Электрохимия. Поверхностные явления

Вариант V

Вариант IV

Вариант III

Вариант II

ВАриант I

1. Ответить письменно на вопросы:

1) Теплоемкость. Уравнение Кирхгофа.

2) Химическая кинетика. Основные понятия. Закон действующих масс. Зависимость скорости реакции от температуры (закон Вант-Гоффа).

3) Фазовые превращения: испарение, сублимация, плавление. Однокомпонентные системы. Диаграмма состояния воды.

2. Решить задачи:

Задача № 1. Теплота растворения NH4NO3 равна 26,78 кДж/моль. Рассчитать на сколько градусов понизится температура при растворении 20 г NH4NO3 в 180 г воды, если удельная теплоёмкость получившегося раствора равна 3,77 Дж/г ∙ К.

Задача №2. Определить направление протекания реакции: Н2 (г) + I2 (г) Û 2 НI (г) при 298 К и С(Н2)=С(I2)=0,01 моль/л. Кс=2.

Задача №3. Оцените, во сколько раз возрастёт скорость реакции разложения угольной кислоты при 310 К, если в присутствии катализатора карбогидразы энергия активации равна 49 кДж/моль, а без катализатора энергия активации равна 86 кДж/моль.

Задача №4. Какие из ниже перечисленных факторов приведут к смещению равновесия реакции влево?

2SO2 (г) + O2 (г) = 2SO3 (г), ∆H°р = -196,6 кДж

А)уменьшение реакционного объёма

Б) повышение температуры

В) увеличение реакционного объёма

Г) понижение температуры

Д) увеличение концентрации SO2

Е) увеличение концентрации О2

1. Ответить письменно на вопросы:

1) Энтальпия. Теплоты нейтрализации, растворения, гидратации.

2) Теория активных бинарных столкновений. Понятие энергии активации. Уравнения Аррениуса.

3) Фаза. Составляющие вещества. Компоненты. Число компонентов и число

степеней свободы.

2. Решить задачи:

Задача № 1. При растворении 1 моль H2SO4 в 800 г воды температура повысилась на 22,4 К. Определить энтальпию растворения H2SO4, принимая удельную теплоемкость раствора равной 3,76 Дж/(г × К).

Задача №2. Константа равновесия для реакции Н2 + I2 Û 2НI при температуре 444°С равна приблизительно 0,02. Будет ли происходить образование иодоводорода в газовой смеси, состоящей из Н2, I2 и НI, если концентрации этих веществ имеют следующие значения: С (Н2) =2 моль/ л, С(I2) =5 моль/л и С(НI) = 10 моль/л.

Задача №3. Константа скорости гидролиза аспирина при 250С составляет: 0,001 ч-1 (при рН 2,5), и 10 сут-1 (при рН = 11). Рассчитайте период полупревращения реакции гидролиза аспирина при этих рН.

Задача №4. Какие из ниже перечисленных факторов приведут к смещению равновесия реакции вправо?

N2 (г) + O2 (г) Û 2NO (г), ∆H°р = 180,7 кДж

а) уменьшение концентрации О2 и N2

б) увеличение концентрации N2 и O2

в) уменьшение концентрации NO

г) применение катализатора

д) повышение давления

е) понижение температуры

ж) повышение температуры

1. Ответить письменно на вопросы:

1) II начало термодинамики, его формулировки. Энтропия и энергия Гиббса как критерии возможности самопроизвольного протекания процессов.

2) Уравнение изотермы химической реакции, его анализ.

3) Трёхкомпонентные системы. Закон Нернста. Коэффициент распределения.

2. Решить задачи:

Задача № 1. Стандартная энтальпия растворения CuSO4 равна –66,5 кДж.моль-1, стандартная энтальпия гидратации до пентагидрата (CuSO4 × 5H2O) равна – 78,22 кДж × моль–1. Вычислить стандартную теплоту растворения пентагидрата.

Задача №2. В системе 2NO(г) + O2 (г) Û 2 NO2 (г) равновесные концентрации веществ составляют [NO]=0,2 моль/л, [O2]=0,3 моль/л, [NO2]=0,4моль/л. Рассчитать Кс и оценить положение равновесия.

Задача №3. Определить энергию активации реакции Cu + (NH4)2S2O3 → CuSO4 + (NH4)2SO4

если константа скорости реакции при 400 С равна 1,816 × 10-4 мин-1, а при 600 С равна 3,996 × 10-4 мин-1.

Задача №4. Укажите все возможные способы повышения выхода иодоводорода по реакции:

Н2 (г) + I2 (г) Û 2HI (г), ∆H°р = -35,9 кДж

а) уменьшение концентрации I2 и H2

б) увеличение концентрации H2 и I2

в) уменьшение концентрации HI

г) применение катализатора

д) повышение давления

е) понижение температуры

1. Ответить письменно на вопросы:

1) Энтропия – функция состояния системы. Изменение энтропии в изолированных системах. Статистический характер второго начала термодинамики. Энтропия и её связь с термодинамической вероятностью состояния системы. Формула Больцмана.

2) Дифференциальные и интегральные уравнения необратимых реакций нулевого, первого порядков. Период полупревращения.

3) Дробная и непрерывная перегонка. Экстракция.

2. Решить задачи:

Задача № 1. При растворении 8 г CuSO4 в 192 г воды температура повысилась на 3,95 градуса. Определить энтальпию образования CuSO4 × 5H2O из безводной соли и воды, если известно, что энтальпия растворения кристаллогидрата составляет 11,7 кДж×моль-1,а удельная теплоемкость раствора равна 4,18Дж/(г× К).

Задача №2. В организме превращение гликогена идёт по реакции:

(гликоген)n + H3PO4 Û (гликоген)n-1 + глюкозо-1-фосфат

Для реакции ∆mо = -0,7 кал/моль, С(H3PO4)=10 ммоль/л,

С(глюкозо-1-фосфат)= 0,03 ммоль/л, C(гликоген)n = C(гликоген)n-1. Установить направление процесса (1 кал = 4,184 Дж).

Задача №3. Константа скорости гидролиза этилового эфира фенилаланина при рН = 7,3; t = 25ºС в присутствии ионов меди равна 2,67 ×10-3 с-1. Начальная концентрация эфира равна 0,2 моль /л. Чему будет равна скорость реакции по истечении двух периодов полупревращения?

Задача №4. Как изменить температуру, давление и концентрацию компонентов, чтобы увеличить концентрацию хлора в реакции:

4НСl + O2 (г) Û 2 Н2О (г) + 2Cl2 (г), ∆H°р = -114,5 кДж

а) увеличить температуру

б) уменьшить температуру

в) увеличить давление

г) уменьшить давление

д) уменьшить концентрацию НСl и O2

е) увеличить концентрацию Н2О и Cl2

ж) уменьшить концентрацию Н2О и Cl2

з) увеличить концентрацию НСl и O2

1. Ответить письменно на вопросы:

1) Качественная характеристика направления химических процессов (принцип Ле-Шателье).

2) Кинетика сложных реакций. Обратимые, последовательные, параллельные, сопряжённые реакции.

3) Взаимосвязь между коллигативными свойствами: относительным понижением давления пара, понижением температуры замерзания растворителя, повышением температуры кипения растворителя и осмотическим давлением разбавленных растворов нелетучих электролитов. Криоскопическая и эбулиоскопическая константы и их связь с температурой кипения и плавления растворителя.

2.Решить задачи:

Задача № 1. Энтальпия растворения в воде Na2SO3 × 10H2O равна

78,6 кДж/ моль. Рассчитать на сколько градусов понизится температура при растворении 0,5 моль этой соли в 1000 г воды принимая удельную теплоемкость раствора равной 4,18 Дж/ моль× К.

Задача №2. Как повлияет изменение давление и температуры на равновесие следующих обратимых реакций:

2СО (г)Û СО2 (г) + С (к), ∆Н°= -172,5 кДж

СО (г) + 2 H2 (г) Û СН3ОН (г), ∆Н°= 193,3 кДж.

Задача №3. Вычислить температурный коэффициент реакции в интервале от 2000С до 3000С, если энергия активации равна 110, 8 кДж/ моль.

Задача №4. Для каких из приведённых реакций изменение давления не оказывает влияния на смещение равновесия:

А) Н2 (г) + S (т) Û H2S (г), ∆H°р = -20 кДж

Б) 2NO2 (г) Û N2O4 (г), ∆H°р = - 57,4 кДж

В) 2 NO (г) +Cl2 (г) Û 2NOCl (г), ∆H°р = -73,6 кДж

Г) N2 (г) + O2 (г) Û 2NO (г), ∆H°р = 180,7 кДж

Д) Н2 (г) + I2 (г) Û 2HI (г), ∆H°р = -35,9 кДж

Е) 2SO2 (г) + O2 (г) Û 2SO3 (г), ∆H°р = -196,6 кДж

ЛИТЕРАТУРА:

13. Ершов Ю.А., Попков В.А., Берлянд А.С. и др.

Общая химия. Биофизическая химия. Химия биогенных элементов. М., Высшая школа,2000 г; стр. 11 – 40, стр. 392 - 421.

14. Мушкамбаров Н. Н. Физическая и коллоидная химия: Учеб. для фарм. ин-тов и фак-тов: Курс лекций, М., 2002. стр. 6-60; стр.61 – 114; стр. 175 - 232.

15. Пузаков С.А. Сборник задач и упражнений по общей химии: Учеб. пособие /С.А. Пузаков, В.А. Попков и др. – М.: Высш. шк., 2004; стр. 22 – 35; стр. 44-57.

16. Ершов Ю.А., Кононов А.М., Пузаков С.А. и др. Практикум по общей химии. Биофизическая химия. Химия биогенных элементов. М.Высшая школа – 2001 г; стр. 55 – 59; стр. 62 – 64; стр. 68 - 73.

17. Литвинова Т.Н. Задачи по общей химии с медико-биологической направленностью. – Ростов н/Д: «Феникс», 2001. – 128 с.

18. Ленский А.С. Введение в бионеорганическую и биофизическую химию. М.- 1989 г.

Контрольная работа № 2

Тема: Растворы сильных электролитов.

Растворы

Перед решением задач рекомендуется выучить следующие основ­ные понятия темы:

1) протолитическая теория, гидролиз солей;

2) водородный показатель (рН среды);

3) степень ионизации, константы ионизации;

4) буферные системы и растворы;

5) буферная емкость.

Уметь рассчитывать:

1) pH водных растворов кислот, оснований, солей;

2) рН буферного раствора;

3) буферную емкость.

Обратить внимание на то, что:

1) при 25°С в кислой среде рН < 7, в щелочной среде рН >7, в нейтральной среде рН = 7;

2) рН величина безразмерная;

3) в уравнении для расчета рН буферного раствора под знаком логарифма могут стоять отношения:

сосн/скисл;

vосн/vкисл;

(сосн.исх*Vосн.исх)/(скисл.исх*Vкисл. исх);

(mосн*Мкисл)/(Мосн*mкисл)

4) буферную емкость по кислоте определяют по содержанию ко­личества вещества основания буферного раствора, буферную ем­кость по основанию - по содержанию количества вещества кислоты буферного раствора.

Электрохимия

Перед решением задач рекомендуется выучить следующие основ­ные понятия:

1) электродный потенциал;

2) редокс - системы первого и второго типа;

3) стандартный и формальный редокс - потенциалы;

4) ЭДС гальванического элемента;

Знать:

1) механизм возникновения электродного и редокс - потенциала;

2) устройство гальванических элементов, ихусловную запись;

3) устройство водородного, каломельного, хлорсеребряного и стеклянного электродов;

4) уравнение Нернста.

Уметь:

1) составлять электронно - ионное уравнение процессов окисле­ния и восстановления;

2) записывать схемы гальванических цепей;

3) определять направление редокс - процесса;

Обратить внимание на то, что:

1) В уравнении Нернста под знаком логарифма может стоять от­ношение:

с(Ox)/c(Red);

v(Ox)/v(Red);

cисх(Ox)Vисх(Ox)/cисх(Red)Vисх(Red);

m(Ox)M(Red)/M(Ox)m(Red)

2) изменение редокс - потенциала определяется соотношением ак­тивностей окисленной и восстановленной форм. Если соотношение активностей окисленной и восстановленной форм больше единицы, то значение редокс - потенциала системы увеличивается по сравне­нию со стандартным потенциалом; если соотношение активностей окисленной и восстановленной форм меньше единицы, то значение редокс - потенциала системы уменьшается по сравнению со стандарт­ным потенциалом.

Поверхностные явления

Перед решением задач необходимо выучить основные понятия:

1) адсорбция, предельная адсорбция;

2) поверхностное натяжение;

3) коэффициент поверхностного натяжения;

4) поверхностно-активные и поверхностно-неактивные вещества;

5) поверхностная активность;

6) адсорбент, адсорбат;

7) правило выравнивания полярностей Ребиндера.

Разобрать следующие вопросы:

1) подвижная и неподвижная поверхность раздела фаз;

2) связь между величиной адсорбции и коэффициентом поверх­ностного натяжения (уравнение Гиббса);

3) изменение величины поверхностной активности в гомологиче­ском ряду (правило Траубе);

4) связь величины предельной адсорбции с площадью попереч­ного сечения и осевой длины молекулы;

5) уравнение изотермы адсорбции Лэнгмюра.

Обратить внимание на размерность величин адсорбции на по­движной границе фаз и на твердых адсорбентах.

Дата добавления: 2013-12-12