4. Задачи для самостоятельного решения (выполнить письменно):

1.	Рассчитать тепловой эффект реакции: 2NaOH(к) + СО2(г) → Na2CO3(к) + Н2О(ж), если ΔНºобр. (NaOH) = -426,6 кДж/моль, ΔНºобр. (СО2) = -393,6 кДж/моль, ΔНºобр. (Nа2СO3) = -1129,3 кДж/моль, ΔНºобр. (H2O) = -285,8 кДж/моль
2.	Возможно ли самопроизвольное протекание реакции (подтвердить расчетами): SiO2(к) + 2NaOH(раствор) → Na2SiO3(к) + H2O(ж), если ΔGºобр (NaOH) = -415,5 кДж/моль, ΔGº обр (SiО2) = -803,75 кДж/моль, ΔGºобр (Nа2SiO3) = -1427,8 кДж/моль, ΔGº обр (H2O) = -237,5 кДж/моль
3.	Во сколько раз изменится скорость химической реакции 2SO2 + O2 = 2SO3, если концентрацию исходных веществ увеличить в 3 раза?
4.	Химическая реакция при 100 С заканчивается за 16 мин. При какой температуре она закончится за 1 мин, если температурный коэффициент скорости реакции = 2?
5.	В каком направлении сместится равновесие в системе: А) 2СO + O2 = 2СO2, ΔH = -566 кДж\моль Б) N2 + O2 = 2NO, ΔH = 180 кДж\моль при повышении давления, при понижении температуры?
6.	Как повлияет на равновесие следующих реакций: А) 2Н2 + О2 = 2Н2О, ΔH = -483,6 кДж\моль Б) СаСО3 (т) = СаО (т) + СО2 (г), ΔH = 179 кДж\моль повышение давления, повышение температуры?
7.	Указать, какими изменениями концентраций реагирующих веществ можно сместить вправо равновесие реакции СO2 + С (графит) = 2СO

9. Тематика рефератов по учебно-исследовательской работе студентов (УИРС).

	Химическая термодинамика – теоретическая основа изучения обмена веществ и энергии в живом организме.
	Особенности живых организмов, как объектов для термодинамических исследований.
	Кинетика биохимических реакций.
	Катализаторы в живом организме.
	Приложение принципа Ле-Шателье к газообмену в организме человека.
	Особенности равновесных процессов в живых организмах.

Лабораторная работа №1: „Зависимость скорости химической реакции от концентрации реагирующих веществ”.

Химическая реакция протекает по уравнению: Na₂S₂O₃ + H₂SO₄ → Na₂SO₄ + S + SO₂ + H₂O

Как видно из уравнения реакции, разложение тиосульфата в кислой среде сопровождается выделением серы (раствор мутнеет) и выделением газа (специфический запах). Время от начала опыта до достижения определенной степени помутнения раствора можно принять за время прохождения реакции.

Ход работы:

1 этап: В три стаканчика налить раствор тиосульфата натрия и дистиллированную воду, в количествах, указанных в таблице ниже. Затем в каждый из стаканчиков добавить при помешивании раствор серной кислоты. В каждом случае зафиксировать время от начала добавления серной кислоты до появления мутности, результаты отразить в таблице.

№ опыта	V (Na2S2O3) мл	V (H2O) мл	V (H2SO4) мл	Время появления мутности (с)	Скорость ( ), c-1
1	5	10	5
2	10	5	5
3	15	0	5

Сделать вывод о влиянии концентрации Na₂S₂O₃ на скорость реакции. Предположить порядок данной реакции по тиосульфату натрия.

2 этап: В три стаканчика налить раствор серной кислоты и дистиллированную воду, в количествах, указанных в таблице ниже. Затем в каждый из стаканчиков добавить при помешивании тиосульфата натрия раствор. В каждом случае зафиксировать время от начала добавления Na₂S₂O₃ до появления мутности, результаты отразить в таблице.

№ опыта	V (H2SO4) мл	V (H2O) мл	V (Na2S2O3) мл	Время появления мутности (с)	Скорость ( ), c-1
1	5	10	5
2	10	5	5
3	15	0	5

Сделать вывод о влиянии концентрации серной кислоты на скорость реакции. Предположить порядок данной реакции по серной кислоте.

Сделать суммарный вывод.

Лабораторная работа №2: «Влияние температуры и концентрации веществ на смещение химического равновесия».

Опыт №1. Влияние концентрации на смещение химического равновесия.

На примере реакции между FeCl₃ и KSCN рассмотрим действие концентрации на смещение химического равновесия:

FeCl₃ + 3KSCN ↔ Fe(SCN)₃ + 3KСl

Желт. Бесцв. Красн. Бесцв.

В химический стакан прибавить 5 мл раствора FeCl₃ (С = 0,02 моль/л) и 5 мл раствора KSCN (С = 0,02 моль/л). Отметить образование раствора кроваво-красного цвета. Разлить полученный раствор на 4 пробирки. Первая пробирка – эталон окраски. Во вторую добавить 3-4 капли насыщенного раствора KSCN и перемешать, в третью добавить 3-5 капель насыщенного раствора FeCl_3, в четвёртую добавить на шпателе небольшое количество кристаллического KСl. Отметить изменение окраски в каждой пробирке по сравнению с эталоном. Результаты опыта представить в виде таблицы. Сделать вывод о влиянии изменения концентрации веществ на смещение химического равновесия.

№ пробирки	Добавленное вещество	Наблюдение	Выводы
1	-	эталон	-
2	KSCN
3	FeCl3
4	KCl

Опыт №2. Влияние температуры на смещения химического равновесия.

Для опыта воспользуемся реакцией образования йодкрахмала: I₂ + крахмал ↔ йодкрахмал ∆H<0

В две пробирки налить по 4 мл раствора крахмала и по 2 капли раствора йода, перемешать, отметить изменение окраски. Первая пробирка – контрольная. Вторую пробирку нагреть над пламенем горелки до обесцвечивания раствора. Охладить пробирку с раствором и наблюдать изменение окраски. Как изменяется окраска раствора в нагретой пробирке по сравнению с холодной?

На основе полученных результатов наблюдений сделать вывод о смещении химического равновесия под влиянием изменения температуры в соответствии с принципом Ле-Шателье.

Занятие №5 Тема: «Окислительно–восстановительные взаимодействия. Гальванические элементы. Определение окислительно-восстановительных потенциалов».