Физическая химия — контрольная работа

Задача 1.4.
Скорость некоторой реакции при охлаждении от 120 до 700С уменьшилась в 32 раза. Определите температурный коэффициент данной реакции.
Решение:
По правилу Вант-Гоффа
v2 = v1•?(T2 — T1)/10
отсюда
v2/v1 = ?(T2 — T1)/10
1/32 = ?(70 — 120)/10
1/32 = ?-5
? = 0,5
Ответ: ? = 0,5

Задача 1.14.
Как изменится скорость реакции Fe2O3+3H2=2Fe+3H2O при повышении давления системы в 2раза?
Решение:
Если мы принимаем, что порядки реакций в кинетических уравнениях соответствуют стехиометрическим коэффициентам, то записав скорости прямой (v1) и обратной (v2) реакции через парциальные давления компонентов, получаем:
v1 = k1•p(Н2)3
v2 = k2•p(Н2О)3
Увеличивая давление в 2 раза, мы увеличиваем парциальные давления реагентов тоже в 2 раза. Соответственно, по нашим уравнениям получается, что скорость прямой реакции возрастет в 8 раз, обратной — в 8.
Данная реакция протекает без изменения числа молекул газообразных веществ, давление не влияет на положение равновесия в этой системе.

Задача 2.4.
Как следует изменить концентрации начальных и конечных веществ, температуру и давление, чтобы сместить влево равновесие реакции 2SO3=2SO2 +O2 при ?Н?0?
Решение:
Увеличение концентрации продуктов реакции или уменьшение концентрации исходного реагкнта сместит равновесие влево. Реакция эндотермична. Если понизить температуру, равновесие сместится влево.Из уравнения реакции следует также, что повышение общего давления в системе будет сдвигать равновесие влево.

Задача 2.14.
Какими изменениями а) температуры; б) давления; в) концентрации начальных и конечных продуктов можно сместить влево равновесие реакции CH4+CO=2CO+2H2 при ?Н?0?
Решение:

Задача 3.4.
В системе охлаждения двигателей внутреннего сгорания в качестве антифриза используют водный раствор этиленгликоля C2H4(OH)2. Вычислите весовое количество этиленгликоля, которое необходимо взять на 20л воды, чтобы приготовить раствор с температурой замерзания -150С
Решение:

m(C2H4(OH)2)=161,4•62=10,01кг
Ответ: 10,01кг

Задача 3.14.
Вычислите весовую процентную концентрацию водного раствора C12H22O11 с температурой кипения 100,15 0С.
Решение:

Ответ: 0,29моль/кг

Задача 4.4.
Составьте следующие уравнения: а) молекулярные уравнения реакций, которые соответствуют следующим ионныи уравнениям: CO32-+2H+=CO2+H2O; Be(OH)2 +2OH-=BeO22-+2H2O;
б) молекулярные и ионные уравнения реакций взаимодействия между веществами: ZnCl2 и H2S; (NH4)2SO4 и KOH.
Решение:

Задача 4.14.
Закончите уравнения реакций в молекулярном виде. Напишите уравнения этих реакций в ионном виде:
1)AgNO3+AlBr3=
2)Pb(NO3)2+CaI2=
3)FeCl3+Ba(OH)2=
Решение:

Задача 5.4.
На основании электронных уравнений расставьте коэффициенты в уравнениях внутримолекулярного окисления-восстановления, найдите окислитель и восстановитель:
Pb(NO3)2=PbO+NO2+O2
CuI2=CuI+I2
Решение:

Задача 5.14.
Подберите коэффициенты и укажите, какие из приведенных реакций относятся к окислительно-восстановительным. Ответ подтвердите составлением электронных уравнений:
Cr2(SO4)3+RbOH=Cr(OH)2+Rb2SO4
FeSO4+HIO3+H2SO4=Fe2(SO4)3+I2+H2O
Решение:

Задача 6.4.
Электродный потенциал кадмиевого электрода, погруженного в раствор соли кадмия, составляет – 0,46В. Составьте гальванический элемент, анодом которого является кадмиевый электрод, рассчитайте концентрацию ионов кадмия в растворе соли.
Решение:

aCd = 9.2•10-3М
Ответ: aCd = 9.2•10-3М

Задача 6.14.
ЭДС гальванического элемента, образованного никелем, погруженным в раствор соли никеля с концентрацией ионов Ni2+, равной
10-4моль/л, и серебром, погруженным в раствор соли серебра, равна 1,108В. Определите концентрацию ионов Ag+ в растворе, укажите процессы, протекающие на аноде и катоде.
Решение:

Ек=ЭДС+ Еа=1,108-0,368=0,74В
E = Eo + 0.059•lg aAg = 0,74В

aAg=0.1M
Ответ: aAg=0.1M

Задача 7.4.
Почему недопустимы примеси в цинковых протекторах? Ответ проиллюстрируйте соответствующими уравнениями.
Решение:
На практике, важное значение имеет состав металлов для изготовления протекторов, поскольку некоторые примеси существенно влияют на их свойства. Металл протектора должен обладать следующими свойствами:
— отрицательным потенциалом, достаточным для защиты от коррозии в данной среде;
— способностью корродировать в течении всего срока службы без образования защитных пленок на поверхности;
— высокой анодной эффективностью – токоотдачей на единицу массы.
Цинк. Цинковые сплавы широко используются в качестве протекторов в морских условиях. Поскольку интенсивность коррозии цинка в

Задача 7.14.
Какое покрытие металла называют анодным и какое –катодным? Приведите примеры. Составьте электронные уравнения анодного и катодного процессов, происходящих при коррозии железа, покрытого медью, для разных условий: а)во влажном воздухе; б)в сильнокислой среде.
Решение:
В катодных покрытиях металл покрытия в коррозионной среде более электроположителен, чем сталь, поэтому в возможном коррозионном процессе покрытие является катодом, а сталь — анодом. К металлам катодного покрытия на стали относятся хром, никель, свинец, медь и другие металлы, более благородные, чем железо.
В анодных покрытиях металл покрытия в данной среде более электроотрицателен, чем сталь, поэтому в возможном коррозионном процессе покрытие является анодом, а сталь — катодом. Такие покрытия образуют цинк, кадмий, алюминий и другие менее благородные, чем железо, металлы.
a)A(-) Fe/HCl/Cu K(+)
анодный – окисление металла: Fe– 2e=Fe2+
и катодный – восстановление ионов водорода: 2Н++2?=Н2
Fe+2Н+= Fe2++ Н2
б) A(-) Fe/H2O,O2/Cu K(+)
При электрохимической коррозии на поверхности металла одновременно протекают два процесса:
анодный – окисление металла: Fe– 2e=Fe2+
и катодный – восстановление молекул кислорода, растворенного в воде: О2+Н2О+4??ОН-
2Fe+O2+2H2O=2Fe(OH)2

Задача 8.4.
На судах Северного бассейна для внутрипарогенераторной обработки воды используют Na3PO4. Рассчитайте, сколько тринатрийфосфата необходимо прибавить к 125л воды, чтобы устранить жесткость, равную 5,7мг экв/л.
Решение:

Задача 8.14.
Рассчитайте жесткость воды, если известно, что для ее устранения к 50л воды добавили 18г Na2CO3.
Решение:

?
Список литературы:
1. Коровин Н.В. Общая химия: Учеб. для технических направл. и спец. вузов. – М.: Высш. шк., 2008. – 559 с., ил.
2. Cеменов А.В., Перфилова И.Л. Химия: Учебник для вузов. – СПб: Химиз-дат. 2000. – 656 с.: ил.
3. Горбунов А.И., Гуров А.А., Филиппов Г.Г., Шаповал В.Н. Теоретические основы общей химии: Учебник для студентов технических университетов и вузов. /Под ред. А.И. Горбунова. – М.: Изд-во МГТУ им. Н.Э. Баумана. 2001. – 720 с.
4. Суворов А.В., Никольский А.Б. Общая химия: Учебник для вузов. – СПб: Химия, 2007. – 624 с., ил.
5. Глинка Н.Л. Задачи и упражнения по общей химии. — Л.: Химия, с 2005

Comments are closed.