Методические указания для студентов Iкурса icon

Методические указания для студентов Iкурса


2 чел. помогло.
Смотрите также:
Методические указания для студентов 1 курса заочного обучения ...
Методические указания для студентов дневной формы обучения инженерных специальностей...
Методические указания по подготовке к семинарским занятиям для студентов дневной формы обучения...
Методические указания для изучения грамматических основ английского языка для студентов Iкурса...
Методические указания для изучения грамматических основ английского языка для студентов Iкурса...
Методические указания для студентов Iкурса дневного отделения факультета журналистики Общие...
Методические указания по подготовке к семинарским занятиям для студентов вечерней формы обучения...
Методические указания для студентов Iкурса дневного отделения специальности «Международные...
Методические указания по развитию навыков устной речи для студентов Iкурса Института лесного и...
Методические указания по выполнению курсовой работы по общепрофессиональным дисциплинам для...
Методические указания для студентов Iкурса очной формы обучения по направлению...
Методические рекомендации по практической грамматике английского языка для студентов Iкурса...



Загрузка...
страницы:   1   2   3   4   5   6
скачать
Федеральное агентство по образованию


Государственное образовательное учреждение

высшего профессионального образования


Воронежский государственный архитектурно-строительный университет


КОНТРОЛЬНЫЕ ЗАДАНИЯ ПО ХИМИИ


Методические указания для студентов I курса,

обучающихся дистанционно по специальности 270102.65 «Промышленное и гражданское строительство» (ПГС), 270109. 65 «Теплогазоснабжение и вентиляция» (ТВ), 270205. 65 «Автомобильные дороги и аэродромы» (АД), 190205. 65 «Подъемно-транспортные, строительные, дорожные машины» (СДМ), «Экономика и управление недвижимостью» (ЭУН) факультета дистанционного обучения


Воронеж 2009




^ Составлено в соответствии с изданием


УДК 54 00

Л 125


Химия. Учебное пособие для студентов-заочников, обучающихся по специальности «Строительство» [Текст] / В.В.Заречанская, Г.Г.Кривнева, С.И.Тарановская, В.В.Шаталова; под общ. ред. Г.Г. Кривневой; Воронеж. гос. арх.-строит. ун-т. – Воронеж, 2005. - с.


Учебное пособие по курсу «Химия» включают содержание дисциплины, в сжатой и доступной форме основные теоретические положения, примеры решения типовых задач, задания для самостоятельного решения. Цель пособия - оказать помощь студентам-заочникам при самостоятельном изучении теоретического курса химии и в овладении методикой решения задач.

Предназначено для студентов 1-го курса заочной формы обучения по направлению «Строительство»


Печатается по решению редакционно-издательского совета Воронежского государственного архитектурно-строительного университета.


Рецензенты: кафедра химии Воронежской государственной лесотехнической академии;

Т.Н. Пояркова, канд. хим. наук, доцент кафедры химии ВМС и коллоидов

Воронежского государственного университета.


ОГЛАВЛЕНИЕ


ВВЕДЕНИЕ……………………………………………………………………..3

Тема 1. ^ Систематика химических законов. Свойства

элементов и их соединений

Основные классы неорганических соединений……………………………… 4

Тема 2. Общие закономерности химических процессов

2.1. Энергетика химических процессов. ………………………..……………..8

2.2. Химическая кинетика и равновесие………………………………………16

Тема 3. Растворы

3.1. Ионные реакции в водных растворах электролитов……………………..21

3.2. Водородный показатель рН. Гидролиз солей…………………………….28

Тема 4. Электрохимические системы

4.1. Электродные потенциалы и электродвижущие силы......………………..33

4.2. Коррозия и защита металлических конструкций………………………...39

Тема 5.Специальные разделы химии

5.1. Основы химии вяжущих веществ………………………………………....42

5.2. Органические соединения. Полимеры…………………………………....45

Библиографический список литературы…………………………………. 51

Приложение. Варианты контрольных заданий………………………….. 51




ВВЕДЕНИЕ


Учебное пособие «Химия» предназначено для студентов-заочников, обучающихся по направлению подготовки дипломированного специалиста 270100 «Строительство».

Пособие включает сведения по основным разделам общей химии. Его содержание соответствует программе курса «Общая химия».

Химическая подготовка современного специалиста заключается в развитии логического мышления, позволяющего решать вопросы качества, надежности и долговечности строительных, конструкционных, инструментальных и других технических материалов. Знание химии необходимо также для успешного освоения общетехнических и специальных дисциплин.

При освоении курса химии студенты должны изучить основные физико-химические закономерности, электрохимические системы и протекающие в них процессы, овладеть техникой химических расчетов, изучить специальные разделы химии: гетерогенные дисперсные системы, основы химии вяжущих веществ, органические вещества и полимеры.

Пособие призвано помочь студентам выработать навыки самостоятельной работы с учебной литературой и научить использовать полученные теоретические знания для решения конкретных задач, связанных с их специальностью.

Контрольные задания выполняются в межсессионный период. Вариант контрольного задания определяется двумя последними цифрами номера студенческого билета (зачетной книжки). Например, номер студенческого билета 05-51-213, две последние цифры 13, им соответствует 13 вариант контрольного задания. Каждый вариант содержит два контрольных задания, которые выполняются в одной тетради с обязательной записью условия задачи и ответа с подробными объяснениями.


Тема 1. СИСТЕМАТИКА ХИМИЧЕСКИХ ЗАКОНОВ.

^ СВОЙСТВА ЭЛЕМЕНТОВ И ИХ СОЕДИНЕНИЙ


ОСНОВНЫЕ КЛАССЫ НЕОРГАНИЧЕСКИХ СОЕДИНЕНИЙ


Содержание материала для самостоятельного изучения


Основные классы неорганических соединений. Оксиды солеобразующие и несолеобразующие; основные, кислотные, амфотерные; их получение и свойства. Соли средние, кислые и основные; способы получения и свойства.

Литература: [3 – гл. І, § 15].


Основные теоретические положения


Сложные неорганические вещества образуют три класса соединений: оксиды, гидроксиды, соли.

Оксиды – это соединения, состоящие из двух элементов, один из которых кислород, имеющий в оксидах валентность  и степень окисления - 2. Солеобразующие оксиды делятся на основные, кислотные и амфотерные. Основные

оксиды образуют металлы в низкой степени окисления (+1, +2, кроме ZnO и

ВеО, которые являются амфотерными оксидами). Основные оксиды взаимодействуют с кислотами и амфотерными гидроксидами, кислотными и амфотерными оксидами. Им соответствуют основания.

Кислотные оксиды образуют неметаллы, а также металлы в высшей степени окисления (+5, +6, +7). Присоединяя прямо или косвенно воду, они образуют кислоту. Например, диоксид кремния SiO2 – кремниевую кислоту Н2SiO3, оксид хрома СrO3 - хромовую кислоту Н2СrO4. Кислотные оксиды могут взаимодействовать с основными и амфотерными оксидами и основными и амфотерными гидроксидами, то есть в реакцию вступают вещества противоположной природы.

Амфотерные оксиды образуют металлы: в степени окисления +2 – это ZnO, SnO и ВеО; в степени окисления +3  это Аl2O3, Fe2O3, Cr2O3 и др. Амфотерные оксиды проявляют свойства как основные так и кислотные. Соответствующие им гидроксиды можно записать в форме и кислот, и оснований. Таким образом, амфотерные гидроксиды – это сложные вещества, которые имеют свойства кислот и свойства оснований. Например, оксиду ZnO отвечает гидроксид Zn(ОН)2 и Н2ZnO2, оксиду Аl2O3 соответствует гидроксид Al(OH)3 и НАlО2, проявляющие в реакциях как основные, так и кислотные свойства.

Гидроксиды - продукты прямого или косвенного взаимодействия оксидов с водой. В зависимости от свойств оксидов гидроксиды могут быть основнымиоснования, щелочи (это сложные вещества, молекулы которых состоят из атомов металла и одной или нескольких групп ОН-); кислотными – кислоты (это сложные вещества, содержащие атомы водорода, которые могут замещаться атомами металла, и кислотный остаток).

Соли – это сложные вещества, которые являются продуктами замещения атомов водорода в кислотах атомами металла или продуктами замещения гидроксильных групп в молекулах оснований кислотными остатками.

Средняя (нормальная) соль – продукт полного замещения атомов водорода в молекуле кислоты атомами металла (NаCl, Nа2SO4, FeSO4 ); кислая соль (гидросоль) – продукт частичного замещения атомов водорода в кислоте атомами металла (NаНSO4); основная соль (гидроксосоль) – продукт частичного замещения гидроксогрупп в молекуле основания средним кислотным остатком (FeОНСl).

^ Характер взаимодействия и генетическая связь между основными классами неорганических соединений представлены на рисунке.


элемент кислород

несолебразующие оксиды




оксиды




солеобразующие




основные амфотерные кислотные




основания амфотерные гидроксиды кислоты




соли




основные средние кислые


Решение типовых задач


Задача 1. Какие из перечисленных ниже веществ являются оксидами: НNО3, ZnO, Nа2О, СО2, СиSO4? Напишите уравнения реакций, доказывающих их кислотно-основной характер?

Решение. В нашем примере кислотным оксидом является оксид СО2. При взаимодействии с водой он образует угольную кислоту Н2СО3, с основаниями и основными оксидами – ее соли:

СО2 + Н2О → Н2СО3,

СО2 + 2NаОН → Nа2 СО3 + Н2О,

СО2 + Nа2О → Nа2 СО3.

Оксид 2О проявляет основные свойства, является солеобразующим, растворяется в воде с образованием основания. Взаимодействует с кислотами, кислотными и амфотерными оксидами и гидроксидами с образованием солей в соответствии со следующими реакциями:

2О + Н2О → 2NаОН,

2О + 2НСl → 2NаСl + Н2О,

2О + СО2 → Nа2СО3,

2О + ZnО → Nа2ZnО2 ,

2О+Zn(ОН)2→Nа2ZnО22О. ZnO – амфотерный оксид, солеобразующий, нерастворимый в воде. Ему соответствует гидроксид, проявляющий кислотные свойства (Н2ZnО2это кислота) и основные свойства (Zn(ОН)2это основание). Амфотерные оксиды взаимодействуют с кислотами и щелочами с образованием солей:

ZnО + 2НСl → ZnСl2 + Н2О,

ZnО + 2NаОН → Nа2ZnО2 + Н2О.


Задача 2. Составьте уравнение реакций получения всех возможных солей из гидроксида меди () и угольной кислоты. Назовите полученные соли.

^ Решение

Си(ОН)2 + Н2СО3 → СиСО3 + 2Н2О.

Карбонат меди()

При недостаточном для образования средней соли количестве основания получается кислая соль:

Си(ОН)2 + 2 Н2СО3 → Си2+(НСО3)2 1- + 2Н2О.

Гидрокарбонат меди()

Для превращения кислой соли в среднюю необходимо добавить основание.

Необходимо помнить, что правильность составления химической формулы проверяется по равенству валентности (степени окисления) основного и кислотного остатков. Валентность основного остатка определяется числом замещенных гидроксогрупп в молекуле основания на кислотный остаток; валентность (степень окисления) кислотного остатка – числом замещенных атомов водорода в молекуле кислоты на основной остаток.

^ Задачи для самостоятельного решения


21. Напишите уравнения реакций образования СиSO4 в результате взаимодействия:

а. Основного и кислотного оксидов;

б. Основания и кислотного оксида;

в. Основного оксида и кислоты;

г. Основания и кислоты.

Назовите классы соединений по систематической номенклатуре.

^ 22. Какие из указанных веществ будут реагировать с гидроксидом натрия: НNО3, СаО, СО2, Аl(ОН)3, СиSO4? Напишите уравнения реакций.

23. С какими из перечисленных ниже веществ будет реагировать соляная кислота: СаО, Zn(ОН)2, Н2SO4, Nа2СО3? Составьте уравнения реакций. Дайте название исходным веществам и продуктам реакции.

^ 24. Напишите уравнения реакций, свидетельствующих об основных свойствах FeO, кислотных - SiO2, амфотерных - ZnO.

25. Составьте уравнения реакций получения средней и кислой соли из гидроксида кальция и угольной кислоты, превращение кислой соли в среднюю. Назовите соли по систематической номенклатуре.


^ 26. Напишите уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить следующие превращения:

Nа  NаОН  NаНСО3  Nа2СО3  Nа24  NаСl.

Дайте названия основным классам соединений, пользуясь систематической номенклатурой.

^ 27. Напишите уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить следующие превращения:

Zn  ZnO  ZnSO4  Zn(OH)2  Na2ZnO2 .

28. Составьте уравнения реакций получения средней и кислой соли из гидроксида кальция и кремниевой кислоты. Назовите соли по систематической номенклатуре.

29. Подтвердите амфотерный характер гидроксида алюминия реакциями химического взаимодействия с растворами соляной кислоты и гидроксида калия.

^ 30. Напишите уравнения реакций между кислотами и основаниями, приводящих к образованию следующих солей: СаSO4, NaHCO3, CaCO3, FeCl3. Назовите соли по систематической номенклатуре.

31. Какие из перечисленных оксидов – СаО, SiO2 , SO3, СиО, N2O5 – реагируют с водой? Напишите уравнения реакций и назовите все соединения по систематической номенклатуре.

^ 32. Составьте уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить следующие превращения:

Mg MgSO4  Mg(OH)2  MgOHCl  MgCl2 .

33. Напишите уравнения реакций образования MgСО3 в результате взаимодействия:

а. Основного и кислотного оксидов;

б. Основания и кислотного оксида;

в. Основного оксида и кислоты;

г. Основания и кислоты.

34. Составьте уравнения реакций получения хлорида магния:

а. Действием кислоты на металл;

б. Действием кислоты на основание;

в. Действием кислоты на оксид.

35. Какие из указанных веществ реагируют с гидроксидом калия: НNО3, Аl(ОН)3, СиО, СО2, СиSO4? Напишите уравнения реакций взаимодействия.

36. Напишите уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить следующие превращения:

СаСа(ОН)2СаСО3Са(НСО3)2СаСО3 СаСl2Са3(РО4)2.

Дайте названия солям, пользуясь систематической номенклатурой.

37. Напишите уравнения реакций, доказывающих основные свойства MgO и кислотные – SO3.

38. Составьте уравнения реакций получения всех возможных солей, полученных взаимодействии гидроксида аммония и серной кислоты.

^ 39. Напишите уравнения реакций между кислотами и основаниями, приводящих к образованию следующих солей:

Са3(РО4)2 , Mg( HCO3)2 , Na2S , Си(NO3)2.

40. Напишите уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить следующие превращения:

N2  NH3  ( NH4)2SO4 NH4Cl  NH3  NH4NO3.

Дайте названия солям, пользуясь систематической номенклатурой.


Тема 2. ОБЩИЕ ЗАКОНОМЕРНОСТИ ХИМИЧЕСКИХ ПРОЦЕССОВ



^ 2.1. ЭНЕРГЕТИКА ХИМИЧЕСКИХ ПРОЦЕССОВ. ХИМИЧЕСКОЕ СРОДСТВО


Содержание материала раздела для самостоятельного изучения


Физическая сущность энергетических эффектов химических реакций. Внутренняя энергия и энтальпия. Термохимические законы. Энтальпия обра-


зования. Термохимические расчёты.

Понятие об энтропии. Изменение энтропии при химических процессах и фазовых переходах. Энергия Гиббса. Направленность химических процессов.

Литература: [1 – гл.5, §§ 5.1…5.4]; [2 – гл.І,ІІ §§ 1.1…1.4, 2.1…2.3]; [3 – гл.VІ, §§ 55,56,66…68].


Основные теоретические положения


Термодинамика изучает энергетические эффекты химических реакций, направление их самопроизвольного протекания. Термодинамические свойства системы наиболее часто выражаются такими характеристическими функциями как внутренняя энергия U, энтальпия H, энтропия S и энергия Гиббса G. Как правило, при химических реакциях энергия выделяется или поглощается в виде теплота. Реакция, в ходе которой теплота поглощается, называется эндотермическойH > 0). Если в результате реакции тепло выделяется, то реакция называется экзотермической (ΔH < 0). Основной закон термохимии – закон Г.И.Гесса: тепловой эффект реакции не зависит от пути реакции, а зависит от природы и состояния исходных веществ и продуктов реакции. Закон Гесса строго соблюдается для процессов, протекающих в изобарно- и изохорно-изотермических условиях, он позволяет проводить термохимические расчеты химических процессов. Следствие из закона Гесса: тепловой эффект (энтальпия) реакции равен сумме энтальтий образования продуктов реакции за вычетом суммы энтальпий образования исходных веществ с учетом стехиометрических коэффициентов.

Тепловой эффект реакции аА + вВ → сС + dD,

протекающей в стандартных условиях, рассчитывается по уравнению

ΔН0реак. =(сΔН0обр.С +dΔН0обр.D) – (аΔН0обр.А + вΔН0обр.В ),

где Δ Н0реак. - тепловой эффект реакции при стандартных условиях;

ΔН0обр. - стандартные энтальпии образования веществ А,В,С,D, участвующих в реакции;

а, в, с, d - стехиометрические коэффициенты.

Стандартной энтальпией образования (ΔН0обр.) называют тепловой эффект образования 1 моль сложного вещества из простых в стандартных условиях.

В термодинамике стандартные условия – температура 298К, давление 104 кПа. Стандартные энтальпии образования приведены в таблице 3.1.1

Процессы, которые протекают без затраты работы из вне, называются самопроизвольными.

В изолированных системах самопроизвольно идут процессы, которые сопровождаются увеличением энтропии (ΔS > 0). Изолированными называются системы, которые с окружающей средой не обмениваются ни энергией, ни



^ Таблица 2.1.1


Термодинамические характеристики некоторых веществ


при температуре 298 К и давлении 101 кПа



Вещество

ΔH0обр.,

кДж/моль

S0,

Дж/моль∙К

ΔG0,

кДж/моль

Al2O3 (кр.)

-1675,0

50,9

-1582,6

BaSO4(кр.)

-1195,0

90.0

-1358,3

CO (г.)

-110,5

197,4

-137,8

CO2 (г.)

-393,5

213,6

-394,4

CaO (кр.)

-635,1

39,7

-604,2

Ca(OH)2 (кр.)

-986,2

83,4

-896,8

CaCl2 (кр.)

-785,8

113,8

-753,1

CaSO4 (кр.)

-1432,7

106,7

-1320,3

CaSiO3 (кр.)

-1584,1

82,0

-1501,1

CaCO3 (кр.)

-1206,0

92,9

-1128,8

CaSO4∙0,5H2O (кр.)

-1575,2

-

-1435,2

CaSO4∙2H2O (кр.)

-2021,1

-

-1795,7

CaCO3∙MgCO3 (кр)

-2326,3

-

-2152,7

2CaO∙SiO2 (кр.)

-2312,6

-

-

3CaO∙Al2O3 (кр.)

-3592,9

-

-

Fe (кр.)

0

27,2

-

FeO (кр.)

-264,7

58,8

-245,3

Fe2O3 (кр.)

-821,3

89,9

-743,8

Fe3O4 (кр.)

-1117,7

151,6

-1016,4

H2 (г.)

0

130,6

0

H2O (ж.)

-285,8

69,9

-237,4

MgO (кр.)

-601,2

26,9

-569,5

Mg(OH)2 (кр.)

-924,7

63,1

-837,1

MgCl2 (кр.)

-641,8

89,5

-594,7

O2 (г.)

0

205,0

0

SO2 (г.)

-296,9

248,1

-301,6

SiO2 (кр.)

-859,3

42,1

-856,7

Н2О (г.)

-241,8

188,7

-228,8



веществом. При проведении процесса в стандартных условиях энтропия рассчитывается по уравнению

ΔS0реак. = Σ ν∙ S0прод.реак. - Σ ν∙ S0исх.в-в.

Критерием самопроизвольности протекания процесса в неизовированной системе в изобарно- изотермических условиях является энергия Гиббса (G). Изменение энергии Гиббса ( ΔG0 ) в ходе процесса в стандартных условиях рассчитывается по формуле

Δ G0реак. =ΔH0реак. – T0 ∙Δ S0реак.

Если ΔGреак.< 0, то процесс протекает самопроизвольно;ΔGреак.> 0 - самопроизвольно процесс протекать не может; ΔGреак.= 0 – система находится в состоянии термодинамического равновесия.


Решение типовых задач


Задача 1. Рассчитайте тепловой эффект реакции, протекающей в изобарно-изотермических условиях по уравнению

CaCO3(кр.) + SiO2(кр) СaSiO3(кр.) + CO2 (г.), Δ H0 реак..

Условия стандартные . Решение. Согласно следствию из закона Гесса: ΔH0 реак.= Σ ν∙ ΔН0 обр.прод. - Σ ν∙ ΔН0 обр.исх.в-в или

ΔН0реак.=(ΔН0обр.СО2(г.)+ΔН0обр.СаSiОз(кр.))–(ΔН0обр.SiО2(кр.) +ΔН0обр.SiO3(кр.)).

Энтальпии образования всех участников реакции берем из таблицы 2.1.1.

ΔН0обр.СО2(кр.) = -393,5 кДж/моль; ΔН0обр.СаСО3(кр.) =-1206,0кДж/моль;

ΔН0обр.SiO2(кр.) = - 859,3 кДж/моль; ΔН0обр.CaSiO3(кр) = -1584,1кДж/моль.

Подставив значения в уравнение, получаем

ΔН0реак. = -363,5 - 1584,1 - (-859,3 - 1206,0) = 87,7 (кДж).

Процесс эндотермический, так как ∆Н > 0.

Задача 2. Возможно ли самопроизвольное взаимодействие карбоната кальция и оксида кремния, протекающее по уравнению СаСО3(кр.)+SiО2(кр.) СаSiO3(кр.) + СО2(г.) в неизолированной системе в стандартных изобарно-изотермических условиях. Решение. Критерием самопроизвольного протекания процесса в неизолированной системе в изобарно-изотермических условиях является убыль энергии Гиббса. Рассчитаем изменение энергии Гиббса ΔG0реак. в ходе данной реакции, воспользовавшись уравнением ΔG0реак. = ΔH0реак. – T0ΔS0реак.

Изменение энтальпии ΔН0 реак. = 87,7 кДж (задача 1).

Вычислим изменение энтропии ΔS0реак. для реакции, протекающей в стандартных условиях, используя табличные данные. S0 CaCO3 (кр.)= 92,9 Дж/моль∙К; S0 SiО3(кр.) = 42,1 Дж /моль∙К;

S0 СО2 (г.) = 231,5Дж/моль∙К; S0CaSiO3 (кр.) = 82,0 Дж/моль∙К.

ΔS0реак. = Σ ν ∙ S0прод. –Σ ν ∙ S 0 исх.в-в.

ΔS0реак. = S0 CaSiO3(кр.) + S0 CO2(г.) – S0 CaCO3(кр.) – S0 SiO2(кр.),

ΔS0реак.= 82,0 + 231,6 – 92,9 – 42,1 = 178,6 ( Дж/моль) или

ΔS0реак. = О,179 кДж/моль.

Рассчитаем ΔG0реак., воспользовавшись найденными значениями ΔН0реак. и ΔS0реак.,

ΔG0реак. = 87,7- 298 0,179 = + 34,36 (кДж).

Поскольку ΔG0реак.> 0, то данный процесс в стандартных условиях самопроизвольно протекать не может.

Задача 3. Определите энтальпию образования СаО∙SiO2 , если тепловой эффект реакции

СаО(кр.) + SiО2(кр.) → СаО∙SiО2(кр.), ΔНреак.

равен (– 89,1) кДж. Условия стандартные.

Решение. Согласно следствию из закона Гесса

ΔН0реак. = ΔН0обр.СаO∙SiО2(кр.) – ΔН0обр.СаО(кр.) - ΔН0обр. SiO2(кр.).

По условию задачи ΔН0реак.= -89,1 кДж; в таблице 2.1.1 находим стандартные энтальпии образования оксидов кальция и кремния

ΔН0обр.СаО (кр.)= - 635,1 кДж/моль и ΔН0обр.SiO2(кр.)= -859,3 кДж/моль.

Подставив известные величины в уравнение следствия закона Гесса, находим стандартную энтальпию образования силиката кальция

ΔН0обр.СаО∙SiО2(кр.).

-89,1 = ΔН0обр.СаО∙SiО3(кр.) –(-635,) – (-859,3); ΔН0обр. СаО∙SiО3(кр.) = -1583,5 кДж/моль.


Задачи для самостоятельного решения

101. Составная часть бариевого огнеупорного цемента - алюминат бария ( ВаО∙Аl2О3 ) получается по уравнению

BaSO4(кр.) + Al2O3(кр.) → BaO∙Al2O3(кр.) + SO2(г.) + 1/2O2(г.), ΔНреак..

Рассчитайте стандартную энтальпию образования ВаО∙Аl2О3, если тепловой эффект реакции при 298 К равен 566,1 кДж. Укажите к какому типу относится данная реакция – эндо- или экзотермическому.

^ 102. Определите стандартную энтальпию образования доломита(СаСО3∙МgСО3), если тепловой эффект реакции его разложения, протекающей по уравнению

СаСО3∙МgСО3(кр.) → СаО(кр.) +МgО(кр.) + СО2(г.),

равен 303 кДж. Какое количество теплоты будет затрачено для разложения 1 тонны доломита?

103. Вычислите тепловой эффект реакции гашения извести, исходя из следующего термохимического уравнения

СаО(кр.) + Н2О(ж.) → Са(ОН)2(кр.), ΔНреак..

Условия стандартные. Укажите к какому типу относится данная реакция – эндо- или экзотермическому.

^ 104. Тепловой эффект реакции образования трехкальциевого алюмината (3СаО∙А2О3) , протекающей по уравнению

3СаО (кр.) + Аl2О3 (кр.) → 3СаО∙Аl2О3 (кр.), ΔHреак.,

равен (- 12,55) кДж. Определите энтальпию образования трехкальциевого алюмината, если процесс протекает в стандартных условиях.

^ 105. Рассчитайте тепловой эффект реакции образования двухкальциевого силиката ( 2СаО∙SiО2), протекающей в стандартных условиях по уравнению

2СаО(кр.) + SiО2(кр.) → 2СаО∙SiО2(кр.).

Напишите термохимическое уравнение данного процесса.

106. Реакция образования двухкальциевого силиката (2СаО∙SiО2) выражается термохимическим уравнением

2СаСО3(кр.) + SiО2(кр.) → 2СаО∙SiО2(кр.) + СО2(г.), ΔHреак.

Вычислите стандартную энтальпию образования двухкальциевого силиката, если тепловой эффект данного процесса равен 229,3 кДж.

^ 107. Пользуясь табличными, данными вычислите изменение энтропии(ΔSреак) при стандартных условиях для процесса, термохимическое уравнение которого имеет вид

2СО(г.) + О2(г.) → 2СО2(г.), ΔНреак..

Решите вопрос о возможности самопроизвольного протекания процесса в изолированной системе.

^ 108. Рассчитайте, пользуясь табличными данными, изменение энергии Гиббса (ΔG0) для процесса

СаSО4∙0,5 Н2О(кр.) + 1,5 Н2О(ж.)→ СаSО 4∙2Н2О(кр.),

происходящего в стандартных изобарно-изотермических условиях. Решите вопрос о возможности самопроизвольного протекания этой реакции в неизолированной системе.

^ 109. Пользуясь табличными данными, рассчитайте изменение энергии Гиббса (ΔG0) реакции

СаСО3(кр.) → СаО(кр.) + СО2(кр.),

происходящей в стандартных условиях. Решите вопрос о возможности самопроизвольного ее протекания в неизолированной системе.

^ 110. Вычислите изменение энтропии (ΔS0 реак.), исходя из следующего термохимического уравнения

Са(ОН)2(кр.) + СО2(г.) → СаСО3(кр.) + Н2О(ж.), ΔНреак..

Процесс происходит в стандартных условиях. Решите вопрос о возможности самопроизвольного протекания его в изолированной системе.

^ 111. Возможно ли самопроизвольное восстановление железа по уравнению

Fe2O3(кр.) + 3H2(г.) → 2Fe (кр.) + 3H2O(ж.)

в изобарно-изотермических условиях при температуре 298 К в неизолированной системе? Ответ подтвердите расчетом. Напишите термохимическое уравнение данного процесса.

^ 112. Возможно ли самопроизвольное окисление железа в стандартных изобарно-изотермических условиях, протекающее по уравнению

4 Fe(кр.) + 3 O2(г.) → 2Fe2O3(кр.)

в неизолировенной системе? Ответ подтвердите расчетом.

113. Определите тепловой эффект реакции

CaSO4(кр.) + SiO2(кр.) CaSiO3(кр.) + SO2(г.) + ½ O2(г.), ΔHреак.,

протекающей в стандартных изобарно-изотермических условиях. Укажите, данная реакция эндо- или экзотермическая.

^ 114. Рассчитайте энтальтию образования СО2(г.), если тепловой эффект реакции

СО(г.) + 1/2О2(г.) → СО2(г.)

равен (-283) кДж. Условия стандартные изобарно-изотермические. Возможно ли в данных условиях самопроизвольное окисление СО?

^ 115.Определите тепловой эффект реакции разложения доломита

СаСО3∙МgСО3(кр.)→ СаО(кр.) + МgО(кр.) + СО2(г.)

и возможность самопроизвольного протекания данного процесса в стандартных условиях в изолированной системе. Напишите термохимическое уравнение данного процесса.

^ 116. Тепловой эффект реакции гидратации трехкальциевого алюмината (3СаО∙Аl2О3), протекающей по уравнению

3СаО∙Аl2О3(кр.) + 6Н2О(ж.) → 3СаО∙Аl2О3∙6Н2О(кр.),

в стандартных условиях равен (-238,9) кДж. Рассчитайте энтальпию образования кристаллогидрата 3СаО∙А2О3 2О. Напишите термохимическое уравнение реакции.

117. Возможно ли самопроизвольное протекание реакции гидратации строительного гипса

СаSО4∙0,5Н2О(кр.) + 1,5Н2О(ж.) → СаSО4∙2Н2О(кр.),

в стандартных изобарно-изотермических условиях? Ответ подтвердите расчетом.

^ 118. Возможно ли самопроизвольное протекание реакции

МgSО4(кр.)+Ca(OH)2(кр.)+2H2O(ж.)→ Mg(OH)2(кр.)+CaSO4∙2H2O (кр.)

в стандартных изобарно-изотермических условиях? Ответ подтвердите расчетом.

^ 119. Термохимическое уравнение карбонизации гашеной извести (Са(ОН)2) имеет вид

Са(ОН)2(кр.) + СО2(г.) → СаСО3(кр.) + Н2О(ж.), ΔНреак. .

Докажите возможность самопроизвольного протекания данного процесса в стандартных условиях. Система неизолированная.

Условия стандартные. Система неизолированная.

^ 120. Возможно ли самопроизвольное протекание процесса

MgCl2(кр.) + Ca(OH)2(кр.)→ CaCL2(кр.) + Mg(OH)2(кр.), ΔHреак.

в стандартных изобарно-изотермических условиях? Ответ подтвердите расчетом.


^ 2.2. Химическая кинетика и равновесие


Содержание материала для самостоятельного изучения


Гомогенные и гетерогенные системы. Основные факторы, определяющие направление течения реакций. Закон действия масс; константа скорости реакции. Зависимость скорости реакции от температуры. Энергия активации процесса. Химическое равновесие, константа равновесия. Принцип Ле-Шателье.





Скачать 0.94 Mb.
оставить комментарий
страница1/6
Дата27.09.2011
Размер0.94 Mb.
ТипМетодические указания, Образовательные материалы
Добавить документ в свой блог или на сайт

страницы:   1   2   3   4   5   6
плохо
  4
отлично
  1
Ваша оценка:
Разместите кнопку на своём сайте или блоге:
rudocs.exdat.com

Загрузка...
База данных защищена авторским правом ©exdat 2000-2017
При копировании материала укажите ссылку
обратиться к администрации
Анализ
Справочники
Сценарии
Рефераты
Курсовые работы
Авторефераты
Программы
Методички
Документы
Понятия

опубликовать
Загрузка...
Документы

Рейтинг@Mail.ru
наверх