Логотип Н.И. Лосева
ОБЩАЯ ХИМИЯ
Самостоятельные работы.

Основные закономерности химических процессов.

В-1

  1. Задачи химической термодинамики. Основные понятия: система, классификация систем, теплота и работа как формы передачи энергии.
  2. Правило фаз Гиббса. Примеры вариантности систем.
  3. Рассчитайте работу изотермического (25°С) расширения 44 г СО2 от 2,24 до 22,4 л.
  4. За сколько минут закончится реакция при 80°С, если при 100°С она заканчивается за 20 мин. Температурный коэффициент реакции равен 2.

В-2

  1. I закон термодинамики. Частные случаи: определения, математические выражения.
  2. Кинетическая классификация химических реакций.
  3. Взаимодействие карбида кальция с водой выражается уравнением:
    СаС2 (т) + 2Н2О (ж) → С2Н2 (г) + Са(ОН)2 (т).
    Определите вариантность и фазовый состав данной системы.
  4. Реакция между веществами А и В выражается уравнением А + 2В = С. Начальная концентрация А равна 0,3 моль/л, а В = 0,5 моль/л. Константа скорости реакции равна 0,4 л2 · моль-2 · мин-1. Чему будет равна скорость реакции?

В-3

  1. II закон термодинамики. Энтропия. Условия самопроизвольности протекания химических процессов в замкнутой системе.
  2. Смещение химического равновесия. Принцип Ле Шателье. Примеры.
  3. 11 г оксида углерода (IV) нагревали при постоянном давлении от 275 К до 400 К. Теплоемкость газа равна 7/2 R. Определите теплоту процесса.
  4. Скорость некоторой реакции при охлаждении с 60°С до 30°С уменьшилась в 8 раз. Чему равен температурный коэффициент этой реакции?

В-4

  1. Тепловой эффект химической реакции. Понятие энтальпии. Закон Гесса и его следствия.
  2. Особенности гетерогенного химического равновесия.
  3. 10 моль идеального газа расширяются при температуре 300 К от объема 2 м3 до объема 20 м3. Найдите работу и изменение энергии Гельмгольца.
  4. В каком направлении смещается равновесие реакции
    2СО + О2 2СО2, ΔH = - 566,4 кДж/моль
    при изменении давления и температуры?

В-5

  1. Термодинамические потенциалы Гиббса и Гельмгольца. Условия протекания самопроизвольного процесса.
  2. Катализ. Активаторы, промоторы, каталитические яды.
  3. Сколько теплоты выделяется при сгорании серы массой 240 г, если известно, что изменение энтальпии образования оксида серы (IV) из кислорода и серы равно -297 кДж/моль?
  4. Определите вариантность системы, состоящей из растворов сульфата калия и сульфата натрия в воде, в присутствии паров воды и кристаллов обеих солей.

В-6

  1. Обратимые и необратимые реакции. Химическое равновесие. Константа химического равновесия.
  2. Теория гомогенного катализа.
  3. 1 моль гелия, взятый при 100°С и давлении 10,13 · 105 Па, адиабатически расширился. При этом температура понизилась до 25°С. Определите работу, совершенную гелием.
  4. При 20°С реакция протекает за 2 мин. За сколько времени будет протекать эта реакция при 50°С, если температурный коэффициент скорости равен 2.

В-7

  1. Скорость химической реакции: средняя и истинная. Закон действующих масс.
  2. Фазовые равновесия: определение, основные понятия - "фаза", "компонент", "вариантность системы".
  3. Найдите стандартную теплоту образования NH3 (г), зная, что окисление NH3 протекает по термохимическому уравнению
    4NH3 (г) + 3О2 (г) = 2N2 (г) + 6H2O (ж), ΔH0298 = - 1530 кДж; ΔHобр.2О) = - 286 кДж/моль.
  4. Скорость реакции при нагревании на 20°С возросла в 9 раз. Определите температурный коэффициент скорости реакции.

В-8

  1. Порядок и молекулярность реакции.
  2. II закон термодинамики. Энтропия.
  3. 1,4 кг азота находятся под давлением 1,013 · 106 Па. Найдите работу изотермического расширения газа при 298 К до давления 1,013 · 105 Па.
  4. Укажите и объясните, в каком направлении будет смещаться равновесие в системе 2СО (г) СО2 (г) + С (т), ΔH = - 173 кДж
    а) при повышении температуры,
    б) при понижении давления.
    Напишите выражение для константы равновесия этой реакции.

В-9

  1. Термодинамические потенциалы Гиббса и Гельмгольца. Условия протекания самопроизвольного процесса.
  2. Гетерогенный катализ: определение, стадии, адсорбционные центры.
  3. Реакция выражается уравнением Н2 + I2 2 HI. Константа скорости этой реакции равна 0,16 л2 · моль-2 · мин-1. Вычислите начальную скорость реакции, если исходные концентрации реагирующих веществ были: [Н2] = 0,04 моль/л; [I2] = 0,05 моль/л. Как изменится скорость, если концентрацию Н2 увеличить в 2 раза, а I2 - в 4 раза.
  4. Чему равен тепловой эффект реакции в стандартных условиях, уравнение которой
    N2O4 + 4H2 = N2 + 4H2O, если ΔHобр.2О) = - 286,04 кДж/моль, ΔHобр. (N2O4) = 9,667 кДж/моль.

В-10

  1. Энергия активации: определение, уравнение Аррениуса.
  2. Фазовые равновесия: определение, примеры, зависимость температуры фазового перехода от давления (уравнение Клапейрона - Клаузиуса).
  3. Во сколько раз увеличивается скорость реакции при повышении температуры на 30°С, если температурный коэффициент скорости реакции равен 10.
  4. Вычислите энтальпию образования Fe2O3, если изменение энтальпии в реакции
    Fe2O3 + 3CO = 2Fe + 3 CO2, ΔHобр. = - 28,4 кДж/моль, а ΔH0обр. (СО) = - 110,6 кДж/моль; ΔHобр. (СО2) = - 394,0 кДж/моль.

В-11

  1. Тепловой эффект химической реакции. Понятие энтальпии. Закон Гесса и его следствия.
  2. Теория гомогенного катализа.
  3. 10 г водорода нагревают при постоянном давлении от 10°С до 50°С. Определите теплоту в этом процессе.
  4. При некоторой температуре Кр гомогенной системы
    N2 + O2 2NO равна 4,1 · 10-4.
    Вычислите равновесную концентрацию кислорода, если равновесные концентрации N2 и NO соответственно равны 0,10 и 0,05 моль/л.

В-12

  1. Обратимые и необратимые реакции. Химическое равновесие. Константа химического равновесия.
  2. Задачи химической термодинамики. Основные понятия: система, классификация систем, теплота и работа как формы передачи энергии.
  3. Найти тепловой эффект реакции
    ZnS + 3/2 О2 = ZnO + SO2,
    если стандартные теплоты образования веществ следующие
    ΔHобр. (ZnS) = - 203,0 кДж/моль,
    ΔHобр. (ZnO) = - 348,0 кДж/моль,
    ΔHобр. (SO2) = - 297,0 кДж/моль.
  4. С увеличением температуры на 10°С скорость химической реакции увеличивается в 2 раза. Определите скорость реакции при 40°С и 10°С, если известно, что при 20°С, υ = 0,08 моль/л · ч.

В-13

  1. I закон термодинамики. Частные случаи: определения, математические выражения.
  2. Правило фаз Гиббса. Примеры вариантности системы.
  3. При сгорании метана протекает эндотермическая реакция
    СН4 + 2О2 СО2 + 2Н2О.
    Напишите выражение для константы равновесия этой системы. Какие внешние воздействия должны быть оказаны на систему для увеличения выхода углекислого газа?
  4. В термостате поддерживается температура 96,6°С. Температура воздуха в комнате 26,9°С. Потеря теплоты через изоляцию термостата за некоторый промежуток времени составляет 4187 Дж. Найдите общее изменение энтропии.

В-14

  1. II закон термодинамики. Энтропия. Условия самопроизвольности протекания химических процессов в замкнутой системе.
  2. Особенности гетерогенного химического равновесия.
  3. Рассчитайте работу изотермического (50°С) расширения водорода массой 20 г от 10 до 40 л.
  4. Реакция при температуре 50°С протекает за 2 мин 15 с. За сколько времени закончится эта реакция при температуре 70°С, если в данном температурном интервале температурный коэффициент скорости равен 3?

В-15

  1. Смещение химического равновесия. Принцип Ле Шателье. Примеры.
  2. Кинетическая классификация химических реакций.
  3. Какова будет работа адиабатического сжатия 1 моль азота, если при этом температура повысилась от 0 до 50°С.
  4. В водном растворе содержится смесь хлоридов натрия и кальция. Определите количество составных частей и компонентов в данной системе.

В-16

  1. Теория гомогенного катализа.
  2. Фазовые равновесия: определение, основные понятия - "фаза", "компонент", "вариантность системы", примеры фазовых переходов.
  3. Рассчитайте работу изотермического (0°С) расширения хлора количеством вещества 0,5 моль от 1 до 25 л.
  4. Вычислите константу равновесия для обратимой реакции, протекающей по уравнению 2NO2 2NO + O2, если известно, что в состоянии равновесия [NO2] = 0,06 моль/л, [NO] = 0,24 моль/л и [O2] = 0,22 моль/л. В каком направлении сместится равновесие при повышении давления?

В-17

  1. Термодинамические потенциалы Гиббса и Гельмгольца. Условия протекания самопроизвольного процесса.
  2. Порядок и молекулярность реакции.
  3. Реакция разложения карбоната кальция выражается уравнением
    СаСО3 = СаО + СО2, ΔH = 145,3 кДж.
    Сколько теплоты надо затратить для разложения СаСО3 массой 500 г?
  4. Определите, при какой температуре в реакционной системе
    4НСl + O2 2H2O + 2Cl2, ΔH = -114,4 кДж
    наступит термодинамическое равновесие. Приведите соответствующие расчеты, принимая во внимание, что в состоянии равновесия реализуется условие ΔG0т = 0; ΔS (HCl) = 186, 69 Дж/моль · К; ΔS (О2) = 205,04 Дж/моль · К; ΔS (Н2О) = 188,7 Дж/моль · К; ΔS (Cl2) = 222,96 Дж/моль · К.

В-18

  1. Энергия активации: определение, уравнение Аррениуса.
  2. Скорость химической реакции: средняя и истинная. Закон действующих масс.
  3. Сколько нужно затратить теплоты, чтобы изохорически нагреть кислород массой 25 г от 0 до 50°С?
  4. Напишите выражение для константы равновесия реакции
    2HBr (г) H2 (г) + Br2 (г), ΔН0 = 72,5 кДж.
    Укажите, как повлияет увеличение концентрации реагирующих веществ и понижение температуры на химическое равновесие в этой системе.

В-19

  1. Тепловой эффект химической реакции. Понятие энтальпии. Закон Гесса и его следствия.
  2. Фазовые равновесия: определение, примеры, зависимость Т фазового пперехода от р (уравнение Клапейрона - Клаузиуса).
  3. Определите, будет ли протекать при стандартных условиях реакция
    2NO + O2 = 2NO2, если ΔG0 (NO) = 86,71 кДж/моль, ΔG0 (NO2) = 51,8 кДж/моль.
  4. Равновесие реакции H2 + Br2 2HBr установилось при некоторой температуре при следующих равновесных концентрациях: [Н2] = 0,5 моль/л; [Br2] = 0,1 моль/л; [HBr] = 1,6 моль/л. Найдите Кс.

В-20

  1. Правило фаз Гиббса. Примеры вариантности системы.
  2. Гетерогенный катализ: определение, стадии, адсорбционные центры.
  3. Определите тепловой эффект реакции в стандартных условиях 3С2Н2 → С6Н6, если ΔHсгор.2Н2) = - 1300 кДж/моль, ΔHсгор.6Н6) = - 3270 кДж/моль.
  4. Какими способами можно повысить выход NO2 в реакции
    2NO + O2 2NO2, ΔH = - 113 кДж.
Вернуться на начало страницы На главную страницу