Материально-техническое обеспечение

1. Специализированное и общее оборудование химической лаборатории:

· реактивы и материалы;

· измерительные приборы;

· нагревательные и электронагревательные приборы;

· комплекты раздаточного материала (реактивы, посуда, принадлежности, приборы) для лабораторных опытов и практических работ;

· пособия на печатной основе (таблицы, дидактические материалы);

· экранно-звуковые пособия и мультимедийная аппаратура.

2. Справочные таблицы постоянной экспозиции:

· таблица «Периодическая система химических элементов Д.И. Менделеева»;

· таблица «Растворимость солей, кислот и оснований в воде»;

· таблица «Электрохимический ряд напряжений металлов».

8.3. Методические указания студентам

Вопросы и задачи для самоконтроля

Подготовленности к проведению лабораторных работ

Лабораторная работа №1

1. Предмет, содержание, методы физической химии и ее место среди естественных наук.

1. Возникновение, характерные особенности и методы термодинамики. Основные понятия термодинамики: тепло, окружающая среда, система (классификация), термодинамические параметры экстенсивные и интенсивные.

2. Формы существования материи и энергии. Форма обмена энергии системы с окружающей средой. Закон взаимосвязи массы и энергии.

3. Характеристика термодинамических процессов: адиабатного, изопроцессов, кругового, политропного, изобарно-изотермического, изохорно-изотермического и др.

4. Работа расширения идеального газа. Теория теплоемкости газов. Число степеней свободы. Теплоемкость идеального газа при постоянном давлении, ее зависимость от температуры. Связь между C_p и C_v.

5. Что такое внутренняя энергия системы, из чего она складывается? Что такое кинетическая и потенциальная энергия. Чем отличается внутренняя энергия идеальных и реальных газов. Уравнение состояния реальных газов. Почему термодинамика рассматривает не абсолютные значения внутренней энергии, а только ее изменения?

6. Приведите несколько формулировок первого закона термодинамики и покажите, что они не противоречат одна другой. Почему первый закон термодинамики часто называют первым началом термодинамики? Напишите уравнение первого закона термодинамики для всех систем и процессов. Какие величины, входящие в эти уравнения, зависят от пути процесса.

7. Дайте определение функции состояния. Покажите, что любой параметр состояния можно рассматривать как функцию состояния, а теплоту и работу – нет. Как рассчитать теплоту, работу, изменение энтальпии и внутренней энергии системы при адиабатическом и изопроцессах?

8. Что называется тепловым эффектом химической реакции? Сформулируйте закон Гесса и следствия, вытекающие из него. Каково значение этого закона? Термохимические уравнения.

9. Объясните, почему закон Гесса есть частный случай первого закона термодинамики. Покажите, что тепловой эффект при постоянном давлении есть изменение энтальпии, а тепловой эффект при постоянном объеме – изменение внутренней энергии химической реакции. Почему для конденсированных систем разница между энтальпией и внутренней энергией мала, а газообразных значительна? Напишите уравнение, выражающее связь между тепловым эффектом реакции, проведенной в изобарно-изотермических и изохорно-изотермических условиях.

10. Сформулируйте зависимость теплового эффекта реакции от температуры. Напишите математическое выражение закона Кирхгофа в дифференциальной и интегральной форме. В каких случаях тепловой эффект реакции не зависит от температуры? Почему?

11. Определение теплот разложения, образования, растворения, сгорания, нейтрализации. Энергия связи. Энергия образования кристаллической решетки.

Задачи

1. При растворении безводного сульфата меди массой 32 г в воде массой 80 г выделяется 13,3 кДж теплоты, а при растворении кристаллогидрата этой соли массой 50 г в том же количестве воды поглощается 2,34 кДж. Определить теплоту гидратации сульфата меди.

2. Для определения энтальпии образования оксида цинка в калориметрической бомбе сожгли цинк массой 3,27 г. Выделилось 17,37 кДж теплоты. Какова энтальпия образования оксида цинка?

3. Какое количество теплоты необходимо для нагревания 60 г кислорода при постоянном объеме, находящегося при 350°С, от 1013 до 506500 Па.

Лабораторная работа №2

1. Равновесные и неравновесные, обратимые и необратимые термодинамические процессы. Характерные особенности равновесных процессов, использование их в термодинамики. Обратимое изотермическое расширение газа. Максимальная работа.

2. Формулировка второго закона термодинамики. Доказательства существования энтропии. Математическое выражение второго закона термодинамики. Термодинамическая вероятность состояния. Флуктуация.

3. Изменение энтропии при изменении объема, давления, объема и температуры, давления и температуры, числа частиц и при фазовых превращениях.

4. Как изменяется энтропия изолированной системы, в которой обратимо кристаллизуется вещество?

5. Термодинамические функции, их физический смысл и способы вычисления.

6. Критерии возможности и направления протекания самопроизвольных процессов для закрытых систем.

7. Уравнение Гиббса-Гельмгольца, его применение.

8. Полный и частный дифференциалы термодинамических потенциалов для открытых систем. Химический потенциал. Критерии возможности и направления протекания самопроизвольных химических реакций. Химическое сродство, его мера.

9. Химические потенциалы идеальных и реальных газов, растворенных веществ.

10. Напишите уравнение изотермы химической реакции общего вида:

аА + вВ = сС + дД. Зависимость между какими величинами они устанавливают? Каково практическое использование этих уравнений?

11. Уравнение изобары и изохоры Вант-Гоффа химической реакции. Каково их практическое использование?

Задачи

1. Рассчитайте стандартные изменения энтропии при 298 К для реакции:

4NO + 6H₂O(ж) = 4NH₃ + 5O₂, пользуясь справочными данными.

2. Рассчитайте изменение энтропии при нагревании 8 кг метана от 300 до 500 К при постоянном давлении, считая, что зависимость теплоёмкости метана от температуры выражается уравнением: Cp = a + вТ.

3. Процесс перехода жёлтого оксида ртути в красный оксид при 298 К сопровождается уменьшением энергии Гиббса на 0,12 кДж/моль. Какая модификация оксида ртути более устойчива при 298 К?

Лабораторная работа №3

1. Равновесное состояние. Критерии равновесия в неизолированных системах. Химическое равновесие как частный случай общей проблемы равновесия. Термодинамические и молекулярно-кинетические признаки равновесного состояния.

2. Химический потенциал, его физический смысл. Химический потенциал газовых систем: однокомпонентный идеальный газ, смесь идеальных газов, смесь реальных газов. Химический потенциал конденсированных систем: идеальный раствор, реальный раствор. Активность. Летучесть. Химический потенциал гетерогенных систем при отсутствии растворимости.

3. Кинетический вывод константы химической реакции (закон действующих масс), его некорректность. Термодинамический вывод константы химического равновесия для гомогенной идеально газовой реакции.

4. Константа химического равновесия, ее физический смысл и различные способы выражения в гомогенных и гетерогенных реакциях. Соотношение между К_р, К_с, К_χ. Их размерность.

5. Принцип смещения химического равновесия. Уравнения изотермы химической реакции (химическое сродство).

6. Зависимость константы химической реакции от температуры. Уравнение изобары и изохоры Вант-Гоффа. Первое приближение Улиха.

Задачи

1. Из смеси, содержащей 1 моль N₂ и 3 моль H₂, в состоянии равновесия при давлении 10,13•10⁵ Па образуется 0,5 моль NH₃. Вычислите K_p для реакции N₂ + 3H₂ = 2NH₃ .Определите равновесный выход NH₃ в % (по объему).

2. Для реакции H₂ + I₂ = 2HI K_c = 50 при 444°C. Определите направление процесса, если исходная смесь имеет следующий состав:

C (H₂) = 2 моль/л;

С (I₂ ) = 5 моль/л;

С (HI) =10 моль/л.

3. Для реакции 2CO₂ = 2CO + O₂ K_p = 4,033•10^–16 Па при 1000 К. Вычислите константу равновесия этой реакции при 2000 К, если среднее значение теплового эффекта реакции Hr = 561,3 кДж/моль.

Лабораторная работа №4

1. Дайте определения понятиям: система, фаза, компонент, составные части системы, число термодинамических степеней свободы системы. Как определяется число независимых компонентов?

2. Фазовые переходы I и II рода. Примеры.

3. Фазовые переходы I рода. Характеристика агрегатных состояний вещества.

3.1. Газ идеальный и реальный; распределение газа по скоростям и энергиям. Уравнения состояния идеальных и реальных газов, критические состояния. Сжижение газов.

3.2. Жидкое состояние. Поверхностное натяжение, вязкость, испарение, затвердевание.

3.3. Характеристика твердого состояния. Жидкие кристаллы. Полиморфизм и изоморфизм. Плавление, возгонка.

4. Вывести уравнение (правило) фаз Гиббса. Где и с какой целью применяется.

5. Фазовые равновесия. Условия равновесия между фазами гетерогенных систем. Уравнение Клаузиуса-Клапейрона. Его применение к фазовым переходам I рода.

6. Общая характеристика однокомпонентных систем. Фазовые равновесия в однокомпонентных системах. Диаграмма состояния чистого вещества.

7. Двухкомпонентные жидкие и твердые системы. Диаграмма состав – температура кристаллизации двухкомпонентных систем с простой эвтектикой и с образованием химического соединения, плавящегося без разложения (конгруэнтно) и с разложением (инконгруэнтно).

8. Методы изучения гетерогенных равновесий. Термический анализ.

Задачи

1. Определите число степеней свободы, которыми обладает система, состоящая из смеси NH₄Cl, NH₃ и HCl:

а) при температуре, когда все вещества находятся в твердом состоянии;

б) при комнатной температуре.

2. Определите максимально возможное число степеней свободы в однокомпонентной, двухкомпонентной и трехкомпонентной системах.

3. В водном растворе содержится смесь хлоридов натрия и кальция. Определите количество составных частей и компонентов в данной системе.

Лабораторная работа №5

1. Основные признаки растворов. Термодинамические и молекулярно-кинетические условия их образования. Способы выражения состава растворов.

2. Основные теории растворов. Классификация растворов по агрегатному состоянию, размеру частиц, способности к диссоциации. Термодинамическая классификация растворов. Идеальные растворы. Предельно разбавленные растворы. Законы Вант-Гоффа и Генри.

3. Реальные растворы. Растворы с положительным и отрицательным отклонением от закона Рауля. Причины отклонений.

4. Коллигативные свойства растворов неэлектролитов и электролитов. Криоскопия, эбуллиоскопия, их применение. Осмос, его роль в биологических процессах. Изотонические растворы. Изотонический коэффициент.

5. Химический потенциал и стандартные состояния компонентов раствора. Парциальные молярные величины. Уравнения Гиббса-Дюгема и Гиббса-Дюгема-Маргулеса.

6. Зависимость температуры кипения и давления пара бинарного раствора от его состава. Законы Коновалова. Азеотропные растворы. Законы Вревского. Методы разделения азеотропных смесей.

7. Основные положения теории электролитической диссоциации Аррениуса. Причины и механизм электролитической диссоциации (сольватации). Недостатки теории Аррениуса и ее развитие в работах Дж. Бренстеда, Т. Лоури, Г. Льюиса, Н.А. Измайлова.

8. Основные положения теории сильных электролитов Дебая-Хюккеля. Термодинамическая константа диссоциации. Активность, коэффициент активности, их определение. Ионная сила растворов. Основные понятия теории ассоциации ионов.

9. Роль растворов электролитов в жизнедеятельности организмов.

Задачи

1. Определите атмосферное давление, если раствор, содержащий глицерин массой 1,5 г в воде массой 90 г, кипит при 99°С. Давление водяного пара при той же температуре равно 977,3 гПа.

2. При 75°С давление пара воды равно 385 гПа. При растворении в воде массой 100 г хлорида аммония массой 2,2 г давление пара понизилось на 4,92 гПа. Вычислите кажущуюся степень диссоциации хлорида аммония в полученном растворе.

3. Раствор, содержащий глюкозу массой 7,252 г в воде массой 200 г, замерзает при –0,378°С. Криоскопическая постоянная вода – 1,86. Определите относительную молекулярную массу глюкозы и относительную ошибку в процентах по сравнению с величиной, найденной в справочнике.

Лабораторная работа №6

1. Основные положения теории электролитической диссоциации Аррениуса. Причины и механизмы электролитической диссоциации. Гидратация (сольватация) ионов. Энергия гидратации (сольватации). Недостатки теории Аррениуса и ее развитие в работах Дж. Бренстеда, Т. Лоури, Г. Льюиса, Н.А. Измайлова.

2. Коллигативные свойства электролитов. Отступление от законов Вант-Гоффа и Рауля в растворах электролитов. Изотонический коэффициент. Связь степени диссоциации с изотоническим коэффициентом.

3. Основные положения теории сильных электролитов Дебая-Хюккеля. Термодинамическая константа диссоциации. Активность коэффициент активности, их определение. Ионная сила растворов. Основные понятия теории ассоциации ионов.

4. Электрическая проводимость растворов электролитов. Удельная и молярная (эквивалентная) электрические проводимости, зависимость их от различных факторов. Закон Кольрауша.

5. Теория электрической проводимости растворов Дебая-Онзагера. Электрофоретический и релоксационный эффекты. Ионная атмосфера, время релаксации ионного облака.

6. Подвижность ионов и числа переноса. Аномальная подвижность ионов Н⁺ и ОН^– .

7. Методы определения электрической проводимости растворов. Кондуктометрия, ее применение.

8. Роль растворов электролитов в жизнедеятельности организмов.

Задачи

1. При 75°С давление пара равно 385 гПа. При растворении в воде массой 100 г хлорида аммония массой 2,2 г давление пара понизилось на 4,29 гПа. Вычислите кажущуюся степень диссоциации хлорида аммония в полученном растворе.

2. Раствор, содержащий в воде массой 100 г хлорид магния массой 2,6 г, замерзает при –1,4°С. Вычислите изотонический и осмотический коэффициенты. Криоскопическая постоянная воды равна 1,86 К· кг/моль.

3. Удельная электропроводность раствора иодида натрия с массовой долей вещества 5% при 18°С равна 0,0298 Ом^–1 · см^–1, а плотность этого раствора 1,0374 г/см³. Определите коэффициент электропроводности иодида натрия в этом растворе. λ_∞ = 110 Ом^–1 · см^–1.

Лабораторная работа №7

1.Общая характеристика электрохимических систем им процессов. Их классификация.

2.Гальванический элемент. Характеристика скачков потенциалов гальванического элемента. Двойной электрический слой, его строение. Причины возникновения скачка потенциалов на границе раздела фаз.

3.Стандартные (нормальные) электродные потенциалы. Электрохимический ряд напряжений. Правила схематической записи гальванического элемента и электродов.

4.Классификация электродов. Использование окислительно-восстановительных потенциалов для определения направления реакции.

5.Электрохимические цепи (гальванические элементы): химические и концентрационные. Изменение ЭДС гальванических элементов. Насыщенный элемент Вестона. Электроды сравнения: каломельный, хлорсеребряный.

6.Электрохимический метод измерения pH. Измерение pH с использованием водородного, хингидронного и стеклянного электродов.

7.Потенциометрическое титрование.

8.Напишите уравнения реакций, протекающих на электродах и в цепи в целом для следующих элементов:

1) (–) Mg | MgSO₄ || NiSO₄ | Ni (+);

2) (–) Zn | ZnCl₂ || KCl (насыщ.) | Hg₂Cl₂, Hg (+);

3) (–) Pt, H₂ (P=101,3 кПа) | HCl | Cl₂ (p = 101,3 кПа);

4) (–) Cd | CdSO₄ || Hg₂SO₄ | Hg (+);

5) (–) Pt | Sn²⁺, Sn⁴⁺ || Cr³⁺, Cr₂O₇^2–, H⁺ | Pt (+);

6) (–) Pt | Fe²⁺, Fe³⁺ || Mn²⁺, MnO₄^–, H⁺ | Pt (+).

9.Составьте цепи, в которых идут следующие реакции:

1) CoSO₄ + Zn = ZnSO₄ + Co;

2) Cu + Hg₂Cl₂ = 2Hg + CuCl₂;

3) H₂ + ½ O₂ = H₂O;

4) 2AgNO₃ + H₂ = 2HNO₃ + 2Ag↓

10.Неравновесные электродные процессы. Законы Фарадея. Электрохимические эквиваленты. Выход вещества по току. Скорость электрохимических процессов.

11.Поляризация электродов при прохождении электрического тока. Перенапряжение электрохимической реакции и перенапряжение концентрации. Перенапряжение восстановления водородных ионов.

12.Химическая, биологическая и электрохимическая коррозия металлов и методы борьбы с ней. Ингибиторы коррозии. Пассивность металлов.

13. Химические источники тока. Аккумуляторы.

Задачи

1. Медь покрыта оловом. При нарушении оловянного покрытия работает гальванический элемент, который даёт ток силой 7,5 А. Какая масса олова растворится и сколько л водорода выделится на медном катоде за 25 мин?

2. Олово спаяно с серебром. Какой из металлов будет окисляться при коррозии, если эта пара металлов попадёт в щелочную среду? Ответ дайте на основании вычисления ЭДС и ∆G₂₉₈⁰ образующегося гальванического элемента.

3. Ток силой 1,5А выделяет из раствора сульфата кадмия в течении40мин 2,283 г кадмия. Вычислите эквивалент этого металла. Какое вещество и в каком количестве выделилось на угольном аноде? Условия нормальные.

Лабораторная работа №8

1. Что такое химическая кинетика? Характеристика разделов химической кинетики.

2. Что понимают под термином “скорость химической реакции”? В каких единицах выражается скорость химической реакции?

3. Как формулируется основной постулат химической кинетики? Каков физический смысл константы скорости химической реакции? Определение: К₁, К₂, К₃.

1. Что называется порядком реакции по веществу и общиКак изменится скорость реакции Н₂О₂ + 2НI, если реагирующую смесь разбавить в 2,5 раза?м кинетическим порядком реакции? Может ли порядок реакции быть нулевым, первым, дробным, отрицательным? От каких факторов зависит порядок данной реакции? Может ли порядок изменяться в ходе реакции?

5. Укажите размерность константы скоростей реакций 0,1,2,3 порядков. Можно ли сравнить константы разных порядков?

6. Какие экспериментальные данные необходимы для определения порядка реакции? В чем заключается метод “изолирования” Освальда?

7. Как влияет температура на скорость химической реакции? Что представляет собой температурный коэффициент скорости реакции? Может ли температурный коэффициент скорости реакции быть меньше 1, если да, то для каких реакций? Приведите примеры.

8. На основании каких соображений и кем была впервые получена количественная зависимость константы скорости реакции от температуры? Каков физический смысл энергии активации и предэкспонициального множителя? Каким образом происходит активация молекул? Какую информацию можно получить при изучении зависимость константы скорости реакции от температуры?

Задачи

^1. Сколько времени потребуется для омыления гидроксидом натрия 99% уксуснометилового эфира, если начальные молярные концентрации растворов эфира 0,0115, а гидроксида натрия 0,03 моль/л? Константа скорости реакции равна 2,5 л моль^–1 мин^–1

^2. Вычислите энергию активации и найдите константу скорости при температуре 65°С, если константа реакции при 50 и 85°С равны соответственно 5 · 10^–1 и 294 · 10^–3.

^3. Как изменится скорость реакции Н₂О₂ + 2НI, если реагирующую смесь разбавить в 2,5 раза?

Лабораторная работа №9

1. Основы теории соударения и бимолекулярные процессы. Активные столкновения. Энергия активации бимолекулярных реакций. Стерический множитель. Реакции в растворах.

2. Теория активированного комплекса (переходного состояния). Переходное состояние, путь и координата реакции. Основное уравнение активированного комплекса. Свободная энергия активации. Моно– и тримолекулярные реакции. Реакции в растворах.

3. Цепные реакции. Основные стадии процесса. Кинетика неразветвленных цепных реакций.

4. Фотохимические реакции. Законы фотохимии. Квантовый выход. Типы фотохимических реакций.

5. Радиационно-химические реакции. Отличие их от фотохимических процессов. Радиолиз воды и водных растворов.

6. Катализ. Особенности каталитических реакций. Классификация каталитических реакций по фазовому принципу, по характеру влияния на скорость и характеру образующихся связей. Активность. Селективность.

7. Гомогенный катализ. Каталитические процессы в газовой и жидкой фазе. Катализ кислотно-основной, металлокомплексный, ферментативный.

8. Гетерогенный катализ. Основные закономерности. Отравление. Промотирование.

9. Мультиплетная теория катализа А. А. Баландина.

10. Теория активного ансамбля А. И. Кобозева.

11. Электронная теория катализа.

12. Термодинамические принципы подбора катализаторов. Топохимические реакции и их значение для приготовления катализаторов.

Задачи

1. Во сколько раз увеличится скорость химической реакции при повышении температуры от 250 до 650°С, если температурный коэффициент скорости реакции равен 2?

2. Бимолекулярная реакция, для которой С_А = С_В, протекает за 10 минут на 25%. Сколько потребуется времени, чтобы реакция прошла на 50% при той же температуре.

3. При 140°С реакция заканчивается за 30 мин. Рассчитайте, через сколько минут закончилась бы реакция, если температурный коэффициент скорости этой реакции равен 1,7?

Индивидуальные задания

Законы идеального газа и идеальных газовых смесей

I. Теоретические вопросы (все каждому студенту)

1. Какой газ называется идеальным, реальным?

2. Какие параметры характеризуют газовое состояние, их характеристика, единицы измерения.

3. Если масса и давление газа остаются постоянными, какая существует зависимость между объёмом, занимаемым газом, и температурой? Сформулируйте, запишите в математической форме и изобразите графически закономерность изменения объёма газа с изменением температуры. Кем установлен этот закон?

4. Если масса и температура газа остаются постоянными, какая существует зависимость между объёмом, занимаемым газом, и давлением? Кто обнаружил эту зависимость? Сформулируйте, запишите в математической форме и изобразите графически этот закон.

5. Формулировка, математическая и графическая формы закона Шарля. Следствия из закона.

6. Объединённое уравнение законов Бойля-Мариотта, Гей-Люссака и Шарля.

7. Сформулируйте закон Авогадро и следствия из него.

8. Напишите уравнение состояния идеального газа, реального газа (уравнение Ван-дер-Ваальса). Каков физический смысл поправок Ван-дер-Ваальса? При каких условиях газовые законы, выведенные для идеальных газов, могут быть без большой погрешности применимы к реальным газам?

9. Что называется универсальной газовой постоянной? Каков её физический смысл? В каких единицах она измеряется?

10. Какое давление называется парциальным? Как формулируется закон парциальных давлений Дальтона? Запишите этот закон в математической форме.

11. Какой объём называется парциальным? Закон (уравнение) Амага, следствие из него. Объёмная доля. Мольная доля.

12. Дайте понятие теплоёмкости истинной, средней, молекулярной, удельной. Теория теплоёмкости газов. Число степеней свободы. Зависимость теплоёмкости от температуры. Теплоёмкость молярная при постоянном объёме и при постоянном давлении, их различия.

13. Основное уравнение кинетической теории газов.

Следствия:

–кинетическая энергия молекулы и моля газа;

– связь между массой молекул и скоростью их движения;

–зависимость скорости движения молекул газа от температуры;

–средняя скорость движения молекул;

13.1. При какой температуре средняя квадратичная скорость молекул углекислого газа равна 500м/с.

13.2. Вычислить среднюю квадратичную скорость молекул кислорода при 100°С.

13.3. Определите значение среднеквадратичной скорости и среднеквадратичной энергии молекул хлороводорода при 450°С.

13.4. Вычислите среднюю квадратичную скорость молекул азота при 18°С. При какой температуре такую же среднюю скорость будут иметь молекулы аммиака?

13.5. Определите среднюю кинетическую энергию одной молекулы идеального газа при 100°С.

II. Задачи (каждому студенту номера задач только своего варианта)

Пример задач одного варианта:

1. Найдите относительную молекулярную массу газа и число его молекул, если при н.у. 5 г газа занимают объём 2 л. Как изменится объём газа при увеличении: а) давления на 19016 Па; б) температуры на 80°С.

2. В закрытом сосуде объемом 6 л находится при 10°С смесь, состоящая из 8,8 г CO₂, 3,2 O₂ и 1,2 CH₄. Вычислите общее давление газов смеси, парциальные давления газов и их объемные доли (%).

Приложение 1 закона термодинамики к термодинамическим и химическим процессам

Каждому студенту номера задач только своего варианта

Пример задач одного варианта:

1. Найдите изменение внутренней энергии при испарении 0,2 кг этанола при температуре его кипения под давлением 1,013·10⁵ Па. Теплота парообразования спирта при температуре кипения равна 857,7 Дж/г, а удельный объем пара равен 0,607 м³/кг. Объемом жидкости пренебречь.

8. Вычислите тепловой эффект реакции 4НCl + О₂ → 2Н₂О (ж) + 2Cl₂ при 298 К и 350К: а) при P=const; б) при V=const. Тепловой эффект образования вещества при стандартных условиях возьмите из справочника.

Растворы

Каждому студенту 7 задач своего варианта

Пример задач одного варианта:

1.В одном литре раствора бромида натрия содержится 0,3219 кг бромида натрия. Плотность раствора при 293 К равна 1238,2 кг/м³. выразите концентрацию раствора: а) в молях соли в 1 л раствора; б) в молях соли на 1 кг воды; в) в молярных долях; г) в процентах; д) в молях воды на 1 моль бромида натрия.

2.Чему равна активность бромид-ионов в растворе, содержащем по 0,01 моль/л бромидов натрия и алюминия.

3.Рассчитать степень диссоциации 0,1М раствора сероводорода по I и II степени исходя из константы диссоциации К₁=1,0 ^. 10^–7; К_II=1,3 ^. 10^–13.

4.Механизм релаксационного и электрофоретического эффектов.

5.При температуре 18°С удельная электропроводность насыщенного раствора хлорида серебра в воде равна 1,259 ^. 10^–6Ом^{–1 .} см^–1; а подвижность катиона Аg⁺ равна 54,4; аниона Сl^– – 65,5. Определите массу хлорида серебра, растворенного в литре раствора.

6.Раствор, содержащий бромид натрия массой 0,993 г в воде массой 33,5 г замерзает при –0,944°С. Вычислите кажущуюся степень диссоциации соли в этом растворе. Криоскопическая постоянная воды 1,86 К ^. кг/моль.

7.Известно, что сильные электролиты диссоциируют на ионы в любых растворах нацело. Какой же смысл вкладывается в понятие степени диссоциации сильного электролита? Приведите пример.

Электрохимия

Каждому студенту 3 задачи своего варианта

Пример задач одного варианта:

1. Составьте схему работы гальванического элемента, образованного железом и свинцом. Погруженными в 0,005 М растворы их солей. Рассчитайте ЭДС этого элемента и изменение величины энергии Гиббса.

2. Определите расход электроэнергии на получение 1 т меди при выходе по току 96%.

3. Железо покрыто хромом. Какой из металлов будет корродировать в случае нарушения поверхностного слоя покрытия в атмосфере промышленного района (влажный воздух содержит СО₂, Н₂S, SО₂ и др.)? Составьте схему процессов, происходящих на электродах образующегося гальванического элемента.

Кинетика и катализ химических реакций

Каждому студенту нужно определить заданные величины для своей реакции

По значениям констант скоростей при двух температурах определите энергию активации, константу скорости при температуре Т₃, температурный коэффициент скорости и количество вещества, израсходованное за время τ, если начальные концентрации равны С₀, а порядок реакции и молекулярность совпадают.

Пример реакции одного варианта:

Не нашли, что искали? Воспользуйтесь поиском по сайту: