Подготовка к занятию 2. Термодинамика химических процессов. Термохимия

• Название: Термодинамика химических процессов. Термохимия
• Анкор: Подготовка к занятию 2
• Дата: 18.12.2021
• Размер: 231 Kb.
• Имя файла: Пodgotovka k zanyatiyu 2 .doc
• Тип: Закон; #308489
• страница: 2 из 3

Тема занятия.

СКОРОСТЬ ХИМИЧЕСКИХ РЕАКЦИЙ

I. Цель занятия:

Приобрести системные знания о скорости химических реакций, научиться применять на практических занятиях теоретический материал из области химической кинетики, термодинамики, учения о растворах при решении задач и при объяснении протекания ряда химических процессов в организме. Получить представление об обратимых и необратимых процессах, о химическом равновесии – для изучения вопросов биофизической и биологической химии, физиологии и фармакологии.

II. Исходный уровень знаний:

1. Знание влияния агрегатного состояния вещества на протекание химического процесса.

2. Знание понятия «концентрация вещества» и способов ее выражения.

3. Умение переходить от одних концентраций к другим.

III.После изучения темы студент должен

знать:

– понятие скорости химических реакций и факторы, влияющие на ее величину;

– общие представления о порядке реакции и молекулярности реакции;

– закон действующих масс, правило Вант-Гоффа;

уметь:

– применять закон действующих масс к гомогенным и гетерогенным реакциям;

– прогнозировать влияние различных факторов на величину скорости реакции;

– проводить расчеты скорости процесса;

– связывать скорость реакции с энергией активации, температурным коэффициентом, с температурой.

IV. Основные вопросы темы

1. Понятие о скорости химической реакции.

2. Факторы, влияющие на скорость химической реакции:

– природа вещества и агрегатное состояние;

– концентрация реагирующих веществ;

– давление;

– температура;

– катализатор.

3. Закон действия масс (Н.Н. Бекетов – 1865 г.; К. Гульдберг и П. Вааге – 1867 г.). Константа скорости реакции и факторы, влияющие на ее величину.

4. Влияние температуры. Правило Я.Г. Вант–Гоффа (1879 г.), температурный коэффициент. Уравнение С. Аррениуса (1889 г.).

5. Энергия активации, барьер активации, кривая распределения молекул по энергиям. Энергетические схемы химических реакций.

6. Типы катализа (гомогенный, гетерогенный, ферментативный). Механизм катализа. Примеры.

7. Понятия – порядок реакции и молекулярность реакции.

V. Вопросы и задания для самоподготовки

(обязательное домашнее задание, выполняемое в отдельной тетради)

1. 
   Понятие скорости химической реакции.
   
2. 
   Влияние концентрации реагирующих веществ на скорость реакции. ЗДМ.
   
3. 
   Влияние температуры. Правило Вант-Гоффа. Уравнение Аррениуса.
   
4. 
   Зависимость скорости реакции от катализатора.
   
5. 
   Энергия активации, активированные молекулы.
   
6. 
   Молекулярность и порядок реакции.
   
7. 
   Типы катализа и механизм действия катализаторов.
   
8. 
   Какие реакции называются необратимыми? Сформулируйте условия практической необратимости реакции.
   
9. 
   Размерность величины скорости химической реакции.
   
10. 
    Перечислить факторы, влияющие на скорость химической реакции. Примеры.
    
11. 
    Сформулируйте закон действия масс.
    
12. 
    Какой физический смысл имеет константа скорости химической реакции?
    
13. 
    Что такое температурный коэффициент реакции?
    
14. 
    Скорость реакции между растворами хлорида калия и нитрата серебра, концентрации которых составляют 0,2 и 0,3 моль/л соответственно, (k= 1.5·10^-3 л·моль^-1· с^-1) равна ________ моль·л^–1·с^–1.
    

1) 9·10^–3 2) 9·10^–4 3) 9·10^–5 4) 9·10^–6

15. 
    Значение концентрации исходных веществ, при которых скорость элементарной гомогенной реакции 2А+В=С  численно равна константе скорости, составляет _____ моль/л. 
    

1)1 2)2 3)3 4)4

16. 
    При высокой температуре (более 40 °С) активность ферментов: 1) снижается;
    2) не изменяется; 3) повышается; 4) сначала снижается, потом повышается.
    
17. 
    При повышении давления в 2 раза скорость гомогенной элементарной химической реакции 2NO+CI₂=2NOCl увеличивается в ___ раз(–а).
    

1) 2 2) 4 3) 8 4) 16

18. 
    Если образец карбоната магния растворяется в серной кислоте при 25^оС за 16 секунд, а при 55^оС за 2 секунды, то температурный коэффициент скорости реакции равен: 1) 2.67 2) 0.5 3) 8 4) 2
    
19. 
    Константа скорости реакции омыления этилового эфира ук­сусной кислоты гидроксидом натрия при 10°С равна 2.38 (время выражено в минутах). Найти скорость реакции, если смешали 1 л 0.5 М раствора эфира и 1 л 0,5 М раствора гидроксида натрия. СН₃СООС₂Н₅ + NaOH → CH₃COONa + С₂Н₅ОН (Ответ: 0.1487 моль/л·мин.)
    
20. 
    Скорость химической реакции 2NO + O₂ → 2NO₂ при кон­центрациях реагирующих веществ оксида азота (II) 0.3 моль/л и кислорода 0.15 моль/л составила 1.2·10^–3 моль/л·с. Найти значение константы скорости реакции. (Ответ: 8.88·10^–2.)
    

VI. Вопросы для самоконтроля (включены в коллоквиум и зачетное занятие)

1. 
   При уменьшении концентрации вещества A₂ в 3 раза скорость одностадийной реакции: 2A_{2 (г)} + B_{2 (г)} = 2A₂B_(г)
   

1) увеличивается в 3 раза 2) уменьшается в 3 раза

3) увеличивается в 9 раз 4) уменьшается в 9 раз

2. 
   Во сколько раз нужно увеличить внешнее давление, чтобы скорость одностадийной реакции: А_(г) + 2В = 2AB возросла в 125 раз?
   

1) 5 2) 25 3) 100 4) 125

3. 
   Если температурный коэффициент химической реакции равен 2, то при повышении температуры от 20°С до 50°С скорость реакции:
   

1) увеличивается в 6 раз 2) уменьшается в 4 раза

3) уменьшается в 2 раза 4) увеличивается в 8 раз

4. 
   Если температурный коэффициент химической реакции равен 3, то при повышении температуры от 10 до 40^оС скорость реакции: 1) увеличивается в 27 раз
   2) уменьшается в 8 раз; 3) увеличивается в 7 раз; 4) увеличивается в 3 раза.
   
5. 
   Чему равен температурный коэффициент реакции, если при увеличении температуры с 20 до 30°С скорость ее увеличилась в 3 раза: 1) 9; 2) 3; 3) 2; 4) 6.
   
6. 
   Закон, выражающий влияние концентраций реагирующих веществ на скорость химической реакции, называется законом:
   

1) Гесса 2) Аррениуса 3) Вант-Гоффа 4) действующих масс

7. 
   При повышении температуры от 50°С до 70°С и значении температурного коэффициента 3 скорость химической реакции увеличится в:
   

1) 2 раза 2) 3 раза 3) 6 раз 4) 9 раз

8. 
   Как формулируется правило Вант–Гоффа?
   

1) при повышении температуры на 10 градусов скорость химической реакции увеличивается в 2 – 4 раза

2) для большинства химических реакций скорость реакции увеличивается с ростом температуры

3) скорость реакции пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ, возведенных в степени, равные стехиометрическим коэффициентам реакции

4) для большинства химических реакций скорость реакции уменьшается с ростом температуры

9. 
   Укажите уравнение Аррениуса о температурной зависимости скорости реакции:
   

1) 2) k = A∙e^-Ea/RT 3) ν = k∙C^a∙C^b 4) ν₂ = ν₁∙γ^Δt/10

10. 
    Укажите правило Вант–Гоффа о температурной зависимости скорости реакции:
    

1) ν₂ = ν₁∙γ^Δt/10 2) k = A∙e^-Ea/RT 3) ν = k∙Ca∙C^b 4)

11. 
    Численное значение константы скорости и скорости реакции совпадают, если:
    

1) концентрации реагирующих веществ постоянны и равны единице;

2) концентрации реагирующих веществ постоянны и не равны единице;

3) реагирующие вещества и продукты реакции находятся в одной фазе;

4) концентрации реагирующих веществ постоянны и равны.

12. 
    Какая стадия называется лимитирующей стадией сложной химической реакции?
    

1) самая быстрая 2) имеющая низкую энергию активации 3) самая медленная 4) первая

13. 
    Скорость химической реакции зависит от:
    

1) времени, температуры, концентрации

2) природы реагирующих веществ, температуры, концентрации

3) времени, температуры, концентрации, природы реагирующих веществ

4) времени, температуры, давления

14. 
    Сформулируйте основной закон химической кинетики:
    

1) скорость сложной реакции, состоящей из ряда последовательных стадий, определяется скоростью самой медленной стадии

2) скорость реакции пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ, возведенных в степени, равные стехиометрическим коэффициентам в уравнении реакции

3) скорость реакции определяется изменением числа реагирующих молекул в единицу времени в единице объема

4) скорость реакции определяется суммой стехиометрических коэффициентов исходных веществ

15. 
    Константа равновесия реакции зависти от:
    

1) температуры и концентрации; 2) температуры и давления;

3) температуры и природы реагирующих веществ. 4) давления;

16. 
    Как изменится скорость реакции 2NO(r) + О₂(г) ↔ 2NО₂(r), если объем ре­акционного сосуда увеличится в 2 раза?
    

1) уменьшится в 4 раза 2) увеличится в 4 раза 3) уменьшится в 8 раза 4) увеличится в 8 раз

17. 
    Константа равновесия реакции N₂О₄(г) ↔ 2NО₂(r) при 25°С равна 0,1. В каком направлении будет идти реакция при следующих концентрациях веществ: С(NО₂) = С(N₂О₄) = 0.02 моль/л?
    

1) ∆G = -3.98 кДж (в прямом) 2) ∆G = 0 (равновесие)

3) ∆G = -3.98 кДж (в обратном) 4) ∆G = +3.98 кДж (в прямом)

18. 
    Константа скорости реакции Н₂(г) + I₂(г) ↔ 2HI(г) при 714⁰ К равна 0.111 л/моль∙с. В сосуд
    

объемом 2 л ввели по 2 моль водорода и иода. Чему будет равна скорость реакции в тот момент, когда в реакционной смеси образуется 0.2 моль иодоводорода?

1) 0.1 2) 0.111 3) 0.00111 4) 0.0111

19. 
    Константа скорости разложения оксида азота(V) при 35°С равна 8.76∙10^-3 мин-¹, а при 45°С 2.99∙10^-2 мин^-1. Вычислите энергию активации в указанном интервале температур.
    

1) 100кДж/моль 2) 1,3кДж/моль 3) 10кДж/моль 4) 200 кДж/моль

25. 
    При 590°С константа скорости прямой реакции Н₂+1₂ ↔ 2HI равна 0.16, а обратной 0,0047. Вычислите константу равновесия.
    

1) 34 2) 0.0294 3) 64 4) 96

20. 
    Чему равна константа равновесия обратимой реакции (25°С), для кото­рой ∆G°₂₉₈ =5.714 кДж/моль?
    

1) 0.1 2) 1.0 3) 10 4) 100

VII. Задания для самостоятельной работы на занятии

21. 
    При 20°С константа скорости некоторой реакции равна 10^-4 мин^-1, а при 50°С равна 8∙10^-4 мин^-1. Чему равен температурный коэффициент скорости реак­ции?
    

1) 2 2) 3 3) 4 4) 5

22. 
    Чему равна скорость химической реакции, если концентрация одного из реа­гирующих веществ в начальный момент была равна 1.2 моль/л, а через 50 минут стала равна 0.3 моль/л?
    

1) 0.024 моль/л∙мин 2) 0.018 моль/л∙мин 3) 0.006 моль/л∙мин 4) 0.012 моль/л∙мин

23. 
    Определите температурный коэффициент скорости реакции, если при понижении температуры на 30°С реакция замедлилась в 8 раз?
    

1) 3.00 2) 2.67 3) 2.00 4)4.50

24. 
    Чему равна скорость реакции гидролиза дипептида, если его концентрация в начальный момент была равна 0.1 моль/л, а через 30 сек стала равна 0.05 моль/л?
    

1) 0.2 моль/л∙мин 2) 0.1 моль/л∙мин 3) 0.00167 моль/л∙мин 4) 0.167 моль/л∙мин

25. 
    Константа равновесия реакции N₂О₄(r) ↔ 2NО₂(r) при 25°С равна 0.1. В каком направлении будет идти реакция при следующих концентрациях веществ: С(NО₂) = С(N₂О₄) = 0.1 моль/л?
    

1) ∆G = 0, равновесие 2) ∆G = -24.6, в прямом 3)∆ G =-24.6, в обратном 4) ∆G = +24.6, в прямом

26. 
    Как изменится скорость прямой реакции N₂ + 3H₂ ↔ 2NH₃, если объем газовой смеси уменьшить в 2 раза? (Ответ: увеличится в 16 раз).
    
27. 
    Температурный коэффициент скорости некоторой реакции равен 3. Как изменится скорость этой реакции при повышении температуры от 80° до 130°С? (Ответ: увеличится в 243 раза).
    
28. 
    Найти температурный коэффициент скорости реакции, если константа скорости при 120°С составляет 5.88∙10^–4, а при 170°С она равна 6.7∙10^–2 (л²∙моль^-2·с^-1). (Ответ: 2.58)
    
29. 
    Какие из ионов: меди (II) или кальция (II) – могут ка­тализировать реакцию окисления бромид-ионов в кислой среде бихромат-ионами?
    
30. 
    Как изменяются скорости прямой и обратной реакций в газовой фазе для равновесной системы 2A+B₂↔2AB, если уменьшить объем, занимаемый газами, в 3 раза? (Ответ: скорость прямой реакции увеличится в 27 раз, обратной – в 9 раз).
    

VIII. Лабораторные работы

1. Взаимодействие тиосульфата натрия с кислотой.

2. Взаимодействие цинка с кислотой.

3. Взаимодействие перманганата калия со щавелевой кислотой.

4. Определение кинетических характеристик реакции окисления ионов иода I^- пероксидом водорода.

5. Определение порядка и константы скорости реакции разложения пероксида водорода в присутствии комплексоната железа (III).

IX. Темы докладов УИРС:

1. Молекулярность и порядок реакции.

2. Энергия активации.

3. Изучение кинетики модельных систем металлоферментов.

Х. Литература

1. 
   Лекции.
   
2. 
   Ершов Ю.А., Попков В.А. и другие. Общая химия. М. 2010, с. 391-423.
   
3. 
   В.А.Попков, С.А.Пузаков Общая химия. Учебник для медицинских вузов, - М, ГЭОТАР Медиа, 2010 г., с.200-239.
   
4. 
   Практикум по общей химии. Биофизическая химия. Химия биогенных элементов. Учебное пособие для студентов медицинских вузов (Ред. В.А.Попков).- М., 4 изд., 239 с., 2013 г., с.68-79.
   
5. 
   Ленский А.С. Введение в бионеорганическую и биофизическую химию. М.1989, с.56-80.
   

Тема занятия.

ХИМИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ

I. Цель занятия:

Получить представление об обратимых и необратимых процессах, о химическом равновесии – для изучения вопросов биофизической и биологической химии, физиологии и фармакологии.

II. Исходный уровень знаний:

1. Знание закона действия масс применительно к гомогенным и гетерогенным системам.

2. Знание зависимости скорости реакции от различных факторов.

3. Умение рассчитать изменение скорости химической реакции при заданных концентрациях и температуре.