II закон термодинамики. Характеристические функции системы. Уравнение энергетического баланса системы, его анализ.

2. Вычислить константу равновесия суммарной реакции, протекающей в гальваническом элементе

Запишем значения стандартных окислительно-восстановительных потенциалов.

E⁰(Pb²⁺/Pb) = –0,13 В

E⁰(Cu²⁺/Cu) = +0,34 В

Сравнивая значения потенциалов, делаем вывод о том, что свинцовый электрод — анод, а медный — катод.

Анодный процесс: Pb⁰ – 2e^– ® Pb²⁺

Катодный процесс: Cu²⁺ + 2e^– ® Cu⁰

Реакция в гальваническом элементе:

Pb + Cu²⁺ = Pb²⁺ + Cu

Рассчитываем ЭДС.

E = E⁰(Cu²⁺/Cu) – E⁰(Pb²⁺/Pb) = 0,34 – (–0,13) = 0,47 В.

Вычисляем константу равновесия.

lg K = nE / 0,059

n — наименьшее общее кратное чисел электронов в полуреакциях окисления и восстановления.

lg K = 2 · 0,47 / 0,059 = 15,93

K = 10^15,93 = 8,55·10¹⁵.

3. Для атома углерода возможны два различных электронных состояний: Назовите эти состояния атома. Как перейти от первого состояния ко второму? Как называется этот процесс?

Электронное состояние атома 1s²2s²2p² называется основным электронным состоянием.

Электронное состояние атома 1s²2s¹2p³ называется возбужденным электронным состоянием.

Перейти от основного состояния к возбужденному можно, сообщив системе некоторое количество энергии. Это может быть нагревание, действие электромагнитного излучения, в том числе оптического или УФ-диапазона. Этот процесс называется возбуждением.

Экзаменационный билет №7

Условия самопроизвольного протекания и предела протекания процесса. Термодинамика фазовых переходов.

2. Привести схему гальванического элемента, работающего при электрохимической коррозии системы: Cr/Pb, в среде водного раствора H₂SO₄, записать процессы коррозии.

Запишем значения стандартных окислительно-восстановительных потенциалов.

E⁰(Pb²⁺/Pb) = –0,126 В

E⁰(Cr²⁺/Cr) = –0,913 В

E⁰(Cr²⁺/Cr) < E⁰(Pb²⁺/Pb), поэтому хром — анод, свинец — катод.

Схема элемента:

(–) Cr | Cr²⁺, H₂SO₄ | Pb (+)

Анодный процесс: Cr⁰ – 2e^– ® Cr²⁺

Катодный процесс: 2H⁺ + 2e^– ® H₂­

Уравнение процесса коррозии: Cr + H₂SO₄ = CrSO₄ + H₂­

3. Сколько грамм HNO₃(конц.) потребуется для растворения 6,35 г меди? К какому классу окислительно-восстановительных процессов относится данная реакция, привести процессы окисления, восстановления, уравнять суммарную реакцию

Запишем схемы полуреакций:

1| Cu – 2e^– ® Cu²⁺ — окисление

2| NO₃^– + 2H⁺ + e^– ® NO₂ + H₂O — восстановление

-------------------------------------------------------------------

Cu + 2NO₃^– + 4H⁺ ® Cu²⁺ + 2NO₂ + 2H₂O

Cu + 4HNO₃ = Cu(NO₃)₂ + 2NO₂­ + 2H₂O

Это реакция межмолекулярного окисления-восстановления.

Найдем количество меди.

n(Cu) = m(Cu) / M(Cu) = 6,35 / 63,546 = 0,1 моль.

По уравнению видно, что для реакции потребуется 0,1 × 4 = 0,4 моль азотной кислоты.

M(HNO₃) = 63,01 г/моль.

Вычисляем массу азотной кислоты.

m(HNO₃) = M(HNO₃) × n(HNO₃) = 63,01 × 0,4 = 25,20 г.

Зав. кафедрой.

Дата добавления: 2015-10-30