Главная страница

Методичка+д\з по химии. Учебнометодическое пособие для практических занятий и самостоятельной работы студентов инженернотехнических направлений подготовки бакалавров всех форм обучения


Скачать 3.51 Mb.
НазваниеУчебнометодическое пособие для практических занятий и самостоятельной работы студентов инженернотехнических направлений подготовки бакалавров всех форм обучения
АнкорМетодичка+д\з по химии.doc
Дата05.11.2017
Размер3.51 Mb.
Формат файлаdoc
Имя файлаМетодичка+д\з по химии.doc
ТипУчебно-методическое пособие
#10123
страница17 из 41
1   ...   13   14   15   16   17   18   19   20   ...   41

1. Вопросы, которые необходимо изучить и уметь дать на них ответ:


1.1. Что изучает химическая термодинамика и ее раздел "термохимия".

1.2. Какие величины являются термодинамическими функциями состояния системы, а какие являются параметрами; каковы обозначения и размерности этих величин.

1.3. Каковы признаки изобарных, изохорных и изотермических процессов; как выражается первый закон термодинамики для изобарных и изохорных процессов.

1.4. В чем состоит сущность термодинамической функции "энтальпия системы", от чего она зависит и почему является функцией состояния.

1.5. Какова взаимосвязь между энтальпией и тепловым эффектом реакции.

1.6. Что называется стандартной энтальпией, энтропией и энергией Гиббса образования сложного вещества (H0298, S0298, G0298 соответственно), в каких единицах они выражаются.

1.7. Какие уравнения реакций называются термохимическими; какое значение имеет изменение энтальпии при экзо- и эндотермических реакциях?

1.8. Как формулируются закон Гесса и следствия из него, каково их практическое значение; как они используются при расчете изменения энтальпии, энтропии и энергии Гиббса химических и физико-химических процессов и для определения устойчивости веществ.

1.9. Какова сущность понятия "энтропия системы"; какова взаимосвязь между энтропией и термодинамической вероятностью системы; как изменяется энтропия в системе в случае самопроизвольно протекающих химических или физико-химических процессов при Н=0.

1.10. Что понимается под энтальпийным и энтропийным факторами.

1.11. Каковы сущность понятия "энергия Гиббса" и математическое выражение для ее расчета. Почему энергия Гиббса называется движущей силой процессов; какие по знаку значения  G являются критерием самопроизвольного протекания химических и физико-химических процессов; при каких сочетаниях знаков величин Н и T∙S процесс всегда возможен, а при каких невозможен.

1.12. Чем характеризуется состояние термодинамического равновесия; каково выражение для расчета температуры, при которой в системе устанавливается термодинамическое равновесие.

2. Письменное задание для контроля усвоения темы:

Для данной в Вашем варианте реакции (табл. 3.18):

2.1. Составьте по закону Гесса и следствию из него общие выражения для расчета изменений энтальпии, энтропии и энергии Гиббса применительно к данной химической реакции при стандартных условиях (H0х.р., S0х.р., G0х.р.).

2.2. Рассчитайте значения величин ΔН0, ΔS0, ΔG0 для данной реакции, использовав термодинамические характеристики соответствующих веществ, приведенных в таблице 3.19. Укажите размерности всех рассчитанных величин.

2.3. Охарактеризуйте сущность термодинамических величин Н, S, G и их изменений ΔН, ΔS, ΔG.

2.4. Укажите, каково соотношение между ΔН и Q и каков тепловой эффект данной реакции; к какому термохимическому типу она относится (экзо- или эндотермическая) и почему.

2.5. На основании проведенных расчетов определите, возможно или нет самопроизвольное протекание данной реакции при стандартных условиях в прямом направлении и обоснуйте свой ответ.

2.6. Приведите уравнение для расчета ΔG при различных значениях температуры. Рассчитайте ΔG в данной реакции при 500 К и определите, в прямом или обратном направлении будет проходить данная реакция при этой температуре.

2.7. Охарактеризуйте состояние термодинамического равновесия; каково значение ΔG при его достижении; рассчитайте значение температуры, при которой достигается термодинамическое равновесие (Травн.), и укажите, для чего можно использовать её значение.

2.8. Укажите, какое из подчеркнутых в уравнении данной реакции веществ является более термодинамически устойчивым. Обоснуйте это с приведением соответствующих термодинамических величин и формулировки одного из следствий закона Гесса.

2.9. Укажите, при каких соотношениях и знаках величин H и Т∙S самопроизвольное протекание реакции: а) возможно; б) невозможно и обоснуйте свой ответ.
Таблица 3.18

Ва-

ри-

ант

Реакция

Ва-

ри-

ант

Реакция

1

4 NH3(г) + 5 О2(г) = 4 NO(г) + 6 H2O(г)

19

2 СН3ОН(ж) + 3 О2(г) = 2 СО2(г) + 4 Н2О(ж)

2

2 C2H6(г) + 7 О2(г) = 4 СО2(г) + 6 Н2О(г)

20

NH3(г) + HCl(г) = NH4Cl(к)

3

2Н2S(г) + 3 О2(г) = 2 SO2(г) + 2 Н2О(г)

21

2 SO2(г) + О2(г) = 2 SO3(г)

4

Н2S(г) + I2(г) = 2 НI(г) + S(к)

22

H2S(г) + О2(г) = 2 Н2О(г) + 2 S(к)

5

Fe2O3(к) + 3 H2(г) = 2 Fe(к) + 3 H2O(г)

23

Li2O(к) + Н2О(ж) = 2 LiOH(к)

6

СО(г) + 3 Н2(г) = СН4(г) + Н2О(г)

24

CuO(к) + 2 НCl(г) = CuCl2(к) + H2O(ж)

7

С2Н5ОН(ж) + 3 О2(г) = 2 СО2) +

3 Н2О(ж)

25

Cr2O3(к) + 2 Al(к) = Al2O3(к) + 2 Сr(к)

8

2 С2Н2(г) + 5 О2(г) = 4 СО2(г) + 3 Н2О(г)

26

NH3(г) + 3 О2(г) = 2 N2(г) + 6 Н2О(ж)

9

СО2(г) + 4 Н2(г) = СН4(г) + 2 Н2О (г)

27

3 NO2(г) + Н2О(ж) = 2 HNO3(ж) + NO(г)

10

СаСО3(к) = СаО(к) + СО2(г)

28

2 NO(г) + О2(г) = 2 NO2(г)

11

Fe(к) + 2HCI(ж) = FeCI2(к) + H2(г)

29

4 NO2(г) + 2 Н2О(ж) + О2(г) = 4 HNO3(ж)

12

СаО(к) + Н2О(ж) = Са(ОН)2(к)

30

Fe2O3(к) + MnO2(к) + 5 С(к) = 2 Fe(к) + Mn(к) + 5 СО(г)

13

2 СН4(г) = С2Н2(г) + 3 Н2(г)

31

2 FeCl2(к) + Cl2(г) = 2 FeCl3(к)

14

2 Н2О2(ж) = 2 Н2О(ж) + О2(г)

32

Mg(к) + 2 НCl(г) = MgCl2(к) + Н2(г)

15

Al2O3(к) + Н2(г) = Al(к) + Н2О(г)

33

Na2CO3(к) + 2 HCl(г) = 2 NaCl(к) +

Н2О(ж) + СО2(г)

16

NH4Cl(к) =NH3(г) + HCl(г)

34

Br2(ж) + H2S(г) = HBr(г) + S(к)

17

СН4(г) + СО2(г) = 2 СО(г) + 2 Н2(г)

35

HCl(г) + NaOH(к) = NaCl(к) + Н2О(г)

18

С2Н4(г) + 3 О2(г) = 2 СО2(г) + 2 Н2О(ж)

36

MgO(к) + Н2(г) = Mg(к) + Н2О(г)


Таблица 3.19 – Термодинамические характеристики веществ, приведенных в таблице 3.18

Вещество



кДж/моль



кДж/моль



Дж/(моль ·К)

Al (к)

0,00

0,00

28,32

Al2O3 (к, корунд)

-1676,0

-1580,0

50,94

Br2 (ж)

0,00

0,00

152,3

С (к, графит)

0,00

0,00

5,74

СО (г)

-110,5

-137,14

197,54

СО2 (г)

-393,51

-394,38

213,68

СН4 (г)

-74,85

-50,79

186,19

С2Н2 (г)

226,75

209,2

200,8

С2Н4 (г)

52,28

68,11

219,4

С2Н6 (г)

-84,68

-32,89

229,5

СН3ОН (ж)

-238,6

-166,23

126,8

С2Н5ОН (ж)

-277,7

-174,76

160,7

CaCО3 (к, кальцит)

-1207,1

-1128,76

92,88

CaO (к)

-635,5

-604,2

39,7

Ca(OH)2 (к)

-986,2

-898,5

83,4

Cl2 (г)

0,00

0,00

222,96


Продолжение таблицы 3.19

Вещество



кДж/моль



кДж/моль



Дж/(моль ·К)

Cr (к)

0,00

0,00

23,76

Cr2O3 (к)

-1141

-1058

81,1

CuCl2 (к)

-172,4

131,4

118,8

CuO (к)

-165,0

-127,0

42,64

Fe (к)

0,00

0,00

27,15

FeCl2 (к)

-341,0

-301,7

120,1

FeCl3 (к)

-390,8

-328,7

154,4

Fe2O3 (к)

-822,16

-740,98

89,96

H2 (г)

0,00

0,00

130,58

HBr (г)

-35,98

-53,5

198,5

HCl (г)

-92,3

95,27

186,69

HI (г)

25,94

1,3

206,3

HNO3 (ж)

-174,3

-80,3

156,6

H2O (г)

-241,82

-228,61

188,7

H2O (ж)

-285,84

-237,2

70,08

H2O2(ж)

-187,8

-120,4

109,6

H2S (г)

-20,17

-33,01

205,6

I2 (г)

62,24

19,4

260,58

LiOH (к)

-487,8

-443,9

42,7

Li2O (к)

-598,7

-562,1

37,9

Mg (к)

0,00

0,00

32,55

MgCl2 (к)

-641,6

-592,1

89,6

MgO (к)

-601,24

-569,4

26,94

Mn (к)

0,00

0,00

30,02

MnO2 (к)

-519,4

-464,8

53,14

N2 (г)

0,00

0,00

191,5

NH3 (г)

-46,19

-16,66

192,5

NH4Cl (к)

-314,4

-203,0

94,6

NO (г)

90,37

86,71

210,62

NO2 (г)

33,50

51,8

240,45

NaCl (к)

-410,9

-384,0

72,33

NaOH (к)

-427,8

-381,1

64,18

Na2CO3 (к)

-1130,9

-1047,7

136,0

O2 (г)

0,00

0,00

205,04

S (к, ромб.)

0,00

0,00

31,88

SO2 (г)

-296,9

-300,4

248,1

SO3 (г)

-395,2

-370,4

256,23


Комплексное тестовое задание 2 по теме "Химическая термодинамика"

Правильные ответы по п. А приведены в конце пособия в таблице 4.1.

А. Выберите правильный ответ (1, 2 или 3) из задания по Вашему варианту в таблице 3.20 и приведите его.

Б. Обоснуйте ответ по п. А, сопроводив его необходимыми объяснениями. Приведите формулировку закона Гесса, 1-го и 2-го следствий из него. Укажите сущность, математические выражения, размерность термодинамической функции или другого понятия, рассматриваемых в Вашем варианте.
Таблица 3.20 – Тестовое задание 11 (Т-11)

Ва-ри-ант

Задание

Варианты ответа

1

2

3

1

1. Что изучает термохимия?

тепловые эффекты химических реакций

скорость протекания реакций

степень упорядоченности системы

2

Как называется величина, обозначаемая H?

энтропия

изменение энта-льпии

энергия Гиббса

3

Термохимические расчеты проводятся на основе:

закона Гесса

закона действую-щих масс

закона Ома

4

Термодинамическая функция, обозначаемая S0, называется:

внутренняя энергия

энтальпия

энтропия

5

В ходе химической реакции энергия систкмы:

всегда понижается

всегда повышается

может или повышаться, или понижаться

6

Эндотермической реакцией является:


CaO + H2O = Ca(OH)2, + Q

2KMnO4 = MnO2 + K2MnO4 + O2, H0298 > 0

H2 + Cl2 = 2HCl, H0298 < 0

7

Химическая реакция является экзотермической, если разность между суммой значений энергий связей в исходных веществах и суммой значений энергий связей в продуктах реакции:

больше нуля

меньше нуля

равна нулю

8

Реакция, протекающая с поглощением тепла, называется:


экзотермической


изотермической


эндотермической


Продолжение таблицы 3.20 – Тестовое задание 11 (Т-11)

Ва-ри-ант

Задание

Варианты ответа

1

2

3

9

Реакция, протекающая по уравнению 3H2 + N2 = 2NH3; -H, является:

обратимой экзотермической

необратимой экзотермической

обратимой эндотермической

10

Реакция, уравнение которой 2H2O + 2Na  2NaOH + H2, -H, относится:

к экзотермическим реакциям замещения

к экзотермическим реакциям присоединения

к эндотермическим реакциям замещения

11

Стандартные значения энтальпии образования простых веществ:


больше нуля


равны нулю


меньше нуля

12

Степень упорядоченности системы характеризует величина, называемая:


энтальпией


энтропией


энергией Гиббса

13

При испарении энтропия системы в парообразном состоянии:

не изменяется

увеличивается

уменьшается

14

Самопроизвольное протекание химической реакции возможно, если:


U0 > 0


G0 > 0


G0 < 0

15

При каком условии в системе наступает состояние термодинамического равновесия?


H0 = 0


S0 = 0


G0 = 0

16

Какой знак имеет S0 в процессе возгонки:

CO2 (тв) = CO2 (г) :


больше нуля


меньше нуля


равно нулю

17

Каким символом обозначают изменение свободной энергии в ходе химического процесса?


S


G


H

18

Какое математическое выражение отражает 1-й закон термодинамики для изобарных процессов:



G = H – ТS



Q = U + pV



H = H2 – H1

19

1-ое следствие из закона Гесса отражается математическим уравнением:

-H образования вещества из простых веществ = H разложения вещества на простые вещества

Q = -H

Q = U

20

Равенство энтальпийного и энтропийного факторов (H0 298 = TS0 298) характерно для:


начала реакции


термодинамического равновесия


окончания реакции


Продолжение таблицы 3.20 – Тестовое задание 11 (Т-11)

Ва-ри-ант

Задание

Варианты ответа

1

2

3

21

Стандартные значения энтропии образования простых веществ:


равны нулю


меньше нуля


не равны нулю

22

Какое выражение соответствует изменению энтальпии химической реакции 2СО(г) + O2 (г) = 2СО2(г) ?

H0 реакции =

2H0СО2(г)

2H0СО(г)

H0 реакции =

2H0СО2(г)

(2H0СО(г) +

H0О2 (г))

H0 реакции =

2H0СО(г)

2H0СО2(г)

23

Формулировка какого закона приведена: «Тепловой эффект химической реакции не зависит от пути, по которому она протекает, а определяется только природой и состоянием исходных веществ и продуктов реакции»?

закона Гесса

второго закона термодинамики

первого закона термодинамики

24

В каких единицах выражается тепловой эффект реакции?


кДж


градус Цельсия


градус Кельвина

25

Термохимические уравнения отличаются от химических тем, что в них указываются:

агрегатные состояния веществ

степени окисления элементов

агрегатные состояния веществ и тепловой эффект

26

Какие условия в термохимии являются стандартными?

Т = 298 К;

р = 101,3 кПа;

С = 1 моль/кг

Т = 273 К;

р = 101,3 кПа;

С = 1 моль/кг

Т = 298 К;

р = 101,3 кПа;

С = 0,5 моль/кг

27

Математическое выражение изменения свободной энергии:


G = H – ТS


Q = U


Q = -H

28

Термохимическим уравнением является:


S(тв) + O2(г) = SO2 (г), H0298 =

-297 кДж/моль

S(тв) + O2(г) = SO2 (г)

S + O2 = SO2,

H0298 =

-297 кДж/моль

29

Согласно закону Гесса, тепловой эффект химической реакции зависит:

от присутствия катализатора

от пути перехода системы из одного состояния в другое

от начального и конечного состояния химической системы

30

В результате реакции, протекающей с уменьшением объема газообразных веществ, энтропия системы:



увеличивается



остается неизмен-ной



уменьшается



Продолжение таблицы 3.20 – Тестовое задание 11 (Т-11)

Ва-ри-ант

Задание

Варианты ответа

1

2

3

31

Наиболее термодинамически устойчивым является соединение:

СО (г)

H0СО(г) =

-110,5 кДж/моль


СО2 (г)

H0СО2(г) =

-393,51 кДж/моль

СН4 (г)

H0СН4(г) =

-74,85 кДж/моль

32

В прямом направлении при стандартных условиях процесс протекает самопроизвольно, если:

S>0; H>0,

при этом

H>ТS

S>0; H<0

G>0

33

Система находится в состоянии термодинамического равновесия, если:

S<0; H>0

S>0; H<0

H = ТS

34

Физико-химические процессы при стандартных условиях не могут протекать в прямом направлении при стандартных условиях, если:


S<0; H>0


S>0; H<0


S<0; H<0,

при этом

H>ТS

35

В каких единицах выражается изменение энтропии реакции?

кДж/(моль·К)

Дж/(моль·К)

кДж/моль



Задание 6. Химическая кинетика и химическое равновесие (по разделам стандартов: химическое равновесие, скорость реакции и методы ее регулирования, катализаторы и каталитические системы)

Рекомендуемая литература: [1], гл. 6, разд. 6.2; [2], гл. V, § 5.5, гл. VI, § 6.1, гл. 7; [3], гл. VI; [4], гл. 5, §§ 3-11; лекции.
1   ...   13   14   15   16   17   18   19   20   ...   41


написать администратору сайта