met_khimija-12

2.Процесс, для которого ∆H > 0 и ∆S > 0, возможен в закрытой системе а) при любых температурах; в) только при высоких температурах; б) только при низких температурах; г) невозможен.

3.Определите без расчета, при протекании какой реакции энтропия системы возрастает:

а) стандартная энтальпия реакции нейтрализации положительна; б) экзотермические реакции всегда могут протекать самопроизвольно;

в) молярная энтропия твердого вещества меньше, чем энтропия его в газообразном состоянии.

Пример билета контрольной работы «Химическая термодинамика»

1. При нейтрализации 200 мл 0.5 M раствора соляной кислоты щелочью

процесса. При каких температурах (высоких, низких, любых) возможно самопроизвольное протекание этого процесса?

(Ответ: G0 = –252 кДж, H0 = –56 кДж; S0 = 658 Дж/К)

3.Рассчитайте G0' для следующего процесса: креатинфосфат + АДФ креатин + АТФ,

если известно, что для реакций:

креатинфосфат + H2O креатин + фосфат, G0' = –43 кДж/моль; АТФ + H2O АДФ +фосфат, G0' = –30.5 кДж/моль.

(Ответ: –12.5 кДж/моль)

Тема 4. Химическое равновесие

Содержание темы. Константа химического равновесия. Принцип ЛеШателье. Определение направления обратимойреакции и равновесных концентраций. Связь константы равновесия с G0 процесса. Изотерма химической ре-

акции. (ББХ, с. 166–179, или ПОХ, с. 180–189).

Письменное домашнее задание по теме 4

1) Выпишите определения следующих терминов. Необратимые и обратимые реакции. Химическое равновесие. Константа химического равновесия.

20

Смещение химического равновесия. Принцип Ле-Шателье (принцип адаптивных перестроек).

2) Выпишите формулы: связи константы равновесия с G0 прямой реакции, уравнение изотермы химической реакции (Вант-Гоффа).

3)Выполните задания по ББХ 5.4–5.8, с. 179 и 5.11 с. 180.

4)Ознакомьтесь с лабораторной работой на с 24 СБ. и оформите лабораторный журнал, записав уравнения соответствующих химических реакций.

5)Оформите лабораторный журнал по результатам, полученным на предыдущем занятии., выполнив расчеты по п.3.

Последовательность действий (операций) студента при качественном определении преимущественного направления обратимого процесса

ирасчете равновесных концентраций

1.Прежде всего для гомогенной обратимой реакции реакции в общем виде

aA + bB cC + dD

для заданных исходных концентраций нужно рассчитать отношение произведения концентраций продуктовк произведениюконцентраций реагентов с учетом стехиометрии. Обозначим это число Пс:

Пс = c(C)c ×c(D)d c(A)a ×c(B)b

2.Затем сравним Пс с величиной константы равновесия Kс: а) если Пс > Kс, то

процесс идет в сторонуобразования реагентов; б) если Пс < Kс, то процесс идет в сторонуобразования продуктовреакции; в) если Пс = Kc, то система находит-

ся в состоянии равновесия.

Нахождение равновесных концентраций

3. Если процесс идет в соответствии с (2а), следует записать выражение для Kс с учетом стехиометрии и того, что концентрации реагентов будут увеличиваться, а продуктов– уменьшаться. Решение уравнения относительно x позволитзатем найти равновесные концентрации.

4.Если процесс идетв соответствии с (2б), следует записать выражение для кон-

станты равновесия Kс с учетом того, что концентрации продуктов будут увеличиваться , а концентрации реагентов – уменьшаться в соответствии со стехио-

метрией. Решение уравнения относительно x позволит затем найти равновесные концентрации.

ляризация) протекает в системе самопроизвольно, если концентрация cHCOO–

= cH+ = cHCOOH = 10– 2 моль/л? Ответ подтвердите расчетом DG.

(Ответ: DG0298 = 21.5 кДж; DG = 10.1 кДж; моляризация)

7.Рассчитайтевеличину константы равновесия Kс для реакции (T = 298 K) Глюкозо-1-фосфат Фруктозо-6-фосфат,

которая является результатом двух последовательных процессов: Глюкозо-1-фосфат Глюкозо-6-фосфат, DG0' = –7.3 кДж/моль; Глюкозо-6-фосфат Фруктозо-6-фосфат, DG0' = +1.67кДж/моль.

(Ответ: Kс » 10)

Лабораторная работа. Химическое равновесие и его сдвиг Задание. Изучить влияние pH среды на сдвиг равновесия в системах:

2) Zn(OH)2 + 2 H+ Zn2+ + 2 H2O;Zn(OH)2 + 2 OH– [Zn(OH)4]2–

Выполнение работы

1.Поместите в три пробиркипо 4–5 капель раствораNa2Cr2O7. В первую пробирку добавьте 1–2 капли раствора H2SO4, во вторую — сначала NaOH, а затем H2SO4, в третью — CH 3COONa (кр). Объясните наблюдаемые изменения окраски, имея ввиду, что ион Cr2O72– в растворе дает оранжевую окраску и может обратимо превращаться без изменения степени окисления хрома в ион

CrO42– , который устойчив в щелочной среде и имеет желтую окраску. Качественно оцените реакцию среды в трех пробирках.

2.Поместите в пробирку 5–6 капель раствора ZnSO4. К этому раствору

медленно по каплям и при перемешивании прибавьтераствор NaOH до полного растворения образовавшегося осадка. Затем в эту же пробирку аналогичным образомосторожно по каплям прибавьте раствор HCl. Объясните наблюдаемые явления, имея в виду, что Zn(OH)2 — амфотерный гидроксид, который может растворяться как в растворах щелочей, так и в растворах кислот. Запишите уравнения всех реакций в молекулярном и ионном виде.

3. Запишите выражение для константы одного из равновесий и рассчитайте ее значение. Для расчета используйте табличные данные (с. 81), а также значения стандартных энергий Гиббса образования частиц:

DG0298(Cr2O72– (р-р)) = –1257 кДж/моль, DG0298(CrO42– (р-р)) = –706 кДж/моль, DG0298(Zn2+ (р-р)) = –147 кДж/моль, DG0298(Zn(OH)2(тв)) = –555 кДж/моль, DG0298([Zn(OH)4]2– (р-р)) = –861.5 кДж/моль.

23

Пример билета тестовогоконтроляпо теме «Химическоеравновесие»

Н2О, СО и Н2 соответственно равны (моль/л): 2.5, 0,02 и 0.02.

РассчитайтеКс и исходную концентрацию Н2О, если исходные концентрация CO и Н2 были равны 0.

Как повлияют на состояние равновесия и на величину Кс а) уменьшение концентрации СО, б) увеличение давления?

(Ответ: Kc = 1.6.10–4 ; с(Н2О)=2.52 моль/л; а) вправо, б) влево)

Тема 5. Химическая кинетика

Содержание темы. Скорость химических реакций. Влияние различных факторов на величину скорости и константы скорости. Закон действующих масс. Молекулярность и порядок реакции. Энергия активации. Уравнение Аррениуса. Катализ. Уравнение Михаэлиса– Ментен. (ББХ, с. 182–205, или ПОХ,

с. 200–229).

Письменное домашнее задание по теме 5

1) Выпишите определения следующих терминов: простыеи сложные реакции, механизм реакции. Молекулярность реакции. Средняя и истинная скорость реакции. Кинетическое уравнение реакции. Порядок реакции по веществу и суммарный порядок реакции. Константа скорости реакции. Период полупревращения. Температурный коэффициент скорости реакции Вант-Гоффа, энергия активации, молярная активность (число оборотов) фермента

24

2) Выпишите формулы кинетических уравнений реакций нулевого, первого и второго порядков, связипериодаполупревращения с константой скорости, уравнение Вант-Гоффа температурной зависимости, уравнение Аррениуса, уравнение Михаэлиса-Ментен.

3)Выполните задания по ББХ 6.9, 6.10, 6.11, 6.15 и 6.18 с.206.

4)Среди нижеприведенных реакций по формальным признакам выберите: простую, сложную, гомогенную, гетерогенную, последовательную, параллельную

Ситуационные задачи (САРС), выполняемые на занятии

1. Вещество Х в растворе с концентрацией 0.2 моль/л участвует в реакции 1-го порядка X Y, с начальной скоростью 3×10– 4моль/л×с. Вычислите константу скорости и определите ее размерность. Изобразите графическую зави-

симость c(x) = f(t) и lg(c) = f(t). (Ответ: 0.0015 с–1 )

2.Реакция: H2 (газ) + Br2 (газ) 2 HBr(газ) имеет первыйпорядокпо водороду

и0.5 порядок по брому. Запишите кинетическое уравнение реакции. Рассчи-

тайте константу скорости этой реакции и определите ее размерность, если

3.Реакция между веществами A и B выражается уравнением 2 A + B C

иимеет первый порядок по веществам A и B. Запишите кинетическое уравнение реакции. Найдите начальную скорость реакции, если смешали равные объ-

емы растворов с концентрацией вещества A 0.03 моль/л и B 0.05 моль/л, кон-

ставляет 3×10– 6×час– 1. Определите срок хранения в сутках (т. е. время разложе-

8. Энергия активации разложения H2O2 без катализатора составляет 75 кДж/моль, а в присутствии фермента каталазы составляет 23 кДж/моль. Во сколько раз различаются скорости реакций при 310 K? (Ответ: в 6×108 раз.)

9. Для уреазы, ускоряющей гидролиз мочевины, молярная активность или число оборотов (т. е. количество молекул субстрата, превращаемых в продукт реакции одной молекулой фермента при оптимальных условиях, составляет 3×104 с– 1). Рассчитайте, при какой концентрации фермента достигается максимальная скорость разложения мочевины равная 0.3 моль/л×с? (Ответ: 10– 5 M)

10. Карбоангидраза является одним из самых активных ферментов. Ее молярная активность или число оборотов (т. е. количество молекул субстрата, превращаемых в продукт реакции одной молекулой фермента) составляет 6×105 с–1 . При какой концентрации карбоангидразы достигается максимальная скорость образования H2CO3 из CO2 и H2O равная 0.6 моль/л×с? (Ответ: 10–6 M)

Кинетические параметры для реакций различных порядков

Пример билета тестового контроля по теме «Химическая кинетика»

1. Из нижеприведенных реакций выберите гомогенную реакцию:

а) NaOH (р-р) + CO2 (газ) →NaHCO3 (р-р); в) Zn(тв) + 2HCl(р-р) →ZnCl2 (р-р) + H2 (газ); б) MgO(тв) + CO2 (газ) →MgCO3 (тв); г) FeCl2(р-р) + Na2S(р-р) →FeS(тв) + 2NaCl(р-р). 2. Как изменится скорость реакции 2 А + В → С, протекающей в растворе,

кинетическое уравнение которой, ν = k.сА.сВ и γ = 2, при

3. Выберите правильное суждение:

а) константа скоростихимическойреакции не зависитот наличия катализатора; б) константа скоростихимическойреакции зависит от концентрации реагентов; в) численныезначения порядкаи молекулярности простой реакции совпадают.

26

Пример билета контрольной работы «Химическая кинетика»

1. Реакция между веществами A и B выражается уравнением A + 3 B C + D и имеет первый порядок по веществам A и B. Запишите кинетическое уравнениереакцииинайдитеее начальнуюскорость, еслисмешали равные объемы раствороввеществаA с концентрацией 0.2 моль/л и вещества B с концентрацией 0.04 моль/л. Константаскорости 0.4 л/моль×с. (Ответ: 8×10– 4 моль/л×с.)

2. Период полувыведения лекарственного препарата (реакция первого порядка) из организмабольного 4 часа. Определите время, за которое произойдет выведение препарата на 87.5%. (Ответ: 12 часов)

3. Определитетемпературныйкоэффициентскоростиреакции, если при увеличении температуры на 30 °C скорость реакции возрастает в 27 раз. (Ответ: 3)

Расчетная лабораторная работа

(I). Кинетика разложения H2O2

Задание. Определить константу скорости в кинетическом уравнении реакции разложения пероксида водорода.

Ea = 71–75 кДж/моль. Под действием фермента каталазы, резко снижающей энергию активации процесса (Ea кат = 7.9 кДж/моль), происходит чрезвычайно сильное (в 1011 раз) ускорение этого процесса.

Реакция разложения пероксида водорода подчиняется кинетическому

уравнению I порядка: v = k×c(H2O2) и c(H2O2) = c0(H2O2)×e– kt.

По приведенным ниже экспериментальнымданным постройтедва графика

— зависимости концентрации H2O2 от времени и зависимости логарифма концентрации H2O2 от времени (lgc = lgc0 – 0.43 kt).

9.00.0023

2.Как следует из логарифмического вида кинетического уравнения тангенс угла наклона tgα = –0.43 k, откуда можно найти k.

3.Для нахождения tga на графике выбираются две произвольныеточки"a"

и"b" на прямой и на их основе строится прямоугольный треугольник. Тогда tgα = (lgca – lg cb) / (ta – tb). Полученное значение используйте для расчета k.

4.Рассчитайте период полупревращения.

(II). Расчетконстанты скоростииопределениепорядка реакциипо известным экспериментальным данным

27

Задание. Определить порядок и константу скорости реакции.

Выполнение работы

1. Определите порядокреакции. Для этого по приведенным ниже экспериментальным данным постройте два графика — зависимости lg(c) = f(t) и 1 / c = f(t). Установите, какая из зависимостей: для реакции первого порядкаили для реакции второго порядка является линейной.

2. Из наклона линейного графика рассчитайте численное значение константы скорости при данной температуре.

Вариант 1

Результаты изучения кинетики реакции при 25 °C2 H2O2 2 H2O + O2:

Вариант 2

Результаты изучения кинетики кислотного гидролиза метилацетата при постоянной температуре CH3COOCH3 + H2O CH3COOH + CH3OH:

Вариант 3

Результаты изучения кинетики изомеризации при 20 °C

транс-CHCl=CHCl цис-CHCl=CHCl:

Вариант 4

Результаты изучения кинетики изомеризации при 25 °C глюкозо-6-фосфат фруктозо-6-фосфат:

Тема6. Сильныеислабыеэлектролиты, протолитическиеравновесия, рН

Содержание темы. Электролитическая диссоциация и ионное произведение воды. Водородныйпоказатель pH. Протолитическая теория кислот и оснований. Протолитическиеравновесияврастворахкислот, основанийисолей (элек-

тролитическая диссоциация игидролизсолей). Константыравновесия Ka, Kb, KBH+. Расчет pH растворов электролитов. (ББХ, 272–299, или ПОХ, с. 575–594).

Разделы, выносимые на самостоятельную проработку

1.Ионная сила раствора, активность, коэффициент активности. (ББХ,

с. 249–253 или ПОХ, с. 265–269).

2.Электрическая проводимость растворов электролитов (ББХ, с. 258–264

или ПОХ, с. 257–264).

Письменное домашнее задание по теме 6

28

1) Выпишите в тетрадь определения следующих терминов: ионное произведение воды показатели рН и рОН, ионная сила раствора, активность иона, коэффициент активности, кислота Бренстеда, основание Бренстеда, сопряженные

кислоты и основания, амфолиты, Ка, рКа, Кв, рКв, КВН+, рКВН+.

2)Выпишите формулы: для расчета рН слабых кислоти слабых оснований, гидролизующихся средних и кислых солей. Связи рКв и рКВН+.

3)Укажите, какие из перечисленных веществ являются неэлектролитами, слабыми или сильными электролитами: HBr, Sr(OH)2, глюкоза, HNO3, HF, KBr,

мочевина, Ca(NO3)2, H2SO3, MgSO4. Для электролитов приведите схемы их диссоциации (ионизации) в водном растворе.

4)Выполните задания по ББХ 8.11 и 8.12 с. 26; 9.3, 9.5, 9.9. 9.11, 9.12 и

9.13с. 322.

Электролиты

Ситуационные задачи (САРС), выполняемые на занятии

1. Качественно оцените реакцию среды водных растворов HCl и NaOH. Рассчитайтезначение рН их 0.01 М растворов, исходя из молярной концентра-

NH2CH3, H2PO4– , Cl– , SO42– , H2O.

5. Напишите формулы сопряженныхоснованийдля частиц: H2CO3, HCO3– , CH3NH3+, H2PO4– , H2O.

6.Напишите выражение константы диссоциациикислоты Ka, сопряженной

соснованием HCO3– .

29