ОСНОВНЫЕ ЗАКОНОМЕРНОСТИ ПРОТЕКАНИЯ ХИМИЧЕСКИХ РЕАКЦИЙ Пакет заданий для самостоятельной работы и промежуточного контроля

ФЕДЕРАЛЬНОЕ АГЕНТСТВО ПО ОБРАЗОВАНИЮ
НОВГОРОДСКИЙ ГОУДАРСТВЕННЫЙ УНИВЕРСИТЕТ
ИМЕНИ ЯРОСЛАВА МУДРОГО
ОСНОВНЫЕ ЗАКОНОМЕРНОСТИ ПРОТЕКАНИЯ
ХИМИЧЕСКИХ РЕАКЦИЙ
Пакет заданий для самостоятельной работы
и промежуточного контроля
Великий Новгород
2006
УДК 546 (076.5)
Печатается по решению
РИС НовГУ
Рецензенты:
Кандидат химических наук, доцент кафедры химии и экологии Персинен С.А.
Кандидат сельскохозяйственных наук, доцент кафедры биологии и биохимии
Марьяновская Ю.В.
Основные закономерности протекания химических реакций: Пакет заданий для самостоятельной работы и промежуточного контроля / Сост.:
В. П. Кузьмичева, И. В. Летенкова, Е. А Пчелина; НовГУ им. Ярослава Мудрого. – Великий Новгород, 2006. – 32 с.
Подобраны задания различной степени сложности по следующим разделам: «Вычисление тепловых эффектов реакции», «Направление течения химических реакций», «Зависимость скорости химических реакций от концентрации
реагирующих веществ и температуры», «Энергия активации химической реакции», «Химическое равновесие», «Смещение химического равновесия».
Предназначены для студентов всех специальностей, изучающих химию.
© Новгородский государственный
Университет, 2006
© В. П. Кузьмичева, И. В. Летенкова,
Е. А Пчелина, составление, 2006
2
Содержание
ВВЕДЕНИЕ .................................................................................................................. 4
I. ВЫЧИСЛЕНИЕ ТЕПЛОВЫХ ЭФФЕКТОВ РЕАКЦИЙ ..................................... 5
II. НАПРАВЛЕНИЕ ТЕЧЕНИЯ ХИМИЧЕСКИХ РЕАКЦИЙ.............................. 11
III. ЗАВИСИМОСТЬ СКОРОСТИ ХИМИЧЕСКОЙ РЕАКЦИИ ОТ
КОНЦЕНТРАЦИИ РЕАГИРУЩИХ ВЕЩЕСТВ И ТЕМПЕРАТУРЫ ................ 19
IV. ЭНЕРГИЯ АКТИВАЦИИ ХИМИЧЕСКОЙ РЕАКЦИИ ................................. 23
V. ХИМИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ. СМЕЩЕНИЕ ХИМИЧЕСКОГО
РАВНОВЕСИЯ .......................................................................................................... 26
ЛИТЕРАТУРА ........................................................................................................... 34
ПРИЛОЖЕНИЕ ......................................................................................................... 35
3
ВВЕДЕНИЕ
Предлагаемый пакет заданий рекомендуется для подготовки и выполнения
контрольной работы по теме "Основные закономерности протекания химических реакций". Для проведения занятий по системе "Ритм" курс общей химии
разбит на четыре модуля. Вопросы химической термодинамики и кинетики
входят во второй модуль (тему) курса.
В пакете подобраны задачи различной сложности (указывается в баллах).
Варианты контрольных работ составляются преподавателем из задач разных
разделов. Номер задачи обозначается двумя числами. Первое из них соответствует номеру раздела, второе - номеру задачи в этом разделе.
Максимальная сумма баллов, которую мотет набрать студент, определяется количеством и сложностью задач.
4
I. ВЫЧИСЛЕНИЕ ТЕПЛОВЫХ ЭФФЕКТОВ РЕАКЦИЙ
1. При соединении 2,1 г железа с серой выделилось 3,77 кДж. Рассчитать
теплоту образования сульфида железа.
(1 б.)
2. Вычислите теплоту образования сульфида цинка, если при реакции 0,25 г
серы с избытком цинка выделяется 1,6 кДж теплоты. Запишите соответствующее химическое уравнение.
(1 б.)
3. Что такое теплота образования химического соединения? Тепловой эффект какой из приведенных ниже реакций отвечает теплоте образования
SO3:
1) Н2SO4 = SO3 + H2O;
1
2
2) Sромб + 1 O2 = SO3;
3) SO2 +
1
O2 = SO3;
2
4) SO2 + O3 = SO3 + O2.
(1 б.)
4. Вычислите, какое количество теплоты выделится при восстановлении
оксида железа (III) металлическим алюминием, если было получено
335,1 г железа.
(2 б.)
5. Напишите термохимическое уравнение реакции между СО и водородом, в
результате которой образуются метан и пары воды. Сколько теплоты выделится при этой реакции, если было получено 67,2 л метана в пересчете
на н.у.?
(2 б.)
6. Вычислите, сколько теплоты выделится при сгорании 165 л ацетилена
(н.у.), если продуктами сгорания является диоксид углерода и вода
(газ).
(2 б.)
7. Какое количество теплоты выделится при сгорании 0,1 кг жидкого метанола (CH3OH)?
5
8. В таблице приведены стандартные энтальпии сгорания веществ: (2 б.)
Вещество
С6Н6(ж) С2Н2(г)
H 0 298(сгор), кДж/моль -3267
-1299
Определите стандартную энтальпию H 0 298 реакции 3С2Н2(г) = С6Н6(ж).
9. Найти объем пропана, при полном сгорании которого (с образованием
газообразной воды и диоксида углерода) выделяется теплота, достаточная
для нагревания 100 г воды от 20°С до кипения. Молярная теплоемкость
воды 75,3 Дж/моль·К.
(3 б.)
10.Какое количество теплоты необходимо затратить на получение 1 т кремния промышленным способом по уравнению:
SiO2 (k) + 2C(k) = Si(k) + 2CO(г)?
(2 б.)
11.Сколько теплоты выделяется при «гашении» 500 кг CaO? Энтальпия реакции гидратации СаО(к) Н 0 = -66,6 кДж.
(2 б.)
12. Рассчитайте теплотворную способность метана в кДж/м3 (при расчетах
следует считать, что вода образуется в парообразном состоянии). (2 б.)
13.Вычислите энтальпию образования пропана, если реакция горения пропана идет по следующему уравнению:
С3Н8 (г) + 5О2 = 3СО2 + 4Н2О(ж); Н 0 = -2220 кДж.
(2 б.)
14.По стандартным энтальпиям образования рассчитайте тепловые эффекты
сгорания в кислороде следующих веществ: B2H6, С2Н6, Si2H6. Проанализируйте возможность использования этих веществ как топлива.
(3 б.)
15.При сгорании 1 г угля с образованием углекислого газа выделяется
32,6 кДж теплоты. Какое количество теплоты надо затратить для разложения 1 моля углекислого газа на простые вещества?
(2 б.)
16.При сгорании 1 л (н.у.) ацетилена выделяется 58,0 Дж теплоты. Можно ли
на основании этих данных вычислить стандартную энтальпию сгорания
ацетилена?
(2 б.)
17.Найдите изменение стандартной энтальпии реакции:
CH3OH(ж) + Н2(г) → СН4(г) + Н2О(г),
исходя из следующих данных (кДж·моль-1):
6
Н 0 сгорания:
СН3ОН(ж) -726,6; СН4(г) -890,4;
Н2(г) -285,9;
Н 0 испарения (Н2О(ж)) 44,0.
Как изменится величина Н 0 , если образуется не газообразная, а жидкая
вода?
(3 б.)
18.Энтальпия сгорания паров бензола С6Н6 с образованием СО2 и жидкой
воды равна -3301,5 кДж·моль-1. Рассчитайте энтальпию образования
жидкого бензола из простых веществ (Энтальпия испарения бензола
34 кДж·моль-1).
(3 б.)
19.Энтальпия сгорания мочевины СО(NH2)2 с образование СО2 и жидкой
воды равна -635 кДж·моль-1. Рассчитайте энтальпию ее образования из
простых веществ.
(3 б.)
20.Что называется стандартной энтальпией образования соединения Н 0 298 ?
Напишите термохимическое уравнение и вычислите стандартную энтальпию образования фосфина (РНз), если при сгорании 7 г его до жидкой
воды и кристаллического Р2О5 выделяется 243 кДж теплоты.
(3 б.)
21.Стандартные энтальпии образования высших оксидов бора и фосфора
равны -1273 и -1492 кДж/моль. В каком случае выделится больше теплоты
– при сгорании 1 г бора или 1 г фосфора?
(3 б.)
22.Сравните эффективность использования следующих смесей в качестве
топлива в ракетных двигателях:
1) Н2 (г) + F2 (г) = 2НF(г);
2) 2Н2 (г) + О2 (г) = 2Н2О(г).
Рассчитайте для каждой реакции количество теплоты, выделяющейся при
сгорании 1 кг смеси.
(2 б.)
23.При взаимодействии 3,6 г оксида железа (II) с оксидом углерода (II) выделяется 0,71 кДж, а при сгорании 2,8 г оксида углерода (II) выделяется
28,29 кДж. Вычислите стандартную энтальпию образования кристаллического оксида железа (II).
(3 б.)
24.Вычислите стандартную энтальпию образования кристаллического ортофосфата кальция, если известно, что при сгорании 12 г кальция выделяется
7
190,5 кДж теплоты, при сгорании 6,2 г фосфора выделяется 154,7 кДж, а
при взаимодействии 168 г оксида кальция с оксидом фосфора (V) –
670,9 кДж теплоты.
(3 б.)
25.Определите энтальпию разложения Н2О2 на воду и кислород, используя
следующие данные:
(2 б.)
1) SnCl2(р) + 2НСl(p) + H2O2(p) = SnCl4(p) + 2H2O(ж);
2) SnCl2(р) + 2НСl(p) +
1
O2(p) = SnCl4(p) + H2O(ж);
2
Н 0 = -393,3 кДж
Н 0 = -393,3 кДж
26.Вычислите стандартную энтальпию образования безводного хлорида железа (II) на основании следующих данных:
(3 б.)
1) Fe(k) + 2HCl(p) = H2 (г) + FeCl2 (p);
Н 01 = 87,8 кДж;
2) FeCl2 (k) + aq = FeCl2 (p);
Н 0 2 = 81,5 кДж;
3) HCl(г) + aq = HCl(p);
Н 0 3 = -73,2 кДж;
4) H2 (г) + Cl2 (г) = 2HCl(г);
Н 0 4 = -185,9 кДж.
27.Сформулируйте закон Гесса. Найдите изменение стандартной энтальпии
реакции СО(г) + 2Н2(г) = СН3ОН(ж) используя данные:
(2 б.)
1) СО(г) +
1
О2 (г) = СО2 (г);
2
Н 01 = -283 кДж;
2) Н2 (г) +
1
О2 (г) = Н2О(ж);
2
Н 0 2 = -286 кДж;
3) СН3ОН(ж) +
3
О2 (г) = СО2 (г) + 2Н2О(ж);
2
Н 0 3 = -715 кДж.
28.Рассчитайте стандартную энтальпию образования TiCl4
(ж),
исходя из
следующих термохимических уравнений:
(2
б.)
1) 2Ti(k) + 3Cl2 = 2TiCl3 (k);
2) TiCl3 (k) +
1
Cl2 (г) = TiCl4 (ж);
2
Н 01 = -1435,9 кДж;
Н 0 2 = -83,3 кДж.
29.Определите стандартную энтальпию образования хлорида фосфора (V),
исходя из следующих термохимических уравнений:
1) Р4 (красн.) + 6Cl2 (г) = 4РCl3 (ж);
(2 б.)
Н 01 = -1272 кДж;
8
2) РСl3 (ж) + Сl2 (г) = РСl5 (к);
Н 0 2 = -137 кДж.
30.Вычислите стандартную энтальпию реакции SnO(k) + C(k) = Sn(k) + CO(г),
исходя из следующих термохимических уравнений:
(2 б.)
1) 2Sn(k) + O2 (г) = 2SnO(k);
Н 01 = -572 кДж;
2) 2СO(г) = 2С(к) + O2(г);
Н 0 2 = 221 кДж.
31.Пероксид водорода можно получить синтезом: Н2 + O2 = H2O2. Рассчитайте
стандартную энтальпию образования пероксида водорода, используя
термохимические уравнения:
1) 2H2O2 (ж) = 2Н2О(ж) + О2 (г) + 195,99 кДж;
2) 2Н2 (г) + О2 (г) = 2Н2О(ж) + 571,29 кДж.
(2 б.)
32.Определите стандартную энтальпию образования оксида азота (I), исходя
из уравнений:
(2 б.)
1) Cграфит + 2N2O(г) = СО2 (г) + 2N2 (г);
Н 01 = -790 кДж;
2) Сграфит + О2 = СО2 (г);
Н 0 2 = -393,5 кДж.
33.Вычислите стандартную энтальпию реакции S(ромб) + O2 (г) = SO2 (г), используя данные:
(2 б.)
1) 2S(ромб) + 3O2 (г) = 2SO3 (г);
Н 01 = -790 кДж;
2) 2SO2 (г) + O2 (г) = 2SO3 (г);
Н 0 2 = -196 кДж.
34.Вычислите количество теплоты, которое требуется на разложение 10 кг
безводного карбоната натрия
(3 б.)
Na2CO3(к) = Na2O(к) + CO2(г)
если известно, что
1) Na2CO3(к) + SiO2(к) = Na2SiO3(к) + СО2(г);
Н 0 1 = 81,04 кДж
2) Na2O(к) + SiO2(к) = Na2SiO3(к);
Н 0 2 = 81,04 кДж
35.Исходя из данных для реакции окисления As2O3 кислородом и озоном
1) As2O3(к) + O2(г) = As2O5(к);
Н 0 = -270,9 кДж
2) 3As2O3(к) + 3O3(г) = 3As2O5(к);
Н 0 = -270,9 кДж
Вычислите изменение энтальпии при переходе 1 моль кислорода в
озон (298 К).
(2 б.)
9
36.Вычислите изменение энтальпии (298 К) в реакции
2H2S(г) + SO2(г) = 3S(к) + 2Н2О(г),
если Н2S(г) +
1
О2(г) = Н2О(ж) + SO2(г);
2
и Н 0 обр SO2(г) = -296,2 кДж/моль.
Н 0 = -561,1 кДж
(2 б.)
37.Вычислите изменение энтальпии в реакции
Н2(г) +
1
О3(г) = Н2О(г)
3
по следующим данным (298 К):
2О3(г) = 3О2(г);
Н 0 = -288,9 кДж;
Н 0 обрН2О(г) = -241,8 кДж/моль.
(3 б.)
38.На основе закона Гесса выведите формулу для расчета стандартной энтальпии реакции
(2 б.)
2Н2(г) + О2(г) = 2Н2О(г); Н 0 х,
исходя из термохимических уравнений:
1) Н2(г) + О2(г) = Н2О2(ж);
Н 0 1 = -187 кДж
2) Н2О2(ж) + Н2(г) = 2Н2О(г);
Н 0 2 = -297 кДж
3) Н2О(ж) = Н2О(г);
Н 0 3 = 44 кДж
Рассчитайте значение стандартной энтальпии образования жидкой воды.
39. На основе закона Гесса выведите формулу для расчета стандартной энтальпии образования газообразного хлороводорода, исходя из термохимических уравнений реакций атомизации:
1) Н2(г) = 2Н(г);
Н 0 1
2) Cl2(г) = 2Сl(г);
Н 0 2
3) НСl(г) = Н(г) + Сl(г);
Н 0 3
(1 б.)
10
II. НАПРАВЛЕНИЕ ТЕЧЕНИЯ ХИМИЧЕСКИХ РЕАКЦИЙ
1. Что означает термин "энтропия"? Как изменяется энтропия - увеличивается, уменьшается или остается постоянной - для следующих реакций:
1) SО2(г) + Cl2(г) = SО2Cl2 (г);
2) Н2NСO2NН4(к) =СO2(г) + 2NН3(г);
3) СО(г) + H2О(г) = СО2(г) + H2(г).
Почему?
(2 б.)
2. На рисунке показано, как изменяется энтропия свинца при его нагревании.
Подробно объясните ход кривой. Каким процессам отвечает резкое возрастание энтропии свинца?
(2 б.)
3. Определите, какому графику отвечает зависимость энтропии вещества (S)
от температуры (Т):
11
4. Расположите следующие состояния вещества в порядке увеличения значения энтропии:
а) 1 моль Н2О(ж) при 100°С и 1 атм;
б) 1 моль Н2О(к) при 0°С и 1 атм;
в) 1 моль Н2О(ж) при 0°С и 1 атм;
г) 1 моль Н2О(г) при 100°С и 1 атм;
д) 1 моль Н2О(ж) при 25°С и 1 атм;
е) 1 моль Н2О(г) при 100°С и 0,5 атм.
(2 б.)
5. Не производя вычислений, установите, где это возможно, знак S 0 следующих процессов:
1) СО(г) + Сl2 (г) = СОСl2 (г);
2) СН4 (г) + 2О2 (г) = 2Н2О(ж) + СО2 (г);
3) 2NH3 (г) = N2 (г) + 3Н2 (г);
4) AgNO3 (p) + NaCl2 (p) = AgCl(к) + NaNO3 (p).
(2 б.)
6. Вычислите изменение энтропии для реакций, протекающих по уравнениям:
(2 б.)
1) 2SО2(г) + О2(г) = 2SО3(г);
2) Са(ОН)2(к) = СаО(к) + Н2О(г);
3) H2(г) + Cl 2(г) = 2НСl(г).
Почему в этих реакциях реакциях S 0 имеет значения <0, >0, ≈0?
7. Энтропия реакции зависит не столько от химической индивидуальности
реагентов и продуктов, сколько от количеств и агрегатного состояния
веществ, участвующих в реакции. Укажите, какое значение (<0, >0) имеет
стандартная энтропия реакций:
(3 б.)
1) 2О3(г) = 3О2(г);
2) Cl2(г) + 5F2(г) = 2СlF5(г);
3) HgBr2(т) = Hg(ж) + Br2(ж);
4) I2(г) = 2I(г);
5) SO2(г) + 2Н2S(г) = 2S(т) + 2Н2О(ж).
12
Подтвердите Ваш ответ расчетом с использованием справочных данных.
8. Определите S 0 реакции
Cu2O(к) = Cu(к) + СuO(кр)
по следующим данным:
(2 б.)
1) СuO(к) + Н2(г) = Сu(к) + Н2О(г);
S 0 1 = +48,8 Дж·К-1
2) Сu2O(к) + Н2(г) = 2Сu(к) + Н2О(г);
S 0 2 = +31,7 Дж·К-1
9. Определите S 0 реакции NaBO2(кр) + 2Cl2(г) = NaCl(кр) + BCl3(г) + О2(г) по
следующими данным:
1) 2BCl3(г) +
3
О2(г) = В2О3(кр) + 3Cl2(г);
2
2) Na2O(к) + В2O3(к) = 2NaBO2(к);
3) Na2O(к) + Cl2(г) = 2NaCl(к) +
1
О2(г);
2
S 0 1 = -163 Дж·К-1
S 0 2 = +18 Дж·К-1
S 0 3 = -52 Дж·К-1
10.Исходя из уравнения G 0  H 0  TS 0 , определите условия, при которых
направление процесса будет определяться изменением энтропии. (1 б.)
11.В каком из следующих случаев реакция возможна при любых температурах:
а) Н 0  0, S 0 0 ;
б) Н 0  0, S 0 0 ;
в) Н 0  0, S 0 0 .
(1 б.)
12.Определите знаки Н 0 , S 0, G 0 для реакции
2АВ(к) + В2(г) = 2АВ2(к),
протекающей при 298 К в прямом направлении. Будет ли G 0 возрастать
или убывать с ростом температуры?
(2 б.)
13.Объясните, почему из двух реакций, термодинамически невозможных в
стандартных условиях:
1) N2(г) +
2)
1
О2(г) = N2O(г);
2
1
1
N2(г) + О2(г) = NО(г);
2
2
Н 01 =81,5 кДж
Н 0 2 = 90,3 кДж,
только одна становится возможной при высокой температуре.
(2 6.)
13
14.Указать знаки Н 0 , S 0, G 0 процесса испарения воды при 100°С и парциальном давлении паров воды 101,325 кПа.
(1 б.)
15.При температуре кипения бензола (80°С) жидкость и пар равновесны.
Чему равно S 0 испарения, если Н 0 испарения=34,3 кДж/моль?
(1 б.)
16.Определите возможность протекания в стандартных условиях реакции
взаимодействия кремния с хлороводородом по схеме:
Si(к) + 3HCl(г) = SiHCl3(г) + Н2(г).
(2 б.)
17.Определите, какая из приведенных реакций термодинамически более вероятна:
1) Sn(к) + О2(г) = SnO2(к);
2) Sn(к) +
1
О2(г) = SnO(к).
2
(1 б.)
18.В приведенных ниже уравнениях под символами ионов в растворе и кристаллических солей указаны их G 0 образования в кДж/моль. Определите,
в каком случае произойдет образование кристаллической соли, а в каком
будет преобладать переход соли в раствор в виде ионов:
а) Ag+(p) + F-(p) = AgF(к);
77,11 -276,5 -186,6
б) Ag+(p) + Cl-(p) = AgCl(к);
77,11 -131,17 -109,6
в) Mg2+(p) + SO42-(p) = MgSO4 (к);
-456,0 -743
-1171,5
г) Са2+(р) + 2Сl-(p) = CaCl2 (к).
-533,0 -131,17 -750,2
(2 6.)
19.Можно ли получить фтор следующим способом при стандартных условиях:
2NaF(к) + Cl2(г) = 2NaCl(к) + F2(г)?
Дайте обоснованный ответ. Используйте табличные данные.
(2 б.)
20.Можно ли восстановить РbO2 цинком по реакции:
РbO2(к) + 2Zn(к) = Рb(к) + ZnO(к)
при стандартных условиях? Дайте обоснованный ответ. Используйте
14
табличные данные.
(2 6.)
21.Прямая или обратная реакция будет протекать при стандартных условиях в
системе 2NO(г) + O2(г) ↔ 2NО2(г)? Ответ объясните, вычислив G 0 прямой
реакции.
(2 б.)
22.Оксид алюминия проявляет амфотерные свойства:
1) Al2O3(к) + 3SO3(г) = Al2(SO4)3 (к);
2) Al2O3(к) + Na2O(к) = 2NaAlO2 (к).
Какой характер более выражен у оксида алюминия - кислотный или основный? Ответ объясните, вычислив G 0 химических реакций.
(2 б.)
23.Термодинамические характеристики (298 К) процесса электролитической
диссоциации в водных растворах следующие:
Кислота
H 0 , кДж
S 0 , Дж/К
HF
-12,6
-87,1
HCl
-57,4
-56,1
Рассчитайте
G 0
и
сделайте
вывод
об
относительной
электролитов.
силе
(2 б.)
24.Вычислите термодинамические характеристики H 0 , S 0 , G 0 процесса
алюмотермии при стандартной температуре и 10000С
(3 б.)
Fe2O3(к) + 2Al(к) = Al2O3(к) + 2Fe(к)
При какой температуре этот процесс термодинамически более вероятен?
25.Термодинамические характеристики процессов ступенчатой ионизации
фосфорной кислоты (298 К) следующие:
Ступени ионизации
H 0 , кДж
S 0 , Дж/К
1. H3PO4 ↔ H+ + H2PO4-
-12,0
-87,0
2. H2PO4- ↔ H+ + HPO42-
-3,0
-125,0
3. HPO42- ↔ H+ + PO43-
15,0
-181,6
Рассчитайте G 0 для каждой ступени диссоциации. Что можно сказать о
силе электролита? По какой ступени идет преимущественно процесс
15
ионизации фосфорной кислоты?
(3
б.)
26.Какое вещество является лучшим осушителем - оксид фосфора (V) или
оксид кальция? Ответ обоснуйте термодинамическими расчетами, предполагая существование следующих реакций:
1) CaO(к) + Н2О(г) = Са(ОН)2 (к);
2) Р2О5 (к) + 3Н2О(г) = 2Н3РО4 (ж).
(3 б.)
27.Разложение нитрата аммония возможно по двум схемам:
1) NH4NO3 (к) = N2O(г) + 2Н2О(г);
2) NH4NO3 (к) = N2(г) +
1
О2 (г) + 2Н2О(г).
2
По какой схеме более вероятно протекание реакции?
28.На основании табличных величин H 0
И S0
(2 б.)
реагирующих веществ вы-
числите G 0 следующих процессов:
1) СО(г) + Н2О(г) = СО2 (г) + Н2 (г);
2) Н2 (г) +
1
О2 (г) = Н2О(г).
2
Укажите, в каком направлении эти реакции будут протекать.
(2 б.)
29.Установите направление протекания при t=30°C следующей реакции:
[Ni(H2O)6]2+ + 6NH3 = [Ni(NH3)6]2+ + 2H2O, если известно что при данной
температуре H 0 = - 79,5 кДж, S 0 = 92Дж/К.
(2 б.)
30.Карбид кремния SiC получают нагреванием в электрических печах кварцевого песка с углем:
SiO(к) + 3С(к) = SiC(к) + 2СО2 (г).
Пользуясь термодинамическими данными, определите, при какой температуре протекание этой реакции станет возможным.
(2 б.)
31.Образование антимонида индия InSb из твердых компонентов по реакции:
In(к) + Sb(к) = InSb(к)
характеризуется S 0 = -16,64 Дж/К; H 0 = -29,9 кДж. При какой температуре станет возможным этот синтез?
(2 б.)
16
32.Вычислите Н 0 , S 0 , G 0 для реакции, протекающей по уравнению:
TiO2 (к) + 2Сграфит = Ti(к) + 2СО(г).
Возможна ли эта реакция при стандартных условиях? При какой температуре протекание этой реакции станет возможным?
(3 б.)
33.При какой температуре наступит равновесие системы:
4HCl(г) + О2 (г) ↔ 2Н2О(г) + 2Cl2 (г) ?
Хлор или кислород является более сильным окислителем и при каких
температурах?
(3 б.)
34.Вычислите G 0 для реакции:
СаСО3(к) = СаО(к) + СО2(г)
при 25°, 5000 и 15000C. Зависимостью H 0 и S 0 от температуры пренебречь. Постройте график зависимости G 0 от температуры и найдите по
графику температуру, выше которой указанная реакция может протекать
самопроизвольно.
(3 б.)
35.Определите термодинамическую возможность осуществления реакций
между компонентами атмосферы:
а) при стандартных условиях;
б) при повышенной температуре.
1)
1
N2 (г) + 1 О2 (г) = NO(г);
2
2
2) N2 (г) +
3)
1
О2 (г) + 2H2O(ж) = NН4NO3 (к);
2
1
3
1
N2 (г) + О2 (г) + H2O(ж) = НNO3 (ж);.
2
4
2
(2 б.)
36.Оцените термодинамическую возможность получения германия из его
высшего оксида путем восстановления последнего магнием, водородом,
алюминием при стандартных условиях.
(3 б.)
37. Определите, можно ли осуществить при стандартных условиях процесс
4FeS2 (т) + 11О2 (г) = 2Fe2O3 (т) + 8SO2 (г).
Определите влияние температуры на возможность протекания данного
процесса.
(2 б.)
17
38.На рисунке изображены зависимости изменения энергии Гиббса от температуры для реакций
а) C + О2 = СО2;
б) 2СО + О2 = 2СО2
в) 2С + О2 = 2СО.
Какая линия какому превращению соответствует и почему?
(3 б.)
39.Путем расчетов установите, может ли взаимодействовать кальций с углекислым газом в стандартных условиях согласно следующим химическим уравнениям:
1) СО2(г) + 2Са(к) = 2СаО(к) + Сграфит;
2) 3СО2(г) + 2Са(к) = 2СаСО3(к) + Сграфит.
(3 б.)
40.Можно ли получить пероксид водорода при стандартных условиях по реакции: 2Н2О(ж) + О2(г) = Н2О2(ж) ?
(2 б.)
41.По какой реакции проходит разложение пероксида водорода при стандартной температуре:
1) Н2О2(г) = Н2(г) + О2(г)
2) Н2О2(г) = Н2О(ж) +
1
О2(г) ?
2
(3 б.)
42.Для реакции
Н2О(г) + С(к) = СО(г) + Н2(г)
известны G 0 600 = 50,96 кДж/моль и G 0 700 = 34,70 кДж/моль. Вычислите
H 0 и S 0 , предполагая их постоянными в интервале температур
600–700 К.
(3 б.)
18
III. ЗАВИСИМОСТЬ СКОРОСТИ ХИМИЧЕСКОЙ РЕАКЦИИ ОТ
КОНЦЕНТРАЦИИ РЕАГИРУЩИХ ВЕЩЕСТВ И ТЕМПЕРАТУРЫ
1. Реакция идет по уравнению H2 + J2 = 2HJ в газовой фазе. Константа скорости этой реакции при некоторой температуре равна 0,16, исходные
концентрации реагирующих веществ: С0(Н2) = 0,04 моль/л; С0(I2) = 0,05
моль/л. Вычислите начальную скорость реакции и её скорость
С(Н2) = 0,03 моль/л.
при
(2 б.)
2. Концентрации исходных веществ до начала реакции 2NО + O2 = 2NO2
были равны 0,02 и 0,01 моль/л соответственно. Константа cкорости реакции 0,2. Вычислите скорость реакции в начальный момент времени и в
момент, когда концентрация кислорода стала равной 0,0075 моль/л. (2 б.)
3. Для реакции 2Х + У = Z при Сx=2 моль/л и Сy=1 моль/л скорость равна 0,15
моль/л·с. Как изменится скорость реакции в момент, когда прореагирует
65% вещества У?
(2 б.)
4. При смешении газообразных веществ А и В протекает химическая реакция
2А + В = 2С + Д.
Известно, что через некоторое время после начала реакции концентрации
веществ составили: СА= 2 моль/л; СВ=1 моль/л; CС=1,6 моль/л. Вычислите
исходные концентрации веществ А и В.
(2 б.)
5. Реакция протекает по уравнению:
2Н2 (г) + О2 (г) = 2Н2О(г) + 483,7 кДж.
Начальные концентрации водорода и кислорода соответственно равны 0,4
и 0,2 моль/л. Вычислите концентрации (моль/л) этих реагентов в момент,
когда молярная концентрация водорода уменьшится на 40%.
(2 б.)
6. Скорость прямой реакции 2NО(г) + О2(г) = 2NО2(г) при концентрации оксида
азота (II) 0,6 моль/л и кислорода 0,5 моль/л равна 0,018 моль/(л·мин).
Вычислите константу скорости прямой реакции.
(1 б.)
7. Реакция идет по уравнению:
2NO(г) + Сl2(г) = 2NOCl(г).
19
Концентрации исходных веществ до начала реакции составляли:
C0 (NO) = 0,4 моль/л; C0(Cl2) = 0,3 моль/л. Во сколько раз изменится скорость реакции по сравнению с первоначальной в тот момент, когда прореагирует половина оксида азота?
(2 б.)
8. Определите исходное количество оксида серы (IV), если к моменту τ по
реакции 2SO2(г) + О2(г) = 2SO3(г) образовалось 0,42 моль оксида серы (VI),
причем прореагировало 70% SO2.
(1 б.)
9. Во сколько раз необходимо увеличить концентрацию вещества А, чтобы
при уменьшении концентрации вещества В в 4 раза скорость реакции
2А(г) + В(г) = С(г) не изменилась?
(1 б.)
10.Для реакции X + У = Z при Сх = 1,0 моль/л и Сy = 3 моль/л скорость реакции
равна 0,15 моль/л·с. Вычислите константу скорости реакции.
(1 б.)
11.В два сосуда одинаковой вместимости введены: в первый 1 моль газа А и
2 моля газа В; во второй 2 моль газа А и 1 моль газа В. Температура содержимого в обоих сосудах одинакова. С одинаковой ли скоростью будет
протекать в обоих случаях реакция А + 2В = Е?
(1 б.)
12.Как изменится скорость реакции
2NO + O2 = 2NO2
при увеличении концентрации NO в 2 раза, концентрации О2 – в 3 раза и
одновременном увеличении давления в 2 раза?
(3 б.)
13.Как изменится скорость реакции:
2NO2(г) + О2(г) = 2NO2(г),
если давление в системе увеличить в 2 раза? Приведите примеры реакции,
на скорость которой не влияет изменение давления.
(1 б.)
14.Как изменится скорость реакции N2(г) + 3Н2(г) = 2NH3(г), если:
а) уменьшить давление в системе в 2 раза;
б) уменьшить объем системы в 2 раза;
в) увеличить концентрацию N2 в 2 раза?
(2 б.)
15.Во сколько раз следует увеличить концентрацию кислорода, чтобы при
уменьшении концентрации сернистого газа (SO2) в 3 раза скорость обра20
зования серного ангидрида (SO3) осталась неизменной?
(1 б.)
16.Определить, как изменится скорость прямой и обратной реакции:
2SO2 + O2 ↔ 2SO3,
если общее давление в системе уменьшить в 2 раза.
(1 б.)
17.При изучении реакции взаимодействия газообразных веществ А и В было
найдено, что при увеличении концентрации А вдвое скорость взаимодействия исходных веществ возрастает в 4 раза, а при таком же увеличении
концентрации вещества В – только в 2 раза. Напишите выражение для
скорости взаимодействия этих веществ.
(1 б.)
18.Как изменится скорость реакций:
1) С2Н4(г) + 3О2(г) = 2СО2(г) + 2Н2О(г),
2) 2Mg(к) + О2(г) = 2MgO(к),
при увеличении давления в системе в 2 раза? При увеличении концентрации кислорода в 3 раза?
(2 б.)
19.Во сколько раз уменьшится скорость газовой реакции:
2NO + O2 = 2NO2
при разбавлении реагирующей смеси инертным газом в 2 раза?
(1 б.)
20.Как изменится скорость реакции 2NO(г) + O2(г) = 2NO2(г)
а) при одновременном уменьшении концентрации NО и O2 в 2 раза?
б) при увеличении давления в системе в 3 раза?
(2 б.)
21.На сколько градусов надо повысить температуру, чтобы скорость реакции
возросла в 625 раз при температурном коэффициенте скорости реакции,
равном 5?
(1 б.)
22.При температуре 60°С скорость реакции равна 0,64 моль/л∙с. Какова скорость реакции (моль/л∙с) при 10°С? Температурный коэффициент скорости реакции равен 2.
(1 б.)
23.Как изменится скорость реакции, протекающей в газовой фазе, если понизить температуру от 120°С до 80°С? Температурный коэффициент
скорости реакции равен 3.
(1 б.)
24.Для практической остановки реакции применяют быстрое охлаждение
21
реакционной смеси ("замораживание" реакции). Определите, во сколько
раз изменится скорость реакции при охлаждении реакционной смеси от 40
до -10°С, если температурный коэффициент реакции равен 2,7.
(1 б.)
25.Две реакции при 0° протекают с одинаковой скоростью ( υ1 = υ2 ) температурный коэффициент скорости первой равен 5, второй - 7. Как будут
относиться, скорости υ1 / υ 2, если реакции проводить при 50°С?
(1 б.)
26.Две реакции при температуре 293 К протекают с одинаковой скоростью.
Температурный коэффициент первой реакции равен 4, второй – 2. Как
будут соотноситься скорости реакций ( υ1 и υ2 ), если реакции проводить
при 323 К?
(1 б.)
27.При 393 К реакция заканчивается за 18 мин. Через сколько времени эта
реакция закончится при 453°К, если температурный коэффициент скорости реакции равен 3?
(1 б.)
28.Вычислите температурный коэффициент скорости реакции, если константа её скорости при 1200С составляет 5,88∙10-4, а при 1700С равна
6,7∙10-2.
(1 б.)
29.Температурный коэффициент скорости реакции равен 3,5. Константа скорости этой же реакции при 15°C равна 0,2 с-1. Какова константа скорости
реакции при 40°С?
(1 б.)
30.Вычислите температурный коэффициент скорости реакции, если константа её скорости при 100°С составляет 6∙10-4, а при 1500С –
7,2∙10-2.
(1 б.)
31.Во сколько раз увеличится скорость химической реакции А + 2В = С при
увеличении давления в системе в 4 раза и одновременном повышении
температуры на 40°С? Реагирующие вещества – газы. Температурный
коэффициент скорости реакции равен 2.
(3 б.)
32.Во сколько раз уменьшится скорость реакции 2А + В = 2С при уменьшении концентрации всех веществ в системе в три раза и одновременном
понижении температуры системы на 30°С? Реагирующие вещества – газы.
Температурный коэффициент скорости реакции равен 2.
(3 б.)
22
IV. ЭНЕРГИЯ АКТИВАЦИИ ХИМИЧЕСКОЙ РЕАКЦИИ
1. Во сколько раз увеличится скорость реакции, протекающей при 298 К,
если энергию активации реакции уменьшить на 20 кДж/моль?
(2 б.)
2. Чему равна энергия активации реакции, если при повышении температуры
от 290 до 300 К скорость ее увеличивается в 2 раза?
3. Энергия активации О3(г) + NO(г) = О2(г) + NO2(г) равна 100 кДж/моль. Во
сколько раз изменится скорость реакции при повышении температуры от
27 до 370С?
(2 б.)
4. Каково значение энергии активации реакции, скорость которой при 300 К
в 10 раз больше, чем при 280 К?
(2 б.)
5. Энергия активации некоторой реакции 100 кДж/моль. Как изменится
скорость реакции, если увеличить температуру системы с 300 до
350 К?
(2 б.)
6. Рассчитайте, во сколько раз возрастает скорость реакции при повышении
температуры от 20 до 300С, если энергия активации равна 125,6 кДж/моль.
Во сколько раз возрастает скорость той же реакции при повышении температуры от 20 до 1200С?
(3 б.)
7. Рассчитайте изменение константы скорости реакции, если при увеличении
температуры
от
500
до
1000 К
энергия
активации
38,2 кДж/моль.
равна
(2 б.)
8. Константа скорости реакции при 298 и 323 К соответственно равна 0,0093
и 0,0806 мин-1. Определите энергию активации этой реакции.
(2 б.)
9. Константа скорости некоторой реакции при 200С равна 3·10-2, а при 500
4·10-1. Определите энергию активации и рассчитайте константу скорости
реакции при 300С.
(3 б.)
10.Определите энергию активации реакции, если при увеличении температуры от 300 до 400 К константа скорости реакции увеличилась в
105 раз.
(2 б.)
11.Для реакции газообразного аммиака с диоксидом азота константа скорости
23
при 600 К равняется 0,395 дм3/моль·с, а при 716 К составляет
16 дм3/моль·с. Вычислите энергию активации реакции и предэкспоненциальный множитель.
(3 б.)
12.Изобразите энергетическую диаграмму процесса:
,
если к1< к2< к3< к4.
(3 б.)
13.Используйте следующие данные для реакции: Н2(г)+I2(г)=2НI(г), чтобы построить соответствующий график и найти энергию активации:
Т, К
k,
555
606
645
714
3,73·10-6
7,32·10-4
5,41·10-3
0,111
(3 б.)
л/моль·
с
14.Константа скорости разложения диоксида азота
2NO2 = 2NO + O2
При 600 К равна 8,4·101 л/(моль·с), а при 640 К – 4,1·102 л/(моль·с). Вычислите энергию активации и константу скорости при 620 К.
(3 б.)
15.Во сколько раз возрастет скорость реакции при повышении температуры
от 25 до 1000С, если энергия активации равна 60 кДж/моль?
(2 б.)
16.Первая стадия каталитического разложения пероксида водорода (Н2О2) на
кислород и воду в кислых водных растворах в присутствии бромид-ионов
является медленной и описывается уравнением:
Н2О2 + Br- + H+ = HBrO + Н2О.
Составьте уравнение второй стадии каталитического процесса. В чем
сущность действия катализатора?
(2 б.)
17.Реакция 2NO + Cl2 = 2NOCl в газовой фазе ускоряется в присутствии паров
брома. Первая стадия процесса описывается уравнением:
2NO + Br2 = 2NOBr.
Напишите уравнение второй стадии каталитического процесса. В чем
24
сущность действия катализатора?
(1 б.)
18.Ниже даны энергии активации бимолекулярных реакций взаимодействия
водорода с галогеном:
Н2 + F2 = 2HF;
Eакт = 125 кДж
Н2 + Cl2 = 2HCl;
Eакт = 151 кДж
H2 + I2 = 2HI;
Eакт = 171 кДж
О чем свидетельствуют эти данные?
(2 б.)
19.Энергия активации разложения йодоводорода 2НI = H2 + I2 в газовой фазе
при 800 К равна 190 кДж/моль. В присутствии платины она снижается до
60 кДж/моль. Определите, во сколько раз скорость реакции в присутствии
катализатора больше скорости некаталитического разложения йодоводорода.
(2 б.)
20.Некоторая реакция с энергией активации 76 кДж/моль протекает при
температуре 1000 К. За счет введения в процесс катализатора энергия активации уменьшается вдвое. Как изменится при этом скорость
реакции?
(2 б.)
21.Начертите энергетическую диаграмму для экзотермической реакции:
исходные вещества – продукты реакции. Покажите в произвольном масштабе, как изменяется энергия активации при внесении катализатора в
систему.
(2 б.)
22.Некоторая реакция АВ → А + В протекает с поглощением тепла. При
введении катализатора энергия активации данной реакции уменьшается
вдвое. Изобразите энергетическую диаграмму процесса до и после введения катализатора. Изменится или нет при введении катализатора тепловой эффект разложения вещества АВ?
(3 б.)
23.Гипотетическая газовая реакция А + В → АВ экзотермична и ускоряется в
100 раз при изменении температуры от 300 до 340 К. С помощью подходящего графика объясните влияние температуры на скорость реакции.
Эта же реакция катализируется металлом М.
Начертите энергетические диаграммы для этой реакции без катализатора и
25
с катализатором. Укажите на каждом графике отрезок, отвечающий
энергии активации реакции.
(3 б.)
24.Энергия активации одной реакции составляет 83,6 кДж/моль, второй
167 кДж/моль. Для какой реакции и почему характерен более высокий
температурный коэффициент?
(2 б.)
25.Уксусный альдегид термически разлагается на метан и оксид углерода:
СН3СОН(г) = СН4(г) + СО(г). Стандартные энтальпии образования в
кДж/моль: СН3СОН(г) – -166; СН4(г) – -75; СО(г) – -110.
Энергия активации процесса Еа=190 кДж/моль. Если реакция протекает в
присутствии йода, то энергия активации Еа=136 кДж/моль. Начертите
энергетическую диаграмму катализируемой и некатализируемой реакции,
указав величину Еа и H 0 реакций.
(3 б.)
V. ХИМИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ. СМЕЩЕНИЕ ХИМИЧЕСКОГО
РАВНОВЕСИЯ
1. При 716°С константа скорости образования HI равна 1,6∙10-2, а константа
диссоциации – 3,0∙10-4. Найдите константу равновесия при заданной температуре.
(1 б.)
2. Константа равновесия гомогенной системы СО + Н2О ↔ СО2 + Н2 при
некоторой температуре равна 1. Вычислите равновесные концентрации
всех
реагирующих
веществ,
если
исходные
C0(NO) = 0,10 моль/л, C0(H2O) = 0,40 моль/л.
концентрации
(2 б.)
3. Вычислите константу равновесия и равновесную концентрацию (моль/л)
аммиака в системе N2 + 3Н2 ↔ 2NH3, если исходные концентрации азота и
водорода соответственно равны 2 и 7 моль/л, а к моменту наступления
равновесия прореагировало 10% N2.
(2 б.)
4. В закрытом сосуде при некоторой температуре в системе
2NО(г) + О2 ↔ 2 NО2 (г)
26
установилось равновесие при концентрации оксида азота (IV), равной
0,24 моль/л, кислорода – 1,6 моль/л, оксида азота (II) – 0,6 моль/л. Вычислите константу равновесия и исходную концентрацию (моль/л) кислорода.
(2 б.)
5. Начальные концентрации Н2 и I2 равны соответственно 0,6 и 1,6 моль/л.
После установления равновесия концентрация ионов водорода оказалась
равной 0,7 моль/л. Вычислите равновесные концентрации Н2 и I2 и константу равновесия.
(2 б.)
6. При некоторой температуре в равновесной газовой системе SO2–O2–SO3
концентрации веществ составили соответственно 0,035, 0,015 и 0,065
моль/л. Вычислите константу равновесия и начальные концентрации веществ, предполагая, что это только кислород и SO2.
(3 б.)
7. Реакция CO(г) + Cl2(г) ↔ СOCl2(г) протекает в закрытом сосуде вместимостью 40 л. В равновесной смеси содержится 56 г СО, 142 г Cl2 и 198 г
СOCl2. Вычислите константу равновесия.
(2 б.)
8. В закрытом сосуде при некоторой температуре в системе
H2(г) + Br2(г) ↔ 2НВr(г)
установилось равновесие. Константа равновесия равна 1. Определите состав (в % по объему) равновесной реакционной смеси, если исходная
смесь состояла из 3 молей H2 и 2 молей Br2.
(2 б.)
9. В замкнутом сосуде протекает реакция AB(г) ↔ А(г) + В(г). Константа равновесия реакции равна 0,4, а равновесная концентрация вещества В составляет 0,9 моль/л. Найти начальную концентрацию вещества АВ.
Сколько процентов вещества АВ разложилось?
(2 б.)
10.В закрытом сосуде при постоянной температуре идет реакция
СО(г) + Сl2 (г) ↔ СОСl2(г)
Для реакции было взято по 1 моль исходных веществ. В равновесной
смеси обнаружено 0,5 моль СО. Как изменилось давление в результате
реакции
по
равновесия.
сравнению
с
исходным?
Рассчитайте
константу
(3 б.)
27
11.Исходная смесь состоит из 0,30 моль/л Н2 и 0,20 моль/л N2. Равновесие
наступит, когда прореагирует 0,24 моль/л H2. Вычислите константу равновесия для реакции синтеза аммиака.
(2 б.)
12.При некоторой температуре константа равновесия гетерогенной реакции
FeO(к) + СО(г) ↔ Fe(к) + СО2(г)
равна 0,5. Чему равны равновесные концентрации СО и CO2, если
начальные концентрации равны: С0(СО) = 0,05 и С0(CO2)= 0,01 моль/л? (2
б.)
13.При высоких температурах водяной пар находится в равновесии с раскаленным железом:
Fe + H2O ↔ FeO + H2.
Вычислите константу равновесия этой реакции, если при 900°С равновесная смесь содержит 86,1% Н20 и 13,9% Н2 (по массе).
(3 б.)
14.Химическое равновесие в гомогенной системе
2А(г) ↔ В(г) + С(г)
установилось при следующих концентрациях (моль/л): С0(А) = 0,4;
С0(В) = 0,4; С0(С) = 0,4. Затем в систему дополнительно ввели 0,2 моль/л
вещества В. Рассчитайте новые равновесные концентрации всех веществ,
если температура системы поддерживается постоянной.
(3 б.)
15.Равновесие реакции H2(г) + I2(г) ↔ 2НI(г) установилось при следующих
концентрациях участвующих в ней веществ: С0(Н2) = 0,01; С0(I2) = 0,1;
С0(HI) = 0,08 моль/л. В равновесную смесь добавили водород, при этом его
концентрация увеличилась на 0,1 моль/л. Вычислите новые равновесные
концентрации веществ.
(3 б.)
16.При некоторой температуре константа равновесия обратимой реакции:
2АВ(г) ↔ А2(г) + В2(г)
равна 2. Какова степень термической диссоциации вещества АВ при этой
температуре?
(3 б.)
17.Вычислите константу равновесия реакции:
PCl5(г) ↔ PCl3(г) + Сl2 (г) + Q,
28
если при некоторой температуре из 2 моль хлорида фосфора (V), находящегося в закрытом сосуде вместимостью 10 л, разложению подвергаются
1,5 моль.
(2 б.)
18.Вещества А и В в количестве 3 и 4 моль соответственно, находящиеся в
сосуде емкостью 2 л, реагируют согласно уравнению
5А + 3В ↔ А5В3
Прореагировало 1,6 моль вещества А. Определите количества израсходованного вещества В и полученного продукта. Рассчитайте константу
равновесия.
(2 б.)
19.В сосуд емкостью 0,2 л поместили 0,3 и 0,8 г водорода и йода. После
установления равновесия в сосуде обнаружено 0,7 г НI. Вычислите константу равновесия реакции.
(2 б.)
20.Определите стандартную энергию Гиббса химической реакции при
1000 К, если константа равновесия равна 1010.
(1 б.)
21.Рассчитайте константу равновесия химической реакции при 300 К, если
стандартная
энергия
Гиббса
при
этой
температуре
57,3 кДж/моль.
равна
–
(1 б.)
22.Константа равновесия реакции окисления кремния:
Si(к) + О2(г) ↔ SiO2(к)
при 827°С равна 30,26. Определите изменение энергии Гиббса химической
реакции при этой температуре, а также её тепловой эффект.
(2 б.)
23.Константа равновесия процесса:
H2(г) + I2(г) ↔ 2НI(г)
698 К равна 1,835∙10-2. Рассчитайте К при 298 К. При какой из этих температур йодоводород более устойчив?
(2 б.)
24.Для процесса 2SО2(г) + О2(г) ↔ 2SО3(г) ( H 0 = -192 кДж) константа равновесия при 500 и 700 К соответственно равны 2,14·105 и 2,55·102, Определите К при 298 К. Почему данный процесс проводят при 673…723 К в
присутствии катализатора?
(3 б.)
29
25.Рассчитайте константу равновесия реакции
Si(тв) + 4НCl(г) ↔ SiCl4(г) + 2Н2(г)
при стандартных условиях по термодинамическим данным.
(3 б.)
26.Константа равновесия реакции 4НСl(г) + О2(г) ↔ 2H2O(r) + 2Сl2(г) при температуре 252°С равна 490. Вычислите изменение энергии Гиббса этой
реакции. Сделайте вывод о полноте протекания реакции.
(2 б.)
27.Вычислите константы равновесия синтеза аммиака из простых веществ
при стандартной температуре и 9000С и сделайте вывод о влиянии температуры на выход аммиака.
(2 б.)
28.Вычислите константу равновесия реакции
СО(г) + Н2О(г) ↔ СО2(г) + Н2(г)
При стандартной температуре и 10000С. При каких условиях увеличивается выход водорода? (3 б.)
29.Рассчитайте константу равновесия реакции Al2O3(к) + 3SO3(г) ↔ Al2(SO4)3(к)
при стандартных условиях по термодинамическим данным. Сделайте
вывод о полноте протекания реакции (обратима - необратима).
(3 б.)
30.Получение германия особой чистоты осуществляют восстановлением его
диоксида водородом:
GeO2(к) + 2Н2 (г) ↔ Ge(к) + 2Н2О(г).
Возможна ли эта реакция в стандартных условиях? Вычислите константу
равновесия реакции при 650°С. Для расчета используйте термодинамические данные.
(3 б.)
31.Пользуясь табличными данными, вычислите константу равновесия при
298 К и 1000 К для реакции: СО2(г) + Сграфит ↔ 2СО(г).
(3 б.)
32.Считая, что H 0 и S 0 реакции
4НСl(г) + О2(г) ↔ 2H2O(r) + 2Сl2(г)
не зависят от температуры, найдите температуру, при которой константа
равновесия этой реакции равна единице.
(2 б.)
33.Пользуясь табличными данными, вычислите константу равновесия при
298 К и 1000 К для реакции Н2О(г) + СО(г) ↔ СО2(г) + Н2(г).
(2 б.)
30
34.Вычислите температуру, при которой константа равновесия реакции
2NO2(г) ↔ N2O4(г) равна единице. Изменениями H 0 и S 0 от температуры
пренебречь. В каком направлении сместится равновесие при температуре
более низкой, чем найденная?
(3 б.)
35.Для реакции С(графит)+ Н2О(г) ↔ СО(г) + Н2(г); H 0 =131,4 кДж, при 1100 К
константа равновесия равна 99,16·10-2, а при 1200 К – 3,16·10-1. Какие
вещества преобладают в равновесной смеси при указанных температурах?
Используя термодинамические данные, рассчитайте температуру, при
которой константа равновесия этой реакции равна единице.
(3 б.)
36.Константа равновесия реакции при 273 К равна 2·10 -3, а при 573 К составляет 5·10-5. Каков знак H 0 реакции?
(2 б.)
1
37.На рисунке приведены зависимости lg K  f   для двух реакций. УкажиT 
те, какая реакция, (1) или (2), протекает с выделением теплоты, а какая – с
поглощением?
(2 б.)
38.В присутствии катализатора возможен термический крекинг пропана по
уравнению
С3Н8(г) ↔ С2Н4(г) + СН4(г).
Напишите выражение для константы равновесия реакции. Как воздействует на состав продуктов реакции
а) уменьшение общего давления;
б) увеличение температуры;
в) добавление метана в равновесную смесь?
(2 б.)
31
39.При 25°С и 10 атм степень превращения в аммиак в равновесной системе
N2(г) + 3H2(г) ↔ 2NH3(г)
H 0 = -90 кДж/моль
составляет 5%. Если давление увеличится до 40 атм, причем температура
остается той же, то уменьшится или увеличится степень превращения в
аммиак? Если температура увеличится до 250°С, причем давление остается равным 10 атм, меньше или больше будет аммиака в равновесной
смеси?
(3 б.)
40.В реакции между нагретым железом и водным паром
3Fe(к) + 4Н2О(г) ↔ Fe3O4(к) + 4Н2(г)
при 600°С равновесные давления водорода и пара равны 3,2 и 2,4 кПа.
Вычислите константу равновесия Кр. Как воздействуют на константу
равновесия:
а) увеличение
общего
давления;
б) уменьшение
температуры?
(2 б.)
41.Напишите выражение для константы равновесия гетерогенной системы:
СО2(г) + С(т) ↔ 2СО(г).
Как изменится скорость прямой реакции образования СО, если концентрацию CО2 уменьшить в четыре раза? Как следует изменить давление,
чтобы повысить выход СО?
(2 б.)
42.При состоянии равновесия в системе
N2(г) + 3H2(г) ↔ 2NH3(г)
концентрации
[NH3]=4 моль/л.
участников
Рассчитайте
H 0 =-92,4 кДж
равны:
[N2]=3 моль/л;
константу
равновесия.
[H2]=9 моль/л;
Определите:
а) исходные концентрации Н2 и N2; б) в каком направлении сместится
равновесие с ростом температуры; в) в каком направлении сместится
равновесие, если уменьшить объем реакционного сосуда.
(3 б.)
43.Процесс димеризации диоксида азота описывается следующим термохимическим уравнением:
2NO2(г) ↔ N2O4;
H 0 = -58 кДж.
Предскажите, как будет меняться окраска смеси газов при одновременном
увеличении температуры и уменьшении давления, если известно, что NO2
32
окрашен в коричневый цвет, а N2O4 бесцветен.
(2 б.)
44.Реакция 2NO + Cl2 ↔ 2NOCl протекает с выделением теплоты. В каком
направлении сместится равновесие, если общее давление в системе понизить в 4 раза и одновременно повысить температуру на 40° (температурные коэффициенты прямой и обратной реакций соответственно равны
2 и 5)?
(3 б.)
45.В каком направлении будет смещаться равновесие с повышением температуры и давления для следующих обратимых реакций:
(2 б.)
1) 2SО2 + О2 ↔ 2SО3;
H 01 = -196,6 кДж;
2) N2 + O2 ↔ 2NO2;
H 0 2 = 180,7 кДж;
3) 3О2 ↔ 2О3;
H 0 3 = 184,6 кДж;
4) 2СО + О2 ↔ 2СО2;
H 0 4 = -566 кДж.
46.Как повлияет понижение температуры и давления на равновесие следующих обратимых реакций:
(2 б.)
1) 2СО(г) ↔ СО2(г) + С(к);
H 01 = -172,5 кДж;
2) 2H2S(г) ↔ 2Н2(г) + S2(г);
H 0 2 = 169,4 кДж;
3) СО2(г) + 2Н2(г) ↔ СН3ОН(г);
H 0 3 = -193,3 кДж;
4) Н2(г) + Br2(г) ↔ 2HBr(г);
H 0 4 = -72,5 кДж;
5) 2НCl(г) + О2(г) ↔ 2Н2О(г) +2Сl2(г);
H 0 5 = -114,5 кДж.
47.В каких случаях можно однозначно сказать, в каком направлении смещается равновесие в следующих системах при одновременном уменьшении
температуры и повышении давления:
(2 б.)
1) СО(г) + Н2О(г) ↔ СО2(г) + Н2(г);
H 01 = -42,7 кДж;
2) 2) N2O4 ↔ 2NO2(г);
H 0 2 = 57,4 кДж;
3) 2СО2(г) + О2(г) ↔ 2СО2(г);
H 0 3 = -569,4 кДж?
48.В каких случаях можно однозначно сказать, в каком направлении смешается равновесие в следующих системах при одновременном повышении
температуры и повышения давления?
(2 б.)
33
1) 2С(к) + О2(г) ↔ 2СО(г);
H 01 = -221,0 кДж;
2) 2Н2(г) + О2(г) ↔ 2Н2О(г);
H 0 2 = 160,4 кДж;
3) 2Н2О(г) ↔ 2Н2(г) + О2(г);
H 0 3 = 573,2 кДж.
49.Обсудите влияние на смещение равновесия и константу равновесия реакции Н2(г) + Cl2(г) ↔ 2HCl(г); H 01 <0 следующих факторов:
а) увеличение концентрации Н2, Cl2, НСl;
б) увеличение общего давления;
в) разбавление инертным газом;
г) повышение температуры.
(3 б.)
ЛИТЕРАТУРА
1. Коровин Н. В. Общая химия. – М.: Высшая школа, 2002. – 558 с.
2. Никольский А. Б., Суворов А. В. Химия: Учебное пособие для вузов. –
СПб.: Химиздат, 2001. – 512 с.
3. Глинка Н. Л. Задачи и упражнения по общей химии. – М.: Интеграл-Пресс, 2004. – 240 с.
4. Задачи
и упражнения
по общей
химии:
Учебное пособие /
Б. И. Адамсон, О. Н. Гончарук, В. Н. Камышова и др. / Под ред.
Н. В. Коровина. – М.: Высшая школа, 2003. – 255 с.
5. Суворов А. В., Никольский А. Б. Вопросы и задачи по общей химии. –
СПб.: Химиздат, 2002. – 304 с.
34
ПРИЛОЖЕНИЕ
Таблица 1
Термодинамические константы некоторых веществ
Вещество
H 0 298 , кДж/моль
S 0 298 , Дж/(моль∙К)
G 0 298 , кДж/моль
2
3
4
1
Al(к)
0
28,31
0
Al2O3(к)
-1675,0
50,94
-1576,4
Al2(SO4)3(к)
-3434,0
239,2
-3091,9
B2O3(к)
-1264,0
53,85
-1184,0
В2Н6(г)
31,4
232,9
82,8
С(графит)
0
5,74
0
СО(г)
-110,5
197,4
-137,27
СО2(г)
-393,51
213,6
-394,38
С2Н2(г)
226,75
200,8
209,2
С2Н6(г)
-84,67
229,49
-32,89
С3Н8(г)
-103,85
269,9
-11,47
СН4(г)
-74,85
186,19
-50,79
С6Н6(ж)
49,04
173,2
124,50
СН3ОН(ж)
-238,7
126,7
-166,31
СаО(к)
-635,1
39,7
-604,2
Са(ОН)2(к)
-986,2
83,4
-896,76
СаСО3(к)
-1206,0
92,9
-1128,8
Сl2(г)
0
223,0
0
НСl(г)
-92,3
186,7
-95,27
НСl(ж)
-167,5
55,2
-131,2
Fe(к)
0
27,15
0
Fe2O3(к)
-821,32
89,96
-740,99
FeS2(к)
-177,9
53,2
-166,69
F2(г)
0
203,4
0
35
Продолжение таблицы 1
1
2
3
4
НF(г)
-268,6
173,52
-270,7
Ge(к)
0
42,42
0
GeO2(к)
-539,74
52,30
-531,4
Н2(г)
0
130,6
0
Н2О(г)
-241,84
188,74
-228,8
Н2О(ж)
-285,84
69,96
-237,5
Н2О2(ж)
-187,36
105,86
-117,57
I2(к)
0
116,73
0
I2(г)
62,26
260,58
19,4
НI(г)
25,94
206,33
1,30
Mg(к)
0
32,55
0
MgO(к)
-601,24
26,94
-569,6
N2(г)
0
191,5
0
N2O(г)
84,55
220,0
103,6
NO(г)
90,37
210,62
86,69
NO2(г)
33,89
240,45
51,84
N2O4(г)
9,37
304,3
98,29
NH3(г)
-46,19
192,5
16,64
HNO3(ж)
-173,0
156,16
-79,91
NH4NO3(к)
-365,4
151,0
-183,8
NH4Cl(к)
-315,39
94,56
-343,64
NH3·Н2O(ж)
-366,69
179,9
-263,8
Na(к)
0
51,42
0
Na2O(к)
-430,6
71,1
-376,6
NaCl(к)
-410
72,36
-384,0
NaF(к)
-569,0
58,6
-541,0
NaAlO2(к)
-1133,0
70,71
-1069,2
36
Продолжение таблицы 1
1
2
3
4
О2(г)
0
205,03
0
О3(г)
142,3
237,6
163,43
Р4(красный)
-18,41
22,8
-13,81
РН3(г)
5,4
210,2
13,4
РСl5(г)
-369,45
362,9
-324,55
Р2О5(к)
-1492,0
114,5
-1348,8
Н3РО4(ж)
-1271,94
200,83
-1147,25
Рb(к)
0
64,9
0
РbО2(к)
-218,86
76,44
-218,99
S(ромб.)
0
31,88
0
SO2(г)
-296,9
248,1
-300,37
SO3(г)
-395,2
256,23
-370,37
Н2S(г)
-20,15
205,64
-33,02
Н2SO4(ж)
-811,3
156,9
-724,0
Si(к)
0
18,7
0
SiC(к)
-62,8
16,5
-60,35
SiO2(к)
-905,4
43,5
-851,6
SiCl4(г)
-657,5
331,0
-617,6
SiHCl3(г)
-489,29
313,65
-458,0
Si2H6(г)
79,9
274,5
126,1
Ti(к)
0
30,3
0
TiO2(к)
-912,1
50,25
-852,7
Zn(к)
0
41,59
0
ZnO(к)
-349,0
43,5
-318,19
37