ВОПРОСЫ ВХОДНОГО КОНТРОЛЯ ПО ТЕРМОДИНАМИКЕ

ВОПРОСЫ ВХОДНОГО КОНТРОЛЯ ПО ТЕРМОДИНАМИКЕ
Физическая химия
Коллоквиум 1
Билет № 1
1. Движущие силы химических реакций.
2. Закон действующих масс, его вывод.
Задача 1
0
Вычислить H 298
реакций:
2Li(k.) + 2H20(ж.) = 2Li+(водн.) + 2ОН-(водн.) + Н2(г.)
Стандартные энтальпии образования Li+(водн.), Na+(водн.) и ОН(водн.) принять
соответственно равными –278,5, -239,7 и –228,9 кДж/моль.
Задача 2
Вычислите константу равновесия для реакции
SO2 + Cl2
SO2Cl2
если при некоторой температуре образовалось 1,5 моля SO2Cl2, исходные
концентрации (моль/л) [SO2] = 5, [Cl2] = 4.
Билет № 2
1. I и II законы термодинамики.
2. Понятие о средней и мгновенной скорости химической реакции.
Задача 1
Установить, протекание каких из нижеследующих реакций возможно при температуре
0
0
50 С, если S Fe
=27,17 Дж/моль К:
Задача 2
Константа равновесия для реакции
равна 0,25. Определите равновесные концентрации [HI] и [I2], если исходная
концентрация [HI] = 2 моль/л.
Рассчитайте ΔG0 реакции.
Билет № 3
1. Теплота нейтрализации.
2. Факторы, влияющие на скорость химической реакции.
Задача 1
0
Рассчитать значение G298
следующих реакций и установить, в каком направлении они
могут протекать самопроизвольно при температуре 1000С,
8Al(к.) + 3Fe2O4(к) = 9Fe(к.) + 4АlO3(к.)
0
если S Al0 = 28,21 и S Fe
= 27,17 Дж/моль К
Задача 2
Как увеличить выход продуктов реакций
за счет изменения концентрации реагентов, давления, температуры?
Билет № 4
1. Теплота растворения.
2. Энергия активации химической реакции. Уравнение Аррениуса.
Задача 1
Вычислить ΔG0 для реакции
СаСО3(к.) = СаО(к) + СО2(г.)
при 25, 500 и 15000С. Зависимостью ΔН0 и ΔS0 от температуры пренебречь.
Задача 2
Вычислить константу равновесия и исходные концентрации для обратимой реакции
если равновесные концентрации составили (моль/л) [СО] = 0,10, [О 2] = 1,16, [СО2] =
0,08. Рассчитайте ΔG0 реакции.
Билет № 5
1. Законы термохимии.
2. Зависимость скорости реакции от температуры. Правило Вант-Гоффа.
Задача 1
0
Вычислить H 298
реакций:
С6Н6 (ж.) +15/2О2 (г.) = 6СО2 (г.) + 3Н2О (ж.)
Задача 2
Равновесие в системе H2(г.) + I2(г.) = 2HI(г.) установилось при следующих концентрациях:
[H2] = 0,025, [I2] = 0,005, [HI] = 0,09 моль/л.
Определить исходные концентрации йода и водорода, константу равновесия и G0
реакции.
Билет № 6
1. Прогнозирование возможности протекания химической реакции.
2. Необратимые и обратимые химические реакции. Привести примеры реакций в
молекулярной и ионной формах.
Задача 1
0
Вычислить значение H 298
для протекающей в организме реакции превращения
глюкозы:
С6Н12О6 (к.) = 2С2Н5ОН (ж.) + 2СО2 (г.)
Задача 2
При синтезе аммиака (N2 + 3H2 = 2NH3) равновесие установилось при следующих
концентрациях (моль/л): [N2] = 2,5, [H2] = 1,8, [NH3] = 3,6.
Чему равна константа равновесия и исходные концентрации азота и водорода.
Рассчитайте G0 реакции.
Билет № 7
1. Энергия Гиббса и ее изменение. Зависимость энергии Гиббса от соотношения ΔH и
ΔS.
2. Константа равновесия, ее вывод.
Задача 1
0
Вычислите изменение стандартной энтальпии образования H 298
для реакции
Fe3O4 (к.) + СО (г.) = 3FeO (к.) + СО2 (г.)
Задача 2
Константа равновесия для реакции
H2 + I2 = 2HI равна 36, а начальные концентрации H2 и I2 равны 0,02 моль/л.
Вычислите равновесные концентрации H2, I2 и HI.
Рассчитайте G0 реакции.
Билет № 8
1. Движущие силы химических реакций.
2. Значение константы равновесия для оценки направления и степени смещения
химического равновесия.
Задача 1
0
Вычислить значение H 298
для протекающей в организме реакции превращения
глюкозы:
2
С6Н12О6 (к.) +6О2 (г.) = 6СО2 (г.) + 6Н2О(ж.)
Задача 2
Как повлияет увеличение давления и температуры на равновесие следующих
обратимых реакций:
Билет № 9
1. Энтропия и ее изменение. Уравнение Больцмана.
2. Смещение химического равновесия. Принцип Ле-Шателье.
Задача 1
0
Вычислить H 298
реакций:
С6Н6 (г.) +7/2О2 (г.) = 2СО2 (г.) + 3Н2О (г.)
Задача 2
При некоторой температуре равновесие в системе 2NO2 = 2NO + O2 установилось при
следующих концентрациях: [NO2] = 0,006 моль/л, [NO] = 0,024 моль/л.
Найти константу равновесия реакции и исходную концентрацию NO2.
Рассчитайте G0 реакции.
Билет № 10
1. II закон термодинамики.
2. Связи константы химического равновесия с энергий Гиббса.
Задача 1
По термохимическим уравнениям рассчитайте стандартную энтальпию веществ,
формулы которых подчеркнуты:
SiO2 (к.) + 2Mg (к.) = 2MgO (к.) + Si (к.); H 0 = -372 кДж
Задача 2
Вычислите равновесные концентрации веществ в реакции 2HI = H2 + I2, если константа
равновесия реакции равна 0,65, а исходная концентрация [HI] = 0,81 моль/л.
Рассчитайте G0 реакции.
Билет № 11
1. Внутренняя энергия и энтальпия.
2. Зависимость скорости реакции от катализатора. Механизмы каталитических
гомогенных и гетерогенных процессов.
Задача 1
По термохимическим уравнениям рассчитайте стандартную энтальпию веществ,
формулы которых подчеркнуты: MnO2 (к.) + 2C (к.) = 2CO2 (г.) + Mn (к.); H 0 = 293 кДж
Задача 2
Вычислите равновесные концентрации веществ в реакции SO3 + CO = SO2 + CO2, если
константа равновесия реакции равна 1,89, а исходная концентрация [SO3] = [CO] = 0,95
моль/л.
Рассчитайте G0 реакции.
Билет № 12
1. Закон Гесса и I закон термодинамики.
2. Приложение закона действующих масс к обратимым процессам. Константа
равновесия, ее вывод и формулировка.
Задача 1
По термохимическим уравнениям рассчитайте стандартную энтальпию веществ,
формулы которых подчеркнуты:
3
2PbO (к.) + 2NO2 (г.) = 2Pb(NO3)2 (к.); H 0 = -588 кДж
Задача 2
Вычислите константу равновесия реакции СО + Сl2 = COCl2, если исходные
концентрации [СО] = 6, [Cl2] = 8 моль/л, а равновесие установилось, когда образовалось 3
моль COCl2.
Рассчитайте G0 реакции
4