41. Вычислить массовую долю и массу алюминия в 200 граммах хризоберилла BeAl₂O₄

42. Вычислить массовую долю и массу хрома в 550 граммах уваровита Ca₃Cr₂(SiO₄)₃

43. Вычислить массовую долю и массу магния в 350 граммах корнерупина MgAl₂SiO₆

44. Вычислить массовую долю и массу алюминия в 400 граммах корнерупина MgAl₂SiO₆

45. Вычислить массовую долю и массу кальция в 290 граммах уваровита Ca₃Cr₂(SiO₄)₃

46. Вычислить массовую долю и массу кальция в 1500 граммах гроссуляра Ca₃Al₂(SiO₄)₃

47. Вычислить массовую долю и массу кремния в 630 граммах гроссуляра Ca₃Al₂(SiO₄)₃

48. Вычислить массовую долю и массу алюминия в 700 граммах гроссуляра Ca₃Al₂(SiO₄)₃

49. Вычислить массовую долю и массу кальция в 350 граммах андрадита Ca₃Fe₂(SiO₄)₃

50. Вычислить массовую долю и массу железа в 540 граммах андрадита Ca₃Fe₂(SiO₄)₃

51. Вычислить массовую долю и массу кремния в 1250 граммах андрадита Ca₃Fe₂(SiO₄)₃

52. Вычислить массовую долю и массу кремния в 550 граммах сфена CaTiSiO₅

53. Вычислить массовую долю и массу титана в 530 граммах сфена CaTiSiO₅

54. Вычислить массовую долю и массу кальция в 950 граммах сфена CaTiSiO₅

55.  Вычислить массовую долю и массу бериллия в 750 граммах фенакита Be₂SiO₄

56. Вычислить массовую долю и массу кремния в 560 граммах циркона ZrSiO₄

57. Вычислить массовую долю и массу фосфора в 1350 граммах бериллонита NaBePO₄

58. Вычислить массовую долю и массу фосфора в 1550 граммах варисцита AlPO₄•2H₂O

59. Вычислить массовую долю и массу алюминия в 550 граммах родицита KAl₂B₃O₈

60. Вычислить массовую долю и массу магния в 150 граммах сингалита MgAlBO₄

Химическая термодинамика.

К важнейшим величинам, характеризующим химические системы, относятся внутренняя энергия U, энтальпия Н, энтропия S и энергия Гиббса (изобарно-изотермический потенциал) G. Все эти величины представляют собой функции состояния, т. е. зависят только от состояния системы, но не от способа, которым это состояние достигнуто.

Протекание химической реакции связано с разрушением старых химических связей и образованием новых. Каждой химической связи отвечает определенная энергия. Соответственно протекание химической реакции сопровождается изменением внутренней энергии реагирующих систем. Если внутренняя энергия системы уменьшается (ΔU < 0), то реакция протекает с выделением энергии (экзотермические реакции). Если же внутренняя энергия системы возрастает (ΔU > 0), то процесс сопровождается поглощением энергии из внешней среды (эндотермические реакции).

Изменение внутренней энергии или энтальпии принято относить к тому случаю, когда все исходные вещества и все продукты реакции находятся в стандартных состояниях. Стандартным состоянием вещества при данной температуре называется его состояние в виде чистого вещества при давлении (в случае газов — при парциальном давлении данного газа), равном нормальному атмосферному давлению (101325 Па). Условия, при которых все участвующие в реакции вещества находятся в стандартных состояниях, называются стандартными условиями протекания реакции. (ΔU° — стандартное изменение внутренней энергии при химической реакции, ΔН° — стандартное изменение энтальпии при химической реакции или стандартная энтальпия реакции).

Стандартная энтальпия реакции образования 1 моля данного вещества из простых веществ называется стандартной энтальпией образования этого вещества. Эту величину обычно выражают в килоджоулях на моль (кДж/моль).

Энтальпия и внутренняя энергия образования простых веществ, согласно приведенному определению, равны нулю. Если элемент образует несколько простых веществ (графит и алмаз, белый и красный фосфор и т. п.), то стандартным считается состояние элемента в виде наиболее устойчивой при данных условиях модификации (например, при обычных условиях — графит в случае углерода, О₂ в случае кислорода и т. д.); энтальпия и внутренняя энергия образования этой, наиболее устойчивой модификации принимаются равными нулю. Химические уравнения, в которых указаны изменения энтальпии (тепловые эффекты реакций), называются термохимическими уравнениями. Например, уравнение

РЬО_(к.) + СО_(г.) = РЬ_(к.) + СO_2(г.), ΔH° = ‑ 64 кДж

означает, что при восстановлении 1 моля РЬО оксидом углерода (II) выделяется количество теплоты, равное 64 кДж. Сокращения «к.», «ж.» и «г.» в таких уравнениях указывают соответственно на кристаллическое, жидкое или газообразное состояние вещества.

В основе термохимических расчетов лежит следствие закона сохранения энергии (закон Гесса):

Тепловой эффект химической реакции (т.е. изменение энтальпии или внутренней энергии системы в результате реакции) зависит только от начального и конечного состояний участвующих в реакции веществ и не зависит от промежуточных стадий процесса.

Важным для расчетов является еще одно следствие из закона Гесса: