Экзаменационный билет №1

1. Характеристика свойств элемента и его соединений по электронной формуле и по положению в периодической системе элементов.

2. Найдите константу равновесия системы, в которой протекает процесс: 2Fe³⁺ + Sn²⁺  2Fe²⁺ + Sn⁴⁺, если известно: ⁰(Fe³⁺/Fe²⁺) = +0,77 В; ⁰(Sn⁴⁺/Sn²⁺) = +0,15 В Приведите процессы окисления, восстановления.

Сравнивая величины стандартных окислительно-восстановительных потенциалов, видим, что Fe³⁺ — более сильный окислитель, чем Sn⁴⁺. Поэтому в системе будут идти следующие процессы:

Fe³⁺ + e^–  Fe²⁺ — восстановление

Sn²⁺ – 2e^–  Sn⁴⁺ — окисление

Суммарная схема процесса:

2Fe³⁺ + Sn²⁺  2Fe²⁺ + Sn⁴⁺

Вычисляем ЭДС.

E = ⁰(Fe³⁺/Fe²⁺) – ⁰(Sn⁴⁺/Sn²⁺) = 0,77 – 0,15 = 0,62 В.

Вычисляем константу равновесия.

lg K = nE / 0,059

n — наименьшее общее кратное чисел электронов в полуреакциях окисления и восстановления.

lg K = 2 · 0,62 / 0,059 = 21,0

K = 10²¹.

3. Определите изменение внутренней энергии системы при испарении 250 г воды при 290 К, допуская, что пары воды подчиняются законам идеальных газов. Удельная теплота парообразования воды при этой температуре составляет 2451 Дж/К

Изменение внутренней энергии ΔU = Q – W, где Q — теплота, подведенная к системе, W — работа.

Определяем теплоту испарения 0,250 кг воды.

Q = m · L_исп = 0,250 · 2451 = 612,75 кДж.

Испарение происходит при постоянном давлении, поэтому работа испарения равна:

W = p(V₂ – V₁)

V₂ — объем газообразной фазы, V₁ — объем жидкой фазы.

Объемом жидкой фазы пренебрегаем, так как объем жидкости при температурах, далеких от критической, значительно меньше объема пара.

Объем газообразной фазы определяем по закону идеального газообразного состояния:

V₂ = nRT / p

Здесь T — нормальная температура кипения, равная для воды 373,15 К.

Найдем количество воды, учитывая молярную массу, равную 18,01 г/моль.

n = m(H₂O) / M(H₂O) = 250 / 18,01 = 13,88 моль.

W = pnRT / p = nRT = 13,88 · 8,314 · 373,15 = 43061 Дж = 43,06 кДж.

Изменение внутренней энергии:

ΔU = Q – W = 612,75 – 43,06 = 569,69 кДж.

Экзаменационный билет №2

1. Ковалентная химическая связь. Механизмы её образования, характеристика ковалентной связи.

2. Во сколько раз изменится (увеличится или уменьшится) скорость реакции при 298к, если применение катализатора изменяет энергию активации этой реакции на 4 кДж/моль?

Записываем уравнение Аррениуса для двух энергий активации.

K₁ = Ae^–E1/RT.

K₂ = Ae^–E2/RT.

E — энергия активации.

Находим отношение констант скоростей реакции

Логарифмируем полученное выражение:

= 1,61

Находим отношение констант:

= 5,03

Скорость реакции увеличится в 5 раз.

3. Возможно ли устойчивое существование оксидов: CuO; ZnO; SnO2 в атмосфере водорода? Ответ подтвердите термодинамическими расчётами соответствующих процессов

Запишем возможные процессы:

1) CuO(т) + H₂(г) = Cu(т) + H₂O(ж)

Вычисляем G⁰, учитывая равенство нулю величины изобарно-изотермического потенциала для простых веществ.

G⁰ = G⁰(H₂O, ж) – G⁰(CuO, т) = –237,24 – (–129,4) = –107,84 кДж.

G⁰ < 0, реакция идет в прямом направлении, устойчивое существование CuO в атмосфере водорода невозможно.

2) ZnO(т) + H₂(г) = Zn(т) + H₂O(ж)

G⁰ = G⁰(H₂O, ж) – G⁰(ZnO, т) = –237,24 – (–320,7) = 83,46 кДж.

G⁰ > 0, реакция идет в обратном направлении, устойчивое существование ZnO в атмосфере водорода возможно.

3) SnO₂(т) + 2H₂(г) = Sn(т) + 2H₂O(ж)

G⁰ = 2G⁰(H₂O, ж) – G⁰(SnO₂, т) = 2 · (–237,24) – (–519,9) = 45,42 кДж.

G⁰ > 0, реакция идет в обратном направлении, устойчивое существование SnO₂ в атмосфере водорода возможно.