ДДС Ф 4 Физическая химия. Учебнометодический комплекс дисциплины Для специальности 050102. 65 Биология с дополнительной специальностью Химия

• Название: Учебнометодический комплекс дисциплины Для специальности 050102. 65 Биология с дополнительной специальностью Химия
• Дата: 22.01.2023
• Размер: 0.58 Mb.
• Имя файла: ДДС Ф 4 Физическая химия.doc
• Тип: Учебно-методический комплекс; #898243
• страница: 5 из 7

8.4. Методические указания преподавателям

Содержание дисциплины охватывает круг вопросов, связанных со строением химических соединений и общими закономерностями протекания химических процессов.

Преподавание дисциплины включает следующие формы организации учебного процесса: лекции, семинарские занятия, самостоятельная работа студента. Предусмотрен текущий (модульные задания), промежуточный (потоковые контрольные работы) и итоговый контроль (экзамен).

Курс лекций включает две части: строение и состояние вещества и термодинамику и кинетику химического процесса.

На семинарских занятиях студенты учатся использовать методологию предмета для решения различных конкретных физико-химических задач: записывать уравнения радиоактивного распада и ядерных реакций, определять электронные конфигурации атомов, атомарных ионов и двухатомных молекул, описывать геометрию и определять дипольный момент многоатомных молекул, интерпретировать простейшие электронные, колебательные и ЯМР-спектры, рассчитывать энергии химических процессов исходя из данных по энергии химических связей, вычислять энтальпии, энтропии, энергии Гиббса и константы равновесия химических процессов из базовых данных по стандартным энтальпиям образования и энтропиям веществ, рассчитывать равновесный состав из начального и константы равновесия, решать задачи по химической кинетике, и др.

Для успешного усвоения курса предлагаются задания, составляющие основу самостоятельной работы студента. Эти задания каждый студент выполняет самостоятельно, используя конспекты лекций, учебную литературу, необходимые данные для решения предложенных задач из справочников, электронных баз данных, и представляет результаты работы к конкретному сроку преподавателю. Кроме этого, самостоятельная работа студента предусматривает подготовку к семинарам, потоковым контрольным работам и экзамену.

Рейтинговая система обучения

Общие положения

В соответствии с государственным образовательным стандартом для специальности «Биология и химия» конечной целью является приобретение студентами знаний о фундаментальных законах, закономерностях и основных методах физико-химической науки; умений и навыков работы в лаборатории физической химии. На изучение дисциплины отводится 68 часов аудиторных занятий. Распределение занятий по видам учебной деятельности представлено в таблице 1.
Таблица 1

Распределение аудиторных занятий по видам учебной деятельности

Вид учебных занятий	Число часов
Лекции	28
Лабораторные занятия	40

В основу организации учебной работы положена рейтинговая система обучения.

Текущий контроль

Под текущим контролем понимается оценка работы студента, формирующаяся из баллов, полученных за работу на просеминаре и задач к нему, а также из оценок за лабораторные работы.
Самостоятельная работа

Самостоятельная работа должна присутствовать во всех основных видах учебной деятельности, основным из которых является освоение теоретической части рабочей программы. Результатом ее освоения является выполнение индивидуального задания. Каждый студент должен выполнить пять индивидуальных заданий:

• 
  законы идеального газа и идеальных газовых смесей;
  
• 
  приложение 1 закона термодинамики к термодинамическим и химическим процессам;
  
• 
  растворы;
  
• 
  электрохимия;
  
• 
  кинетика и катализ химических реакций.
  

Индивидуальное задание включает набор задач, количество которых в зависимости от изучаемого раздела может варьировать от одной до семи. В первом индивидуальном задании также предусмотрены общие для всех студентов теоретические вопросы.

При работе над индивидуальным заданием студент может получить консультацию у преподавателя.


Обобщающий контроль

Обобщающий контроль знаний студентов осуществляется путем проведения письменных контрольных работ: по одной в блоках «Химическая термодинамика», «Электрохимия», «Кинетика и катализ», и по две в блоках «Равновесия» и «Растворы». Каждая контрольная работа включает 3 задачи.

Кроме того, обобщающий контроль предусматривает КСР (контроль самостоятельной работы) для таких блоков, как «Химическая термодинамика», «Равновесия», «Кинетика и катализ химических реакций» и тестовый контроль по каждому блоку. Для самоконтроля подготовленности к сдаче КСР, студентам предлагается набор задач и теоретических вопросов.
Итоговый контроль

Итоговый контроль проводится в виде сдачи экзамена.
Механизм формирования рейтинга

Количественной мерой успеваемости студента является его рейтинг или иными словами суммарное количество баллов, набранное им при выполнении всех видов учебной работы.

Общая структура рейтинга при изучении курса «Физическая химия» представлена в таблице 2. В ней приведены численные значения (в баллах) каждого вида учебной деятельности.
Таблица 2

Структура рейтинга по курсу физической химии

Вид контроля	Форма учебной работы	Рейтинг (Rmax)
		В баллах	в %
Текущий	1. Просеминар 2. Задачи к просеминару 3. Лабораторный практикум	5×9=45 3×9=27 5×9=45	17,5 10,5 17,5
	Итого	117	45,5
Самостоятель­ная работа	Индивидуальное задание	5×10=50	19,5
	Итого	50	19,5
Обобщаю­щий	1. Контрольная работа 2. КСР 3. Тест	7×5=35 3×10=30 5×5=25	13,6 11,7 9,7
	Итого	90	35
ИТОГО		257	100

Максимальное количество баллов, которое может набрать студент при изучении курса «Физическая химия», составляет 257.

Для получения отличной оценки в зачётную книжку необходимо набрать 230 баллов (90%) и более.

Для получения оценки «хорошо» в зачётку (по желанию студента) – 205-229 балла (80%) и оценки «хорошо» с подтверждением на экзамене (50:50) – 192-195 баллов (75%)

Для допуска к экзамену необходимо получить не менее 128,5 баллов.

Если самостоятельные и лабораторные работы сдаются не в намеченные сроки, то студент получает только допуск к экзаменам.


II. Материалы, устанавливающие содержание и порядок проведения промежуточных и итоговых аттестаций
1. Тематика контрольных работ
Химическая термодинамика

1. 
   При 298К одноатомный газ в идеальном состоянии изотермически и обратимо расширяется от 15 м³ до 100 м³, при этом поглощается 9,66 кДж энергии в форме теплоты. Рассчитайте число молей газа, участвующего в процессе.
   
2. 
   При сгорании нафталина (С₁₀Н₈) в калориметрической бомбе при 298 К с образованием воды и углекислого газа тепловой эффект равен (–5152,96) кДж/моль. Вычислите теплоту сгорания нафталина при постоянном давлении, если водяной пар, образующийся при сгорании нафталина, конденсируется.
   
3. 
   Тепловой эффект растворения безводного сульфата лития (–26,71) кДж/моль. Тепловой эффект растворения кристаллогидрата Li₂SO₄^.H₂O (–14,31) кДж/моль при 298 К. Вычислите тепловой эффект образования Li₂SO₄^.H₂O из безводной соли и воды. Определите процентное содержание воды в частично выветренном кристаллогидрате сульфата лития, если тепловой эффект растворения 1 кг этой соли равен (–0,146^.10³)кДж/моль.
   

Фазовое равновесие

5. 
   При растворении сульфата натрия и хлорида кальция в воде возможна реакция обмена. Определите число степеней свободы системы, если раствор находится в присутствии паров воды и кристаллов сульфата кальция.
   
6. 
   Теплота испарения эфира при 101325 Па в точке кипения (34,5С) равна 369,47 Дж/моль. Рассчитайте точку кипения эфира при 99992 Па.
   
7. 
   Определите число степеней свободы для следующих равновесных систем:
   

А) 2Ag₂O = 4Ag + O₂

Б) СаСО₃ = СаО + СО₂

Проведите анализ полученных результатов.

Химическое равновесие

1. 
   Оксид серы (IV) количеством вещества 4 моль и кислород количеством вещества 2 моль смешаны при давлении, равном 3,039^.10⁵Па. К моменту наступления равновесия в смеси осталось 20% взятого SO₂. Определите равновесные концентрации реагирующих веществ и давление, при котором установилось равновесие.
   
2. 
   При 650С константа равновесия системы СО₂(г) + Н₂(г) = СО(г) + Н₂О(г) равна единице. В начальный момент концентрации СО₂ и Н₂ были соответственно равны 0,2 и 0,8 моль/л. Найдите равновесные концентрации всех реагирующих веществ.
   
3. 
   Константа равновесия К_р реакции СО + Cl₂ = COCl₂ при 600С приблизительно равна 1,67^.10^–6. Вычислить К_с реакции при этой температуре.
   

Молекулярные растворы

1. 
   Рассчитайте осмотическое давление раствора неэлектролита, содержащего 1,52 · 10²³ молекул в 0,5 л раствора при 0 и 30С.
   
2. 
   Вычислите молекулярную массу глюкозы, если давление водяного пара над раствором 27г глюкозы в 108г воды при 100С равно 98775,3 Па.
   
3. 
   Определите температуру кипения водного раствора глюкозы, если массовая доля С₆Н₁₂О₆ равна 10%.
   

Растворы электролитов

1. 
   Определите средний коэффициент активности ионов сульфата хрома (II) в водном растворе, молярная концентрация которого 0,01 моль/кг воды.
   
2. 
   Чему равна концентрация ионов Са²⁺ и Cl^– в 0,5 н раствора хлорида кальция? Кажущаяся степень диссоциации соли в этом растворе составляет 72%.
   
3. 
   Давление пара раствора, содержащего 16,72 г нитрата кальция в 250 г воды, составляет 1903 Па. Вычислить кажущуюся степень диссоциации соли, если известно, что давление пара воды при той же температуре составляет 1937 Па.
   

Кинетика и катализ

1. 
   Вещество А смешано в равных объемах с веществами В и С; начальная концентрация равна 1 моль /л. По истечении 1000 с половина вещества А прореагировала. Определите количество вещества А, которое остается по истечении 2000 с, если соответствующая реакция:
   

а) первого порядка; б) второго порядка; г) третьего порядка; д) нулевого порядка.

Какое количество вещества прореагирует за 1000 с во всех случаях, если К реакции равна 1?

2. 
   Как изменится скорость реакции Н₂О₂ + 2НI, если реагирующую смесь разбавить в 2,5 раза?
   
3. 
   Константа скорости омыления этилацетата едким натром при 9,4С равна 2,37, а при 14,4С – 3,204. Рассчитать температурный коэффициент скорости реакции в указанных приделах температур и энергию активации.
   

Электрохимия

1. 
   ЭДС гальванического элемента, образованного никелем, погруженным в раствор его соли, с концентрацией ионов никеля 10^–4 моль/л, и серебром, погруженным в раствор его соли, равна 1,108 В. Определите концентрацию ионов серебра в растворе его соли.
   
2. 
   Через раствор хлорида магния пропускали в течении 2 ч ток силой 2,5 А. Какие реакции протекали при этом на электродах? Какие продукты и в каком количестве выделились?
   
3. 
   В случае контакта железо-цинк при комнатной температуре корродирует цинк, а в горячей воде начинает растворяться железо. Составьте уравнение происходящих процессов. Рассчитайте возможность протекания коррозии железа с кислородной деполяризацией в воде при 60С.
   

2. Вопросы и задачи для самоконтроля
Химическая термодинамика

Вопросы

1. 
   Функции состояния, их признаки. Перечислите все известные вам функции состояния, каков их физический смысл.
   
2. 
   Энергия молекулярных, атомно-ковалентных, атомно-металлических и ионных кристаллических решеток. Цикл Борна-Габера.
   
3. 
   Два газа, одноатомный и двухатомный, адиабатически расширяются. Для какого из них работа расширения будет больше, если число молей обоих газов одинаково, а температура того и другого газа понизилась на одинаковую величину?
   
4. 
   Теплота образования, сгорания, разложения.
   
5. 
   Теория теплоемкостей газов и твердых веществ. Зависимость теплоемкости от температуры.
   
6. 
   Теплота растворения и образования кристаллической решётки.
   
7. 
   Энтальпия гидратации ионов, её зависимость от радиуса иона.
   
8. 
   Какой газ называется идеальным? Каким законам он подчиняется? Каковы отклонения реальных газов от законов идеальных газов? Кем обнаружены эти отклонения? Как можно их объяснить? Напишите уравнения Ван-дер-Ваальса для состояния реального газа и поясните входящие в него величины. Постройте изотермы состояния реального газа.
   
9. 
   Характеристические функции состояния, их характеристика. Уравнение Гиббса-Гельмгольца, его использование в практике.
   
10. 
    Критерии для определения самопроизвольного процесса. Расчет энергии Гельмгольца для химической реакции.
    
11. 
    Укажите причины изменения энтропии в закрытых и открытых системах.
    
12. 
    Энергия Гиббса и Гельмгольца, их физический смысл. Зависимость энергии Гиббса от давления, энергии Гельмгольца от объема.
    
13. 
    Закон Кирхгофа в дифференциальной и интегральной форме. Вкаких случаях тепловой эффект реакции не зависит от температуры?
    
14. 
    Способы доказательства существования энтропии (метод Карно-Клаузиуса и Каратеодори).
    
15. 
    Критерии для определения направления процесса. Расчет энергии Гиббса для различных процессов.
    
16. 
    Почему энтропия системы всегда больше нуля? Третий закон термодинамики, его значение.
    
17. 
    Почему происходит химическая реакция? Общие движущие силы процесса. Принцип Бертло-Томсена, его недостатки.
    
18. 
    Уравнение изобары и изохоры химической реакции. Каково их практическое значение.
    
19. 
    Что означают термины «сродство», «химическое сродство», «мера химического сродства», «свободная энергия системы»?
    
20. 
    Изменение теплоёмкости в ходе реакции в некотором интервале температур меньше нуля. Как изменится тепловой эффект реакции при повышении температуры в данном интервале? Дайте обоснованный ответ.
    
21. 
    Методы расчета изменения энтропии в химической реакции. Зависимость энтропии от температуры, сложности молекул, степени дисперсности вещества, плотность.
    
22. 
    Термодинамическая классификация химических реакций.
    
23. 
    Замечено, что экзотермические реакции протекают самопроизвольно при любой температуре, а эндотермические- лишь при температуре выше некоторой Т_мин. Объясните это явление и выведите формулу для расчета Т_мин.
    
24. 
    Нулевой закон термодинамики. Фундаментальное уравнение термодинамики (объединённое уравнение I и II закона), его значение.
    

Задачи

1. 
   Молярная теплоемкость газообразного метана выражается уравнением С_р= 17,58 + 60,69 ^. 10^–3Т Дж/(моль^.К). Определите энтропию 1^.10^–3м³метана при 800К и 1,013^.10⁵ Па. стандартная энтропия СН₄ при 298 К равна 167,73 Дж/(моль^.К).
   
2. 
   Вычислите изменение энтропии при нагревании 4 кг кислорода от 273 до 373К при постоянном объеме.
   
3. 
   Теплоёмкость при 1013 гПа для твердого магния в интервале температур от 298 до 920 К выражается уравнением С_р(т) = 22,3 + 10,64^.10^–3Т – 0,42^.10⁵Т^2– Дж/(моль^.К). Определите изменение энтропии 1 моль магния при увеличении температуры от 300 до 800 К при постоянном давлении 1013^.10³ гПа.
   
4. 
   Как изменяется энтропия при нагревании 1 моль хлорида натрия от 25С до 1000С , если температура его плавления 800С, удельная теплота плавления 56,7 Дж/г. Молярная теплоёмкость С_р= 45,96 + 16,32^.10^–3Т Дж/(моль^.К).
   
5. 
   Вычислите изменение энтропии при охлаждении 12 г кислорода от 290 до 233 К и одновременном повышении давления от 1,01^.10⁵ до 60,6^.10⁵ Па, если С_р=32,9 Дж/(моль^.К).
   
6. 
   Рассчитайте изменение энтропии в процессе смешения 5 кг воды при Т₁=353 К с 10 кг воды при Т₂= 290 К. Теплоёмкость воды считать постоянной и равной 4,2 Дж/(моль^.К).
   
7. 
   Найдите изменение энтропии при нагревании 1 моль ацетона от 25 до 100С, если удельная теплота испарения ацетона равна 514,6 Дж/г, температура кипения равна 56С, молярные теплоёмкости жидкого ацетона 125 Дж/(моль^.К), паров ацетона С_р= 22,47 + 201,8^.10^–3Т – 63,5^.10^–6Т² Дж/(моль^.К).
   
8. 
   Какая модификация серы ромбическая или моноклинная является более устойчивой при 25С? Дайте приближенную оценку температуры перехода, при которой обе модификации серы находятся в равновесии, принимая для изменений энтропии и энтальпии значения при 25С.
   
9. 
   Атомная теплота сгорания графита при 290 К равна (–394,5) кДж/моль, а атомная теплота сгорания алмаза при той же температуре (–395,4)кДж/моль. Удельные теплоёмкости этих веществ соответственно равны 0,710 и 0,505 Дж/(г^.К). Рассчитать тепловой эффект аллотропного перехода графита в алмаз при 0С.
   
10. 
    Вычислите тепловой эффект реакции СН₄(г) + 2Н₂О(г) = СО₂(г) + 4Н₂(г) при 600С, если он при стандартных условиях равен 165,0 кДж, а значения молярных теплоемкостей следующие:
    

С_р(СН₄) = 17,45 + 60,46^.10^–3 Т + 1,12^.10^–6 Т ^–2 Дж/(моль^.К).

С_р (Н₂О) = 30 + 10,71^.10^–3Т + 0,33^.10⁵Т^–2 Дж/(моль^.К).

С_р (СО₂) = 44,14 + 9,04^.10^–3Т + 8,53 ^.10⁵Т^–2 Дж/(моль^.К).

С_р(Н₂) = 27,28 + 3,26^.10^–3Т + 0,502^.10⁵Т^–2 Дж/(моль^.К).

11. 
    Разница в удельной теплоте растворения 1 г моноклинной и ромбической серы при 0С равна (–10,04) Дж/г, а при 95,4С (–13,.05) Дж/г, удельная теплоёмкость ромбической серы в этом интервале температур 0,706 Дж/(г^.К). определить удельную теплоёмкость моноклинной серы.
    
12. 
    Удельная теплота конденсации бензола при 50С равна (–414,7) Дж/г и при 80С (–397) Дж/г. Удельная теплоёмкость жидкого бензола в этом интервале температур 1,745 Дж/(г^.К). Вычислите удельную теплоёмкость паров бензола в этом интервале температур и рассчитайте расхождения между полученным и табличным значением 1,047 Дж/(г^.К).
    
13. 
    Теплота конденсации этанола при 15С равна (–27,62) кДж/моль. Средние удельные теплоёмкости жидкого спирта и его паров в пределах от 0 до 78С соответственно равны 2,418 и 1,597 Дж/(г^.К). определить количество теплоты, необходимой для испарения 500 г спирта при 60С.
    
14. 
    Вычислите, сколько теплоты выделится при сгорании 165 л (н.у.) ацетилена С₂Н₂, если продуктами сгорания являются диоксид углерода и пары воды?
    
15. 
    При сгорании газообразного аммиака образуются пары воды и оксид азота. Сколько теплоты выделится при этой реакции, если было получено 44,8 л NO в пересчете на нормальные условия.
    
16. 
    При взаимодействии 6,3 г железа с серой выделилось 11,31 кДж теплоты. Вычислите теплоту образования сульфида железа.
    
17. 
    Вычислите, какое количество теплоты выделится при восстановлении Fe₂O₃ металлическим алюминием, если было получено 335,1 г железа.
    
18. 
    Вычислите теплоту образования гидроксида кальция исходя из следующих термохимических уравнений:
    

Са(к) + 1/2О₂(г) = СаО(к); ∆Н= –635,6 кДж

Н₂(г) + 1/2О₂(г) = Н₂О(ж); ∆Н= –285,84 кДж

СаО(к) + Н₂О(ж) = Са(ОН)₂; ∆Н= –65,06 кДж

19. 
    Термодинамическим расчетом определите, какой восстановитель (углерод или алюминий) следует использовать для получения хрома из его оксида (III).
    
20. 
    На основании термодинамического расчета определите, какой восстановитель (С или Mg) следует взять для получения титана при температуре 727С из тетрохлорида титана.
    
21. 
    Вычислите возможность протекания в организме реакции превращения глюкозы:
    

А) С₆Н₁₂О₆(к) = 2С₂Н₅ОН(ж) + 2СО₂(г)

Б) С₆Н₁₂О₆(к) + 6О₂(г) = 6СО₂ (г) + 6Н₂О(ж)

Какая из этих реакций поставляет организму больше энергии?

22. 
    Оксид азота (I), используемый в медицине как наркотическое средство, получают разложением нитрата аммония, но разложение нитрата аммония возможно по двум схемам:
    

NH₄NO₃(к) = N₂O(г) + 2H₂O(г)

NH₄NO₃(к) = N₂(г) + 1/2O₂(г) + 2H₂O(г)

Какой процесс более вероятен? Как он зависит от условий?

23. 
    Средняя удельная теплоёмкость бензола в интервале температур от 0 до 80С равна 1,745 Дж/(г^.К). Молярная теплоёмкость ацетилена в том же интервале температур равна 43,93 Дж/(г^.К). Тепловой эффект реакции 3С₂Н₂(г) = С₆Н₆(к) при стандартных условиях (–630,8) кДж. Рассчитать тепловой эффект этой реакции при 75С.
    
24. 
    Один моль азота при 25С смешали с 3 моль водорода. Определите энтропию получившейся смеси, предполагая: а) полное отсутствие химического взаимодействия между азотом и водородом; б) полное превращение указанных веществ по уравнению: N₂(г) + 3H₂(г) = 2NH₃(г).
    
25. 
    При низких температурах серная кислота устойчива, а при высоких она диссоциирует по уравнению: H₂SO₄(г) → H₂O(г) + SO₃(г). Объясните это явление и рассчитайте температуру, при которой ∆G= 0.
    
26. 
    Вычислите ∆G⁰ для реакции С(графит) + 2Н₂(г) = СН₄(г).Определите ∆Н⁰ из следующих термохимических уравнений:
    

СН₄(г) + 2О₂(г) = СО₂(г) + 2Н₂О(ж),

СО₂(г) = С(графит) + О₂(г),

2Н₂О(ж) = 2Н₂(г) + О₂(г).

27. 
    При растворении 1,6 г безводного сульфата меди в 144,9 г воды выделяется 665 Дж, а при растворении 1,25 г медного купороса в 72 г воды поглощается 59,65 Дж. Вычислите энтальпию образования кристаллогидрата сульфата меди из безводной соли твердой и воды жидкой. .
    
28. 
    Стандартные энтальпии образования FeO(т), CO(г), CO₂(г) соответственно равны: (–263,7), (–110,5), (393,5) кДж/моль. Определить количество теплоты, которое выделится при восстановлении 100 кг оксида железа (II) оксидом углерода при 1200 К и постоянном давлении, если молярные теплоёмкости реагентов равны:
    

С_р(Fe) = 19,25 +21^.10^–3T Дж/(моль^.К),

C_p(CO₂) = 44,14 + 9,04^.10^–3T – 8,53^.10⁵T^–2 Дж/(моль^.К),

C_p(CO) = 28,41 + 4,1^.10^–3T – 0,46^.10⁵T^–2 Дж/(моль^.К),

C_p(FeO) = 52,8 + 6,24^.10^–3T – 3,19^.10⁵T^–2 Дж/(моль^.К).
Фазовые и химические равновесия

Вопросы

1. 
   Обратимые процессы. Равновесные состояния. Определение условий химического равновесия термодинамическим и молекулярно-статистическим методами.
   
2. 
   Химические потенциалы в одно– и многокомпонентных системах. Расчет химических потенциалов идеальных и реальных газов, конденсированных систем.
   
3. 
   Уравнение изотермы химической реакции в стандартных и реальных условиях, ее практическое значение.
   
4. 
   Термодинамический вывод закона действующих масс. Способы выражения констант равновесия химических процессов, их взаимосвязь.
   
5. 
   Константа равновесия химического процесса, что она определяет и от каких факторов зависит? Дифференциальная и интегральная формы уравнений изобары и изохоры, их практическое значение.
   
6. 
   Чем различаются уравнения, выражающие химическое равновесие для гомогенных и гетерогенных реакций? Причины этих различий. Из каких опытных данных рассчитывается константа равновесия при гетерогенных реакциях?
   
7. 
   Принцип Ле Шателье-Брауна, его практическое значение, границы применимости. Как, исходя из принципа Ле Шателье-Брауна, предвидеть влияние температуры на константу равновесия? Почему синтез аммиака, несмотря на экзотермичность реакции, проводят при высоких температурах?
   
8. 
   Как сместить химическое равновесие при постоянной температуре? Как влияет давление, содержание инертного газа и концентрации исходных веществ и продуктов реакции на равновесный выход?
   
9. 
   Как на основе экспериментальных данных определить константу равновесия химической реакции при разных температурах? Как рассчитать тепловой эффект химической реакции на основании тех же экспериментальных данных?
   
10. 
    Способы определения константы химического равновесия при заданной температуре. Первое приближение Улиха.
    
11. 
    В каких координатах зависимость константы равновесия от температуры выражается прямой линией? Какой наклон эта прямая имеет в случае экзо- и эндотермической реакции?
    
12. 
    Какой процесс называется смещением химического равновесия? На конкретных примерах покажите, как смещается равновесие системы под влиянием изменения: а) концентрации одного из реагирующих веществ; б) температуры; в) давления. Почему катализатор не влияет на тепловой эффект реакции и не смещает химического равновесия?
    
13. 
    Для каких газовых реакций равновесие не зависит от давления? Приведите примеры. Докажите расчетом , что изменение давления не смещает равновесия.
    
14. 
    Требуется графически рассчитать теплоту испарения жидкости при заданной температуре. Нарисуйте график, которым необходимо пользоваться, и напишите соответствующую расчетную формулу.
    
15. 
    Термический анализ. Диаграммы плавкости бинарных смесей.
    
16. 
    Характеристика диаграммы состояния воды.
    
17. 
    Как зависит давление насыщенного пара над твердым телом от температуры? Объясните характер зависимости при помощи уравнения Клаузиуса-Клапейрона.
    
18. 
    Характеристика процессов конденсации. Изоморфные и неизоморфные смеси, особенности их конденсации. Почему очки запотевают при входе с улицы в теплое помещение, а не наоборот – при выходе из теплого помещения на улицу?
    
19. 
    Что называется температурой кипения, насыщенным паром жидкости? Что такое тройная точка на диаграмме состояния однокомпонентной системы? Какова связь между теплотой возгонки, испарения и плавления в тройной точке? Объясните, почему при нагревании на воздухе лед плавится, а кристаллический йод возгоняется?
    
20. 
    Укажите, в каких случаях число независимых компонентов системы равно числу составных частей. Как определяется число компонентов и независимых компонентов системы в остальных случаях.
    
21. 
    Представьте график температурной зависимости теплоты испарения жидкости вплоть до критической температуры. Объясните при помощи уравнения Клаузиуса-Клапейрона, почему давление насыщенного пара над жидкостью растет при увеличении температуры.
    
22. 
    Какая зависимость между температурой плавления и давлением наиболее типична для большинства веществ? Почему у воды и некоторых других веществ эта закономерность имеет другой характер?
    
23. 
    Уравнение Клаузиуса-Клапейрона, его применение к фазовым переходам 1 рода.
    
24. 
    Дайте формулировку правила фаз Гиббса, укажите при каких условиях справедливо это уравнение. Что показывает число термодинамических степеней свободы системы? Чему равно максимальное число степеней свободы в одно-, двух- и трехкомпонентной системах?
    
25. 
    Фазовые переходы I и II рода. Какими изменениями в системе сопровождаются фазовые переходы I рода?
    
26. 
    Укажите условия равновесия между фазами. Критическое состояние и критические фазы. Фазовые равновесия в однокомпонентных системах.
    

Задачи

1. 
   Константа равновесия реакции CO + H₂O = CO₂ + H₂ при 800 К равна 4,12. Смесь, содержащая 20% CO и 80% H₂O, нагрета до 800 К. Определите состав смеси (%) при достижении равновесия и выход водорода, если взят 1 кг водяного пара.
   
2. 
   В водном растворе содержатся ионы лития, калия, бария, хлорид- и нитрат-ионы. Сколько составных частей и компонентов в системе. Определите вариантность системы.
   
3. 
   Определите константу равновесия реакции SO₂ + ½ O₂ = SO₃ при 770 К, если при 500 К К_Р= 588,9, а тепловой эффект реакции в этом диапазоне температур равен (– 99,48) кДж.
   
4. 
   По характерным точкам на кривых охлаждения вычертить диаграмму плавкости системы медь-никель:
   

Никель, %	0	20	40	60	80	100
Ткрист., К	1373	1467	1554	1627	1683	1728

На диаграмме плавкости обозначьте точками: а) чистую твердую медь в равновесии с расплавом меди; б) жидкий расплав, содержащий 45% никеля в равновесии с твердым раствором; в) твердый раствор, содержащий 65% никеля в равновесии с жидким раствором; г) жидкий расплав, содержащий 50% никеля при температуре 1670 К. Определите для системы, содержащей 30% никеля, температуру начала кристаллизации, состав первого кристалла твердого раствора, массу никеля в жидком и твердом состояниях при охлаждении 0,24 кг смеси, содержащей 30% никеля, до 1470 К; температуру кристаллизации последней капли жидкого расплава, состав последней капли жидкого расплава.

5. 
   При синтезе аммиака в определенных условиях в равновесии находятся 1 моль водорода, 2 моль азота и 8 моль аммиака. Рассчитайте константу равновесия К_С. Во сколько раз исходные количества азота и водорода больше равновесных их количеств?
   
6. 
   Чему равна теплота испарения ртути при 330С, если давление насыщенного пара ртути при этой температуре равно 61,3 кПа, а температура кипения ртути при 101,3 кПа равна 357С?
   
7. 
   При нагревании смеси CO₂ и H₂ в закрытом сосуде устанавливается равновесие CO₂ + H₂ = CO + H₂O. Константа равновесия при 850С равна единице. Какая массовая доля (%) CO₂ подвергнется превращению в CO при 850С, если смешать 1 моль CO₂ и 5 моль H₂?
   
8. 
   Теплота испарения воды при 100С равна 40585 Дж/моль. При какой температуре будет кипеть вода, если давление увеличить в 2 раза?
   
9. 
   Найти изменение энергии Гиббса для реакции 4HCl + O₂ = 2H₂O + 2Cl₂ при 252С, если К_Р = 4,84 · 10^–3. Парциальные давления как начальных, так и конечных веществ равны 101325 Па.
   
10. 
    Исходные концентрации оксида углерода (II) и паров воды соответственно равны 0,08 моль/л. Вычислите равновесные концентрации CO, H₂O и H₂ в системе CO + H₂O = CO₂ + H₂, если равновесная концентрация CO₂ оказалась равной 0,05 моль/л. Рассчитайте константу равновесия реакции.
    
11. 
    Пользуясь правилом фаз найти число степеней свободы, которым обладает система, состоящая из растворов хлорида калия и хлорида натрия в присутствии кристаллов KCl и паров воды.
    
12. 
    Определите равновесную концентрацию водорода в реакции:
    

2HI = H₂ + I₂, если исходная концентрация HI составляла 0,55 моль/л, а константа равновесия K_C = 0,12.

13. 
    Закрытый водный раствор содержит в своем составе хлориды магния, кальция, стронция. Какое максимальное число фаз может иметь данная система?
    
14. 
    При взаимодействии водорода и йодом устанавливается равновесие:
    

H₂ + I₂ = 2 HI. Константа равновесия выражается уравнением

K_C = C² (HI) / C(H₂) · С(I₂). Покажите, что это соотношение не противоречит правилу фаз.

15. 
    Определите состав смеси к моменту равновесия для реакции CO + H₂O = CO₂ + H₂, если известно, что при температуре 930,5 K константа равновесия равна K_C = 1 и до реакции в смеси было по 1 моль CO и H₂O.
    
16. 
    Какая зависимость между давлением и температурой плавления наиболее типична для большинства веществ? Почему у воды и некоторых других веществ эта зависимость носит другой характер?
    
17. 
    При 823 K и 1 атм из 1 моль CO и 1 моль Cl₂ к моменту достижения равновесия образуется 0,2 моль COCl₂. Определить K_P и K_C реакции CO + Cl₂ = COCl₂.
    
18. 
    Сформулируйте правило фаз Гиббса. Определите число степеней свободы для следующей неоднородной системы: раствор сульфата натрия, кристаллы сульфата натрия, кристаллы Na₂SO₄ · 10 H₂O, пары воды.
    
19. 
    В состоянии равновесия системы CO₂ + H₂ = CO + H₂O реакционная смесь имела объемный состав: 22% CO₂, 41% H₂, 17% CO, 20% H₂O. Вычислите K_P и K_C для этой реакции при 1900 K и давлении 98501 Па.
    
20. 
    Определите состав смеси в момент равновесия для реакции, проходящей в доменной печи FeO + CO = Fe + CO₂, если при T = 1273 K константа равновесия равна 2,5.
    
21. 
    Рассчитайте K_P и K_C для реакции PCl₅ = Cl₂ + PCl₃ при 500 K, если к моменту равновесия продиссоциировало 54% PCl₅, а исходная концентрация PCl₅, была равна 1 моль/л.
    
22. 
    Какое максимальное число степеней свободы может иметь система, состоящая из углеводородов пропана, бутана, этана?
    
23. 
    Оксид серы (IV) количеством вещества 4 моль и кислород количеством вещества 2 моль смешены при давлении равном 3,039 · 10⁵ Па. К моменту наступления равновесия в смеси осталось 20% взятого SO₂. Определите равновесные концентрации реагирующих веществ и давление, при котором установилось равновесие.
    
24. 
    Определите вариативность системы, состоящей из растворов сульфата калия и натрия в воде, в присутствии паров воды и кристаллов обеих солей.
    
25. 
    При смешении 1 моль уксусной кислоты и 1 моль этилового спирта реакция протекает по уравнению:
    

CH₃COOH + C₂H₅OH = CH ₃COOC₂H₅ + H₂O. При достижении равновесия в реакционной смеси находится 1/3 моль кислоты, 1/3 моль спирта, 2/3 моль эфира и 2/3 моль воды. Вычислите количество молей эфира, которое будет в реакционной смеси при достижении равновесия, при следующих условиях:

1. 
   1 моль кислоты и 2 моль спирта;
   
2. 
   1 моль кислоты, 1 моль спирта и 1 моль воды;
   
3. 
   1 моль эфира и 3 моль воды;
   
4. 
   1 моль кислоты, 1 моль эфира, 1 моль спирта и 1 моль воды.
   

Кинетика и катализ химических реакций

Вопросы

1. 
   Основной постулат химической кинетики. Простые и сложные реакции. Элементарная и лимитирующая стадии. Применение меченых атомов в химической кинетике. Порядок и молекулярность реакции, причины их несовпадения.
   
2. 
   Гомогенный катализ. Теория промежуточных продуктов в гомогенном катализе. Механизмы гомогенного катализа.
   
3. 
   Особенности кинетики обратимых реакций первого и второго порядков.
   
4. 
   Кислотно-основной катализ, его классификация, механизм.
   
5. 
   Последовательные реакции, их кинетические закономерности. Типы кинетических кривых в последовательных реакциях.
   
6. 
   Биокатализаторы. Кинетика ферментативных реакций. Ингибирование. Примеры ферментативных реакций и их кинетические закономерности.
   
7. 
   Параллельные реакции. Скорость и константа скорости моно- и бимолекулярных параллельных необратимых реакций.
   
8. 
   Теория молекулярных столкновений и ее применение к бимолекулярным реакциям. Расчет константы скорости и энергии активации по числу столкновений. Как можно объяснить термины «нормальные», «быстрые», «медленные» реакции в рамках этой теории.
   
9. 
   Теория активированного комплекса или переходного состояния. Энтальпия и энтропия активности. Путь и координата реакции.
   
10. 
    Цепные реакции. Свободные радикалы. Зарождение, продолжение, обрыв цепей. Кинетика разветвленных и неразветвленных цепных реакций. Ингибиторы цепных реакций.
    
11. 
    Особенности кинетики гетерогенных реакций. Значение диффузии и адсорбции в гетерогенных процессах. Кинетическая и диффузионная области гетерогенного процесса.
    
12. 
    Гомогенно-каталитические реакции, катализируемые комплексными соединениями.
    
13. 
    Особенности, классификация, кинетическое уравнение каталитических процессов. Автокаталитические реакции. Важнейшие технические каталитические реакции.
    
14. 
    Что такое стерический фактор, чем обуславливается его возникновение?
    
15. 
    Гетерогенный катализ. Путь и координата каталитической реакции. Роль адсорбции в катализе. Теории гетерогенного катализа (мультиплетная, активных ансамблей, электронная). Отравление катализаторов.
    
16. 
    Какова роль промотора и на чем основано действие, способствующее увеличению активности катализатора?
    

Задачи

1. 
   Пероксид водорода в водном растворе разлагается по уравнению: 2H₂O₂ = 2Н₂O + O₂. Кинетику этой реакции исследовали титрованием проб одинакового объема раствором КMnО₄. Определите порядок реакции всеми возможными способами и вычислите значения константы скорости этой реакции, пользуясь приведенными данными:
   

   Время от начала опыта, мин.	0	5	10	15	20	30	40
   Объем 0,0015 КMnО4, израсходованного на титрование 2 см3 пробы	23,6	18,1	14,8	12,1	9,4	5,8	3,7

2. 
   Во сколько раз увеличится скорость химической реакции при повышении температуры на 100С, если температурный коэффициент скорости равен 3?
   
3. 
   Определите порядок реакции А _(г) = В _(г) + Д _(г) по изучению давления в ходе реакции. Вычислите среднее значение константы скорости (V = const, 298 К).
   

   Время, мин.	0	6,5	13,0	19,9
   Р · 10–3 Па	41,6	54,5	63,7	74,2

4. 
   Во сколько раз увеличится скорость химической реакции при повышении температуры от 250 до 650С, если температурный коэффициент скорости реакции равен 2?
   
5. 
   Бимолекулярная реакция, для которой С_А = С_В, протекает за 10 минут на 25%. Сколько потребуется времени, чтобы реакция прошла на 50% при той же температуре.
   
6. 
   При 140С реакция заканчивается за 30 мин. Рассчитайте, через сколько минут закончилась бы реакция, если температурный коэффициент скорости этой реакции равен 1,7?
   
7. 
   Рассчитайте константу скорости (с/(моль · л); л/(моль · с); л/(моль · мин)), если скорость реакции второго порядка 4,5 · 10^–7 моль/(см³ · с) при концентрации одного реагента 1,5·10^–3 моль/л и другого 2,5·10^–3 моль/л.
   
8. 
   Скорость реакции при увеличении температуры на 35С увеличилась в 7,3 раза. Чему равен температурный коэффициент этой реакции?
   
9. 
   В результате реакции формальдегида с пероксидом водорода образуется муравьиная кислота и вода (реакция второго порядка):
   

НСОН + Н₂О₂ = НСООН + Н₂О.

Если смешать равные объемы молярных растворов пероксида водорода и формальдегида, то через 2 часа при 333,2 К концентрация НСОН становится равной 0,215 моль/л. Вычислите константу скорости реакции и определите через сколько времени прореагирует 90% исходных веществ. Сколько времени потребуется, чтобы реакция дошла до той же глубины, если исходные растворы Н₂О₂ и НСОН разбавить в 10 раз, а затем смешать.

10. 
    Скорость реакции при температуре 100С равна 0,375, а при температуре 125С – 0,467 с^–1. Определите температурный коэффициент реакции.
    
11. 
    Температурный коэффициент реакции равен 3. При какой температуре следует проводить реакцию, если нужно скорость реакции, проводимой при температуре 80С, увеличить в 2,5 раза?
    
12. 
    Вещество А смешано в равных объемах с веществами В и С; начальная концентрация равна 1 моль/л. По истечении 1000 с половина вещества А прореагировала. Определите количество вещества А, которое остается по истечении 2000 с, если соответствующая реакция:
    

а) первого порядка; б) второго порядка; в) третьего порядка; г) нулевого порядка.

Какое количество вещества прореагирует за 1000 с во всех случаях, если К реакции равна 1?

13. 
    Как изменится скорость реакции Н₂О₂ + 2НI, если реагирующую смесь разбавить в 2,5 раза?
    
14. 
    Исследовали кинетику каталитического распада аммиака на простые вещества при 1373 К. Время, необходимое для разложения половины всего количества аммиака (причем в начале азот и водород отсутствуют), зависит от начального давления аммиака следующим образом:
    

Ро, мм рт ст.	265	130	58
Τ1/2, мин.	7,6	3,7	1,7

Определите порядок реакции, константу реакции.

15. 
    Вычислите на сколько градусов необходимо повысить температуру, чтобы скорость реакции возросла в 50 раз, если температурный коэффициент скорости равен 3?.
    
16. 
    О пределите порядок реакции 2СО = СО₂ + С при 583,2 К, если P за 30 мин уменьшается с 1,049 · 10⁵ Па до 0,924 · 10⁵ Па, а затем за тот же промежуток времени до 0,714 · 10⁵ Па (объем постоянный).
    
17. 
    Температурный коэффициент скорости реакции разложения иодида водорода равен 2,5. Вычислите константу скорости этой реакции при 374С, если при 365С она равна 0,0000809.
    
18. 
    При 583,3 К газообразный гидрид мышьяка разлагается с образованием твердого мышьяка и газообразного водорода. Во время реакции P изменялось следующим образом (давление паров мышьяка во внимание не принимается):
    

τ, ч	0,0	5,5	6,5	8,0
P · 10–5 Па	0,978	1,074	1,091	1,114

Определите порядок реакции разложения AsH₃ (г) и вычислите константу скорости (объем системы постоянный).

19. 
    Константа скорости омыления этилацетата едким натром при 9,4С равна 2,37, а при 14,4С – 3,204. Рассчитать температурный коэффициент скорости реакции в указанных приделах температур и энергию активации.
    
20. 
    В некоторой реакции при изменении начальной концентрации от 0,502 до 1,007 моль/л период полураспада уменьшается от 51 до 26 с. Вычислите порядок реакции и константу скорости.
    
21. 
    Вычислите, при какой температуре реакция закончится за 20 минут, если при температуре 20С на это требуется 3 часа. Температурный коэффициент скорости принять равным 3.
    
22. 
    Как изменится скорость реакции взаимодействия тиосульфата натрия с серной кислотой, если реагирующая смесь разбавится в 3 раза?
    
23. 
    Вычислите энергию активации и найдите константу скорости реакции COCl₂ = CO + Cl₂, при температуре 425С, если константы скорости реакции при 382 и 472С соответственно равны 0,5 · 10^–2 и 68·10^–2.