Контрольная работа по "Химии". 73

Федеральное агенство по образованию РФ

Казанский Государственный  Архитектурно-Строительный Университет

Кафедра химии  и инженерной экологии в строительстве(ХИЭС) 
 
 

КУРСОВАЯ  РАБОТА

По химии 
 
 
 
 

Выполнила:

Студентка экономического факультета

Дневной формы обучения

Группы  11-103

Щербакова В.М. 
 
 
 
 

Казань

2010  
 

Содержание:

1. Задание 1
1. Теоритическая часть                                                                                                                
2. Практическая часть
2. Задание 2
1. Теоритическая часть
2. Практическая часть
3. Задание 3
1. Теоритическая часть
2. Практическая часть
4. Задание 4
1. Теоритическая часть
2. Практическая часть
5. Задание 5
1. Нанотехнологии
2. Нанотехнологии в строительстве

 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 

Cписок литературы:

1. Учебно-методические указания по химии
2. Учебник “ОБЩАЯ ХИМИЯ” автор Н.В.Коровин
3. ru.wikipedia.ru
4. www.nano.ru
5. www.stroinauka.ru

Задание 1

1.1 Теоритическая  часть

ЭНЕРГИЯ ГИББСА.

В различных  процессах, в том числе и химических действуют две конкурирующие тенденции:

1. Стремление системы перейти в состояние с наименьшей энергией, т.е. понизить энтальпию (ΔH<0);
2. Стремление системы перейти в состояние с максимальной степенью разупорядоченности, т.е. повысить энтропию (ΔS>0).

 

Если в ходе реакции степень беспорядка не изменятся (ΔS=0), то направление процесса определяется изменением энтальпии и процесс проходит самопроизвольно в направлении уменьшения энтальпии (ΔH<0). 

Если процесс  происходит без изменения энтальпии  (ΔH=0), то фактором, определяющим направление реакции, является энтропия и процесс пойдёт самопроизвольно в сторону увеличения (ΔS>0). 

Если одновременно изменяются и энтальпия, и энтропия, то направление самопроизвольного  протекания процесса определяется суммарной  движущей силой реакции. Самопроизвольно  реакция протекает в том направлении, в котором общая суммарная  движущая сила системы будет уменьшаться. 

С учётом одновременного действия этих двух противоположных  факторов такой движущей силой для  реакций, протекающих при постоянной температуре и давлении, является энергия Гиббса (G), называемая также изобарно-изотермическим потенциалом, или свободной энергией. В качестве критерия для определения направления самопроизвольного протекания химических процессов используется изменение энергии Гиббса ΔG (ΔG=).  В зависимости от знака её изменения возможны три случая:

1. ΔG<0, реакция термодинамически возможна.

При постоянной температуре и давлении химической реакции протекают самопроизвольно  только в направлении уменьшения энергии Гиббса в системе (ΔG<0)

Это положение  связано с принципом минимума энергии, лежащимм в основе второго закона термодинамики, одна из формулировок которого гласит: “Теплота не может самостоятельно переходить от менее нагретого тела к более нагретому, самопроизвольно возможен лишь обратный процесс”.

2. ΔG>0, реакция термодинамически невозможна;
3. ΔG=0, термодинамически возможна как прямая, так и обратная реакция. Отсутствие изменения энергии Гиббса является термодинамическим условием установления химического равновесия в реакционной системе.

Энергия Гиббса связана с энтальпией, энтропией  и температурой:

G=H-T*S

Изменение энергии  Гиббса (ΔG) при этом записывается в виде:

ΔG= ΔH-TΔS

Из уравнения  ΔG= ΔH-TΔS следует, что возможность самопроизвольного протекания химических реакций зависит от соотношения величины ΔH и TΔS. При этом возможны четыре основных случая:

1. Если ΔH<0, а ΔS>0, то энергия Гиббса всегда будет величиной отрицательной (ΔG<0). Такие реакции термодинамически возможны при любой температуре.
2. Если ΔH>0, а ΔS<0, то всегда ΔG>0. Такие реакции термодинамически невозможны при любых температурах.
3. Если ΔH>0 и ΔS>0, то реакция возможно только при высоких температурах, когда │ΔH│<│TΔS│.
4. Если  ΔH<0 и ΔS<0, то реакция возможна при низких температурах, когда │ΔH│>│TΔS│.

 

Для проведения различных термодинамических расчётов вводят стандартные энергии Гиббса образования вещества (Δ), т.е. изменение энергии Гиббса реакции образования одного моля соединения из соответствующих простых веществ ( все участвующие вещества находятся в стандартном состоянии) при стандартных условиях (измеряется обычно в кДж/моль).

  Стандартная энергия  Гиббса образования  простых веществ  условно принимается  равной нулю.

Энергия Гиббса является функцией состояния  системы, поэтому её изменение в  ходе реакции зависит только от природы  и физического или агрегатного  состояния исходных веществ и  продуктов реакции и не зависит  от промежуточных стадий реакции  или от того, каким путём данная реакционная система достигла конечного  состояния, т.е.

ΔG=∑Δ∑Δ

При суммировании обязательно учитывается число  молей всех участвующих веществ. 

1.2 Практическая  часть 

Дана  реакция:

Ni 

1)Рассчитаем  значение ΔG по формуле:  ΔG=∑Δ∑Δ

Для этого  нам нужно знать значение Δ каждого вещества:

Δ

Δ(Pb) = 0, т.к.  это простые вещества

Δ(таб)

Δ( таб)

Δ= (Δ+ Δ- (Δ+ Δ)=-189,1+211,6=93,4

Δ=93,4

Δ>0

т.к.  Δ>0, реакция при стандартных условиях невозможна, при этих условиях пойдёт обратная реакция:

Ni 

Посчитаем значение Δ для этой реакции, тем самым докажем что она возможна при стандартных условиях: 

Δ= (Δ+ Δ)- (Δ+ Δ=-211,6+189,1=-93,4

Δ<0, реакция термодинамически возможна. 
 
 

Задание 2

2.1 Теоритическая  часть 

СКОРОСТЬ  ХИМИЧЕСКИХ РЕАКЦИЙ  

Скорость  реакции определяется изменением молярной концентрации одного из реагирующих веществ:   

V = ± ((С₂ – С₁) / (t₂ - t₁)) = ± (DС / Dt)  

где С₁ и С₂ - молярные концентрации веществ в моменты времени t₁ и t₂ соответственно (знак (+) – если скорость определяется по продукту реакции, знак (–) – по исходному веществу).  

Реакции происходят при столкновении молекул реагирующих  веществ. Ее скорость определяется количеством  столкновений и вероятностью того, что они приведут к превращению. Число столкновений определяется концентрациями реагирующих веществ, а вероятность  реакции - энергией сталкивающихся молекул.   

Факторы, влияющие на скорость химических реакций.   

1.      Природа реагирующих веществ. Большую роль играет характер химических связей и строение молекул реагентов. Реакции протекают в направлении разрушения менее прочных связей и образования веществ с более прочными связями. Так, для разрыва связей в молекулах H₂ и N₂ требуются высокие энергии; такие молекулы мало реакционноспособны. Для разрыва связей в сильнополярных молекулах (HCl, H₂O) требуется меньше энергии, и скорость реакции значительно выше. Реакции между ионами в растворах электролитов протекают практически мгновенно.  

Примеры   

Фтор с водородом  реагирует со взрывом при комнатной температуре, бром с водородом взаимодействует медленно и при нагревании.

Оксид кальция  вступает в реакцию с водой  энергично, с выделением тепла; оксид  меди - не реагирует.  

2.      Концентрация. С увеличением концентрации (числа частиц в единице объема) чаще происходят столкновения молекул реагирующих веществ - скорость реакции возрастает.  

Закон действующих масс (К. Гульдберг, П.Вааге, 1867г.)

 

   

Константа скорости реакции k зависит от природы реагирующих веществ, температуры и катализатора, но не зависит от значения концентраций реагентов.

Физический  смысл константы скорости заключается  в том, что она равна скорости реакции при единичных концентрациях  реагирующих веществ.

Для гетерогенных реакций концентрация твердой фазы в выражение скорости реакции  не входит.  

3.      Температура. При повышении температуры на каждые 10°C скорость реакции возрастает в 2-4 раза (Правило Вант-Гоффа). При увеличении температуры от t₁ до t₂ изменение скорости реакции можно рассчитать по формуле:   
 

 

 

(где Vt₂ и Vt₁ - скорости реакции при температурах t₂ и t₁ соответственно; g- температурный коэффициент данной реакции).

Правило Вант-Гоффа  применимо только в узком интервале  температур. Более точным является уравнение Аррениуса:  

k = A • e ^–Ea/RT

где

A - постоянная, зависящая от природы реагирующих веществ;

R - универсальная газовая постоянная [8,314 Дж/(моль • К) = 0,082 л •  атм/(моль • К)];

Ea - энергия активации, т.е. энергия, которой должны обладать сталкивающиеся молекулы, чтобы столкновение привело к химическому превращению.  

Энергетическая  диаграмма химической реакции.  

 

 

А - реагенты, В - активированный комплекс (переходное состояние), С - продукты.

Чем больше энергия  активации Ea, тем сильнее возрастает скорость реакции при увеличении температуры.  

4.      Поверхность соприкосновения реагирующих веществ. Для гетерогенных систем (когда вещества находятся в разных агрегатных состояниях), чем больше поверхность соприкосновения, тем быстрее протекает реакция. Поверхность твердых веществ может быть увеличена путем их измельчения, а для растворимых веществ - путем их растворения.  

5.      Катализ. Вещества, которые участвуют в реакциях и увеличивают ее скорость, оставаясь к концу реакции неизменными, называются катализаторами. Механизм действия катализаторов связан с уменьшением энергии активации реакции за счет образования промежуточных соединений. При гомогенном катализе реагенты и катализатор составляют одну фазу (находятся в одном агрегатном состоянии), при гетерогенном катализе - разные фазы (находятся в различных агрегатных состояниях). Резко замедлить протекание нежелательных химических процессов в ряде случаев можно добавляя в реакционную среду ингибиторы (явление "отрицательного катализа").   
 

ХИМИЧЕСКОЕ  РАВНОВЕСИЕ  

Обратимые реакции - химические реакции, протекающие одновременно в двух противоположных направлениях

 

   

Химическое  равновесие - состояние системы, в котором скорость прямой реакции (V₁) равна скорости обратной реакции (V₂). При химическом равновесии концентрации веществ остаются неизменными. Химическое равновесие имеет динамический характер: прямая и обратная реакции при равновесии не прекращаются.

Состояние химического  равновесия количественно характеризуется  константой равновесия, представляющей собой отношение констант прямой (K₁) и обратной (K₂) реакций.

Для реакции mA + nB « pC + dD константа равновесия равна  

K = K₁ / K₂ = ([C]^p • [D]^d) / ([A]^m • [B]ⁿ)  

Константа равновесия зависит от температуры и природы  реагирующих веществ. Чем больше константа равновесия, тем больше равновесие сдвинуто в сторону образования  продуктов прямой реакции.  

Способы смещения равновесия  

Принцип Ле-Шателье. Если на систему, находящуюся в равновесии, производится внешнее воздействие (изменяются концентрация, температура, давление), то оно благоприятствует протеканию той из двух противоположных реакций, которая ослабляет это воздействие  

 

 

1.      Давление. Увеличение давления (для газов) смещает равновесие в сторону реакции, ведущей к уменьшению объема (т.е. к образованию меньшего числа молекул).  

 

 

2.      Увеличение температуры смещает положение равновесия в сторону эндотермической реакции (т.е. в сторону реакции, протекающей с поглощением теплоты)  

 

 

 

 

3.      Увеличение концентрации исходных веществ и удаление продуктов из сферы реакции смещает равновесие в сторону прямой реакции. Увеличение концентраций исходных веществ [A] или [Б] или [А] и [Б]: V₁ > V₂.   

4.      Катализаторы не влияют на положение равновесия. 

2.2 Практическая  часть 

Дано:                                                 решение: 

[A]=0,05 моль/л                                A+B=AB

[B]=0,01 моль/л                            1)     по формуле v х.р.=K[[ рассчитаем константу скорости:

v х.р.=5моль/лмин                    5

       K-?                                                    K= = =0,01

Ответ:  константа скорости   химической реакции A+B=AB  равняется 0,01. 
 
 
 

Задание 3

3.1 Теоритическая  часть

  ГИДРОЛИЗ СОЛЕЙ

Гидролизом соли называется химическое взаимодействие ионов соли с ионами воды. Происходит этот процесс при растворении  солей в воде.

Соли в растворённом состоянии диссоциируют на ионы. Причина гидролиза заключается в том, что ионы соли, связываясь с одним или обоими ионами воды , образуют мало диссоциирующие ионы или молекулы, что влечёт нарушение равновесия диссоциации воды.

O+

В стремлении восстановить равновесие все новые и новые  молекулы воды подвергаются диссоциации  на ионы, причём, если связываются только ионы водорода, то образуются гидроксид-ионы воды, которые создают щелочную среду  раствора соли. Наоборот, при связывании ионами соли гидроксид-ионов высвобождаются ионы  , которые, накапливаясь, создают кислотную среду.

При гидролизе  большое практическое значение имеет  реакция среды, получающаяся в результате этого процесса. Образующиеся в результате гидролиза слабые электролиты(кислота, основание, кислые или основные ионы) несколько диссоциируют, давая ионы водорода или гидроксида воды, вступая в обратную реакцию-реакцию нейтрализации. Поэтому гидролиз является обратимым равновесным процессом.

Гидролиз

AB+HOH+HB

Нейтрализация

В большинстве  случаев равновесие сдвинуто в сторону  нейтрализации, и тогда гидролиз соли происходит частично.

Гидролиз может  протекать различно, в зависимости  от силы кислоты и основания, из которых  образовалась соль. Рассмотрим важнейшие  случаи гидролиза:

1. Соль образована сильным основанием и слабой кислотой:

(KCN;;

Примером гидролиза  такой соли может служить взаимодействие цианида калия с водой, протекающее  по уравнению:

KCN+HOH+KOH

Или иной форме: 
 

KOH-сильная щёлочь, хорошо диссоциирующая в водном растворе, а HCN-кислота слабая, распадающаяся на ионы очень малой степени. Раствор приобретает щелочную реакцию вследствие наличия в нём свободных гидроксид-ионов в концентрации более высокой, чем ; pH>7.

Таким образом, водные растворы всех солей, образованных сильным основанием и слабой кислотой, характеризуются щелочной реакцией среды. С водой взаимодействует  анион соли согласно схематическому уравнению: 

Где HA- малодиссоциирующая кислота.

В том случае, если соль образована сильным основанием и многоосновной слабой кислотой, гидролиз протекает по ступеням

2. Соль образована слабым основанием и сильной кислотой:

(

Примером гидролиза  такой соли может служить взаимодействие хлорида аммония с водой, протекающие  по уравнению: 

Или в иной форме: 
 
 

Где: ;

HCl - кислота сильнодиссоциирующая.

Вследствие  этого в растворе [>[

Следовательно, при гидролизе солей, образованных слабым основанием и сильной кислотой, раствор приобретает кислую среду. Протекает ступенчато. В растворе накапливаются ионы

3. Соль образована слабым основанием и слабой кислотой:

(  и т.д.)

В этом случае в реакции гидролиза участвуют и катион и анинон соли, они связывают ионы воды согласно уравнению.

Реакция раствора соли может стать либо слабокислой(если основание, образовавшееся в результате гидролиза, явится более слабым, чем кислота), либо слабощелочной( если основание окажется более сильным, чем кислота), либо будет нейтральной( если образующиеся основания и кислота проявляют одинаковую силу-их константы диссоциации окажутся практически равными между собой)

4. Соль образована сильным основанием и сильной кислотой:

Такая соль практически  не подвергается гидролизу. Это является результатом того, что ни катион соли, ни её анион не связывают ни водородного , ни гидроксильного ионов воды. 

Процесс гидролиза  солей количественно может быть охарактеризован величиной, называемой степенью гидролиза.

Степень гидролиза - это отношение количества молекул соли, подвергшихся гидролизу, к общему количеству молекул соли в растворе.

Степень гидролиза  зависит от ряда факторов , в частности от концентрации; при разбавлении раствора гидролиз данной соли углубляется и степень гидролиза повышается. 

Являясь процессом  обратимым, гидролиз подчиняется принципу Ле-Шателье. Так при разбавлении раствора гидролиз данной соли углубляется, степень гидролиза возрастает. 

Гидролиз - эндотермический  процесс. Поэтому при повышении  температуры степень гидролиза  тоже увеличивается.

Из приведенного материала можно сделать вывод, что при гидролизе основным фактором, определяющим направление смещения ионного равновесия, является образование  максимально слабого электролита. Равновесие смещается в сторону  образования веществ, отличающихся наименьшей степенью диссоциации по сравнению со всеми другими веществами, образующими данную химическую систему. 

3.2 Практическая  часть 
 

+2

-гидролиз  идёт по аниону и катиону

-гидролиз  необратим 

1. По  катиону:

1. Cr(
2. Cr(
3. Cr(

             CCr(

2. По аниону: