![](/user_photo/2706_HbeT2.jpg)
- •Часть I
- •Тема 1. Периодический закон и периодическая система элементов д.И. Менделеева Задания 1-20 (таблица 3) 8
- •1. Общие методические указания.
- •2. Рекомендуемая литература
- •3. Задания
- •Тема 1. Периодический закон и периодическая система элементов д.И. Менделеева Задания 1-20 (таблица 3)
- •Контрольные задания.
- •Тема 2. Химическая связь и строение молекул Задания 21-40 (таблица 4)
- •Контрольные задания
- •Тема 3. Энергетика химических процессов Задания 41-60 (таблица 5)
- •Контрольные задания.
- •Тема 4. Химическая кинетика, катализ и химическое равновесие Задания 61 – 80 (таблица 6)
- •Контрольные задания
- •Тема 5. Истинные растворы и способы выражения концентраций растворов Задания 81 – 100 (таблица 7) Контрольные задания
- •Тема 6. Физические свойства растворов Задания 101 – 120 (таблица 8)
- •Тема 7. Реакции обменного разложения в растворах электролитов Тема 7.1. Обменные ионно-молекулярные реакции, их использование в химическом анализе Задания 121 – 140 (таблица 9) Контрольные задания.
- •Тема 7.2. Гидролиз солей Задание 141 – 160 (таблица 10)
- •Контрольные задания
- •Тема 8. Гетерогенные химические системы и поверхностные явления в них Задания 161а – 180а, 161б – 180б (таблица 11)
- •Контрольные задания (а)
- •Контрольные задания (б)
- •Тема 9. Окислительно-восстановительные реакции и их использование в химическом анализе Тема 9.1. Овр с участием сложных веществ Задания 181 – 200 (таблица 12)
- •Контрольные задания.
- •Тема 9.2. Овр с участием металлов Задания 201 – 220 (таблица 13)
- •Контрольные задания
- •Тема 10. Электрохимические системы Тема 10.1. Электродные потенциалы и гальванические элементы Задания 221 – 240 (таблица 14)
- •Контрольные задания.
- •Тема 10.2. Коррозия металлов Задания 241 – 260
- •Контрольные задания
- •Тема 10.3. Электролиз Задания 261 – 280
- •Контрольные задания
- •Тема 11. Органические соединения и полимеры Задания 281 – 300 (таблица 15) Контрольные задания
Тема 3. Энергетика химических процессов Задания 41-60 (таблица 5)
Пример.
Реакция горения этана выражена термодинамическим уравнением:
C2H6(г) + 3,5 O2(г) = 2 CO2(г) + 3 H2O(ж);
=
-1559,87 кДж/моль. Вычислите энтальпию
образования этана, если известны
стандартные энтальпии образования:
CO2
(г) = -393,57 кДж/моль
H2O(ж)
=
-285,84 кДж/моль
Решение: Используя следствие из закона Гесса, можно записать:
,
откуда
Подставим табличные значения термодинамических величин и зная, что энтальпии образования простых веществ равны нулю, получаем:
Реакция
горения этана экзотермическая т.к.
Контрольные задания.
На основании стандартных энтальпий образования и абсолютных стандартных энтропий (таблица 21) соответствующих веществ вычислите изменение энергии Гиббса и температуру равновесного состояния указанной в таблице 5 реакции, а так же возможность протекания данной реакции в прямом направлении при стандартных условиях.
Таблица 4
№ |
Уравнение |
41 |
CO2(г) + 4H2(г) = CH4(г) + 2H2O(ж) |
42 |
Fe2O3(к) + 3H2(г) = 2Fe(к) + 3H2O(г) |
43 |
PCl5(г) = PCl3(г) + Cl2(г) |
44 |
CO(г) + 3H2(г) = CH4(г) + H2O(г) |
45 |
C2H4(г) + 3O2(г) = 2H2O(ж) + 2CO2(г) |
46 |
2CH4(г) = C2H2(г) + 3H2(г) |
47 |
C(к) + O2(г) = CO2(г) |
48 |
Аl2O3(к) + H2(г) = Al(к) + H2O(г) |
49 |
N2(г) + 3H2(г) = 2NH3(г) |
50 |
2CO(г) + O2(г) = 2CO2(г) |
51 |
CO(г) + H2O(ж) = CO2(г) + H2(г) |
52 |
CO(г) + Cl2(г) = 2COCl2(г) |
53 |
2C2H6(г) + 7O2(г) = 6H2O(ж) + 4CO2(г) |
54 |
CaO(к) + H2O(ж) = 2Ca(OH)2(к) |
55 |
CaCO3(к) = CaO(к) + CO2(г) |
56 |
2H2O2(ж) = 2H2O(ж) + O2(г) |
57 |
О2(г) +4HCl(г) = 4HCl(г) + 2H2O(ж) |
58 |
NH4Cl(к) + NaOH(к) = NaCl(к) + NH3(г) + H2O(г) |
59 |
2ZnS(к) + 3O2(г) = 2ZnO(к) + 2SO2(г) |
60 |
2C2H2(г) + 5O2(г) = 2H2O(ж) + 4CO2(г) |
Тема 4. Химическая кинетика, катализ и химическое равновесие Задания 61 – 80 (таблица 6)
Пример 1.
Как
изменится скорость химической реакции
между азотом и водородом N2(г)
+ 3H2(г)
2NH3(г),
если, не изменяя температуру, уменьшить
давление системы в 2 раза?
Решение: По закону действующих масс
V = k[N2][H2]3.
Для уменьшения давления системы в 2 раза, объем ее следует увеличить в 2 раза. При этом во столько же раз уменьшиться концентрация каждого из участвующих в реакции компонентов. Концентрация азота будет равна [N2]/2 и водорода [H2]/2. Скорость химической реакции при этих условиях будет:
V’ = k[N2/2][H2/2]3 = 1/16k[N2][H2]3
и соотношение скоростей
При уменьшении давления в системе в 2 раза скорость химической реакции между азотом и водородом уменьшиться в 16 раз.
Пример 2.
Напишите выражение константы равновесия для гетерогенной системы
SO2(г)
+ 2H2S(г)3S(т)
+ 2H2O(г)
Как следует изменить концентрацию и давление, чтобы сместить равновесие в сторону обратной реакции?
Решение: Концентрация твердого вещества в уравнении закона действующих масс не учитывается, следовательно:
Vпр = k1[SO2][H2S]2
Vобр = k2[H2O]2
Руководствуясь принципом Ле-Шателье, который гласит: «Если на систему, находящуюся в равновесии, оказать какое-либо воздействие, то в результате протекающих в ней процессов равновесие сместится в направлении, уменьшающем это воздействие», приходим к выводу, что для смещения равновесия в сторону обратной реакции надо увеличить концентрацию водяного пара или уменьшить концентрацию SO2 и H2S.