Страница 58 - гдз по химии 11 класс учебник Рудзитис, Фельдман

1. Охарактеризуйте основные типы химических реакций по их важнейшим признакам. Приведите примеры.

Химические реакции — это процессы, в результате которых из одних веществ (реагентов) образуются другие вещества (продукты), отличающиеся от исходных по составу и/или строению. Существует несколько классификаций химических реакций по различным признакам.

Классификация по числу и составу исходных веществ и продуктов реакции

Данная классификация основана на изменении состава и количества реагентов и продуктов.

• Реакции соединения — реакции, при которых из двух или нескольких простых или сложных веществ образуется одно более сложное вещество. Общая схема: $A + B \rightarrow C$.

  Пример: взаимодействие оксида серы(IV) с кислородом с образованием оксида серы(VI).

  $2SO_2 + O_2 \rightarrow 2SO_3$

  Пример: гашение извести (взаимодействие оксида кальция с водой).

  $CaO + H_2O \rightarrow Ca(OH)_2$

• Реакции разложения — реакции, при которых из одного сложного вещества образуется два или более новых, более простых веществ. Общая схема: $C \rightarrow A + B$.

  Пример: разложение карбоната кальция (известняка) при нагревании.

  $CaCO_3 \xrightarrow{t} CaO + CO_2\uparrow$

  Пример: разложение воды под действием электрического тока.

  $2H_2O \xrightarrow{электролиз} 2H_2\uparrow + O_2\uparrow$

• Реакции замещения — реакции между простым и сложным веществами, в результате которых атомы простого вещества замещают атомы одного из элементов в сложном веществе. Общая схема: $A + BC \rightarrow AC + B$.

  Пример: взаимодействие железа с раствором сульфата меди(II).

  $Fe + CuSO_4 \rightarrow FeSO_4 + Cu$

  Пример: взаимодействие натрия с водой.

  $2Na + 2H_2O \rightarrow 2NaOH + H_2\uparrow$

• Реакции обмена — реакции между двумя сложными веществами, которые обмениваются своими составными частями. Общая схема: $AB + CD \rightarrow AD + CB$. Как правило, они протекают в растворах и идут до конца, если образуется осадок, газ или малодиссоциирующее вещество (например, вода).

  Пример: реакция нейтрализации между кислотой и щелочью.

  $H_2SO_4 + 2KOH \rightarrow K_2SO_4 + 2H_2O$

  Пример: образование нерастворимого сульфата бария.

  $BaCl_2 + Na_2SO_4 \rightarrow BaSO_4\downarrow + 2NaCl$

Ответ: По признаку изменения числа и состава веществ реакции делятся на четыре основных типа: соединения, разложения, замещения и обмена.

Классификация по изменению степеней окисления

Эта классификация основана на том, происходит ли перенос электронов между атомами в ходе реакции.

• Окислительно-восстановительные реакции (ОВР) — реакции, которые протекают с изменением степеней окисления атомов одного или нескольких элементов. В таких реакциях происходит одновременный процесс окисления (отдачи электронов) и восстановления (принятия электронов).

  Пример: горение водорода в хлоре.

  $H_2^0 + Cl_2^0 \rightarrow 2H^{+1}Cl^{-1}$. Водород окисляется, хлор восстанавливается.

• Реакции, протекающие без изменения степеней окисления — реакции, в ходе которых степени окисления всех элементов остаются постоянными.

  Пример: взаимодействие оксида фосфора(V) с гидроксидом калия.

  $P_2^{+5}O_5^{-2} + 6K^{+1}O^{-2}H^{+1} \rightarrow 2K_3^{+1}P^{+5}O_4^{-2} + 3H_2^{+1}O^{-2}$

Ответ: По признаку изменения степеней окисления реакции делятся на окислительно-восстановительные и реакции, протекающие без изменения степеней окисления.

Классификация по тепловому эффекту

Данная классификация описывает энергетические изменения, сопровождающие химическую реакцию.

• Экзотермические реакции — реакции, протекающие с выделением теплоты в окружающую среду ($+Q$). Изменение энтальпии системы при этом отрицательно ($\Delta H < 0$).

  Пример: горение метана.

  $CH_4 + 2O_2 \rightarrow CO_2 + 2H_2O + Q$

• Эндотермические реакции — реакции, протекающие с поглощением теплоты из окружающей среды ($-Q$). Изменение энтальпии системы положительно ($\Delta H > 0$).

  Пример: синтез оксида азота(II) из простых веществ.

  $N_2 + O_2 \xrightarrow{t} 2NO - Q$

Ответ: По тепловому эффекту реакции делятся на экзотермические (с выделением теплоты) и эндотермические (с поглощением теплоты).

Классификация по другим признакам

Существуют и другие важные признаки классификации:

• По обратимости: реакции делятся на необратимые (протекающие только в одном направлении до полного расходования одного из реагентов, например, $KCl + AgNO_3 \rightarrow AgCl\downarrow + KNO_3$) и обратимые (протекающие одновременно в прямом и обратном направлениях, например, синтез аммиака: $N_2 + 3H_2 \rightleftarrows 2NH_3$).

• По участию катализатора: реакции бывают каталитические (протекающие с участием катализатора, который ускоряет реакцию, но не расходуется, например, разложение пероксида водорода в присутствии $MnO_2$: $2H_2O_2 \xrightarrow{MnO_2} 2H_2O + O_2\uparrow$) и некаталитические (протекающие без катализатора, например, реакция натрия с водой).

• По фазовому составу: реакции делятся на гомогенные (реагенты и продукты находятся в одной фазе, например, газовой: $2SO_2(г) + O_2(г) \rightarrow 2SO_3(г)$) и гетерогенные (реагенты и продукты находятся в разных фазах, например, $C(тв) + O_2(г) \rightarrow CO_2(г)$).

Ответ: Реакции также классифицируют по обратимости (обратимые и необратимые), участию катализатора (каталитические и некаталитические) и фазовому состоянию участников (гомогенные и гетерогенные).

2. Согласно схеме 3 приведите по два примера реакций разложения, соединения и замещения (кроме указанных). Напишите уравнения этих реакций. В уравнениях окислительно-восстановительных реакций проставьте степени окисления и покажите переход электронов.

Реакции разложения

1. Разложение хлората калия (бертолетовой соли) при нагревании в присутствии катализатора. Реакция является окислительно-восстановительной.

Уравнение реакции с указанием степеней окисления:

$2\overset{+1}{K}\overset{+5}{Cl}\overset{-2}{O}_3 \xrightarrow{MnO_2, t} 2\overset{+1}{K}\overset{-1}{Cl} + 3\overset{0}{O}_2\uparrow$

Схема перехода электронов:

$Cl^{+5} + 6e^- \rightarrow Cl^{-1}$ | 2 | окислитель, процесс восстановления
$2O^{-2} - 4e^- \rightarrow O_2^{0}$ | 3 | восстановитель, процесс окисления

2. Разложение карбоната кальция при нагревании. Эта реакция не является окислительно-восстановительной, так как степени окисления элементов не изменяются.

$CaCO_3 \xrightarrow{t} CaO + CO_2\uparrow$

Ответ: Примеры реакций разложения: $2KClO_3 \xrightarrow{t} 2KCl + 3O_2$; $CaCO_3 \xrightarrow{t} CaO + CO_2$.

Реакции соединения

1. Окисление оксида серы(IV) кислородом в присутствии катализатора. Реакция является окислительно-восстановительной.

Уравнение реакции с указанием степеней окисления:

$2\overset{+4}{S}\overset{-2}{O}_2 + \overset{0}{O}_2 \rightleftharpoons 2\overset{+6}{S}\overset{-2}{O}_3$

Схема перехода электронов:

$S^{+4} - 2e^- \rightarrow S^{+6}$ | 2 | восстановитель, процесс окисления
$O_2^{0} + 4e^- \rightarrow 2O^{-2}$ | 1 | окислитель, процесс восстановления

2. Реакция оксида кальция с водой. Реакция не является окислительно-восстановительной.

$CaO + H_2O \rightarrow Ca(OH)_2$

Ответ: Примеры реакций соединения: $2SO_2 + O_2 \rightleftharpoons 2SO_3$; $CaO + H_2O \rightarrow Ca(OH)_2$.

Реакции замещения

1. Взаимодействие цинка с соляной кислотой. Реакция является окислительно-восстановительной.

Уравнение реакции с указанием степеней окисления:

$\overset{0}{Zn} + 2\overset{+1}{H}\overset{-1}{Cl} \rightarrow \overset{+2}{Zn}\overset{-1}{Cl}_2 + \overset{0}{H}_2\uparrow$

Схема перехода электронов:

$Zn^{0} - 2e^- \rightarrow Zn^{+2}$ | 1 | восстановитель, процесс окисления
$2H^{+} + 2e^- \rightarrow H_2^{0}$ | 1 | окислитель, процесс восстановления

2. Взаимодействие железа с раствором сульфата меди(II). Реакция является окислительно-восстановительной.

Уравнение реакции с указанием степеней окисления:

$\overset{0}{Fe} + \overset{+2}{Cu}\overset{+6}{S}\overset{-2}{O}_4 \rightarrow \overset{+2}{Fe}\overset{+6}{S}\overset{-2}{O}_4 + \overset{0}{Cu}$

Схема перехода электронов:

$Fe^{0} - 2e^- \rightarrow Fe^{+2}$ | 1 | восстановитель, процесс окисления
$Cu^{+2} + 2e^- \rightarrow Cu^{0}$ | 1 | окислитель, процесс восстановления

Ответ: Примеры реакций замещения: $Zn + 2HCl \rightarrow ZnCl_2 + H_2$; $Fe + CuSO_4 \rightarrow FeSO_4 + Cu$.

3. Определите, к какому типу относят приведённые ниже химические реакции, и объясните их сущность:

а) взаимодействие раствора хлорида железа(III) с гидроксидом натрия;

б) разложение хлората калия $KClO_3$ при нагревании;

в) окисление оксида серы(IV);

г) разложение карбоната кальция при нагревании;

д) взаимодействие алюминия с серой. Составьте уравнения этих реакций.

а) взаимодействие раствора хлорида железа(III) с гидроксидом натрия
Данная реакция является реакцией обмена. Сущность этой реакции заключается в обмене ионами между солью и щёлочью в растворе. В результате взаимодействия катионы железа $Fe^{3+}$ соединяются с гидроксид-ионами $OH^-$ с образованием нерастворимого вещества — гидроксида железа(III) $Fe(OH)_3$, который выпадает в виде бурого осадка. Катионы натрия $Na^+$ и хлорид-ионы $Cl^-$ остаются в растворе, образуя растворимую соль хлорид натрия.
Уравнение реакции: $FeCl_3 + 3NaOH \rightarrow Fe(OH)_3 \downarrow + 3NaCl$

Ответ: Реакция обмена.

б) разложение хлората калия KClO₃ при нагревании
Это реакция разложения, при которой из одного сложного вещества под действием температуры образуется несколько более простых веществ. Сущность реакции состоит в том, что хлорат калия (бертолетова соль) при нагревании (для ускорения реакции используют катализатор $MnO_2$) распадается на твёрдый хлорид калия и газообразный кислород. Данная реакция также является окислительно-восстановительной, так как происходит изменение степеней окисления: хлор восстанавливается (степень окисления меняется с $+5$ до $-1$), а кислород окисляется (с $-2$ до $0$).
Уравнение реакции: $2KClO_3 \xrightarrow{t, MnO_2} 2KCl + 3O_2 \uparrow$

Ответ: Реакция разложения.

в) окисление оксида серы(IV)
Это реакция соединения, в ходе которой из двух или нескольких простых или сложных веществ образуется одно более сложное вещество. Сущность реакции заключается в присоединении кислорода к оксиду серы(IV) с образованием оксида серы(VI). Это ключевой этап в производстве серной кислоты. Реакция является окислительно-восстановительной, так как сера повышает свою степень окисления с $+4$ до $+6$. Процесс является каталитическим и обратимым.
Уравнение реакции: $2SO_2 + O_2 \rightleftharpoons 2SO_3$

Ответ: Реакция соединения.

г) разложение карбоната кальция при нагревании
Это реакция разложения. Сущность реакции заключается в термическом распаде сложного вещества (соли) на два более простых вещества — основный оксид и кислотный оксид. При сильном нагревании (около 900-1000 °C) карбонат кальция (известняк) разлагается на оксид кальция (негашёную известь) и углекислый газ. Эта реакция не является окислительно-восстановительной, так как степени окисления всех элементов остаются неизменными.
Уравнение реакции: $CaCO_3 \xrightarrow{t} CaO + CO_2 \uparrow$

Ответ: Реакция разложения.

д) взаимодействие алюминия с серой
Это реакция соединения. Сущность реакции заключается в том, что два простых вещества — металл (алюминий) и неметалл (сера) — непосредственно взаимодействуют друг с другом при нагревании, образуя одно сложное вещество — сульфид алюминия. Реакция является окислительно-восстановительной: алюминий является восстановителем (степень окисления меняется с $0$ на $+3$), а сера — окислителем (степень окисления меняется с $0$ на $-2$).
Уравнение реакции: $2Al + 3S \xrightarrow{t} Al_2S_3$

Ответ: Реакция соединения.

4. Расставьте коэффициенты методом электронного баланса в схеме окислительно-восстановительной реакции

$HCl + MnO_2 \rightarrow MnCl_2 + Cl_2 + H_2O$

Укажите окислитель и восстановитель.

Решение

Для того чтобы расставить коэффициенты в уравнении окислительно-восстановительной реакции методом электронного баланса, выполним следующие шаги:

1. Определим степени окисления каждого элемента в реагентах и продуктах, чтобы найти элементы, которые их изменили.
H$^{+1}$Cl$^{-1}$ + Mn$^{+4}$O$_{2}^{-2}$ → Mn$^{+2}$Cl$_{2}^{-1}$ + Cl$_{2}^{0}$ + H$_{2}^{+1}$O$^{-2}$

Изменения степеней окисления произошли у марганца (Mn) и хлора (Cl):
- Марганец (Mn) понизил свою степень окисления с +4 до +2.
- Хлор (Cl) повысил свою степень окисления с -1 до 0.

2. Составим полуреакции окисления и восстановления.
Марганец принимает электроны, его степень окисления понижается — это процесс восстановления.
Mn$^{+4}$ + 2e$^{-}$ → Mn$^{+2}$
Хлор отдает электроны, его степень окисления повышается — это процесс окисления. Так как в продуктах образуется молекула Cl₂, в полуреакцию вступают два иона хлора.
2Cl$^{-1}$ - 2e$^{-}$ → Cl$_{2}^{0}$

3. Составим электронный баланс, чтобы найти коэффициенты. Число электронов, отданных восстановителем, должно быть равно числу электронов, принятых окислителем.
Mn$^{+4}$ + 2e$^{-}$ → Mn$^{+2}$ | 2 | 1 | окислитель, восстановление
2Cl$^{-1}$ - 2e$^{-}$ → Cl$_{2}^{0}$ | 2 | 1 | восстановитель, окисление
Количество принятых и отданных электронов равно (по 2 электрона), поэтому наименьшее общее кратное равно 2, а множители в балансе равны 1.

4. Расставим коэффициенты в уравнении реакции на основе баланса.
Коэффициент 1 (который обычно не пишется) ставим перед MnO₂ и MnCl₂, а также перед Cl₂.
HCl + 1MnO₂ → 1MnCl₂ + 1Cl₂ + H₂O
Теперь уравняем остальные атомы. В правой части уравнения 2 атома хлора в MnCl₂ и 2 атома хлора в Cl₂, что в сумме составляет 4 атома. Следовательно, в левой части перед HCl нужно поставить коэффициент 4.
4HCl + MnO₂ → MnCl₂ + Cl₂ + H₂O

5. Уравняем количество атомов водорода и кислорода.
В левой части 4 атома водорода (в 4HCl). Чтобы уравнять их, в правой части перед H₂O ставим коэффициент 2 (так как 2 × 2 = 4 атома H).
4HCl + MnO₂ → MnCl₂ + Cl₂ + 2H₂O
Проверяем количество атомов кислорода: в левой части 2 атома (в MnO₂), в правой части также 2 атома (в 2H₂O). Все атомы сбалансированы.

6. Определим окислитель и восстановитель.
Окислитель — это вещество, в состав которого входит элемент, принимающий электроны (понижающий свою степень окисления). В данной реакции Mn$^{+4}$ в составе MnO₂ принимает электроны.
Восстановитель — это вещество, в состав которого входит элемент, отдающий электроны (повышающий свою степень окисления). В данной реакции Cl$^{-1}$ в составе HCl отдает электроны.

Ответ:
Сбалансированное уравнение реакции: 4HCl + MnO₂ → MnCl₂ + Cl₂ + 2H₂O.
Окислитель: MnO₂ (оксид марганца(IV)) за счёт Mn$^{+4}$.
Восстановитель: HCl (соляная кислота) за счёт Cl$^{-1}$.

5. На конкретных примерах поясните, что означают понятия «тепловой эффект реакции», «теплота образования» и «теплота сгорания».

«Тепловой эффект реакции» — это количество теплоты, которое выделяется или поглощается в ходе химической реакции. Его также называют изменением энтальпии реакции и обозначают как $ΔH$.

Реакции, протекающие с выделением теплоты, называются экзотермическими. Для них тепловой эффект записывается со знаком «плюс» в правой части уравнения (как продукт), а изменение энтальпии $ΔH$ имеет отрицательное значение ($ΔH < 0$).
Пример: Реакция горения водорода в кислороде. При сгорании 2 моль газообразного водорода с 1 моль газообразного кислорода образуется 2 моль жидкой воды и выделяется 571,6 кДж теплоты.
$2H_2(г) + O_2(г) \rightarrow 2H_2O(ж) + 571,6 \, кДж$
Для этой реакции изменение энтальпии составляет $ΔH = -571,6 \, кДж$.

Реакции, протекающие с поглощением теплоты, называются эндотермическими. Для них тепловой эффект записывается со знаком «минус» (как затраченная энергия), а изменение энтальпии $ΔH$ имеет положительное значение ($ΔH > 0$).
Пример: Разложение карбоната кальция (известняка) при нагревании. Для разложения 1 моль твёрдого карбоната кальция на оксид кальция и углекислый газ необходимо затратить 178 кДж теплоты.
$CaCO_3(т) \rightarrow CaO(т) + CO_2(г) - 178 \, кДж$
Изменение энтальпии для этой реакции составляет $ΔH = +178 \, кДж$.

Ответ: Тепловой эффект реакции — это количество выделенной (экзотермическая реакция, $ΔH < 0$) или поглощённой (эндотермическая реакция, $ΔH > 0$) теплоты в результате химического превращения.

«Теплота образования» (или энтальпия образования) — это тепловой эффект реакции образования одного моля сложного вещества из соответствующих простых веществ, взятых в их наиболее устойчивых при стандартных условиях (давление 1 атм или 101,3 кПа, температура 298 К или 25°C) состояниях. Обозначается как $ΔH_{обр}$ или $ΔH_f^o$.

По определению, стандартные теплоты образования простых веществ в их устойчивых формах равны нулю. Например, $ΔH_f^o(O_2(г)) = 0$, $ΔH_f^o(C_{графит}) = 0$, $ΔH_f^o(Fe(т)) = 0$.

Пример 1: Теплота образования жидкой воды ($H_2O$). Простыми веществами являются газообразный водород ($H_2$) и газообразный кислород ($O_2$). Реакция образования 1 моля воды выглядит так:
$H_2(г) + \frac{1}{2}O_2(г) \rightarrow H_2O(ж)$
Стандартная теплота образования воды $ΔH_f^o(H_2O(ж)) = -285,8 \, кДж/моль$. Знак «минус» показывает, что при образовании 1 моля воды из простых веществ выделяется 285,8 кДж теплоты.

Пример 2: Теплота образования газообразного диоксида углерода ($CO_2$). Простыми веществами являются графит ($C$) и газообразный кислород ($O_2$).
$C(графит) + O_2(г) \rightarrow CO_2(г)$
Стандартная теплота образования диоксида углерода $ΔH_f^o(CO_2(г)) = -393,5 \, кДж/моль$.

Ответ: Теплота образования — это тепловой эффект реакции, в ходе которой образуется 1 моль сложного вещества из простых веществ, находящихся в стандартных условиях.

«Теплота сгорания» (или энтальпия сгорания) — это тепловой эффект реакции полного сгорания одного моля вещества в избытке кислорода. Продуктами сгорания являются высшие оксиды элементов, входящих в состав вещества (например, углерод сгорает до $CO_2$, водород — до $H_2O$, сера — до $SO_2$). Обозначается как $ΔH_{сгор}$ или $ΔH_c^o$.

Реакции горения всегда экзотермические, поэтому теплота сгорания ($ΔH_c^o$) всегда имеет отрицательное значение.

Пример 1: Теплота сгорания метана ($CH_4$).
$CH_4(г) + 2O_2(г) \rightarrow CO_2(г) + 2H_2O(ж)$
Стандартная теплота сгорания метана $ΔH_c^o(CH_4(г)) = -891 \, кДж/моль$. Это означает, что при полном сгорании 1 моля метана выделяется 891 кДж теплоты.

Пример 2: Теплота сгорания жидкого этанола ($C_2H_5OH$).
$C_2H_5OH(ж) + 3O_2(г) \rightarrow 2CO_2(г) + 3H_2O(ж)$
Стандартная теплота сгорания этанола $ΔH_c^o(C_2H_5OH(ж)) = -1367 \, кДж/моль$.

Ответ: Теплота сгорания — это количество теплоты, выделяющееся при полном сгорании 1 моля вещества в кислороде с образованием высших оксидов.

6. От каких факторов зависит тепловой эффект реакции?

Тепловой эффект химической реакции, также известный как изменение энтальпии реакции ($\Delta H$), представляет собой количество теплоты, которое выделяется или поглощается в ходе реакции. Его величина зависит от нескольких ключевых факторов.

Основными факторами, влияющими на тепловой эффект реакции, являются:

• Природа реагирующих веществ и продуктов реакции

  Это самый важный фактор. Химическая природа веществ определяется типом атомов, входящих в их состав, и характером химических связей между ними. Разрыв старых связей в реагентах требует затрат энергии, а образование новых связей в продуктах сопровождается выделением энергии. Разница между этими энергиями и определяет тепловой эффект. Например, реакция горения метана экзотермична, а разложение воды на водород и кислород – эндотермична. Также тепловой эффект зависит от аллотропной модификации вещества. Например, теплота сгорания графита и алмаза различна:

  C (графит) + O₂(г) → CO₂(г); $\Delta H^\circ_{298} = -393,5$ кДж/моль

  C (алмаз) + O₂(г) → CO₂(г); $\Delta H^\circ_{298} = -395,4$ кДж/моль

• Агрегатное состояние реагентов и продуктов

  Энтальпия вещества зависит от его физического состояния (газообразное, жидкое или твердое). Переход из одного агрегатного состояния в другое сопровождается поглощением или выделением теплоты (теплота парообразования, плавления и т.д.). Поэтому тепловой эффект реакции будет разным в зависимости от того, в каком состоянии находятся участники реакции. Например, при образовании жидкой воды из газообразных водорода и кислорода выделяется больше теплоты, чем при образовании водяного пара, так как к тепловому эффекту реакции добавляется теплота конденсации пара:

  2H₂(г) + O₂(г) → 2H₂O(г); $\Delta H = -483,6$ кДж

  2H₂(г) + O₂(г) → 2H₂O(ж); $\Delta H = -571,6$ кДж

• Количество вещества

  Тепловой эффект реакции является экстенсивной величиной, то есть он прямо пропорционален количеству (массе, объему, числу молей) прореагировавших веществ. В термохимических уравнениях тепловой эффект обычно указывают для мольных количеств веществ, соответствующих стехиометрическим коэффициентам в уравнении реакции. Если в реакцию вступит в два раза больше реагентов, то и теплоты выделится (или поглотится) в два раза больше.

• Условия проведения реакции (температура и давление)

  Тепловой эффект зависит от температуры и давления, при которых протекает реакция. Стандартным тепловым эффектом реакции ($\Delta H^\circ_{298}$) называют тепловой эффект при стандартных условиях: давление $1$ атм ($101,325$ кПа) или $1$ бар ($100$ кПа) и температура $298$ К ($25^\circ$C).
  Зависимость от температуры описывается законом Кирхгофа. Уравнение Кирхгофа в интегральной форме выглядит так:

  $\Delta H_{T_2} = \Delta H_{T_1} + \int_{T_1}^{T_2} \Delta C_p dT$

  где $\Delta H_{T_1}$ и $\Delta H_{T_2}$ – тепловые эффекты реакции при температурах $T_1$ и $T_2$ соответственно, а $\Delta C_p$ – разность молярных теплоемкостей продуктов реакции и исходных веществ: $\Delta C_p = \sum \nu_{\text{прод.}} C_{p(\text{прод.})} - \sum \nu_{\text{исх.}} C_{p(\text{исх.})}$.
  Зависимость от давления существенна для реакций с участием газов. Тепловой эффект при постоянном давлении ($\Delta H$) и при постоянном объеме ($\Delta U$) связаны соотношением $\Delta H = \Delta U + p\Delta V$. Для идеальных газов это соотношение принимает вид: $\Delta H = \Delta U + \Delta n_{газ} RT$, где $\Delta n_{газ}$ – изменение числа молей газообразных веществ в ходе реакции.

• Природа растворителя и концентрация растворов

  Для реакций, протекающих в растворах, тепловой эффект также зависит от природы растворителя и концентрации реагентов. Это связано с тем, что процессы растворения и разбавления сами по себе сопровождаются тепловыми эффектами (теплота растворения, теплота гидратации/сольватации), которые вносят вклад в общий тепловой баланс реакции.

Ответ: Тепловой эффект реакции зависит от природы и агрегатного состояния реагентов и продуктов, их количества, а также от условий проведения реакции (температуры и давления). Для реакций в растворах дополнительными факторами являются природа растворителя и концентрация растворов.

7. Какие реакции называют обратимыми и какие – необратимыми? Приведите конкретные примеры.

Обратимые реакции

Обратимыми называют химические реакции, которые при одних и тех же условиях могут протекать одновременно в двух противоположных направлениях — прямом и обратном. В уравнениях таких реакций вместо знака равенства или стрелки ставят знак обратимости ($ \rightleftharpoons $). Обратимые реакции не доходят до конца, а приводят к установлению химического равновесия, при котором скорости прямой и обратной реакций равны, и концентрации всех веществ в системе остаются постоянными.

Примеры обратимых реакций:
- Синтез аммиака из азота и водорода (процесс Габера-Боша):
$N_2(г) + 3H_2(г) \rightleftharpoons 2NH_3(г)$
- Реакция этерификации (образование сложного эфира из кислоты и спирта):
$CH_3COOH(ж) + C_2H_5OH(ж) \rightleftharpoons CH_3COOC_2H_5(ж) + H_2O(ж)$
- Окисление оксида серы(IV) в оксид серы(VI):
$2SO_2(г) + O_2(г) \rightleftharpoons 2SO_3(г)$

Ответ: Обратимые реакции — это реакции, протекающие одновременно в прямом и обратном направлениях в данных условиях и приводящие к состоянию химического равновесия. Примеры: $N_2 + 3H_2 \rightleftharpoons 2NH_3$, $CH_3COOH + C_2H_5OH \rightleftharpoons CH_3COOC_2H_5 + H_2O$.

Необратимые реакции

Необратимыми называют химические реакции, которые протекают практически только в одном направлении до полного превращения одного из исходных веществ в продукты реакции. В уравнениях таких реакций используется стрелка, направленная в сторону продуктов ($ \rightarrow $).

Такие реакции идут до конца, если в результате реакции один из продуктов покидает сферу реакции, то есть:
- образуется нерастворимое вещество (выпадает осадок $\downarrow$);
- выделяется газообразное вещество $\uparrow$;
- образуется малодиссоциирующее вещество (например, вода $H_2O$).

Примеры необратимых реакций:
- Реакция с образованием осадка (получение нерастворимого сульфата бария):
$BaCl_2 + H_2SO_4 \rightarrow BaSO_4\downarrow + 2HCl$
- Реакция с выделением газа (взаимодействие карбоната кальция с соляной кислотой):
$CaCO_3 + 2HCl \rightarrow CaCl_2 + H_2O + CO_2\uparrow$
- Реакция с образованием воды (реакция нейтрализации):
$NaOH + HNO_3 \rightarrow NaNO_3 + H_2O$
- Реакции горения, например, горение метана:
$CH_4 + 2O_2 \rightarrow CO_2\uparrow + 2H_2O$

Ответ: Необратимые реакции — это реакции, протекающие практически до конца в одном направлении с образованием осадка, газа или слабого электролита (воды). Примеры: $BaCl_2 + H_2SO_4 \rightarrow BaSO_4\downarrow + 2HCl$, $CaCO_3 + 2HCl \rightarrow CaCl_2 + H_2O + CO_2\uparrow$.

8. При каких условиях ионные реакции протекают до конца? Приведите в каждом случае по два примера и составьте уравнения этих реакций в молекулярном, полном и сокращённом ионном виде.

Ионные реакции в растворах электролитов протекают до конца (считаются необратимыми), если в результате взаимодействия ионов один из продуктов реакции покидает реакционную среду. Это происходит при выполнении одного из трех условий: образование осадка, выделение газа или образование малодиссоциирующего вещества (слабого электролита, например, воды).

1. Образование нерастворимого вещества (осадка)

В этом случае ионы связываются в прочное соединение, которое выпадает в осадок.

Пример 1: Взаимодействие сульфата меди(II) и гидроксида натрия.

Молекулярное уравнение: $CuSO_4 + 2NaOH \rightarrow Cu(OH)_2\downarrow + Na_2SO_4$

Полное ионное уравнение: $Cu^{2+} + SO_4^{2-} + 2Na^+ + 2OH^- \rightarrow Cu(OH)_2\downarrow + 2Na^+ + SO_4^{2-}$

Сокращенное ионное уравнение: $Cu^{2+} + 2OH^- \rightarrow Cu(OH)_2\downarrow$

Ответ: Реакция протекает до конца, так как образуется нерастворимый в воде осадок гидроксида меди(II) ($Cu(OH)_2$).

Пример 2: Взаимодействие нитрата серебра и хлорида калия.

Молекулярное уравнение: $AgNO_3 + KCl \rightarrow AgCl\downarrow + KNO_3$

Полное ионное уравнение: $Ag^+ + NO_3^- + K^+ + Cl^- \rightarrow AgCl\downarrow + K^+ + NO_3^-$

Сокращенное ионное уравнение: $Ag^+ + Cl^- \rightarrow AgCl\downarrow$

Ответ: Реакция протекает до конца из-за образования нерастворимого осадка хлорида серебра ($AgCl$).

2. Выделение газообразного вещества

В этом случае продукт реакции в виде газа улетучивается из раствора.

Пример 1: Взаимодействие карбоната натрия и соляной кислоты.

Молекулярное уравнение: $Na_2CO_3 + 2HCl \rightarrow 2NaCl + H_2O + CO_2\uparrow$

Полное ионное уравнение: $2Na^+ + CO_3^{2-} + 2H^+ + 2Cl^- \rightarrow 2Na^+ + 2Cl^- + H_2O + CO_2\uparrow$

Сокращенное ионное уравнение: $2H^+ + CO_3^{2-} \rightarrow H_2O + CO_2\uparrow$

Ответ: Реакция является необратимой, так как в результате выделяется газообразный диоксид углерода ($CO_2$).

Пример 2: Взаимодействие сульфида железа(II) и серной кислоты.

Молекулярное уравнение: $FeS_{(тв)} + H_2SO_4 \rightarrow FeSO_4 + H_2S\uparrow$

Полное ионное уравнение: $FeS_{(тв)} + 2H^+ + SO_4^{2-} \rightarrow Fe^{2+} + SO_4^{2-} + H_2S\uparrow$

Сокращенное ионное уравнение: $FeS_{(тв)} + 2H^+ \rightarrow Fe^{2+} + H_2S\uparrow$

Ответ: Реакция идет до конца благодаря выделению газообразного сероводорода ($H_2S$).

3. Образование малодиссоциирующего вещества (слабого электролита)

В этом случае образуется вещество, которое в растворе практически не распадается на ионы.

Пример 1: Реакция нейтрализации гидроксида калия и азотной кислоты (образование воды).

Молекулярное уравнение: $KOH + HNO_3 \rightarrow KNO_3 + H_2O$

Полное ионное уравнение: $K^+ + OH^- + H^+ + NO_3^- \rightarrow K^+ + NO_3^- + H_2O$

Сокращенное ионное уравнение: $H^+ + OH^- \rightarrow H_2O$

Ответ: Реакция протекает до конца, поскольку образуется самый распространенный слабый электролит — вода ($H_2O$).

Пример 2: Взаимодействие ацетата натрия и соляной кислоты (образование слабой кислоты).

Молекулярное уравнение: $CH_3COONa + HCl \rightarrow CH_3COOH + NaCl$

Полное ионное уравнение: $CH_3COO^- + Na^+ + H^+ + Cl^- \rightarrow CH_3COOH + Na^+ + Cl^-$

Сокращенное ионное уравнение: $CH_3COO^- + H^+ \rightarrow CH_3COOH$

Ответ: Реакция является необратимой из-за образования слабой уксусной кислоты ($CH_3COOH$), которая является малодиссоциирующим веществом.

9. При сгорании 3,27 г цинка выделилось 174 кДж теплоты. Вычислите теплоту образования оксида цинка (тепловой эффект реакции).

Дано:

$m(Zn) = 3,27$ г

$Q_{выд} = 174$ кДж

Перевод в систему СИ:

$m(Zn) = 3,27 \cdot 10^{-3}$ кг

$Q_{выд} = 174 \cdot 10^3$ Дж

Найти:

Теплота образования $ZnO$ ($Q_{обр}$) - ?

Решение:

Теплота образования вещества – это количество теплоты, которое выделяется или поглощается при образовании 1 моля этого вещества из простых веществ, устойчивых в стандартных условиях. В данном случае, это тепловой эффект реакции образования 1 моля оксида цинка ($ZnO$) из цинка ($Zn$) и кислорода ($O_2$).

Запишем уравнение реакции горения цинка:

$2Zn + O_2 \rightarrow 2ZnO$

1. Найдем количество вещества (моль) цинка, которое сгорело. Для этого нам понадобится его молярная масса.

Молярная масса цинка ($M(Zn)$) составляет примерно 65,4 г/моль.

Количество вещества цинка ($n(Zn)$) вычисляется по формуле:

$n = \frac{m}{M}$

$n(Zn) = \frac{3,27 \text{ г}}{65,4 \text{ г/моль}} = 0,05$ моль

2. Согласно условию задачи, при сгорании 0,05 моль цинка выделилось 174 кДж теплоты. Чтобы найти теплоту образования оксида цинка, нам нужно рассчитать, сколько теплоты выделится при образовании 1 моля $ZnO$.

Из уравнения реакции видно, что из 2 моль $Zn$ образуется 2 моль $ZnO$, следовательно, из 1 моль $Zn$ образуется 1 моль $ZnO$. Таким образом, количество теплоты, выделяющееся при сгорании 1 моль цинка, будет равно теплоте образования 1 моль оксида цинка.

Составим пропорцию:

При сгорании 0,05 моль $Zn$ — выделяется 174 кДж теплоты

При сгорании 1 моль $Zn$ — выделяется $Q_{обр}$ кДж теплоты

Из пропорции находим $Q_{обр}$:

$Q_{обр} = \frac{1 \text{ моль} \cdot 174 \text{ кДж}}{0,05 \text{ моль}} = 3480$ кДж/моль

Таким образом, теплота образования оксида цинка составляет 3480 кДж/моль. Тепловой эффект реакции ($ \Delta H $) будет иметь отрицательное значение, так как реакция экзотермическая (с выделением тепла): $ \Delta H = -3480 $ кДж/моль.

Термохимическое уравнение реакции образования 1 моля оксида цинка выглядит так:

$Zn_{(тв)} + \frac{1}{2}O_{2(г)} = ZnO_{(тв)} + 3480$ кДж

Ответ: теплота образования оксида цинка составляет 3480 кДж/моль.

10. При восстановлении железа из 100 г оксида железа(III) алюминием выделилось 476,0 кДж теплоты. Определите тепловой эффект реакции.

Дано:

$m(Fe_2O_3) = 100$ г

$Q_{выд} = 476,0$ кДж

Найти:

$Q_{р}$ - ?

Решение:

Тепловой эффект реакции — это количество теплоты, которое выделяется или поглощается, когда в реакцию вступают количества веществ, соответствующие коэффициентам в уравнении реакции. В данном случае нам нужно найти количество теплоты, которое выделяется при восстановлении 1 моль оксида железа(III).

1. Составим уравнение реакции восстановления железа из оксида железа(III) с помощью алюминия (алюминотермия):

$Fe_2O_3 + 2Al \rightarrow 2Fe + Al_2O_3$

2. Рассчитаем молярную массу оксида железа(III) ($Fe_2O_3$):

$M(Fe_2O_3) = 2 \cdot M(Fe) + 3 \cdot M(O) = 2 \cdot 56 \text{ г/моль} + 3 \cdot 16 \text{ г/моль} = 112 + 48 = 160$ г/моль

3. Найдем количество вещества ($n$) оксида железа(III) в 100 г:

$n(Fe_2O_3) = \frac{m(Fe_2O_3)}{M(Fe_2O_3)} = \frac{100 \text{ г}}{160 \text{ г/моль}} = 0,625$ моль

4. Из условия известно, что при реакции 0,625 моль $Fe_2O_3$ выделилось 476,0 кДж теплоты. Чтобы найти тепловой эффект реакции ($Q_р$), составим пропорцию и рассчитаем, сколько теплоты выделится при реакции 1 моль $Fe_2O_3$ согласно уравнению реакции:

при реакции 0,625 моль $Fe_2O_3$ выделяется 476,0 кДж

при реакции 1 моль $Fe_2O_3$ выделяется $Q_р$ кДж

Составим пропорцию:

$\frac{0,625 \text{ моль}}{1 \text{ моль}} = \frac{476,0 \text{ кДж}}{Q_р}$

Выразим и вычислим $Q_р$:

$Q_р = \frac{1 \text{ моль} \cdot 476,0 \text{ кДж}}{0,625 \text{ моль}} = 761,6$ кДж

Таким образом, термохимическое уравнение реакции выглядит следующим образом:

$Fe_2O_3(тв) + 2Al(тв) = 2Fe(тв) + Al_2O_3(тв) + 761,6 \text{ кДж}$

Ответ: тепловой эффект реакции составляет 761,6 кДж.

1. Среди приведённых химических реакций к окислительно-восстановительным не относится реакция

1) $Cu + H_{2}SO_{4} \rightarrow CuSO_{4} + SO_{2} + H_{2}O$

2) $Al + S \rightarrow Al_{2}S_{3}$

3) $CuO + H_{2}SO_{4} \rightarrow CuSO_{4} + H_{2}O$

4) $Na + H_{2}O \rightarrow NaOH + H_{2}$

Решение

Окислительно-восстановительными (ОВР) называются реакции, в ходе которых изменяются степени окисления атомов одного или нескольких химических элементов. Чтобы определить, какая из представленных реакций не является ОВР, необходимо проанализировать изменения степеней окисления для каждой из них.

1) $Cu + H_2SO_4 \rightarrow CuSO_4 + SO_2 + H_2O$

Определим степени окисления элементов в реагентах и продуктах (уравнение с коэффициентами: $Cu + 2H_2SO_4 \rightarrow CuSO_4 + SO_2 + 2H_2O$): $ \overset{0}{Cu} + H_2\overset{+6}{S}\overset{-2}{O}_4 \rightarrow \overset{+2}{Cu}\overset{+6}{S}\overset{-2}{O}_4 + \overset{+4}{S}\overset{-2}{O}_2 + H_2\overset{+1}{}\overset{-2}{O} $

В этой реакции изменяются степени окисления:
- Медь ($Cu$) окисляется: $ \overset{0}{Cu} \rightarrow \overset{+2}{Cu} $
- Сера ($S$) восстанавливается: $ \overset{+6}{S} \rightarrow \overset{+4}{S} $
Следовательно, это окислительно-восстановительная реакция.

2) $Al + S \rightarrow Al_2S_3$

Определим степени окисления (уравнение с коэффициентами: $2Al + 3S \rightarrow Al_2S_3$): $ \overset{0}{Al} + \overset{0}{S} \rightarrow \overset{+3}{Al}_2\overset{-2}{S}_3 $

Изменения степеней окисления:
- Алюминий ($Al$) окисляется: $ \overset{0}{Al} \rightarrow \overset{+3}{Al} $
- Сера ($S$) восстанавливается: $ \overset{0}{S} \rightarrow \overset{-2}{S} $
Это окислительно-восстановительная реакция.

3) $CuO + H_2SO_4 \rightarrow CuSO_4 + H_2O$

Определим степени окисления: $ \overset{+2}{Cu}\overset{-2}{O} + H_2\overset{+1}{}\overset{+6}{S}\overset{-2}{O}_4 \rightarrow \overset{+2}{Cu}\overset{+6}{S}\overset{-2}{O}_4 + H_2\overset{+1}{}\overset{-2}{O} $

В данной реакции степени окисления всех элементов остаются неизменными:
- Медь ($Cu$): $+2 \rightarrow +2$
- Кислород ($O$): $-2 \rightarrow -2$
- Водород ($H$): $+1 \rightarrow +1$
- Сера ($S$): $+6 \rightarrow +6$
Так как изменения степеней окисления не происходит, эта реакция не является окислительно-восстановительной. Это реакция ионного обмена.

4) $Na + H_2O \rightarrow NaOH + H_2$

Определим степени окисления (уравнение с коэффициентами: $2Na + 2H_2O \rightarrow 2NaOH + H_2$): $ \overset{0}{Na} + \overset{+1}{H}_2\overset{-2}{O} \rightarrow \overset{+1}{Na}\overset{-2}{O}\overset{+1}{H} + \overset{0}{H}_2 $

Изменения степеней окисления:
- Натрий ($Na$) окисляется: $ \overset{0}{Na} \rightarrow \overset{+1}{Na} $
- Водород ($H$) восстанавливается: $ \overset{+1}{H} \rightarrow \overset{0}{H} $
Это окислительно-восстановительная реакция.

Таким образом, реакция, не относящаяся к окислительно-восстановительным, — это реакция под номером 3.

Ответ: 3