У атомов серы и кислорода одинаково: А. число энергетических уровней Б. заряд ядра В. относительная атомная масса Г. число эл

С. Т. Жуков Химия 8-9 класс

9.1. Какие бывают химические реакции

Вспомним, что химическими реакциями мы
называем любые химические явления природы. При
химической реакции происходит разрыв одних и
образование других химических связей. В
результате реакции из одних химических веществ
получаются другие вещества (см. гл. 1).

Выполняя домашнее задание к § 2.5, вы
познакомились с традиционным выделением из
всего множества химических превращений реакций
четырех основных типов, тогда же вы предложили и
их названия: реакции соединения, разложения,
замещения и обмена.

Примеры реакций соединения:

C O₂ = CO₂; (1)
Na₂O CO₂ = Na₂CO₃; (2)
NH₃ CO₂ H₂O = NH₄HCO₃. (3)

Примеры реакций разложения:

2Ag₂O 4Ag O_2­ ; (4)
CaCO₃
CaO CO_2­ ; (5)
(NH₄)₂Cr₂O₇ N_2­ Cr₂O₃
4H₂O­ . (6)

Примеры реакций замещения:

CuSO₄ Fe = FeSO₄ Cu ; (7)
2NaI Cl₂ = 2NaCl I₂; (8)
CaCO₃ SiO₂ = CaSiO₃ CO^2­. (9)

Примеры реакций обмена:

Ba(OH)₂ H₂SO₄ = BaSO₄ 2H₂O;
(10)
HCl KNO₂ = KCl HNO₂; (11)
AgNO₃ NaCl = AgCl  NaNO₃. (12)

Традиционная классификация
химических реакций не охватывает все их
разнообразие – кроме реакций четырех основных
типов существует еще и множество более сложных
реакций.
Выделение двух других типов химических реакций
основано на участии в них двух важнейших
нехимических частиц: электрона и протона.
При протекании некоторых реакций происходит
полная или частичная передача электронов от
одних атомов к другим. При этом степени окисления
атомов элементов, входящих в состав исходных
веществ, изменяются; из приведенных примеров это
реакции 1, 4, 6, 7 и 8. Эти реакции называются окислительно-восстановительными.

В другой группе реакций от одной
реагирующей частицы к другой переходит ион
водорода (Н ), то есть протон. Такие реакции
называют кислотно-основными реакциями или реакциями
с передачей протона.

Среди приведенных примеров такими
реакциями являются реакции 3, 10 и 11. По аналогии с
этими реакциями окислительно-восстановительные
реакции иногда называют реакциями с передачей
электрона. С ОВР вы познакомитесь в § 2, а с КОР
– в следующих главах.

РЕАКЦИИ СОЕДИНЕНИЯ,
РЕАКЦИИ РАЗЛОЖЕНИЯ, РЕАКЦИИ ЗАМЕЩЕНИЯ, РЕАКЦИИ
ОБМЕНА, ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ РЕАКЦИИ,
КИСЛОТНО-ОСНОВНЫЕ РЕАКЦИИ.
Составьте
уравнения реакций, соответствующих следующим
схемам:
а) HgO Hg O₂(t); б) Li₂O
SO₂
Li₂SO₃; в) Cu(OH)₂ CuO H₂O (t);
г) Al I₂ AlI₃; д) CuCl₂ Fe FeCl₂ Cu; е) Mg H₃PO₄ Мg₃(PO₄)₂
H₂;
ж) Al O₂  Al₂O₃ (t); и) KClO₃
P P₂O₅
KCl (t); к) CuSO₄ Al Al₂(SO₄)₃ Cu;
л) Fe Cl₂ FeCl₃ (t); м) NH₃ O₂   N₂
H₂O (t); н) H₂SO₄ CuO CuSO₄ H₂O.
Укажите традиционный тип реакции. Отметьте
окислительно-восстановительные и
кислотно-основные реакции. В
окислительно-восстановительных реакциях
укажите, атомы каких элементов меняют свои
степени окисления.

Рассмотрим
окислительно-восстановительную реакцию,
протекающую в доменных печах при промышленном
получении железа (точнее, чугуна) из железной
руды:

Fe₂O₃ 3CO = 2Fe 3CO₂.

Определим степени окисления атомов,
входящих в состав как исходных веществ, так и
продуктов реакции

Как видите, степень окисления атомов углерода в
результате реакции увеличилась, степень
окисления атомов железа уменьшилась, а степень
окисления атомов кислорода осталась неизменной.
Следовательно, атомы углерода в этой реакции
подверглись окислению, то есть потеряли
электроны (окислились), а атомы железа –
восстановлению, то есть присоединили электроны (восстановились)
(см. § 7.16). Для характеристики ОВР используют
понятия окислитель и восстановитель.

Таким образом, в нашей реакции
атомами-окислителями являются атомы железа, а
атомами-восстановителями – атомы углерода.

В нашей реакции веществом-окислителем
является оксид железа(III), а
веществом-восстановителем – оксид углерода(II).
В тех случаях, когда атомы-окислители и
атомы-восстановители входят в состав одного и
того же вещества (пример: реакция 6 из предыдущего
параграфа), понятия » вещество-окислитель» и
» вещество-восстановитель» не используются.
Таким образом, типичными окислителями являются
вещества, в состав которых входят атомы, склонные
присоединять электроны (полностью или частично),
понижая свою степень окисления. Из простых
веществ это прежде всего галогены и кислород, в
меньшей степени сера и азот. Из сложных веществ –
вещества, в состав которых входят атомы в высших
степенях окисления, не склонные в этих степенях
окисления образовывать простые ионы: HNO₃ (N ^V),
KMnO₄ (Mn ^VII), CrO₃ (Cr ^VI), KClO₃
(Cl ^V), KClO₄ (Cl ^VII) и др.
Типичными восстановителями являются вещества, в
состав которых входят атомы, склонные полностью
или частично отдавать электроны, повышая свою
степень окисления. Из простых веществ это
водород, щелочные и щелочноземельные металлы, а
также алюминий. Из сложных веществ – H₂S и
сульфиды (S^–II), SO₂ и сульфиты (S ^IV),
йодиды (I^–I), CO (C ^II), NH₃ (N^–III)
и др.
В общем случае почти все сложные и многие простые
вещества могут проявлять как окислительные, так
и восстановительные свойства. Например:
SO₂ Cl₂ = S Cl₂O₂ (SO₂ –
сильный восстановитель);
SO₂ C = S CO₂ (t) (SO₂ – слабый
окислитель);
C O₂ = CO₂(t) (C – восстановитель);
C 2Ca = Ca₂C (t) (С – окислитель).
Вернемся к реакции, разобранной нами в начале
этого параграфа.

Обратите внимание, что в результате
реакции атомы-окислители (Fe ^III)
превратились в атомы-восстановители (Fe⁰), а
атомы-восстановители (C ^II) превратились в
атомы-окислители (C ^IV). Но CO₂ в любых
условиях очень слабый окислитель, а железо, хоть
и является восстановителем, но в данных условиях
значительно более слабым, чем CO. Поэтому продукты
реакции не реагируют друг с другом, и обратная
реакция не протекает. Приведенный пример
является иллюстрацией общего принципа,
определяющего направление протекания ОВР:

Окислительно-восстановительные
реакции протекают в направлении образования
более слабого окислителя и более слабого
восстановителя.

Окислительно-восстановительные
свойства веществ можно сравнивать только в
одинаковых условиях. В некоторых случаях это
сравнение может быть проведено количественно.
Выполняя домашнее задание к первому параграфу
этой главы, вы убедились, что подобрать
коэффициенты в некоторых уравнениях реакций
(особенно ОВР) довольно сложно. Для упрощения
этой задачи в случае
окислительно-восстановительных реакций
используют следующие два метода:
а) метод электронного баланса и
б) метод электронно-ионного баланса.
Метод электронного баланса вы изучите сейчас, а
метод электронно-ионного баланса обычно
изучается в высших учебных заведениях.
Оба эти метода основаны на том, что электроны в
химических реакциях никуда не исчезают и
ниоткуда не появляются, то есть число принятых
атомами электронов равно числу электронов,
отданных другими атомами.
Число отданных и принятых электронов в методе
электронного баланса определяется по изменению
степени окисления атомов. При использовании
этого метода необходимо знать состав как
исходных веществ, так и продуктов реакции.
Рассмотрим применение метода электронного
баланса на примерах.

Пример 1

. Составим
уравнение реакции железа с хлором. Известно, что
продуктом такой реакции является хлорид
железа(III). Запишем схему реакции:

Fe Cl₂  FeCl₃.

Определим степени окисления атомов
всех элементов, входящих в состав веществ,
участвующих в реакции: 

Атомы железа отдают электроны, а
молекулы хлора их принимают. Выразим эти
процессы электронными уравнениями:
Fe – 3e^– = Fe ^III,
Cl₂ 2e^– = 2Cl^–I.

Чтобы число отданных электронов было
равно числу принятых, надо первое электронное
уравнение умножить на два, а второе – на три:

Введя коэффициенты 2 и 3 в схему
реакции, получаем уравнение реакции:
2Fe 3Cl₂ = 2FeCl₃.

Пример 2

. Составим
уравнение реакции горения белого фосфора в
избытке хлора. Известно, что в этих условиях
образуется хлорид фосфора(V):

Молекулы белого фосфора отдают электроны
(окисляются), а молекулы хлора их принимают
(восстанавливаются):

Полученные первоначально множители (2
и 20) имели общий делитель, на который (как будущие
коэффициенты в уравнении реакции) и были
разделены. Уравнение реакции:

P₄ 10Cl₂ = 4PCl₅.

Пример 3

. Составим
уравнение реакции, протекающей при обжиге
сульфида железа(II) в кислороде.

Схема реакции:

В этом случае окисляются и атомы
железа(II), и атомы серы(– II). В состав сульфида
железа(II) атомы этих элементов входят в отношении
1:1 (см. индексы в простейшей формуле).
Электронный баланс:

Уравнение реакции: 4FeS 7O₂ = 2Fe₂O₃
4SO₂.

Пример 4. Составим
уравнение реакции, протекающей при обжиге
дисульфида железа(II) (пирита) в кислороде.

Схема реакции:

Как и в предыдущем примере, здесь тоже
окисляются и атомы железа(II), и атомы серы, но со
степенью окисления – I. В состав пирита атомы
этих элементов входят в отношении 1:2 (см. индексы
в простейшей формуле). Именно в этом отношении
атомы железа и серы вступают в реакцию, что и
учитывается при составлении электронного
баланса:

Уравнение реакции:  4FeS₂ 11O₂
= 2Fe₂O₃ 8SO₂.

Встречаются и более сложные случаи
ОВР, с некоторыми из них вы познакомитесь,
выполняя домашнее задание.

АТОМ-ОКИСЛИТЕЛЬ,
АТОМ-ВОССТАНОВИТЕЛЬ, ВЕЩЕСТВО-ОКИСЛИТЕЛЬ,  
ВЕЩЕСТВО-ВОССТАНОВИТЕЛЬ,  МЕТОД ЭЛЕКТРОННОГО
БАЛАНСА, ЭЛЕКТРОННЫЕ УРАВНЕНИЯ.
1.Составьте
электронный баланс к каждому уравнению ОВР,
приведенному в тексте § 1 этой главы.
2.Составьте уравнения ОВР, обнаруженных вами при
выполнении задания к § 1 этой главы. На этот раз
для расстановки коэффициентов используйте метод
электронного баланса. 3.Используя метод
электронного баланса, составьте уравнения
реакций, соответствующие следующим схемам: а) Na I₂ NaI;
б) Na O₂ Na₂O₂;
в) Na₂O₂ Na Na₂O;
г) Al Br₂ AlBr₃;
д) Fe O₂ Fe₃O₄ (t);
е) Fe₃O₄ H₂ FeO H₂O (t);
ж) FeO O₂ Fe₂O₃ (t);
и) Fe₂O₃ CO Fe CO₂ (t);
к) Cr O₂ Cr₂O₃ (t);
л) CrO₃ NH₃ Cr₂O₃ H₂O N₂
(t);
м) Mn₂O₇ NH₃ MnO₂ N₂ H₂O;
н) MnO₂ H₂ Mn H₂O (t);
п) MnS O₂ MnO₂ SO₂ (t)
р) PbO₂ CO Pb CO₂ (t);
с) Cu₂O Cu₂S  Cu SO₂ (t);
т) CuS O₂  Cu₂O SO₂ (t);
у) Pb₃O₄ H₂ Pb H₂O (t).

Почему происходят химические реакции?
Для ответа на этот вопрос вспомним, почему
отдельные атомы объединяются в молекулы, почему
из изолированных ионов образуется ионный
кристалл, почему при образовании электронной
оболочки атома действует принцип наименьшей
энергии. Ответ на все эти вопросы один и тот же:
потому, что это энергетически выгодно. Это
значит, что при протекании таких процессов
выделяется энергия. Казалось бы, что и химические
реакции должны протекать по этой же причине.
Действительно, можно провести множество реакций,
при протекании которых выделяется энергия.
Энергия выделяется, как правило, в виде теплоты.

Если при экзотермической реакции
теплота не успевает отводиться, то реакционная
система нагревается.
Например, в реакции горения метана

СН_4(г) 2О_2(г) = СО_2(г) 2Н₂О_(г)

выделяется столько теплоты, что метан
используется как топливо.
Тот факт, что в этой реакции выделяется теплота,
можно отразить в уравнении реакции:

СН_4(г) 2О_2(г) = СО_2(г) 2Н₂О_(г)
Q.

Это так называемое термохимическое
уравнение. Здесь символ » Q» означает,
что при сжигании метана выделяется теплота. Эта
теплота называется тепловым эффектом реакции.
Откуда же берется выделяющаяся теплота?
Вы знаете, что при химических реакциях рвутся и
образуются химические связи. В данном случае
рвутся связи между атомами углерода и водорода в
молекулах СН₄, а также между атомами
кислорода в молекулах О₂. При этом
образуются новые связи: между атомами углерода и
кислорода в молекулах СО₂ и между атомами
кислорода и водорода в молекулах Н₂О. Для
разрыва связей нужно затратить энергию (см.
«энергия связи» , «энергия атомизации» ),
а при образовании связей энергия выделяется.
Очевидно, что, если «новые» связи более
прочные, чем «старые» , то энергии выделится
больше, чем поглотится. Разность между
выделившейся и поглощенной энергией и
составляет тепловой эффект реакции.
Тепловой эффект (количество теплоты) измеряется
в килоджоулях, например:

2Н_2(г) О_2(г) = 2Н₂О_(г)
484 кДж.

Такая запись означает, что 484
килоджоуля теплоты выделится, если два моля
водорода прореагируют с одним молем кислорода и
при этом образуется два моля газообразной воды
(водяного пара).

Таким образом,в термохимических
уравнениях коэффициенты численно равны
количествам вещества реагентов и продуктов
реакции.

От чего зависит тепловой эффект каждой
конкретной реакции?
Тепловой эффект реакции зависит
а) от агрегатных состояний исходных веществ и
продуктов реакции,
б) от температуры и
в) от того, происходит ли химическое превращение
при постоянном объеме или при постоянном
давлении.
Зависимость теплового эффекта реакции от
агрегатного состояния веществ связана с тем, что
процессы перехода из одного агрегатного
состояния в другое (как и некоторые другие
физические процессы) сопровождаются выделением
или поглощением теплоты. Это также может быть
выражено термохимическим уравнением. Пример –
термохимическое уравнение конденсации водяного
пара:

Н₂О_(г) = Н₂О_(ж) Q.

В термохимических уравнениях, а при
необходимости и в обычных химических уравнениях,
агрегатные состояния веществ указываются с
помощью буквенных индексов:
(г) – газ,
(ж) – жидкость,
(т) или (кр) – твердое или кристаллическое
вещество.
Зависимость теплового эффекта от температуры
связана с различиями в теплоемкостяхисходных
веществ и продуктов реакции.
Так как в результате экзотермической реакции при
постоянном давлении всегда увеличивается объем
системы, то часть энергии уходит на совершение
работы по увеличению объема, и выделяющаяся
теплота будет меньше, чем в случае протекания той
же реакции при постоянном объеме.
Тепловые эффекты реакций обычно рассчитывают
для реакций, протекающих при постоянном объеме
при 25 ° С и обозначают символом Q_o.
Если энергия выделяется только в виде теплоты, а
химическая реакция протекает при постоянном
объеме, то тепловой эффект реакции (Q_V)
равен изменению внутренней энергии (D U)
веществ-участников реакции, но с противоположным
знаком:

Q_V

= – U.

Под внутренней энергией тела понимают
суммарную энергию межмолекулярных
взаимодействий, химических связей, энергию
ионизации всех электронов, энергию связей
нуклонов в ядрах и все прочие известные и
неизвестные виды энергии, » запасенные» этим
телом. Знак » – » обусловлен тем, что при
выделении теплоты внутренняя энергия
уменьшается. То есть

U = – Q_V .

Если же реакция протекает при
постоянном давлении, то объем системы может
изменяться. На совершение работы по увеличению
объема также уходит часть внутренней энергии. В
этом случае

  U = – (Q_P
A) = –(Q_P P  V),

где Q_p – тепловой эффект
реакции, протекающей при постоянном давлении.
Отсюда

Q_P = –

  U – P  V .

Величина, равная U
P  V получила название изменение
энтальпии и обозначается D H.

  H =   U P  V.

Следовательно

Q_P = –

  H.

Таким образом, при выделении теплоты
энтальпия системы уменьшается. Отсюда старое
название этой величины: » теплосодержание» .
В отличие от теплового эффекта, изменение
энтальпии характеризует реакцию независимо от
того, протекает она при постоянном объеме или
постоянном давлении. Термохимические уравнения,
записанные с использованием изменения
энтальпии, называются термохимическими
уравнениями в термодинамической форме. При
этом приводится значение изменения энтальпии в
стандартных условиях (25 °С, 101,3 кПа), обозначаемое H_о. Например:
2Н_2(г) О_2(г) = 2Н₂О_(г) H_о = – 484 кДж;
CaO_(кр) H₂O_(ж) = Сa(OH)_2(кр) H_о = – 65 кДж.

Зависимость количества теплоты,
выделяющейся в реакции (Q) от теплового
эффекта реакции (Q_o) и количества
вещества (n_Б) одного из участников
реакции (вещества Б – исходного вещества или
продукта реакции) выражается уравнением:

Здесь  _Б –
количество вещества Б, задаваемое коэффициентом
перед формулой вещества Б в термохимическом
уравнении.

Задача

Определите количество вещества
водорода, сгоревшего в кислороде, если при этом
выделилось 1694 кДж теплоты.

Решение

Ответ:

n(H₂O) = 7 моль.

ЭКЗОТЕРМИЧЕСКАЯ
РЕАКЦИЯ, ТЕПЛОВОЙ ЭФФЕКТ РЕАКЦИИ,
ТЕРМОХИМИЧЕСКОЕ УРАВНЕНИЕ РЕАКЦИИ, ИЗМЕНЕНИЕ
ЭНТАЛЬПИИ.
1.Приведите
примеры известных вам экзотермических реакций.
2.Как вы думаете, может ли реакционная система при
протекании экзотермической реакции охлаждаться?

3.Какое количество теплоты выделится при
сгорании 320 г серы в кислороде по реакции:

S_(кр) O_2(г) = SO_2(г) 297
кДж?

4.Какое количество теплоты выделится при
сгорании 405 г алюминия в кислороде по реакции:

4Al_(кр) 3O_2(г) = 2Al₂O_3(кр)
3350 кДж?

5.Определите объем водорода, прореагировавшего
с кислородом (объему газов измерены при н. у.),
если при этом выделилось 114,4 кДж теплоты.
6.Тепловой эффект реакции взаимодействия
кристаллического алюминия с газообразным хлором
равен 1408 кДж. Запишите термохимическое уравнение
этой реакции и определите массу алюминия,
необходимого для получения 2816 кДж теплоты с
использованием этой реакции.
7.Определите количество теплоты, выделяющейся
при сгорании на воздухе 1 кг угля, содержащего 90 %
графита, если тепловой эффект реакции горения
графита в кислороде равна 394 кДж.

Кроме экзотермических реакций
возможны реакции, при протекании которых теплота
поглощается, и, если ее не подводить, то
реакционная система охлаждается. Такие реакции
называют эндотермическими.

Тепловой эффект таких реакций
отрицательный. Например:
CaCO_3(кр) = CaO_(кр) CO_2(г) – Q,
2HgO_(кр) = 2Hg_(ж) O_2(г) – Q,
2AgBr_(кр) = 2Ag_(кр) Br_2(г) – Q.

Таким образом, энергия, выделяющаяся
при образовании связей в продуктах этих и им
подобных реакций, меньше, чем энергия,
необходимая для разрыва связей в исходных
веществах.
Что же является причиной протекания таких
реакций, ведь энергетически они невыгодны?
Раз такие реакции возможны, значит существует
какой-то неизвестный нам фактор, являющийся
причиной их протекания. Попробуем его
обнаружить.

Возьмем две колбы и заполним одну из
них азотом (бесцветный газ), а другую – диоксидом
азота (бурый газ) так, чтобы и давление, и
температура в колбах были одинаковыми. Известно,
что эти вещества между собой не вступают в
химическую реакцию. Герметично соединим колбы
горлышками и установим их вертикально, так, чтобы
колба с более тяжелым диоксидом азота была внизу
(рис. 9.1). Через некоторое время мы увидим, что
бурый диоксид азота постепенно распространяется
в верхнюю колбу, а бесцветный азот проникает в
нижнюю. В результате газы смешиваются, и окраска
содержимого колб становится одинаковой.
Что же заставляет газы смешиваться?
Хаотическое тепловое движение молекул.
Приведенный опыт показывает, что
самопроизвольно, без какого бы то ни было нашего
(внешнего) воздействия может протекать процесс,
тепловой эффект которого равен нулю. А он
действительно равен нулю, потому что химического
взаимодействия в данном случае нет (химические
связи не рвутся и не образуются), а
межмолекулярное взаимодействие в газах ничтожно
и практически одинаково.
Наблюдаемое явление представляет собой частный
случай проявления всеобщего закона Природы, в
соответствии с которым системы, состоящие из
большого числа частиц, всегда стремятся к
наибольшей неупорядоченности.
Мерой такой неупорядоченности служит физическая
величина, называемая энтропией.

Таким образом,

Уравнения связи между энтропией (S)
и другими величинами изучаются в курсах физики и
физической химии. Единица измерений энтропии [S]
= 1 Дж/К.
Энтропия возрастает при нагревании вещества и
уменьшается при его охлаждении. Особенно сильно
она возрастает при переходе вещества из твердого
в жидкое и из жидкого в газообразное состояние.
Что же произошло в нашем опыте?
При смешении двух разных газов степень
неупорядоченности возросла. Следовательно,
возросла энтропия системы. При нулевом тепловом
эффекте это и послужило причиной
самопроизвольного протекания процесса.
Если теперь мы захотим разделить смешавшиеся
газы, то нам придется совершить работу, то
есть затратить для этого энергию.
Самопроизвольно (за счет теплового движения)
смешавшиеся газы никогда не разделятся!
Итак, мы с вами обнаружили два фактора,
определяющих возможность протекания многих
процессов, в том числе и химических реакций:
1) стремление системы к минимуму энергии (энергетический
фактор) и
2) стремление системы к максимуму энтропии (энтропийный
фактор).
Посмотрим теперь, как влияют на возможность
протекания химических реакций различные
комбинации этих двух факторов.
1. Если в результате предполагаемой реакции
энергия продуктов реакции оказывается меньше,
чем энергия исходных веществ, а энтропия больше
(» под гору к большему беспорядку» ), то такая
реакция может протекать и будет экзотермической.
2. Если в результате предполагаемой реакции
энергия продуктов реакции оказывается больше,
чем энергия исходных веществ, а энтропия меньше
(» в гору к большему порядку» ), то такая
реакция не идет.
3. Если в предполагаемой реакции энергетический и
энтропийный факторы действуют в разные стороны
(» под гору, но к большему порядку» или » в
гору, но к большему беспорядку» ), то без
специальных расчетов сказать что-либо о
возможности протекания такой реакции нельзя (»
кто перетянет» ). Подумайте, к какому из этих
случаев относятся эндотермические реакции.
Возможность протекания химической реакции можно
оценить, рассчитав изменение в ходе реакции
физической величины, зависящей как от изменения
энтальпии, так и от изменения энтропии в этой
реакции. Такая физическая величина называется энергией
Гиббса (в честь американского физикохимика XIX
в. Джозайя Уилларда Гиббса).

  G =  H – T  S

Условие самопроизвольного протекания
реакции:

  G < 0.

При низких температурах фактором, определяющим
возможность протекания реакции в большей
степени является энергетический фактор, а при
высокой – энтропийный. Из приведенного
уравнения, в частности, видно, почему не
протекающие при комнатной температуре реакции
разложения (энтропия увеличивается) начинают
идти при повышенной температуре.

ЭНДОТЕРМИЧЕСКАЯ
РЕАКЦИЯ, ЭНТРОПИЯ, ЭНЕРГЕТИЧЕСКИЙ ФАКТОР,
ЭНТРОПИЙНЫЙ ФАКТОР, ЭНЕРГИЯ ГИББСА.
1.Приведите
примеры известных вам эндотермических
процессов.
2.Почему энтропия кристалла хлорида натрия
меньше, чем энтропия расплава, полученного из
этого кристалла?
3.Тепловой эффект реакции восстановления меди из
ее оксида углем

2CuO_(кр) C_{(графит)} = 2Cu_(кр)
CO_2(г)

составляет –46 кДж. Запишите
термохимическое уравнение и рассчитайте, какую
энергию нужно затратить для получения 1 кг меди
по такой реакции.
4.При прокаливании карбоната кальция было
затрачено 300 кДж теплоты. При этом по реакции

CaCO_3(кр) = CaO_(кр) CO_2(г) –
179кДж

образовалось 24,6 л углекислого газа.
Определите, какое количество теплоты было
израсходовано бесполезно. Сколько граммов
оксида кальция при этом образовалось?
5.При прокаливании нитрата магния образуется
оксид магния, газообразный диоксид азота и
кислород. Тепловой эффект реакции равен –510 кДж.
Составьте термохимическое уравнение и
определите, какое количество теплоты
поглотилось, если выделилось 4,48 л кислорода.
Какова масса разложившегося нитрата магния?