Файл: Учебнометодический комплекс дисциплины Для специальности 050102. 65 Биология с дополнительной специальностью Химия.doc

1. Тематика контрольных работ
Химическая термодинамика

1. 
   При 298К одноатомный газ в идеальном состоянии изотермически и обратимо расширяется от 15 м³ до 100 м³, при этом поглощается 9,66 кДж энергии в форме теплоты. Рассчитайте число молей газа, участвующего в процессе.
   
2. 
   При сгорании нафталина (С₁₀Н₈) в калориметрической бомбе при 298 К с образованием воды и углекислого газа тепловой эффект равен (–5152,96) кДж/моль. Вычислите теплоту сгорания нафталина при постоянном давлении, если водяной пар, образующийся при сгорании нафталина, конденсируется.
   
3. 
   Тепловой эффект растворения безводного сульфата лития (–26,71) кДж/моль. Тепловой эффект растворения кристаллогидрата Li₂SO₄^.H₂O (–14,31) кДж/моль при 298 К. Вычислите тепловой эффект образования Li₂SO₄^.H₂O из безводной соли и воды. Определите процентное содержание воды в частично выветренном кристаллогидрате сульфата лития, если тепловой эффект растворения 1 кг этой соли равен (–0,146^.10³)кДж/моль.
   

Фазовое равновесие

5. 
   При растворении сульфата натрия и хлорида кальция в воде возможна реакция обмена. Определите число степеней свободы системы, если раствор находится в присутствии паров воды и кристаллов сульфата кальция.
   
6. 
   Теплота испарения эфира при 101325 Па в точке кипения (34,5С) равна 369,47 Дж/моль. Рассчитайте точку кипения эфира при 99992 Па.
   
7. 
   Определите число степеней свободы для следующих равновесных систем:
   

А) 2Ag₂O = 4Ag + O₂

Б) СаСО₃ = СаО + СО₂

Проведите анализ полученных результатов.

Химическое равновесие

1. 
   Оксид серы (IV) количеством вещества 4 моль и кислород количеством вещества 2 моль смешаны при давлении, равном 3,039^.10⁵Па. К моменту наступления равновесия в смеси осталось 20% взятого SO₂. Определите равновесные концентрации реагирующих веществ и давление, при котором установилось равновесие.
   
2. 
   При 650С константа равновесия системы СО₂(г) + Н₂(г) = СО(г) + Н₂О(г) равна единице. В начальный момент концентрации СО₂ и Н₂ были соответственно равны 0,2 и 0,8 моль/л. Найдите равновесные концентрации всех реагирующих веществ.
   
3. 
   Константа равновесия К_р реакции СО + Cl₂ = COCl₂ при 600С приблизительно равна 1,67^.10^–6. Вычислить К_с реакции при этой температуре.
   

---

Молекулярные растворы

1. 
   Рассчитайте осмотическое давление раствора неэлектролита, содержащего 1,52 · 10²³ молекул в 0,5 л раствора при 0 и 30С.
   
2. 
   Вычислите молекулярную массу глюкозы, если давление водяного пара над раствором 27г глюкозы в 108г воды при 100С равно 98775,3 Па.
   
3. 
   Определите температуру кипения водного раствора глюкозы, если массовая доля С₆Н₁₂О₆ равна 10%.
   

Растворы электролитов

1. 
   Определите средний коэффициент активности ионов сульфата хрома (II) в водном растворе, молярная концентрация которого 0,01 моль/кг воды.
   
2. 
   Чему равна концентрация ионов Са²⁺ и Cl^– в 0,5 н раствора хлорида кальция? Кажущаяся степень диссоциации соли в этом растворе составляет 72%.
   
3. 
   Давление пара раствора, содержащего 16,72 г нитрата кальция в 250 г воды, составляет 1903 Па. Вычислить кажущуюся степень диссоциации соли, если известно, что давление пара воды при той же температуре составляет 1937 Па.
   

Кинетика и катализ

1. 
   Вещество А смешано в равных объемах с веществами В и С; начальная концентрация равна 1 моль /л. По истечении 1000 с половина вещества А прореагировала. Определите количество вещества А, которое остается по истечении 2000 с, если соответствующая реакция:
   

а) первого порядка; б) второго порядка; г) третьего порядка; д) нулевого порядка.

Какое количество вещества прореагирует за 1000 с во всех случаях, если К реакции равна 1?

2. 
   Как изменится скорость реакции Н₂О₂ + 2НI, если реагирующую смесь разбавить в 2,5 раза?
   
3. 
   Константа скорости омыления этилацетата едким натром при 9,4С равна 2,37, а при 14,4С – 3,204. Рассчитать температурный коэффициент скорости реакции в указанных приделах температур и энергию активации.
   

Электрохимия

1. 
   ЭДС гальванического элемента, образованного никелем, погруженным в раствор его соли, с концентрацией ионов никеля 10^–4 моль/л, и серебром, погруженным в раствор его соли, равна 1,108 В. Определите концентрацию ионов серебра в растворе его соли.
   
2. 
   Через раствор хлорида магния пропускали в течении 2 ч ток силой 2,5 А. Какие реакции протекали при этом на электродах? Какие продукты и в каком количестве выделились?
   
3. 
   В случае контакта железо-цинк при комнатной температуре корродирует цинк, а в горячей воде начинает растворяться железо. Составьте уравнение происходящих процессов. Рассчитайте возможность протекания коррозии железа с кислородной деполяризацией в воде при 60С.
   

---

2. Вопросы и задачи для самоконтроля
Химическая термодинамика

Вопросы

1. 
   Функции состояния, их признаки. Перечислите все известные вам функции состояния, каков их физический смысл.
   
2. 
   Энергия молекулярных, атомно-ковалентных, атомно-металлических и ионных кристаллических решеток. Цикл Борна-Габера.
   
3. 
   Два газа, одноатомный и двухатомный, адиабатически расширяются. Для какого из них работа расширения будет больше, если число молей обоих газов одинаково, а температура того и другого газа понизилась на одинаковую величину?
   
4. 
   Теплота образования, сгорания, разложения.
   
5. 
   Теория теплоемкостей газов и твердых веществ. Зависимость теплоемкости от температуры.
   
6. 
   Теплота растворения и образования кристаллической решётки.
   
7. 
   Энтальпия гидратации ионов, её зависимость от радиуса иона.
   
8. 
   Какой газ называется идеальным? Каким законам он подчиняется? Каковы отклонения реальных газов от законов идеальных газов? Кем обнаружены эти отклонения? Как можно их объяснить? Напишите уравнения Ван-дер-Ваальса для состояния реального газа и поясните входящие в него величины. Постройте изотермы состояния реального газа.
   
9. 
   Характеристические функции состояния, их характеристика. Уравнение Гиббса-Гельмгольца, его использование в практике.
   
10. 
    Критерии для определения самопроизвольного процесса. Расчет энергии Гельмгольца для химической реакции.
    
11. 
    Укажите причины изменения энтропии в закрытых и открытых системах.
    
12. 
    Энергия Гиббса и Гельмгольца, их физический смысл. Зависимость энергии Гиббса от давления, энергии Гельмгольца от объема.
    
13. 
    Закон Кирхгофа в дифференциальной и интегральной форме. Вкаких случаях тепловой эффект реакции не зависит от температуры?
    
14. 
    Способы доказательства существования энтропии (метод Карно-Клаузиуса и Каратеодори).
    
15. 
    Критерии для определения направления процесса. Расчет энергии Гиббса для различных процессов.
    
16. 
    Почему энтропия системы всегда больше нуля? Третий закон термодинамики, его значение.
    
17. 
    Почему происходит химическая реакция? Общие движущие силы процесса. Принцип Бертло-Томсена, его недостатки.
    
18. 
    Уравнение изобары и изохоры химической реакции. Каково их практическое значение.
    
19. 
    Что означают термины «сродство», «химическое сродство», «мера химического сродства», «свободная энергия системы»?
    
20. 
    Изменение теплоёмкости в ходе реакции в некотором интервале температур меньше нуля. Как изменится тепловой эффект реакции при повышении температуры в данном интервале? Дайте обоснованный ответ.
    
21. 
    Методы расчета изменения энтропии в химической реакции. Зависимость энтропии от температуры, сложности молекул, степени дисперсности вещества, плотность.
    
22. 
    Термодинамическая классификация химических реакций.
    
23. 
    Замечено, что экзотермические реакции протекают самопроизвольно при любой температуре, а эндотермические- лишь при температуре выше некоторой Т_мин. Объясните это явление и выведите формулу для расчета Т_мин.
    
24. 
    Нулевой закон термодинамики. Фундаментальное уравнение термодинамики (объединённое уравнение I и II закона), его значение.
    

---

Задачи

1. 
   Молярная теплоемкость газообразного метана выражается уравнением С_р= 17,58 + 60,69 ^. 10^–3Т Дж/(моль^.К). Определите энтропию 1^.10^–3м³метана при 800К и 1,013^.10⁵ Па. стандартная энтропия СН₄ при 298 К равна 167,73 Дж/(моль^.К).
   
2. 
   Вычислите изменение энтропии при нагревании 4 кг кислорода от 273 до 373К при постоянном объеме.
   
3. 
   Теплоёмкость при 1013 гПа для твердого магния в интервале температур от 298 до 920 К выражается уравнением С_р(т) = 22,3 + 10,64^.10^–3Т – 0,42^.10⁵Т^2– Дж/(моль^.К). Определите изменение энтропии 1 моль магния при увеличении температуры от 300 до 800 К при постоянном давлении 1013^.10³ гПа.
   
4. 
   Как изменяется энтропия при нагревании 1 моль хлорида натрия от 25С до 1000С , если температура его плавления 800С, удельная теплота плавления 56,7 Дж/г. Молярная теплоёмкость С_р= 45,96 + 16,32^.10^–3Т Дж/(моль^.К).
   
5. 
   Вычислите изменение энтропии при охлаждении 12 г кислорода от 290 до 233 К и одновременном повышении давления от 1,01^.10⁵ до 60,6^.10⁵ Па, если С_р=32,9 Дж/(моль^.К).
   
6. 
   Рассчитайте изменение энтропии в процессе смешения 5 кг воды при Т₁=353 К с 10 кг воды при Т₂= 290 К. Теплоёмкость воды считать постоянной и равной 4,2 Дж/(моль^.К).
   
7. 
   Найдите изменение энтропии при нагревании 1 моль ацетона от 25 до 100С, если удельная теплота испарения ацетона равна 514,6 Дж/г, температура кипения равна 56С, молярные теплоёмкости жидкого ацетона 125 Дж/(моль^.К), паров ацетона С_р= 22,47 + 201,8^.10^–3Т – 63,5^.10^–6Т² Дж/(моль^.К).
   
8. 
   Какая модификация серы ромбическая или моноклинная является более устойчивой при 25С? Дайте приближенную оценку температуры перехода, при которой обе модификации серы находятся в равновесии, принимая для изменений энтропии и энтальпии значения при 25С.
   
9. 
   Атомная теплота сгорания графита при 290 К равна (–394,5) кДж/моль, а атомная теплота сгорания алмаза при той же температуре (–395,4)кДж/моль. Удельные теплоёмкости этих веществ соответственно равны 0,710 и 0,505 Дж/(г^.К). Рассчитать тепловой эффект аллотропного перехода графита в алмаз при 0С.
   
10. 
    Вычислите тепловой эффект реакции СН₄(г) + 2Н₂О(г) = СО₂(г) + 4Н₂(г) при 600С, если он при стандартных условиях равен 165,0 кДж, а значения молярных теплоемкостей следующие:
    

С_р(СН₄) = 17,45 + 60,46^.10^–3 Т + 1,12^.10^–6 Т ^–2

---

Дж/(моль^.К).

С_р (Н₂О) = 30 + 10,71^.10^–3Т + 0,33^.10⁵Т^–2 Дж/(моль^.К).

С_р (СО₂) = 44,14 + 9,04^.10^–3Т + 8,53 ^.10⁵Т^–2 Дж/(моль^.К).

С_р(Н₂) = 27,28 + 3,26^.10^–3Т + 0,502^.10⁵Т^–2 Дж/(моль^.К).

11. 
    Разница в удельной теплоте растворения 1 г моноклинной и ромбической серы при 0С равна (–10,04) Дж/г, а при 95,4С (–13,.05) Дж/г, удельная теплоёмкость ромбической серы в этом интервале температур 0,706 Дж/(г^.К). определить удельную теплоёмкость моноклинной серы.
    
12. 
    Удельная теплота конденсации бензола при 50С равна (–414,7) Дж/г и при 80С (–397) Дж/г. Удельная теплоёмкость жидкого бензола в этом интервале температур 1,745 Дж/(г^.К). Вычислите удельную теплоёмкость паров бензола в этом интервале температур и рассчитайте расхождения между полученным и табличным значением 1,047 Дж/(г^.К).
    
13. 
    Теплота конденсации этанола при 15С равна (–27,62) кДж/моль. Средние удельные теплоёмкости жидкого спирта и его паров в пределах от 0 до 78С соответственно равны 2,418 и 1,597 Дж/(г^.К). определить количество теплоты, необходимой для испарения 500 г спирта при 60С.
    
14. 
    Вычислите, сколько теплоты выделится при сгорании 165 л (н.у.) ацетилена С₂Н₂, если продуктами сгорания являются диоксид углерода и пары воды?
    
15. 
    При сгорании газообразного аммиака образуются пары воды и оксид азота. Сколько теплоты выделится при этой реакции, если было получено 44,8 л NO в пересчете на нормальные условия.
    
16. 
    При взаимодействии 6,3 г железа с серой выделилось 11,31 кДж теплоты. Вычислите теплоту образования сульфида железа.
    
17. 
    Вычислите, какое количество теплоты выделится при восстановлении Fe₂O₃ металлическим алюминием, если было получено 335,1 г железа.
    
18. 
    Вычислите теплоту образования гидроксида кальция исходя из следующих термохимических уравнений:
    

Са(к) + 1/2О₂(г) = СаО(к); ∆Н= –635,6 кДж

Н₂(г) + 1/2О₂(г) = Н₂О(ж); ∆Н= –285,84 кДж

СаО(к) + Н₂О(ж) = Са(ОН)₂; ∆Н= –65,06 кДж

19. 
    Термодинамическим расчетом определите, какой восстановитель (углерод или алюминий) следует использовать для получения хрома из его оксида (III).
    
20. 
    На основании термодинамического расчета определите, какой восстановитель (С или Mg) следует взять для получения титана при температуре 727С из тетрохлорида титана.
    
21. 
    Вычислите возможность протекания в организме реакции превращения глюкозы:
    

А) С₆Н

---