в водных растворах соответственно теряют или приобретают протоны. Так, кислота HBr теряет протоны (// = H+): и"
1 ^
НВг(р) + Н20(ж) -» H3O+(P) + Вг~(р),
а основание NH3 приобретает протоны: и'
NH3(p) + Н20(ж) ч=* NH4+(P) + 0Н~(Р).
Кислоты и основания называются протолитами. В протолитическом равновесии всегда принимают участие две сопряженные пары «кислота и основание». В первой из приведенных реакций сопряженные пары представляют HBr - Br" и H3O+ -H2O, а во второй - NH3 - NH4+ и H2O - ОН". Кислота HBr передает протоны основанию H2O, а основание NH3 принимает протоны от кислоты H2O.
Казалось бы, ионизацию кислоты проще представить уравнением
НВг(р) -» Н+(Р) + Вг"(р).
Однако такое упрощение не всегда возможно. Например:
H3BO3(P)+ 2Н20(Ж) B(OH)4^(P)+ H3O+(P).
В результате ионизации ортоборной кислоты ионы H2BO3- не образуются. Вода является амфолитом и может как присоединять, так и отдавать протоны. Как амфолит, вода способна к автопротолизу (самоионизации):
I 1
НгО(Ж) + Н20(ж) Н30+(Р) + ОН~(р).
Ионные равновесия в растворах
103
Постоянство величин Кв = [H3O+][OH"] = 1,0-10"14 (22 0Q позволяет ввести водородный (pH) и гидроксильный (рОН) показатели, которые количественно характеризуют кислую, нейтральную и щелочную среду растворов.
Чем сильнее кислота, тем в большей мере она проявляет способность отдавать протоны. Поскольку HBr является сильной кислотой, в водном растворе она существует, в основном, в виде ионов H3O+ и Br" и в уравнении, описывающем процесс ее ионизации, оставлена только одна стрелка (для прямого направления). Вода выступает по отношению к сильной кислоте как слабое основание.
Аммиак в растворе проявляет себя как слабое основание. Реакция взаимодействия NH3 с H2O происходит в ограниченной степени, и наступает состояние равновесия, что выражается в уравнении двумя противоположно направленными стрелками. Ион ОН" является более сильным основанием, чем NH3. Поэтому равновесие реакции взаимодействия NH3 с H2O сдвинуто в левую сторону. Амид-ион NH2" - более сильное основание, чем NH3, и реакция
