Контрольные вопросы и задачи

1. Прямая или обратная реакция будет преобладать в системе.

СН_{4 (г)} + СО_{2 (г)}= 2СО_(г) + 2Н_{2 (г)} ?

2. На основании энтальпий образования и абсолютных стандартных энтропий веществ вычислите _∆G°₂₉₈ реакции

СО _(г) + Н₂О_(ж) = СО_{2 (г)} + Н_{2 (г)}.

3. Восстановление Fe₂O₃ водородом протекает по уравнению

Fe₂O_{3 (кр)} + 3H_2(г) = 2Fe_(кр) + 3H₂O_{(г) ∆}Н = + 96.61 кДж

Возможна ли эта реакция при стандартных условиях, если _∆S° = 0.1387 кДж/моль∙К? При какой температуре начнется восстановление Fe₂O₃?

4. Энтальпии образования оксида и диоксида азота _∆Н°₂₉₈ = +90.25 кДж/моль и +33.85 кДж/моль, соответственно. Вычислите _∆S° и _∆G° для реакции получения NO и NO₂ из простых веществ. Можно ли получить эти оксиды при стандартных условиях? Какой из оксидов образуется при высокой температуре? Почему?

5. Восстановление Fe₂O₃ оксидом углерода идет по уравнению:

Fe₂O_{3 (кр)} + CO_(г) = 3 FeO_(кр)+ CO_2(г)

Определите _∆G° реакции и сделайте вывод о возможности самопроизвольного протекания этой реакции при стандартных условиях. Чему равно _∆S° в этом процессе?

6. Рассчитайте изменение стандартной энергии Гиббса реакции

4 FeO_(кр) + O_{2 (г)} = 2 Fe₂O_{3 (кр) ∆}Н°_р = -822 кДж

и стандартную энтропию Fe₂O₃, если _∆S°_р = -273.1 Дж/К.

Занятие 9. Химическая кинетика. Катализ. Химическое равновесие

Цель занятия:

Получить системные знания о закономерностях протекания химических и биохимических реакций, влияния различных факторов на скорости реакций.

Содержание занятия:

1. Обсуждение теоретических вопросов по теме.

2. Решение задач.

3. Выполнение демонстрационных работ.

Вопросы, предлагаемые для обсуждения на занятии:

1. Предмет химической кинетики.

2. Скорость химической реакции (средняя, истинная).

3. Зависимость скорости реакции от концентрации реагирующих веществ. Закон действия масс. Константа скорости реакции. Выражение закона действующих масс для гомогенных и гетерогенных систем. Примеры. Понятия о молекулярности и порядке реакции.

4. Зависимость скорости реакции от температуры. Теория активных соударений, активные молекулы, энергия активации, энергетический барьер реакции.

5. Катализ. Катализаторы. Основные признаки каталитических процессов. Примеры катализа. Свойства катализаторов. Теории гомогенного и гетерогенного катализа – теория промежуточных соединений и адсорбционная. Биологические катализаторы (ферменты), их особенности.

6. Радиационно-химические реакции (радиолиз воды), влияние их на биологические объекты.

7. Необратимые и обратимые химические реакции. Химическое равновесие. Константа равновесия.

8. Смещение (сдвиг) химического равновесия. Принцип Ле-Шателье–Брауна.

Лабораторная работа. Зависимость скорости реакции от концентрации.

Познакомьтесь с содержанием демонстрационных работ и оформите их результаты после выполнения по предлагаемой форме.

В трех пронумерованных стаканчиках готовят растворы различной концентрации:

1 стакан – 10 мл раствора Na₂S₂O₃ + 20 мл Н₂О, перемешать;

2 стакан – 20 мл раствора Na₂S₂O₃ + 10 мл Н₂О, перемешать;

3 стакан – 30 мл раствора Na₂S₂O₃.

В стакан 1 вливают цилиндром 10 мл раствора H₂SO₄, перемешивают. В момент сливания растворов включают секундомер и отсчитывают время до появления легкого помутнения.

Аналогично поступают со стаканами 2 и 3.

Na₂S₂O₃ + H₂SO₄= H₂S₂O₃ + Na₂SO₄;

H₂S₂O₃ = S↓ + H₂SO₃

Результаты сводят в таблицу и затем строят график зависимости υ—C, т. е. скорости реакции (ось ординат) от концентрации Na₂S₂O₃ (ось абсцисс).

№ п/п	Объем, мл			Концентрация С=	Промежуток времени от начала отсчета до помутнения t, с	Скорость реакции υ= 1/t
	a Na2S2O3	б Н2О	в H2SO4
1 2 3	10 20 30	20 10 –	10 10 10

Вывод:…