Тестовые задания

Т7-1. Термодинамической функцией, которая характеризует степень неупорядоченности состояния системы, является

а) энтальпия;

б) внутренняя энергия;

в) энтропия;

г) теплоемкость.

Т7-2. Если для реакции NH₄NO₃(т) = N₂O(г) + 2 H₂O(г),

ΔН = 124,2 кДж; Δ G = 186,7 кДж, то она является

а) экзотермической и при стандартных условиях протекает в обратном направлении;

б) эндотермической и при стандартных условиях протекает в обратном направлении;

в) экзотермической и при стандартных условиях протекает в прямом направлении;

г) эндотермической и при стандартных условиях протекает в прямом направлении.

Т7-3. Уравнение реакции, происходящей с увеличением энтропии, имеет вид

а) N₂(г) + O₂(г) = 2NO(г);

б) 2H₂S(г) + 3О₂(г) = 2Н₂О(г) + 2SО₂(г);

в) СаО(т) + СО₂(г) = СаСО₃(т);

г) NH₄NO₂(т) = N₂(г) + 2 H₂O(г)

Т7-4. Термическое разложение нитрата калия по реакции

2KNO₃(к) = 2 KNO₂(к) + O₂(г)

а) сопровождается увеличением энтропии;

б) сопровождается уменьшением энтропии;

в) не приводит к изменению энтропии;

г) по уравнению реакции невозможно сделать вывод о характере изменения энтропии.

Т7-5. Не производя вычислений, указать, для каких процессов ΔS > 0

а) MgO(к) + H₂(г) = Mg(к) + H₂O(ж);

б) С(к) + СО₂(г) = 2СО(г);

в) 4HCl(г) + O₂(г) = 2Сl₂(г) + 2H₂O(г);

г) NH₄NO₃(к) = N₂O(г) + 2H₂O(г).

Т7-6. Если ΔH < 0 и ΔS < 0, то в каком случае реакция может протекать самопроизвольно?

а) |ΔH| > |ТΔS|;

б) |ΔH| < |ТΔS|;

в) |ΔH| = |ТΔS|;

г) |ΔH| >> |ТΔS|.

Т7-7. Изменение энтропии ΔS реакции

C₄H₈(г) + 6O₂(г) = 4CO₂(г) + 4H₂O(ж)

а) ΔS > 0;

б) ΔS < 0;

в) ΔS ≈ 0;

г) по уравнению реакции невозможно оценить знак изменении энтропии.

Т7-8. Знак ΔG таяния льда при 263 К

а) ΔG > 0;

б) ΔG = 0;

в) ΔG < 0;

г) ΔG >> 0.

Т7-9. Случай, при котором реакция неосуществима при любых температурах:

а) ΔH < 0, ΔS > 0;

б) ΔH < 0, ΔS < 0;

в) ΔH > 0, ΔS > 0;

г) ΔH > 0, ΔS < 0.

Т7-10. Термическое разложение карбоната кальция по реакции

CaCO₃(к) = CaO(к) + CO₂(г)

а) сопровождается увеличением энтропии;

б) сопровождается уменьшением энтропии;

в) не приводит к изменению энтропии;

г) по уравнению реакции невозможно сделать вывод о характере изменения энтропии.

Т7-11. Согласно постулату Планка

а) энтропия идеального кристалла при 0 К равна нулю;

б) энтропия повышается при превращении жидкости в газ;

в) энтропия повышается при плавлении кристаллов;

г) энтропия возрастает при увеличении массы вещества.

8. Химическая кинетика и равновесие

Кинетика - учение о скорости различных процессов, в том числе химических реакций. Критерием принципиальной осуществимости реакции является неравенство G < 0. Но это неравенство не является еще полной гарантией фактического течения процесса в данных условиях, не является достаточным для оценки кинетических возможностей реакции. Например, реакции

V₂O₂(г) + Н₂(г) = Н₂O(г);

2А1(к) + 3I₂(к) = 2АlI₃(к);

характеризуются отрицательными значениями ΔG при Т = 298 К и р = 101325 Па и, следовательно, возможны. Однако скорость их протекания настолько мала, что заметить их протекание практически невозможно. В стандартных условиях такие реакции идут только в присутствии катализатора.

Химические реакции протекают с различными скоростями. О скорости химических реакций судят по изменению концентрации реагирующих веществ в единицу времени. Среднюю скорость химической реакции в данном промежутке времени находят по формуле

где C₁  концентрация одного из реагирующих веществ в момент времени t₁;

C₂  концентрация этого же вещества к моменту времени t₂.

Истинная скорость V, т.е. скорость реакции в данный момент времени, выражается первой производной по времени

Основными факторами, влияющими на скорость реакции, являются концентрации реагирующих веществ и температура. Зависимость скорости химической реакции от концентрации реагирующих веществ выражается законом действующих масс:

Скорость химической реакции прямо пропорциональна произведению молярных концентраций реагирующих веществ, взятых в степенях, равных стехиометрическим коэффициентам соответствующих веществ в уравнении реакции.

Для реакции вида aA + bB + cC → dD + fF + … закон действующих масс можно математически записать так

где  C_A, C_B, C_C  концентрации веществ А, В, С (моль/дм³) в данный момент времени;

k  коэффициент пропорциональности, называемый константой скорости реакции.

Константа скорости представляет собой скорость реакции, когда концентрации всех исходных веществ равны 1 моль/ дм³. По характеру протекания реакции подразделяются на три группы: одномолекулярные, двухмолекулярные и трехмолекулярные. В одномолекулярных реакциях в отдельном акте изменение претерпевает одна молекула вещества. Схематично эти реакции можно записать так

А → В + С + …

По закону одномолекулярных реакций протекают многие химические реакции разложения, изомеризации, реакция инверсии тростникового сахара, радиоактивный распад, диффузия газов.

В двухмолекулярных реакциях в отдельном акте изменение претерпевают две одинаковые или две различные молекулы веществ

2А → В + С + D + …;

A + B → C + E + F + …

Трехмолекулярные реакции, т.е. реакции, в отдельном акте которых участвуют три одинаковые или три различные молекулы, наблюдаются сравнительно редко.

3A → B + E + F + …;

A + 2B → R + N + …;

A + B + C → M + P + …

Реакции, в которых участвуют более трех молекул, протекают ступенчато, по стадиям. Общая скорость таких сложных реакций определяется скоростью наиболее медленной из стадий.

Порядок реакции не всегда совпадает с молекулярностью. Его определяют опытным путем. Особенно это важно для сложных ступенчатых реакций, когда по суммарному уравнению химической реакции совершенно невозможно судить о механизме протекания процесса.

При решении задач следует считать, что порядок реакции по определенному веществу совпадает с его стехиометрическим коэффициентом в уравнении химической реакции.

Зависимость скорости химической реакции от температуры определяется правилом Вант-Гоффа: при повышении температуры на каждые десять градусов скорость реакции увеличивается в 2…4 раза.

где γ  температурный коэффициент скорости реакции, показывающий во сколько раз увеличивается скорость реакции при повышении температуры на 10 градусов.

Х имическое равновесие присуще обратимым химическим реакциям, протекающим как в прямом, так и в обратном направлениях. Химическое равновесие наступает, когда скорость прямой реакции станет равна скорости обратной реакции . Т.е. условием химического равновесия является равенство

Химическое равновесие имеет следующие характеристики.

1. Равновесное состояние наиболее устойчиво (наиболее вероятно), а переход к любому другому состоянию требует затраты работы.

2. Возможность подхода к состоянию равновесия с двух сторон.

3. Динамический характер равновесия: процессы при равновесии не прекращаются, а протекают в прямом и обратном направлении с одинаковой скоростью.

4. Подвижность равновесия: если на систему оказывается бесконечно малое воздействие, то система выходит из состояния равновесия. При устранении воздействия система возвращается в состояние равновесия.

5. Экстремальное значение соответствующих функций: S_max, G_min, F_min.

Пусть в химической реакции

aA + bB ↔ cC + dD,

участвуют идеальные газы: A, B, C, D. Тогда р_A, р_B, р_C, р_D  парциальные давления газов в равновесной смеси.

Математическое выражение для константы равновесия К_р будет являться также математическим выражением закона действующих масс:

Закон действующих масс показывает, что отношение произведений парциальных давлений продуктов реакций к произведению парциальных давлений исходных веществ есть величина постоянная при данной температуре.

Константа равновесия может быть выражена через концентрацию веществ:

Т.к. давление и концентрация твёрдых веществ являются величинами постоянными при данной температуре, то они не зависят от количества вещества, и поэтому не входят в константу равновесия. Например, для реакции

C(графит) + 2 Н₂(г) ↔ СН₄(г);

Смещение химического равновесия описывает принцип Ле-Шателье: если на систему, находящуюся в состоянии устойчивого равновесия, оказывается внешнее воздействие, изменяющее одно из условий определяющих положение равновесия, то равновесие смещается в ту сторону уменьшения внешнего воздействия.

1) Влияние температуры: повышение температуры означает, что к системе подводится тепло, равновесие при этом смещается в сторону процесса, идущего с поглощением тепла, то есть в сторону эндотермической реакции.

2) Влияние давления: увеличение давления смещает равновесие в сторону меньших объёмов, то есть меньшего числа молей газообразных веществ. Давление оказывает влияние только на реакции, в которых участвуют вещества в газообразном состоянии.

3) Разбавление смеси индеферентным газом, т.е. газом не участвующим в данной реакции (например, азотом), действует также как уменьшение давления.