Добавил:

Upload Опубликованный материал нарушает ваши авторские права? Сообщите нам.

Вуз:

Гродненский государственный университет им. Я. Купалы

Предмет:

[НЕСОРТИРОВАННОЕ]

Файл:

Slyshenkov_Rabochaja_tetrad

.pdf

Скачиваний:

Добавлен:

18.02.2016

Размер:

434.52 Кб

Скачать

☆

<<< < Предыдущая 1 2 34 / 54 5 > Следующая >>>

________________________________________________________________________________

Опыт 2. Получение золя гидроксида железа (III).

В конической микроколбе нагрейте до кипения 10 мл дистиллированной воды. Отмерьте пипеткой 1 мл 2 %-го раствора хлорида железа (III) и небольшими порциями вылейте в кипящую воду. Кипячение раствора продолжите 2 — 3 мин. Что получается? Образование гидрозоля гидроксида железа (III) происходит благодаря гидролизу соли. Раствор сохраните для следующих опытов. Опишите наблюдения, составьте уравнение реакции и мицеллу золя гидроксида железа:

________________________________________________________________________________

Опыт 3. Получение золя серы.

Поместите в пробирку около 1 мл дистиллированной воды и прибавьте 6 — 8 капель раствора серы в абсолютном спирте. Наблюдайте мутно-голубую опалесценцию золя серы, а через некоторое время образование осадка. Почему образуется осадок? Является ли золь серы устойчивым? Опишите наблюдения, изобразите строение мицеллы золя:

________________________________________________________________________________

Опыт 4. Получение золя иодида серебра.

К 5 мл 0,002 М раствора иодида калия прибавьте 0,5 мл 0,01 М раствора нитрата серебра и взболтайте. Получается мутный желтоватый золь с отрицательным зарядом частиц (избыток иодида калия). Опишите наблюдения, составьте уравнение реакции и изобразите строение мицеллы золя:

________________________________________________________________________________

Опыт 5. Получение эмульсии масла в воде.

Налейте в пробирку около 1 мл дистиллированной воды, добавьте 6—8 капель растительного масла, закройте пробкой и сильно встряхните. Наблюдайте образование неустойчивой эмульсии, (капельки масла сливаются друг с другом). После этого внесите в пробирку 6—8 капель 1 %-го раствора мыла и сильно встряхните ее. Опишите наблюдения:

_______________________________________________________________________________________

PDF created with pdfFactory Pro trial version www.pdffactory.com

Опыт 6. Получение гидрофильных золей и некоторые их свойства.

Лиофильные золи получают путем растворения высокомолекулярных веществ в соответствующих растворителях: белков в воде, каучука в бензоле, целлюлозы в эфире и т.д. Из этих веществ наибольшее биологическое значение имеют воднорастворимые (гидрофильные) золи белков, крахмала, гликогена и др.

А) Получение золя крахмала. 0,5 г крахмала тщательно разотрите в фарфоровой ступке, перенесите в фарфоровую чашечку и перемешайте с 10 мл дистиллированной воды, после чего добавьте еще 90 мл воды. Затем при постоянном помешивании доведите полученную смесь крахмала в воде до кипения. Раствор сохраните для следующих опытов. Опишите наблюдения:

________________________________________________________________________________

В) Получение золя яичного альбумина. В мерную колбу на 100 мл внесите 10 г предварительно растертого в ступке яичного альбумина (порошка) или белок куриного яйца. Залейте белок 40—50 мл холодной дистиллированной воды и взболтайте до полного растворения. Затем долейте в колбу воды до метки. Раствор сохраните для следующих опытов. Опишите наблюдения:

________________________________________________________________________________

__________________________________________________________________________

С) Исследование устойчивости гидрофильных растворов к нагреванию и электролитам.

1. В две пробирки налейте по 5 мл полученных растворов гидрофильных золей и нагрейте до кипения. Отметьте, какой из испытуемых золей является устойчивым к нагреванию. Опишите наблюдения:

_______________________________________________________________________________

2. В одну пробирку налейте 5 мл золя берлинской лазури, полученного в предыдущей работе.

Вдве другие пробирки налейте по 5 мл гидрофильных золей: крахмала и яичного альбумина.

Вкаждую из пробирок по каплям добавьте насыщенный раствор сульфата аммония до коагуляции коллоидного раствора, отмечая количество электролита, необходимое для коагуляции каждого раствора. Опишите наблюдения:

________________________________________________________________________________

PDF created with pdfFactory Pro trial version www.pdffactory.com

Опыт 7. Получение золя сульфата бария с положительным зарядом гранулы.

К 5 мл 5 % раствора хлорида бария по каплям добавьте 5 % раствор сульфата натрия. Напишите уравнение реакции и схему мицеллы. Раствор сохраните для следующих

опытов.

________________________________________________________________________________

Опыт 8. Получение золя сульфата бария с отрицательным зарядом ранулы.

К 5 мл 5 % раствора сульфата натрия по каплям добавьте 5 % раствор хлорида бария. Запишите уравнение реакции и схему мицеллы. Раствор сохраните для следующих

опытов.

________________________________________________________________________________

Опыт 9. Коагуляция золей.

Втри цилиндрические пробирки возьмите по 5 капель коллоидного раствора гидроксида железа, приготовленного ранее. Затем в каждую пробирку прибавьте по каплям до появления мути или осадка следующие растворы солей: в первую пробирку NaCl, во вторую

Na2SO4 и в третью NaH2PO4. В какой пробирке коагуляция протекает быстрее? Почему?

________________________________________________________________________________

Опыт 10. Взаимная коагуляция золей.

К золю сульфата бария с отрицательным зарядом гранулы прибавьте по каплям золь сульфата бария с положительным зарядом гранулы. Перед взятием золей они должны быть хорошо перемешаны. Объясните выпадение осадка.

________________________________________________________________________________

Опыт 11. Защитное действие стабилизаторов золей.

Втри цилиндрические пробирки возьмите по 5 капель коллоидного раствора гидроксида железа, приготовленного ранее. Добавьте по 5 капель 0,5 %-го раствора желатина. Затем в каждую пробирку прибавьте по каплям до появления мути или осадка следующие растворы

солей: в первую пробирку NaCl, во вторую Na2SO4 и в третью NaH2PO4. Таким же путем испытать действие 0,5 %-го раствора крахмала. Сопоставить защитное действие желатина и

крахмала для золя Fe(OH)3. Сопоставьте результаты данного опыта с результатами опыта № 6.

________________________________________________________________________________

PDF created with pdfFactory Pro trial version www.pdffactory.com

________________________________________________________________________________

Выводы.

______________________________________________________________________________

Вопросы.

1.Какие существуют способы получения дисперсных систем?

_______________________________________________________________________________

2.Какие свойства дисперсных систем относятся к оптическим, к кинетическим, почему?

_______________________________________________________________________________

3.Какие системы относятся к грубодисперсным системам и почему?

_______________________________________________________________________________

PDF created with pdfFactory Pro trial version www.pdffactory.com

План занятия №1

«______»____________200____г.

Тема: «МКТ, основные понятия термодинамики, первый закон термодинамики»

I.Вопросы для обсуждения

1.Законы идеальных газов. Уравнение Клапейрона – Менделеева. Универсальная газовая постоянная. Закон Дальтона. Реальные газы. Уравнения Ван-дер-Ваальса.

2.Первый закон термодинамики. Основные формулировки и аналитическое выражение. Связь с законом сохранения энергии. Внутренняя энергия системы. Определение, свойства.

3.Внутренняя энергия идеальных газов. Работа расширения при различных процессах.

4.Энтальпия как функция состояния системы. Определение, свойства.

5.Термохимия. Тепловой эффект химической реакции. Закон Гесса как следствие 1 закона термодинамики. Методы экспериментального определения и расчета тепловых эффектов.

6.Энтальпия образования. Теплота образования. Стандартные величины. Расчет тепловых эффектов с использованием стандартных величин. Зависимость теплового эффекта реакции от температуры.

7.Закон Кирхгофа (дифференциальная и интегральная формы). Расчет теплоты процесса при наличии фазовых переходов.

II.Решение типовых задач

1.Определение параметров состояния (P,V,T) и связанных с ним величин (m, M, n) для идеальных, реальных газов и газовых смесей.

2.Расчет молекулярно-кинетических характеристик газов.

3.	Определение A, Q, U при прохождении изопроцессов в идеальном газе.

4.Определение тепловых эффектов химических реакций при определенной температуре.

5.Определение зависимости тепловых эффектов химических реакций от температуры.

III. Выполнение лабораторной работы по плану

IV. Задание на дом

1.Подготовиться к обсуждению вопросов занятия №2 «Второй закон термодинамики, энтропия».

2.Решить задачи [10] с.14 № 7, 23, 24, с.21 № 7, 8, 13, с. 27 № 24, 29, 32, 36, 44.

3.Подготовиться к лабораторной работе по плану.

4.Подготовиться к контрольной работе по теме занятия № 1.

Задачи занятия №1

1.(107). Вычислить давление, которое создает 3 кмоль диоксида серы, находящегося в объеме 10 м3 при 100 ºС, использовав для этого уравнения состояния идеального и реального газов. Сопоставить полученные результаты и сделать заключение о возможности применения в расчетах при заданных условиях уравнения Менделеева – Клапейрона.

2.(116). Вычислить объем 1 кмоль кислорода при -50 ºС и 1,0154*108 Па, определив по критическим параметрам для кислорода коэффициент сжимаемости.

3.(119). В баллоне вместимостью 20 л при 18 ºС находится смесь из 28 г кислорода и 24 г аммиака. Определить парциальные давления каждого из газов, общее давление смеси, среднюю молярную массу смеси, объемные доли компонентов смеси.

4.(163). Средняя массовая теплоемкость паров бензола в пределах температур 85 – 115 ºС (при нормальном атмосферном давлении) равна 1,257 кДж/(кг*К). Вычислить средние молярные теплоемкости бензола при постоянных давлении и объеме и коэффициент Пуассона.

5.(189). Определить средние молярную, массовую и объемную теплоемкости оксида углерода при постоянном объеме от 0 до 500 ºС, если в интервале температур от 0 до

1500 ºС Cp(co)=29,08 +0,002818T.

PDF created with pdfFactory Pro trial version www.pdffactory.com

6.(201). Определить изменение внутренней энергии при испарении 90 г воды при температуре ее кипения. Скрытая теплота парообразования воды 40714,2 Дж/моль, удельный объем водяного пара 1,699 л/г. Давление нормальное, объемом жидкости пренебречь.

7.(204). Вычислить изменение внутренней энергии при охлаждении 3 кг кислорода от 200 до 0 ºС, если теплоемкость его при постоянном объеме в пределах от 0 до 1000 ºС выражается линейным уравнением Сv= 0,6527+0,00025448 T кДж/(кг*К).

8.(212). Какое количество теплоты выделится при изотермическом сжатии идеального газа от 24 до 3 л, если он был взят при 17 ºС и 1,454*105 Па?

9.(220). В баллоне вместимостью 100 л находится воздух под давлением p1=5*106 Па при

t1=20 ºC. Определить работу, которая может быть получена при расширении воздуха до давления окружающей среды р2=0,1*106 Па по изотерме и по адиабате. Вычислить конечные объемы воздуха (V2) при изотермическом и адиабатическом процессах.

10.(5). Вычислить интегральную теплоту растворения хлорида аммония, если при растворении 1,473 г этой соли в 528,5 г воды температура понизилась на 0,174 ºС. Массовая теплоемкость полученного раствора 4,109 Дж/г*К. Теплоемкость калориметра 181,4 Дж/К.

11.(6). Определить энтальпию 100 кг жидкого алюминия при 800 ºС, если теплота плавления 361 кДж/кг, массовая теплоемкость жидкого алюминия 1,19 кДж/кг*К,

температура плавления алюминия 659 ºС истинная теплоемкость твердого алюминия в интервале температур 0 – 659 ºС Ств=0,887+5,18*10-4 Т.

План занятия №2

«______»____________200____г. I. Повторение темы занятия №1

Контрольная работа №1 по теме: «МКТ, основные понятия термодинамики, первый закон термодинамики»

II. Тема занятия №2: «Второй закон термодинамики, энтропия» Вопросы для обсуждения

1.Второе начало термодинамики. Основные формулировки и аналитические выражения. Статистический характер второго начала термодинамики.

2.Цикл Карно. КПД тепловой машины Карно. Абсолютная температура. Постулат о существовании температуры.

3.Энтропия, ее определение и свойства. Изменение энтропии при различных обратимых процессах.

4.Изменение энтропии при необратимых процессах. Расчет изменения энтропии для необратимых процессов.

5.Тепловая теорема Нернста. Постулат Планка. Расчет абсолютных энтропий. Стандартные энтропии.

6.Выражение энтропии через термодинамическую вероятность системы. Формула Больцмана. Энтропия как термодинамический критерий самопроизвольности процессов в изолированной системе.

7.Характеристические функции. Условия самопроизвольного протекания процессов. Условия равновесия. Энергия Гиббса Энергия Гельмгольца. Определение, связь с максимальной работой. Стандартная энергия Гиббса образования вещества.

III.Решение типовых задач

1.Расчет изменения энтропии при простейших изопроцессах в идеальном газе.

2.Расчет изменения энтропии при фазовых переходах первого рода.

3.Определение направления протекания процесса в изолированной и неизолированной системах.

4. Расчет S и G химических реакций при стандартной и заданной температурах.

PDF created with pdfFactory Pro trial version www.pdffactory.com

IV. Выполнение лабораторной работы по плану

V. Защита лабораторной работы

VI. Задание на дом

1.Подготовиться к обсуждению вопросов занятия № 3 «Применение термодинамики к химическому и фазовому равновесию».

2.Решить задачи [10]: с.33, № 49, 52, 57, 59.

3.Подготовиться к лабораторной работе по плану.

4.Подготовиться к контрольной работе по теме занятия № 2.

Задачи занятия № 2

1.(4).Рассчитать тепловой эффект сгорания диэтилового эфира по энергиям разрыва связей при 298 К. Теплота испарения эфира 26,2 кДж/моль, а теплота испарения воды 44,0 кДж/моль.

2.(1).Определить теплоту сгорания этилена

C2H4+3O2=2CO2+2H2OЖ , если известно:

1)2CТВ+2H2=C2H4-62,01 кДж/моль

2)CТВ+O2=CO2+393,9 кДж/моль

3)H2+1/2O2=H2OЖ+284,9 кДж/моль

3.(243). Вычислить тепловые эффекты Qp и Qv, изменение энтропии ( S), потенциалов

F, G для реакци: С2Н4+2Н20(ж)=2СО+4Н2 при стандартных условиях и температуре 900 ºС используя средние теплоемкости участвующих в реакции веществ. Сделать вывод о возможности протекания прямой реакции.

4.(293). Определить изменение энтропии для 1 кг воздуха при нагревании его от -50 до +50 ºС. При этом происходит изменение давления от 1*106 до 1*105 Па. Массовая теплоемкость воздуха 1,005 Дж/(г*К). Средняя молекулярная масса воздуха 29.

5.(294). Определить разность энтропии 5 г воды при 0 и 100 ºС (давление нормальное), считая теплоемкость воды постоянной и равной 4,19 Дж/ г*К.

6.(295). Водород объемом 2 л смешали с азотом объемом 3 л при температуре 18 ºС и нормальном давлении. Найти общее изменение энтропии.

7.(17). Вычислить изменения энтропии при превращении 5 молей льда при температуре – 10 ºС в водяной пар при 115 ºС.

8.В сосуде объемом 200 л находится воздух при давлении 5*106 Па и температуре 20 ºС. Давление внешней среды 1*105Па, температура 20ºС. Определить максимально полезную работу, которую может произвести воздух, находящийся в сосуде.

План занятия №3

«______»____________200____г. I. Повторение темы занятия №2

Контрольная работа №2 по теме «Второй закон термодинамики, энтропия» II. Тема занятия №3: «Применение термодинамики к химическому

и фазовому равновесию» Вопросы для обсуждения

1.Химическое равновесие. Константа химического равновесия. Различные выражения для констант равновесия.

2.Экспериментальные и расчетные методы определения констант равновесия.

3.Уравнение изотермы реакции Вант-Гоффа. Определение направления протекания реакции. Расчет константы равновесия по термодинамическим данным.

4.Зависимость константы равновесия от температуры. Уравнения изохоры и изобары реакции.

5.Зависимость давления насыщенного пара от температуры. Уравнение Клапейрона – Клаузиуса. Дифференциальная и интегральная формы. Определение теплоты фазового перехода.

PDF created with pdfFactory Pro trial version www.pdffactory.com

6.Равновесие в гетерогенных системах. Правило фаз Гиббса. Определение понятий: фаза, компонент, степень свободы, Диаграммы состояния одно- и двухкомпонентных систем.

III.Решение типовых задач

1.Расчет констант равновесия по равновесным концентрациям (парциальным давлениям).

2.Расчет констант равновесия по термодинамическим данным.

3.Определение состава равновесной смеси.

4.Определение направления процесса в определенных условиях, если известна константа равновесия.

5.Расчеты с использованием фазовых диаграмм.

IV. Выполнение лабораторной работы по плану

V. Защита лабораторной работы

VI. Задание на дом

1.Подготовиться к обсуждению вопросов занятия №4 «Применение термодинамики к растворам».

2.Решить задачи [10]: с.39, № 3, 8, 12; с.45 № 23, 25; с. 50 № 32, 37 (а).

3.Подготовиться к лабораторной работе по плану.

4.Подготовиться к контрольной работе по теме занятия №3 (исключая фазовое равновесие).

Задачи занятия №3

1.(544). Определить константу равновесия реакции по уравнению CO2+H2 CO+H2O и исходные концентрации СО2 и Н2, если при 100 ºС равновесная смесь содержит в моль/л 4 СО, 4 Н20 по 16 водорода и диоксида углерода.

2.(545). При смещении уксусной кислоты и спирта протекает реакция по уравнению

СН3СООН + C2H5O CH3COOC2H5+H2O. Определить константу равновесия данной реакции и исходные концентрации кислоты и спирта, если в момент равновесия в реакционной смеси содержится по 1/3 моль кислоты и спирта и по 2/3 моль эфира и воды.

3.(547). При состоянии равновесия системы N2+Н2 2NH3 концентрация азота 0,3 моль/л; водорода 0,9 моль/л; аммиака, 4 моль/л. Вычислить константу равновесия реакции и исходные концентрации азота и водорода.

4.(548). При нагревании оксида азота (IV) в закрытом сосуде до некоторой температуры

равновесие реакции 2NО2 2NO+О2 устанавливается при концентрации N02 0,3 моль/л; NO 1,2 моль/л; О2 0,6 моль/л. Вычислить константу равновесия реакции для этой температуры и исходную концентрацию оксида азота (IV).

5.(557). Выразить соотношения между Кр и Кс и KN для следующих ре акций: 2СО + 2Н2

СН4 + СО2; N2 + 02 2NO; 2СО2 2СО + О2.

6.(565). Константа равновесия реакции СН3СООН + С2Н50Н г СН3СООС2Н5 + Н20 при некоторой температуре равна 4. Каков будет состав равновесной смеси при этой температуре, если ввести в реакцию 1 моль эфира и 3 моль воды?

7.(577). В какую сторону сместятся равновесия реакций СО + 2Н2 СН3ОН +113,13

кДж; N204 2N02- 56,98 кДж; N2 + 3Н2 2NH3 + 92,18 кДж; N2 + 02 2NO - 181,0 кДж а) при понижении температуры; б) при понижении давления?

8.(583). При состоянии равновесия системы N2+3Н2 2NН3 концентрации участвующих

веществ были (моль/л): СN2,=0,3; CH2=0,9; CNH4=0,4. Рассчитать, как изменятся скорости прямой и обратной реакций, если увеличить давление в 5 раз? В каком направлении будет смещаться равновесие?

9.(587). Вычислить Kp для реакции СО+2Н2 СН3ОН+113,13 кДж при 500 К, если при

400 К Kр=3,9*10-11.

10.(596). Для реакции CO+Cl2 COCl2 при 600 С Kc=6,386. В каком направлении будет протекать реакция при следующих концентрациях реагирующих веществ: 1 моль СО, 1 моль С12, 4 моль COCl2.

PDF created with pdfFactory Pro trial version www.pdffactory.com

11.(596a). Определить константу равновесия реакции CO+Cl2 COCl2 при 298 К, используя термодинамические параметры, если концентрации реагирующих веществ: 1 моль СО, 1 моль С12, 2 моль COCl2.

12.(310). Вычислить максимальное число степеней свободы и максимальное число фаз, находящихся в равновесии в однокомпонентной и двухкомпонентной системах.

13.(311). Чему равны наибольшее число степеней свободы и число фаз, находящихся в равновесии, в трехкомпонентной системе?

14.(315). Определить число степеней свободы, которыми обладает система, состоящая из составных частей: а) раствора сульфата натрия, кристаллов льда и паров воды; б)

раствора сульфата натрия, кристаллов льда, кристаллов Na2S04*10H2O и паров воды; в) раствора сульфата натрия, кристаллов Na2S04 * 10 Н2О, Na2S04 и паров воды; г) раствора сульфата натрия и паров воды.

15.(318). При растворении KNO3 и NaCI в воде и в расплаве возможна реакция КNО3 + + NaCl KC1 + NaN03. Определить число степеней свободы системы, если раствор KNO3 и NaCl находится в равновесии с водяными парами и кристаллами KNO3. Сколько степеней свободы будет в расплаве солей KNO3 и NaCl, находящихся в равновесии с кристаллами KNO3?

16.(319). По диаграмме состояния системы Sb-Pb определить количество выкристаллизовавшейся сурьмы при охлаждении до 430 ºС 3 кг жидкого сплава с содержанием 40 % свинца. Данные для построения диаграммы:

W% (Pb)	0 (100%Sb)	20	40	60	87	100
T ºC	690	600	500	420	280	380

План занятия №4

«______»____________200____г. I. Повторение темы занятия №3

Контрольная работа №3 по теме: «Химическое равновесие» II. Тема занятия №4: «Применение термодинамики к растворам»

Вопросы для обсуждения

1.Растворы. Понятие, классификация. Теории растворов. Идеальные растворы. Закон Рауля. Реальные растворы (отклонения от закона Рауля).

2.Диаграммы: давление пара – состав раствора, состав пара; температура кипения – состав раствора, состав пара. Правило рычага. Простая перегонка.

3.Фракционированная перегонка. Азеотропные смеси.

4.Растворимость газов в жидкостях. Закон Генри. Растворимость твердых веществ.

5.Коллигативные свойства разбавленных растворов неэлектролитов: понижение давления пара над раствором, понижение температуры замерзания раствора, повышение температуры кипения, осмотическое давление.

6.Активность электролитов. Средняя ионная активность, средний ионный коэффициент активности и методы его определения. Термодинамические свойства растворов электролитов.

7.Теория электролитической диссоциации Аррениуса. Основные положения. Степень и константа диссоциации. Закон разведения Оствальда. Теория межионного взаимодействия Дебая – Гюккеля.

8.Электропроводность растворов электролитов. Метод измерения электропроводности. Удельная электропроводность и ее зависимость от концентрации раствора.

9.Понятия абсолютной скорости, подвижности и чисел переноса ионов. Эквивалентная электропроводность.

PDF created with pdfFactory Pro trial version www.pdffactory.com

III.Решение типовых задач

1.Определение концентрации растворов.

2.Определение коллигативных свойств растворов электролитов и неэлектролитов и связанных с ними величин.

3.Расчеты с использованием электропроводности растворов электролитов.

IV. Выполнение лабораторной работы по плану

V. Защита лабораторной работы

VI. Задание на дом

1.Подготовиться к обсуждению вопросов занятия №5 «Равновесные электродные процессы».

2.Решить задачи [10]: с.55, № 9; с.59 № 29; с. 64 № 38, с. 67 № 47, с. 70 №63.

3.Подготовиться к лабораторной работе по плану.

4.Подготовиться к контрольной работе по темам занятий №3 и №4: «Растворы», «Фазовое равновесие».

Задачи занятия №4

1.(359). Определить нормальность, молярность и моляльность раствора серной кислоты концентрации 0,91 (91%) масс. долей. Плотность раствора 1,825 г/см3. '

2.(366). Раствор серной кислоты имеет концентрацию 577 г/л. Плотность раствора 1,335 г/см3. Вычислить: а) концентрацию в массовых долях; б) молярность и моляльность; в) содержание серной кислоты в растворе в молярных долях (%).

3.(378). При н. у. 2 л оксида углерода взболтали в закрытом сосуде с 20 л воды. Вычислить массу и объем поглощенного водой СО, измеренный при н. у. Коэффициент растворимости оксида углерода в воде при 0 ºС 0,0354.

4.(380). Состав атмосферного воздуха (об. доли %): О2 20,96, N2 78,1, Ar 0,9; СО2 0,04.

Определить состав растворенного в воде воздуха при 0 ºС. Коэффициент растворимости кислорода в воде при 0 ºС 0,0489; азота 0,0235; аргона 0,058; диоксида углерода 1,713.

5.(398). Вычислить при 18 ºС осмотическое давление раствора хлорида магния концентрации 0,005 масс. доли. Плотность раствора 1,1 а кажущаяся степень диссоциации соли в растворе 75 %.

6.(400). Вычислить осмотическое давление морской воды при 27 ºС, если ее состав (г/л):

NaCI 27,2; MgCl2 3,4; MgSО4 2,3; CaS04 1,3; КС1 0,6. Кажущаяся степень диссоциации указанных солей равна 0,8.

7.(401). Вычислить молекулярную массу мочевины, если водный раствор, содержащий 0,3680 г мочевины в 200 см3, при 20 ºС имеет осмотическое давление 74 630 Па.

8.(409). Раствор, содержащий 0,4359 моль/л тростникового сахара, при 18 ºС изотоничен с раствором хлорида натрия, концентрация которого 14,616 г/л. Определить кажущуюся степень диссоциации хлорида натрия в растворе.

9.(415). Вычислить давление пара раствора 6,4 г нафталина С10Н8 в 90 г бензола С6Н6 при 20 ºС. Давление пара бензола при данной температуре 9953,82 Па.

10.(420). Вычислить при 40 ºС давление пара раствора, содержащего 1,5 моль поваренной соли в 1500 г воды. Кажущаяся степень диссоциации соли в растворе 70 %; давление пара воды при 40 ºС 7375,37 Па.

11.(425). Вычислить молекулярную массу анилина в эфире, если при 30 ºС давление пара

раствора, содержащего 6,28 г анилина в 740 г эфира (C2H5)20, 85800 Па, а давление пара чистого эфира при той же температуре 86380 Па.

12.(430). Под нормальным атмосферным давлением 101325 Па водный раствор хлорида калия, концентрация которого 0,075 (7,5 %) масс. доли КС1 кипит при 101 ºС. Давление пара воды при 101 ºС 104974 Па. Определить кажущуюся степень диссоциации соли в растворе.

13.(437). Какое количество глицерина нужно добавить к 1000 г воды, чтобы раствор не замерзал до -5 ºС?

PDF created with pdfFactory Pro trial version www.pdffactory.com

<<< < Предыдущая 1 2 34 / 54 5 > Следующая >>>

Соседние файлы в предмете [НЕСОРТИРОВАННОЕ]

#
01.04.202570.06 Кб1ShPOR_PO_ISTORII.docx
#
14.04.2019295.94 Кб3ShPOR_PO_POLITOLOGII.doc
#
16.04.2019604.7 Кб4ShPOR_po_TVIMS.docx
#
23.09.2019518.78 Кб9shprora_po_proge.docx
#
19.08.2019387.64 Кб3shusterman.docx
#
18.02.2016434.52 Кб17Slyshenkov_Rabochaja_tetrad.pdf
#
01.05.20251.22 Mб1sopromat_shpory.docx
#
18.02.201666.57 Кб11sotsiologia_chast_1.docx
#
18.02.201666.75 Кб10sotsiologia_chast_2.docx
#
01.05.202593.22 Кб0SOTsIOLOGIYa_2013_2.docx
#
18.02.201683.04 Кб28Sportivnaya_metrologia_shpory_telefon.docx