Программа по изучению курса физической и коллоидной химии Методические указания для изучения дисциплины. Варианты для контрольных заданий



страница3/8
Дата14.08.2016
Размер1.76 Mb.
ТипПрограмма
1   2   3   4   5   6   7   8

 Задача  № 27


Сожжены равные объемы метана и этилена, взятых при одинаковых условиях. Рассчитайте, в каком случае выделилось больше тепла?

Hо(H2O) = -285 кДж/ моль;   Hо (CO2) = -393 кДж/ моль;      

Hо(CH4) = -73 кДж/ моль;      Hо (C2H4) = -57 кДж/ моль.

Определите, сколько тепла выделится при сгорании 1м3 метана;1м3 этилена.

 Задача 28

Найти, какое количество тепла выделится при разложении 10 кг углекислого кальция, если Hо(CaCO3) = -288,45 ккал/моль,

Hо(CO2) = -94,05 ккал/моль и ΔHо(CaO) = -151,9 ккал/моль.

 Задача № 29  Учитывая, что карбонат аммония полностью разлагается при комнатной температуре, рассчитайте изменение тепловой энергии при разложении 10 г этого вещества.


        ΔHо(NH4)2CO3 =   -281,86 кДж/моль

        ΔHоCO2 = -393,5 кДж/ моль.

        ΔHоNH3 = -16,7 кДж/моль

        ΔHоH2O = -285,0 кДж/ моль.

 

 30 – 34.      Формы энергии и параметры состояния. Обратимые и необратимые процессы. Какие Вы знаете функции описывающие состояния системы?

 Задача №30   Теплота растворения ZnSO4 равна 77,11 кДж/ моль,  теплота растворения ZnSO4 · 7H2O равна – 17,82 кДж/ моль.Определить теплоту гидратации. 

 Задача №31    Определить энтальпию образования закиси азота из элементов, исходя из уравнения реакции

                 C + 2N2O = CO2 + 2N2 - 556,89 кДж.



Задача №32  Рассчитать энтальпию сгорания ацетона, если энтальпии реагентов и продуктов реакции равны:

   ΔH°C3H6O = 541 кДж/моль;

   ΔH°H2O = -285 кДж/моль;

  ΔH°CO2  = -393 кДж/моль.

 Задача № 33  Рассчитать энтальпию реакции:

          2C2H2 +5О          4CO2 + 2

если энтальпии образования веществ равны:

   ΔH°C2H2 = 228 кДж/моль;    ΔH°H2O = -285 кДж/моль;

   ΔH°CO2  = -393 кДж/моль.

 Задача № 34 Рассчитать тепловой эффект реакции:

               S + 2N2O          SO2 + 2N2 ,

зная энтальпии образования веществ:

             ΔH°N2O = 82,0 кДж/моль;    ΔH°SO2 = -297,0 кДж/моль;

 35 – 39.      Сформулируйте закон Гесса и укажите для каких процессов он применим.

  Задача № 35  Найдите изменение энтропии при равновесном изотермическом процессе:

            H2O(т.) = H2O(ж.)

  ΔH° = 6,05 кДж/моль.

 Задача № 36 Зная энтальпию реакции сгорания пентана, найдите энтальпию его образования:

ΔH°реакции = -3550,0 кДж.

  Задача № 37 Энтальпия образования бензола равна  88 кДж/моль. Найдите тепловой эффект реакции его сгорания.

  Задача № 38 Найдите изменение энтропии процесса

               CH3COCH3(г.) = CH3COCH3(ж.),

происходящего при температуре 52,2°С, если изменение энтальпии процесса   ΔH° = -39,59 кДж/моль.

  Задача № 39 Процесс фотосинтеза можно представить схемой:             6CO2 + 6H2O =C6H12O6 + 6O2.

Рассчитайте изобарный потенциал этой реакции и сделайте вывод об условиях ее протекания, если:

             ΔG°C6H12O6 = -217,56 ккал/моль;

             ΔG°H2O = -56,69 ккал/моль;

             ΔG°CO2 = -94,26 ккал/моль.



40 – 45       Что называется процессом? Какие бывают термодинамические процессы, опишите их. 

 Задача № 40 Рассчитайте, на образования какого вещества уйдет больше количества энергии - метана или муравьиного альдегида – если известно, что энтальпии реакций сгорания этих веществ равны соответственно:

             ΔH°СГ.  CH4 = -890,0 кДж/моль,

             ΔH°СГ.  HCOH = -560,0 кДж/моль,

            ΔH°H2 = -285,0 кДж/моль,

             ΔH°CO2 = -393,0 кДЖ/моль.



Задача № 41 Найти энтальпию сгорания этилового спирта, если энтальпия его образования

                  ΔH° = -274 кДж/моль.

 Задача № 42 При сгорании 880 г. ацетальдегида выделилось 23840 Дж тепла. Рассчитать его энтальпию образования. (Используйте данные по энтальпиям образования CO2 и H2O).

Задача № 43 Вычислите теплоту гидролиза мальтозы при постоянном давлении:   C12H22O11  + H2O =  2C6H12O6,   если известны теплоты сгорания мальтозы и глюкозы 

           ΔH°сгорания (мальтозы)    = -5610 кДж/моль,

            ΔH°сгорания (глюкозы)     = -2801,69 кДж/моль.

 Задача № 44 Рассчитайте энтальпию процесса, соответствующего простейшему уравнению фотосинтеза, если стандартные энтальпии образования исходных веществ и продуктов равны:

ΔН0С6Н12О6 = -2820,1 кДж/моль,

ΔН0СО2 = -393,0 кДж/моль,

ΔН0 Н2О = -241,8 кДж/моль.

ΔН0 О2  = 0.



Задача № 45 Основной процесс, протекающий в доменной печи, выражается уравнением:

Fe2O  +  3CO = 2Fe + 3CO2

Определите тепловой эффект этой реакции, если

ΔН0  Fe2О3 = -821,3 кДж/моль,  Н0CО = -110,5 кДж/моль, 

ΔН0Fe =0 кДж/моль,         Н02 = -393,5 кДж/моль.

Укажите, экзо- или эндотермическая это реакция.

 46 – 52.      Дайте определение и охарактеризуйте следующие термодинамические функции: энтропия, свободная энергия, максимальная работа. Что такое энергия Гиббса и как она связана с другими характеристиками процесса?

 Задача № 46  При соединении 2,1 г железа с серой выделилось 3,57 кДж тепла. Рассчитайте теплоту образования сульфида железа.



Задача № 47  Найдите энтальпию образования аммиака, если энтальпия реакции 2NH3   + 5/2O2 = 2NO + 3H2O

равна -582,6 кДж/моль, а энтальпии образования ΔН0NО =

=90 кДж/моль, ΔН0 Н2О = -285, кДж/моль.

 Задача № 48  Изменение энтропии процесса

HNO3(ж) = HNO3(г) , проходящего при t = 150С, составляет величину 0,137кДж/мольК. Рассчитайте тепловой эффект процесса.

Задача № 49  При 298,2о С стандартная энтальпия образования Mg(NO3)2  составляет -188770 кал/моль, стандартная энтальпия растворения -21530 кал/моль, а стандартная энтальпия образования  иона NO3-   - 49320 кал/г-ион. Вычислите стандартную энтальпию образования иона Мg2+ при этой температуре.

 Задача № 50  Стандартная энтальпия сгорания жидкого пиридина (С5Н5N) при 298,15 К равна -664,95 ккал/моль. Определить стандартную энтальпию образования пиридина при 298,15 К.

 Задача № 51 Определите энтальпию гидратации карбоната натрия (?Н°гидр.), если известны энтальпии растворения безводной соли:

          Nа2СО3(к) + Н2О (ж) = Nа2СО3 (р).

ΔН° = -24,6 кДж  и кристаллогидрата:

2СО3 * 10Н2О(к)2О (ж) = Nа2СО3(р)

ΔН°= 66,6 кДж.

Задача № 52  Рассчитать изменение энтропии в системе:

СаСО3(к) = СаО(к) + СО2(г)

Какой вывод можно сделать о возможности протекания реакции (298К).  
                               

                    



Тема 3. Химическая кинетика.

              Химическая кинетика дает представление о скорости химической реакции и факторах, на нее влияющих.



Под скоростью реакции понимается изменение концентрации реагирующих веществ в единицу времени  и она выражается:

                     V = ±dC/dT     ,                             

В зависимости от числа исходных частиц молекул, участвующих в элементарном акте взаимодействия, бывают моно-, би- и тримолекулярные.

В ходе химического превращения достигается некоторое промежуточное состояние, так называемое переходное состояние. Это промежуточное образование называется активированным комплексом. Активированный комплекс находится на вершине потенциального барьера, и поэтому его состояние является неустойчивым.

Норвежскими учеными Гульдбергом и Вааге было установлено, что скорость элементарных реакций пропорциональна произведению концентрации реагирующих вещества в степени, равной их стехиометрическим коэффициентам в уравнении реакции закон действующих масс. Математически  для реакции

                      аА+вВ  сС +Dd  это выглядит так:

V1 = К1 СdА СbВ -для прямой  и  V2 = K2 CcC СdD -для обратной реакции,

где К- константа скорости или удельная скорость реакции, характеризует скорость реакции при единичной  концентрации реагирующих веществ и имеет определенное выражение в зависимости от порядка реакции (она зависит от тех же величин, что и скорость реакции ,но не зависит от концентрации ). При постоянной температуре константа скорости любой реакции есть величина постоянная и в этом случае определяется природой реагирующих веществ.

         В общем случае порядком реакции называют сумму показателей степеней, с которыми концентрации реагентов входят в экспериментально найденное кинетическое уравнение.  Существуют несколько способов определения порядка реакции, основные из них:

а) избыточных концентраций,

б) подстановки в кинетическое уравнение реакций,

в) определение полупериода реакций,

г) графический,

д)  метод Вант Гоффа.

а) В методе избыточных концентраций изменяют поочередно концентрацию каждого из реагентов, оставляя концентрации остальных постоянными, и определяют, пропорционально какой степени его концентрации меняется скорость реакции.

б) Подставляют опытные данные в кинетические уравнения разных порядков  и выясняют, какое из них дает наиболее постоянную величину константы скорости. Последнее  уравнение и определяет порядок реакции.

в)  Находят зависимость времени полураспада от начальной концентрации. В случае эквивалентных количеств исходных веществ для реакций различных порядков имеем следующие формулы:

        для реакции первого порядка

                        t1/2  = 0,6932 / К1                                           

        для реакции второго порядка

                         t1/2 = 1/  с о К11                                              

        для реакции третьего порядка

                          t1/2 = 3 / 2 с02  К 111                                      

Совпадение результатов для различных экспериментальных данных, вычисленных по той или иной формуле , указывает порядок реакции.

г) Строят график в координатах  lg V =f ( lg C), где V – скорость реакции, С  - концентрация исходных веществ. Тангенс угла наклона касательной к кривой lg V =f ( lg C) и определяет порядок реакции.

д) Метод Вант –Гоффа . Проводят два опыта с различными концентрациями С1  и С 2  реагирующих веществ и  определяют порядок реакции ( п )по уравнению

                        n =                         

         Константа скорости для реакции 1-го порядка, когда скорость реакции зависит от концентрации одного из реагируемых веществ    V=KC , имеет следующее кинетическое уравнение

                 К1  = lg   ,                                                    

где  Со – исходная концентрация реагирующего вещества;

       Х  - изменение концентрации за определенный промежуток

              времени  t убыль концентрации  .

Если же скорость реакции описывается уравнением V = KC2 или            V =KC1C2,  то  - это уравнения второго порядка, и выражение константы скорости имеет следующие виды :

при  С1 = С2     K2 =    ,                               

если C1 =/= C2       K2 =   ,               

Скорость реакции  а, следовательно, и константа скорости изменяются с изменением температуры. Существует ряд законов, характеризующих эту зависимость, основными из которых являются:

правило Вант–Гоффа - при увеличении температуры на каждые 10К  скорость химической реакции возрастает в 2 - 4 раза и имеет математическое выражение:

                     =                                               

      где  - температурный коэффициент, согласно закону Вант-Гоффа  равный от 2 до 4.

      К(Т+10) – константа скорости при температуре (Т+10)

      К (Т) - константа скорости при температуре (Т)

или    V(T2) /V(T1)  =    ,                                       

а также  уравнение  Аррениуса

                     ln K =B -    ,                                    

где А и В –постоянные, характерные для этой реакции и равные     А=         характеризует энергию активации процессов;

В = ln k0,  т.е. равно логарифму числа столкновений за единицу времени в единице объема.

      Таким образом, уравнение Аррениуса будет иметь вид:

                        ln K = Ко -                                   

Е (а) – энергия активации представляет собой разницу между средней энергией столкновения реагирующих частиц (молекул) и той энергией, которую необходимо достичь для того, чтобы столкновение стало эффективным. Для того, чтобы изучить и количественно подтвердить предполагаемый механизм реакции с точки зрения кинетики химических процессов необходимо  определить (или рассчитать) для них значения  ln Kо и Еа .

Определение  ln Kо и Еа возможно двумя способами:

а) решением  системы уравнений, если известны К 1 при Т 1 и К 2 при Т 2

(допустим Т 2 > Т 1)  тогда энергию активации можно рассчитать^                

         Е = 2,3 lg    /    , кДж/моль           

   б) графический способ основан на том, что имея ряд известных значений К (К 1, К 2, К 3,... Кn ), измеренных при различных температурах Т (Т1, Т 2, … и Тn), строят график зависимости     логарифма константы скорости от обратной температуры                    ln K = f (1/ Т )

    и по графику, найдя тангенс угла, образованного наклонной прямой с осью абсцисс, находят коэффициент В и    Е = - R tg α   

            Колебания температуры оказывают большое влияние на скорость химических реакций, происходящих в живых организмах, а, следовательно, и на скорость физиологических процессов.

 

                                       Примеры решения задач.



Пример 1. При взаимодействии брома и этилового спирта были получены следующие данные:                              

                            t (мин.)                         0                          4

                            с1,моль/дм3              0,00814            0,00610

                            с2   моль/дм3             0,00424            0,00314

Определить порядок реакции.

         Решение. Определяем порядок реакции методом Вант-Гоффа

                            n =    

Подставляем необходимые данные. Так как = V - средняя скорость реакции, то концентрации с1 и с2 также необходимо взять средние:                      моль/дм3             

                                    моль/дм3   

              

          Ответ: следовательно, изучаемая реакция первого порядка.

           Пример 2. При разложении перекиси водорода в водном растворе в присутствии платиновой фольги  были получены следующие данные:

                   t                                          0                          10мин              20мин

   V (см3 KMnO4, пошедшего на

титрование раствора)                      22,8                       13,8                     8,25

Определить порядок реакции.

          Решение. Порядок реакции определяем методом подбора констант скорости по постоянству их значений ( метод подстановки данных в кинетическое уравнение реакций ).

Начнем с реакции первого порядка:

                                   

                   мин-1

                    мин-1

          Ответ: т.к. значения k1 и k2 совпадают, то исследуемая реакция является реакцией I порядка.

           Пример 3. Превращение перекиси бензола в диэтиловый эфир при 330 К прошло за 10 мин. на 75,0, а при 340 К - 90 вещества прореагировало за 7 мин. Найти константу скорости, период полураспада, температурный коэффициент и энергию активации системы. Реакция является реакцией I порядка.

          Решение: Используем кинетическое уравнение реакции I-го порядка  и вычисляем для различных температур константы скорости  и периоды полураспада:

                   при Т = 330К   

                                              

                   при Т = 340К   

                                                   

          Температурный коэффициент вычислим используя правило Вант-Гоффа :  следовательно для этой реакции увеличение температуры на 10С приводит к увеличению скорости в 2,7 раза.

          Энергию активации рассчитаем по уравнению Аррениуса :

 

Е



               

Ответ: γ =2,7 ;  Е =92,7 кДж/моль

 Пример 4. Определить энергию активации реакции

                            Cu + (NH4)2S2O 8  CuSO4 + (NH4)2 SO4

если известно, что для различных температур значения констант скорости реакции равны:

          t                       20                  40            60

          k  103             9,6                  18,16      39,96

           Решение. Определяем E графическим способом, используя уравнение:

                                                        

           T             293,2          313,3             333,2

        1/ Т 102    3,41            3,195             3,005

        lgК           -2,18          -1,741           -1,476

 Согласно графику   ( рис.1)

       lg K

 

 

 

                                                a

                                                                 

1/Т




Поделитесь с Вашими друзьями:
1   2   3   4   5   6   7   8


База данных защищена авторским правом ©uverenniy.ru 2019
обратиться к администрации

    Главная страница