- •Для лабораторных и практических занятий студентов 1 курса всех специальностей очной формы обучения. Часть 1
- •2009 Г.
- •1.Классы неорганических соединений.
- •1.1. Составьте эмпирические и графические формулы оксидов:
- •1.3. Напишите уравнения реакций солеобразования, доказывающие характер оксидов (кислотный, основной, амфотерный), указанных в разделе 1.2.
- •1.4. Составьте формулы оснований следующих элементов:
- •1.5. Назовите кислоты в соответствии с международной номенклатурой. Напишите их графические формулы:
- •1.11. Напишите уравнения реакций, при помощи которых можно осуществить следующие превращения:
- •2. Простейшие химические расчеты.
- •2.1. Определите массу одной молекулы (грамм):
- •2.2. Определите, сколько молекул содержится в данной массе вещества:
- •2.3. Определите массу вещества (грамм), содержащегося при н.У. В данном объеме вещества:
- •2.4. Определите объем (л), занимаемый при н.У.:
- •2.5. Определите массу (в граммах):
- •2.6. Сколько молей составляют:
- •2.7. Определите массу (в граммах):
- •2.8. Определите, сколько молей эквивалентов составляют:
- •3. Строение атома и химическая связь.
- •3.1. Ответьте на вопросы:
- •3.2. Составьте электронные формулы атомов следующих элементов:
- •3.4. Напишите значения четырех квантовых чисел для валентных электронов атомов элементов, указанных в разделе 3.2.
- •3.6. Распределите валентные электроны по квантовым ячейкам в возбужденном состоянии атомов элементов, указанных в разделе 3.2.
- •3.7. Рассмотрите образование химических связей в молекулах с точки зрения метода валентных связей (мвс):
- •3.8. Составьте энергетические диаграммы и определите порядок связи в следующих частицах:
- •4. ТермодинамИческие и теРмохимические расчеты.
- •4.2. Вычислите количество тепла (кДж), выделяющееся при образовании из простых веществ в стандартных условиях:
- •5.ХимичесКая кинетика
- •5.1. Напишите математическое выражение закона действующих масс для реакций:
- •5.2. Зависимость скорости химической реакции от концентрации реагирующих веществ
- •5.3. Зависимость скорости химической реакции от температуры процесса
- •5.4. Кинетические расчеты
- •6. Химическое равновесие. Смещение химического равновесия
- •6.1. В соответствии с принципом Ле-Шателье, обоснуйте, в каком направлении сместится равновесие реакции
- •6.2. В соответствии с принципом Ле-Шателье, обоснуйте, в каком направлении сместится равновесие реакции
- •6.3. Константа химического равновесия
- •6.4. Равновесные концентрации
- •1. Классы неорганических соединений. 3
6.3. Константа химического равновесия
а) Напишите выражение константы равновесия реакции:
01 – A(г) + 2B(г) AB2(г) 03 – 2NO2(г) 2NO(г) + O2(г) 05–4HCl(г) + O2(г)2H2O(г) + 2Cl2(г) 07 – 2SO2(г) + O2(г) 2SO3(г) 09 – CH4(г) + CO2(г)2CO(г) + 2H2(г) 11 – CO(г) + Cl2(г) COCl2(г) 13 – N2(г) + 2O2(г) 2NO2(г) |
02 – 2C(тв) + O2(г) 2CO(г) 04–3Fe(тв)+4H2O(г)Fe3O4ТВ)+4H2(г) 06 – H2(г) + S(тв) H2S(г) 08 – 2HI(г) + O2(г) I2(тв) + 2H2O(ж) 10 – 2S(тв) + 3O2(г) 2SO3(г) 12 – 2P(тв) + 3H2(г) 2PH3(г) 14 – 2A(г) + 3B(ж) 2C(ж) + D(тв) |
б) Напишите выражение константы равновесия реакции, как изменится (уменьшится или увеличится) ее величина при понижении температуры:
15 – 2CO(г) CO2(г) + C(тв) 16 – 2HCl(г) H2(г) + Cl2(г) 17 – 2HBr(г) H2(г) + Br2(г) 18 – 2H2(г) + O2(г) 2H2O(г) 19 – FeO(тв) + CO(г) Fe(тв) + СO2(г) 20 – 2SO2(г) + O2(г) 2SO3(г) 21 – CO2(г) + H2(г) CO(г) + H2O(г) 22 – C2H2(г) + H2(г) 2CH4(г) |
Н0 = − 172,5 кДж; Н0 = 184,6 кДж; Н0 = 72,6 кДж; Н0 = − 483,6 кДж; Н0 = − 18,2 кДж; Н0 = − 197,8 кДж; Н0 = 41,2 кДж; Н0 = − 376,6 кДж; |
в) Напишите выражение константы равновесия реакции, как изменится ее величина (уменьшится или увеличится) при повышении температуры:
23 – 2NO(г) + O2(г) 2NO2(г) 24 – N2(г) + O2(г) 2NO(г) 25 – 2SO3(г) 2SO2(г)_+ O2(г) 26 – 2НF(г) H2(г) + F2(г) 27 – N2(г) + 3H2(г) 2NH3(г) 28 – N2O4(г) 2NO2(г) 29 – 2HI(г) H2(г) + I2(г) 30 – CO2(г) + C(тв) 2CO(г) |
Н0 = − 113,6 кДж; Н0 = 180,6 кДж; Н0 = 197,8 кДж; Н0 = 541,4 кДж; Н0 = − 92,4 кДж; Н0 = 57,4 кДж; Н0 = − 53,2 кДж; Н0 = 172,5 кДж; |
6.4. Равновесные концентрации
а) Равновесная концентрация первого исходного вещества равна 0,1 моль/л, продукта реакции – 0,5 моль/л, константа равновесия процесса, К= 2,0. Определите равновесную концентрацию второго исходного вещества в реакции:
01 – H2(г) + Br2(г) 2HBr(г) 03 – 2NO(г) + Cl2(г) 2NOCl(г) 05 – 2SO2(г) + O2(г) 2SO3(г) |
02 – PCl3(г) + Cl2(г) PCl5(г) 04 – O2(г) + 2H2(г) 2H2O(г) 06 – N2(г) + O2(г) 2NO(г) |
б) Равновесная концентрация второго исходного вещества равна 0,1 моль/л, продукта реакции – 0,4 моль/л, константа равновесия процесса, К = 2,0. Определите равновесную концентрацию первого исходного вещества в реакции:
07 – H2(г) + Br2(г) 2HBr(г) 09 – O2(г) + 2CO(г) 2CO2(г) 11 – C2H4(г) + H2(г) C6H6(г) |
08 – 2NO(г) + Cl2(г) 2NOCl(г) 10 – CO(г) + Cl2(г) COCl2(г) 12 – A(г) + 2B(г) AB2(г) |
в) Определите исходные концентрации реагирующих веществ, если при состоянии равновесия концентрация первого вещества равна 1,0 моль/л, второго – 0,2 моль/л, а продукта реакции – 3,0 моль/л:
13 – H2(г) + Br2(г) 2HBr(г) 15 – 2NO(г) + O2(г) 2NO2(г) 17 – O2(г) + 2SO2(г) 2SO3(г) |
14 – CO(г) + Cl2(г) COCl2(г) 16 – N2(г) + 3H2(г) 2NH3(г) 18 – 2H2(г) + O2(г) 2H2O(г) |
г) Равновесная концентрация исходного вещества равна 0,06 моль/л, первого продукта реакции – 0,24 моль/л, а второго – 0,12 моль/л. Найдите константу равновесия процесса, К и исходную концентрацию вещества в левой части уравнения реакции:
19 – 2NO2(г) 2NO(г) + O2(г) 21 – 2SO3(г) 2SO2(г) + O2(г) |
20 – 2NOCl(г) 2NO(г) + Cl2(г) 22 – 2AB(г) 2A(г) + B2(г) |
д) Равновесная концентрация продукта реакции равна 0,4 моль/л, константа равновесия процесса, К = 0,8. Найдите равновесную и исходную концентрацию вещества в левой части уравнения реакции:
23 – N2O4(г) 2NO2(г) |
24 – I2(г) 2I(г) |
е) Концентрация исходного вещества равна 2,5 моль/л. Вычислите константу равновесия реакции, К, если равновесие установилось после того, как 20% вещества прореагировало:
25 – PCl5(г) PCl3(г) + Cl2(г) 27 – Br2(г) 2Br(г) 29 – 2NH3(г) N2(г) + 3H2(г) |
26 – 2SO3(г) 2SO2(г) + O2(г) 28 – 2NOF(г) 2NO(г) + F2(г) 30 – 2HI(г) H2(г) + I2(г) |
Содержание