Сборник задач по курсу неорганической химии часть 2 Методическая разработка - davaiknam.ru o_O
Главная
Поиск по ключевым словам:
страница 1
Похожие работы
Название работы Кол-во страниц Размер
Методическая разработка по дисциплине «Стратегический менеджмент»... 4 792.4kb.
Билеты для проведения итоговой аттестации по физике 1 106.25kb.
Методическая разработка Для направления 020100-Химия и специальности... 4 482.47kb.
Методическая разработка к практическому занятию по учебной дисциплине 1 296.8kb.
Методическая разработка: Игра «Что? Где? Когда? Знаю ли я природу». 1 263.65kb.
Интегрированный урок химии-математики на тему "Использование математических... 1 62.48kb.
Пояснительная записка Методическая разработка дана в форме заседания... 1 190.69kb.
Программа  минимум кандидатского экзамена по специальности 1 87.98kb.
Цибушкина Надежда Константиновна г. Солигалич 2013 пояснительная... 1 70.62kb.
Методическая разработка преподаватель: В. А. Голубенцева 2010 1 55.15kb.
А. Ю. Саломатин Модернизационные и постмодернизационные процессы... 1 371.02kb.
Избыточные характеристики смесей при постоянном давлении 1 73.82kb.
Направления изучения представлений о справедливости 1 202.17kb.

Сборник задач по курсу неорганической химии часть 2 Методическая разработка - страница №1/1



ФЕДЕРАЛЬНОЕ АГЕНТСТВО ПО ОБРАЗОВАНИЮ
Государственное образовательное учреждение высшего

профессионального образования

Нижегородский государственный университет им. Н.И. Лобачевского”



СБОРНИК ЗАДАЧ ПО КУРСУ НЕОРГАНИЧЕСКОЙ ХИМИИ

ЧАСТЬ 2
Методическая разработка
Рекомендовано методической комиссией химического факультета для

студентов высших учебных заведений, обучающихся

по специальностям: 020101 “Химия”; 020801 “Экология”; 240306 ”Химическая технология неорганических веществ и материалов” и по направлению подготовки 020100 “Химия”

Нижний Новгород

2005
УДК 541 + 546 (079.1)

ББК Г1я73-4

С-23
С-23 Сборник задач по курсу неорганической химии. Часть 2. Составители: Тихонова Е.Л., Сибиркин А.А., Еллиев Ю.Е.: Методическая разработка.- Нижний Новгород: Издательство Нижегородского госуниверситета, 2005.- 32 с.

Рецензент: доктор химических наук Е.В. Сулейманов


Методическая разработка содержит задачи по курсу неорганической химии для студентов химического факультета. Вторая часть издания посвящена термохимии, химической термодинамике, химическому и фазовому равновесиям. Изучение этих разделов формирует теоретическую основу для освоения фактического материала курса неорганической химии.

Сборник задач предназначен для студентов 1 курса химического факультета ННГУ.

УДК 541 + 546 (079.1)

ББК Г1я73-4

 Нижегородский государственный

университет им. Н.И. Лобачевского
ОГЛАВЛЕНИЕ





Стр.

1.   Энтальпия химических реакций . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .

4

2.   Термохимические расчеты . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .

6

3.   Энтальпия фазовых переходов . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .

8

4.   Энергия химической связи . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .

9

5.   Уравнение теплового баланса . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .

11

6.   Расчет энтропии и функции Гиббса . . . . . . . . . . . . . . . . . . .

12

7.   Температурная зависимость энтальпии, энтропии и

 функции Гиббса. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .


15


8.   Термодинамический расчет константы равновесия.

      Уравнения изотермы и изобары химической реакции. . . .


17


9.   Расчет состава равновесной смеси . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .

19

10. Термическая диссоциация газов . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .

22

11.  Закон Генри . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .

24

12.  Закон распределения Нернста . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .

26

13.  Сплавы металлов . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .

28


Энтальпия химических реакций
1. Вычислите стандартный тепловой эффект r HО реакции:
Al2O3 (т.) + 3 SO3 (г.)  Al2(SO4)3 (т.),
используя следующие данные:

f HО [Al2O3 (т.)] = - 1671.81 кДж / моль;

f HО [SO3 (г.)] = - 395.96 кДж / моль;

f HО [Al2(SO4)3 (т.)] = - 3439.99 кДж / моль.

(r HО = - 580.30 кДж / моль)
2. Рассчитайте стандартную энтальпию образования аммиака, используя следующие данные:
4NH3 (г.) + 5O2 (г.)  4NO (г.) + 6H2O (ж.) r HО = -1168.0 кДж / моль;

f HО [NO (г.)] = 91.0 кДж / моль;

f HО [H2O (ж.)] = -286.0 кДж / моль.

(f HО [NH3  (г.)] = - 46.0 кДж / моль)


3. Рассчитайте энтальпию образования хлорида аммония, основываясь на следующих данных:
NH3 (г.) + HCl (г.)  NH4Cl (т.) r HО = - 42.3 ккал / моль;

f HО [NН3 (г.)] = - 11.0 ккал / моль;

f HО [HCl (г.)] = - 22.1 ккал / моль.

(f HО [NH4Cl (т.)] = - 75.4 кДж / моль;

4. Рассчитайте стандартную энтальпию реакции окисления сахарозы:
C12H22O11 (т.) + 12 O2 (г.)  12 CO2 (г.) + 11 H2O (ж.),
если:

f HО [C12H22O11 (т.)] = - 2218.7 кДж / моль;

f HО [CO2 (г.)] = - 394.8 кДж / моль;

f HО [H2O (ж.)] = - 285.8 кДж / моль.

(r HО = - 5662.7 кДж / моль)

5. Рассчитайте стандартную энтальпию реакции восстановления оксида железа (III) алюминием, если :

f HО [Fe2O3 (т.)] = - 820.6 кДж / моль;

f HО [Al2O3 (т.)] = - 1645.0 кДж / моль.

(r HО = - 824.4 кДж / моль)
6. Вычислите стандартный тепловой эффект r HО реакции:
PbS (т.) + 4 H2O2 (ж.)  PbSO4 (т.) + 4 H2O (ж.),
если известны тепловые эффекты следующих реакций:
PbS (т.) + 2 O2 (г.)  PbSO4 (т.) r HО = - 195.0 ккал / моль,

2 О (г.)  О2 (г.)  r HО = - 59.2 ккал / моль,

H2O2  (ж.)  H2O (ж.) + O (г.) r HО = 6.5 ккал / моль.
(r HО = - 287.4 ккал / моль)
7. Рассчитайте стандартную энтальпию образования оксида железа (III) по известным стандартным энтальпиям реакций:
Fe2O3 (т.) + 3 CO (г.)  2 Fe (т.) + 3 CO2 (г) r HО = - 32.1 кДж / моль;

C (гр.) + 1/2 O2 (г.)  CO (г.) r HО = - 110.5 кДж / моль;

C (гр.) + O2 (г.)  CO2 (г.) r HО = - 394.8 кДж / моль.
(f HО [Fe2O3 (т.)] = - 820.8 кДж / моль)
8. Энтальпия растворения сульфата магния в воде равна - 85.1 кДж / моль, энтальпия растворения кристаллогидрата MgSO4 . 7 H2O равна 16.1 кДж / моль. Рассчитайте энтальпию образования MgSO4 . 7 H2O из безводного сульфата магния и воды.

(r HО = - 101.2 кДж / моль)


9. Энтальпия образования тригидрата сульфата меди из безводной соли и воды (ж.) равна - 51.5 кДж / моль, энтальпия растворения тригидрата сульфата меди равна - 15.1 кДж / моль. Рассчитайте энтальпию растворения безводного сульфата меди.

(r HО = - 66.6 кДж / моль)

10. Энтальпия растворения безводного гидроксида лития в воде равна - 19.4 кДж / моль, энтальпия растворения моногидрата гидроксида лития равна 14.3 кДж / моль. Рассчитайте энтальпию образования моногидрата гидроксида лития из безводной соли и воды.

(r HО = - 33.7 кДж / моль)


11. Энтальпия растворения хлорида бария в воде равна - 8.7 кДж / моль, энтальпия образования дигидрата хлорида бария из безводной соли и воды равна - 27.2 кДж / моль. Рассчитайте энтальпию растворения кристаллогидрата.

(r HО = 18.5 кДж / моль)



Термохимические расчеты
1. При образовании 12.80 г иодоводорода из кристаллического иода и газообразного водорода выделилось 2.598 кДж энергии в форме теплоты. Рассчитайте значение энтальпии образования иодоводорода.

(f HО (HI) = - 25.98 кДж / моль)


2. При окислении 45.0 г глюкозы выделяется 709.7 кДж энергии в форме теплоты. Рассчитайте энтальпию сгорания глюкозы.

(с HО (C6H12O6) = - 2838.8 кДж / моль)


3. При сгорании 1.0 г графита до оксида углерода (II) выделяется 2.20 ккал, при сгорании 0.7 г оксида углерода (II) до оксида углерода (IV) выделяется 1.69 ккал, при сгорании 4.0 г серы до оксида серы (IV) выделяется 8.87 ккал, при образовании 1 моль сероуглерода из простых веществ (графита и серы) выделяется 21.00 ккал энергии в форме теплоты. Рассчитайте, какое количество теплоты выделится при сгорании 1.9 г сероуглерода до оксида углерода (IV) и оксида серы (IV).

(6.42 ккал)


4. Водяной газ представляет собой смесь равных объемов водорода и оксида углерода (II). Рассчитайте количество теплоты, которое выделится при сжигании 125.15 л водяного газа, измеренных при 20 ОС и 730 мм рт. ст. Энтальпии сгорания с HО (CO) = - 283.0 кДж / моль, с HО (H2) = - 241.8 кДж / моль.

(1312.0 кДж)


5. Энтальпия образования жидкой воды равна - 285.8 кДж / моль. Рассчитайте тепловой эффект превращения в воду 8.4 л гремучего газа, измеренного при нормальных условиях.

(71.5 кДж)


6. При нагревании карбоната кальция в замкнутом сосуде от 800 ОС до 900 ОС парциальное давление образующегося оксида углерода (IV) увеличилось на 790 мм рт. ст. Из подведенной к системе энергии на протекание химической реакции израсходовано 1577.6 Дж теплоты. Объем газовой фазы равен 1.00 л, парциальное давление оксида углерода (IV) при 800 ОС равно 202 мм рт. ст. Рассчитайте средний тепловой эффект реакции r HО в рассматриваемом температурном интервале.

(r HО = - 148.8 кДж / моль)


7. При сгорании 1.000 л озонированного кислорода в водороде выделилось 29380  Дж энергии в форме теплоты. Определите содержание озона в озонированном кислороде (в % объемных), используя следующие данные:

f HО (H2O) = - 285.8 кДж / моль;

f HО (O3) = 142.88 кДж / моль.

(20 % объемных О3)


8. При растворении 14.2 г сульфата натрия выделяется 0.23 кДж энергии в форме теплоты, при растворении 16.1 г декагидрата сульфата натрия поглощается 3.93 кДж энергии в форме теплоты. Рассчитайте энтальпию гидратации сульфата натрия.

(r HО = - 80.9 кДж / моль)


9. При взаимодействии 7.2 г оксида железа (II) с оксидом углерода  (II) выделяется 1.42 кДж, а при сгорании 2.8 г оксида углерода (II) выделяется 28.3 кДж энергии в форме теплоты. Рассчитайте энтальпию образования оксида железа (II).

(f HО [FeO (т.)] = - 268.8 кДж / моль)


10. В растворе, полученном смешиванием 30 мл 18 % раствора соляной кислоты плотностью 1.09 г / мл и 20 мл 3.5 М раствора гидроксида калия произошла реакция. Рассчитайте количество теплоты, освобождающееся в ходе реакции, если энтальпия реакции нейтрализации
H+ + OH   H2O r HО = - 55.6 кДж / моль.
(3.89 кДж)

Энтальпия фазовых переходов
1. Энтальпия образования иодоводорода из кристаллического иода и газообразного водорода равна 6.20 ккал / моль, энтальпия образования иодоводорода из газообразных иода и водорода равна - 1.24 ккал / моль. Рассчитайте энтальпию сублимации иода.

(s HО (I2) = 14.88 ккал / моль)


2. Энтальпия образования жидкой воды равна - 285.8 кДж / моль, энтальпия образования газообразной воды равна - 241.8 кДж / моль. Рассчитайте энтальпию испарения воды.

(v HО = 44.0 кДж / моль)


3. Энтальпия плавления льда равна 6.0 кДж / моль, энтальпия испарения воды равна 44.0 кДж / моль. Рассчитайте энтальпию сублимации льда.

(s HО = 50.0 кДж / моль)


4. Энтальпия хлорирования белого фосфора до трихлорида фосфора равна - 292.88 ккал / моль, энтальпия хлорирования красного фосфора до трихлорида фосфора равна - 288.48 ккал / моль. Рассчитайте энтальпию перехода красного фосфора в белый.

(tr HО = 4.40 ккал / моль)


5. Рассчитайте энтальпию превращения ромбической серы в моноклинную, если энтальпия сгорания ромбической серы равна - 296.53 кДж / моль, энтальпия сгорания моноклинной серы равна - 296.86 кДж / моль.

(tr HО = 0.33 кДж / моль)


6. При нагревании хлорида цезия при температуре 445 ОС происходит переход из  - модификации в  - модификацию. Энтальпия превращения равна 1.8 ккал / моль. Рассчитайте, какое количество теплоты расходуется для превращения при указанной температуре 10.7 г  - CsCl в  - CsCl.

(0.114 ккал)


7. При сгорании 4.000 г графита до оксида углерода (IV) выделилось 31.35 ккал энергии в форме теплоты, а при сгорании 0.1000 г алмаза до оксида углерода (IV) выделилось 787.5 кал энергии в форме теплоты. Рассчитайте энтальпию превращения алмаза в графит.

(tr HО = - 0.45 ккал / моль)


8. Энтальпия превращения белого фосфора в красный равна 18.4 кДж / моль. Энтальпия образования декаоксида тетрафосфора из красного фосфора равна 3025.2 кДж / моль. Рассчитайте, какое количество энергии в форме теплоты выделится при сгорании 3.1 г белого фосфора.

(76.1 кДж)


9. При окислении 4.40 г сфалерита ( - ZnS) кислородом до оксида цинка и оксида серы (IV) выделяется 4.8 ккал, а при окислении 3.15 г вюртцита ( - ZnS) выделяется 3.5 ккал энергии в форме теплоты. Рассчитайте энтальпию превращения сфалерита в вюртцит.

(tr HО = 2.5 ккал / моль)



Энергия химической связи
1. Рассчитайте энтальпию реакции
CH4 (г.) + Cl2 (г.)  CH3Cl (г.) + HCl (г.),
используя следующие значения энергий связи:

E (C   H) = 85.6 ккал / моль;

E (Cl   Cl) = 239.67 кДж / моль;

E (H   Cl) = 427.80 кДж / моль;

E (С   Cl) = 292.88 кДж / моль.

(r HО = - 395.41 кДж / моль)


2. Рассчитайте энтальпию реакции
2 NH3 (г.)  N2H4 (г.) + H2 (г.),
используя значения энергий связи:

E (H   H) = 432.4 кДж / моль;

E (N   H) = 388.7 кДж / моль;

E (N   N) = 112.9 кДж / моль.

(r HО = 232.1 кДж / моль)
3. Рассчитайте среднюю энергию связи N   H в молекуле аммиака, если:

E (N  N) = 943.17 кДж / моль;

E (H   H) = 432.41 кДж / моль;

f HО (NH3) = - 46.09 кДж / моль.

(E (N - H) = 388.77 кДж / моль)
4. Рассчитайте энтальпию образования тетрафторида ксенона, используя значения средних энергий связей:

E (Xe   F) = 130 кДж / моль;

E (F   F) = 158 кДж / моль.

f HО (XeF4) = - 204 кДж / моль.


5. Рассчитайте изменение энтальпии в следующих процессах:
1) Н (г.) + Cl (г.)  HСl (г.);

2) Н (г.) + 1 / 2 Cl2 (г.)  HСl (г.);

3) 1 / 2 Н2 (г.) + Cl (г.)  HСl (г.);
используя следующие данные:

E (H   H) = 432.41 кДж / моль;

E (Cl   Cl) =  239.67 кДж / моль;

f HО (HCl) = - 93.05 кДж / моль. (r HО1 = - 429.09 кДж / моль;

r HО2 = - 309.25 кДж / моль; 

r HО3 = - 212.89 кДж / моль)


6. Рассчитайте среднюю энергию связи H   O в молекуле воды, используя следующие данные:
4 HCl (г.) + O2 (г.)  2  Cl2 (г.)  + 2 H2O (г.) r HО = - 28.64 ккал / моль;
E (H   Cl) = 427.80 кДж / моль;

E (Cl   Cl) = 239.67 кДж / моль;

E (O = O) = 491.07 кДж / моль.

(E (Н - О) = 437.90 кДж / моль)


7. Рассчитайте значение энергии связи C = O в молекуле оксида углерода (IV), исходя из теплового эффекта реакции:
CH4 (г.) + 2 O2 (г.)  CO2 (г.) + 2 H2O (ж.) r HО = - 212.8 ккал / моль
и средних значений энергий связей:

E (C   H) = 85.6 ккал / моль;

E (H   O) = 110.0 ккал / моль;

E (O = O) = 117.2 ккал / моль.

Энтальпия испарения воды равна 10.5 ккал / моль.

(E (C = O) = 688.4 кДж / моль)

8. Рассчитайте энтальпию образования этана, если энтальпия сублимации графита равна 714.8 кДж / моль, энергии связей С   С, С   Н, Н   Н равны, соответственно, 326.0 кДж / моль, 413.8 кДж / моль, 432.4 кДж / моль.

(f HО (С2H6) = - 82.0 кДж / моль)



Уравнение теплового баланса
1. В результате сгорания 1.80 г глюкозы в калориметрической бомбе температура повысилась на 2.71 ОС. Рассчитайте энтальпию сгорания глюкозы, если теплоемкость системы равна 10475 Дж / К.

(с HО (C6H12O6) = - 2838.7 ккал / моль)


2. При растворении в калориметре 10.0 г хлорида аммония в 233.0 г воды температура раствора оказалась на 2.8 ОС ниже первоначальной температуры воды и соли. Определите энтальпию растворения соли, если удельная теплоемкость раствора равна 4.18 Дж / (г . К).

(s HО (NH4Cl) = 15.22 кДж / моль)


3. Энтальпия растворения безводного хлорида бария равна - 8.67 кДж / моль. Рассчитайте, как изменится температура в калориметре при растворении 9.4 г соли в 100.0 г воды. Удельную теплоемкость раствора примите равной 4.18 Дж / (г . К).

(повысится на 0.86 ОС)


4. В калориметре смешаны 100 мл 0.2 н. раствора соляной кислоты и 100 мл 0.2 н. раствора гидроксида натрия, взятые при одинаковой температуре. В результате реакции температура раствора повысилась на 1.18 ОС. Рассчитайте энтальпию реакции нейтрализации, если удельная теплоемкость полученного при смешивании раствора равна 4.247 Дж /г . К, а его масса равна 206.0 г.

(r HО = - 51.618 кДж / моль)


5. Слиток металла массой 50.0 г, нагретый до температуры 99 ОС, поместили в 150.0 г воды, находящейся при температуре 20.5 ОС, после чего температура воды в калориметре стала равной 22.9 ОС. При растворении 1.25 г того же металла в избытке раствора соляной кислоты выделилось 428.3 мл газа (объем приведен к нормальным условиям). Рассчитайте удельную теплоемкость металла, его эквивалентную массу и назовите металл. Удельная теплоемкость воды равна 4.18 Дж / (г . К).

(0.395 Дж / (г . К), 32.7 г / моль, цинк)


6. В калориметр, в котором находилось 1000 г воды при температуре 20 ОС, поместили 200.0 г льда, имеющего температуру - 5 ОС. Температура воды в калориметре стала равной 2.99 ОС. Удельная теплоемкость воды равна 1.02 кал / (г . К), удельная теплоемкость льда равна 0.482 кал / (г . К). Рассчитайте удельную энтальпию плавления льда.

(79.65 кал / г)


7. Смешали 180 мл воды и 232 г эквимолярного водного раствора серной кислоты, находящихся при температуре 18 ОС. Рассчитайте температуру раствора по окончании смешивания жидкостей, если интегральные теплоты растворения составляют:

sol HО (H2SO4 . H2O) = - 28.07 кДж / моль;

sol HО (H2SO4 . 6 H2O) = - 60.75 кДж / моль.

Удельная теплоемкость раствора составляет 2.60 Дж / (г . К).

(79 ОС)

Расчет энтропии и функции Гиббса
1. Рассчитайте изменение энтропии при плавлении 10.0 г меди, если ее температура плавления равна 1083 ОС, энтальпия плавления меди равна 3.11 ккал / моль.

( Sm = 0.361 кал / (моль . К))


2. Для селенида цинка переход из кубической кристаллической модификации в гексагональную происходит при температуре  1425 ОС. Энтальпия фазового перехода равна 1.25 кДж / моль. Рассчитайте изменение энтропии при переходе 18.0 г селенида цинка из гексагональной в кубическую модификацию.

(tr S = - 0.092 Дж / (моль . К))


3. Рассчитайте изменение энтропии реакции разложения 1 моль карбоната кальция при давлении 1 атм и температуре 298 К.

SО (CaCO3 (т.)) =  22.2 кал / (моль . К);

SО (CaO (т.)) =  9.5 кал / (моль . К);

SО (CO2 (г.)) =  51.1 кал / (моль . К).

(rSO = 38.4 кал / (моль . К))

4. Рассчитайте при температуре 298 К стандартную энергию Гиббса реакции:


2 SO2 (г.) + O2 (г.)  2 SO3 (г.),
если r HО = - 198 кДж / моль, r SО = - 187 Дж / (К . моль).

(rGO = - 142 кДж / моль)


5. Покажите расчетом, какая из реакций:
2 H2S (г.) + 3 O2 (г.)  2 H2O (г.) + 2 SO2 (г.)

или


2 H2S (г.) + O2 (г.)  2 H2O (г.) + 2 S (т.)
является термодинамически предпочтительнее, если:

fGO (H2S, г.) = - 33.01 кДж / моль;

fGO (О2, г.) = 0 кДж / моль;

fGO (H2О, г.) = - 228.6 кДж / моль;

fGO (SО2, г.) = - 300.4 кДж / моль;

fGO (S, т.) = 0 кДж / моль;

(первая)
6. Покажите расчетом, какие из перечисленных оксидов - оксид рубидия, оксид бора, оксид кремния, оксид меди, оксид свинца, оксид магния - термодинамически возможно восстановить углем, какие - водородом и какие - алюминием при стандартных условиях. Для расчета используйте значения fGO :

Оксид


Rb2O


B2O3


SiO2


CuO

PbO

MgO

CO2

H2O


Al2O3


fGO

кДж / моль

- 291

-1254

- 836

- 129

- 189

- 570

- 393

- 229

-1582

(углем: CuO, PbO;

водородом: CuO, PbO;

алюминием: Rb2O, B2O3, SiO2,CuO, PbO)

7. Стандартные энтальнии сгорания ромбической серы и моноклинной серы равны, соответственно, - 70.94 ккал / моль и - 71.02 ккал / моль. Стандартные энтропии ромбической и моноклинной серы равны, соответственно, 7.62 кал / (моль . К) и 7.78 кал / (моль . К). Рассчитайте изменение энергии Гиббса при переходе ромбической серы в моноклинную при стандартных условиях.

(rGO = 32.3 кал / моль)
8. Рассчитайте изменение стандартных энтальпии, энтропии и функции Гиббса для реакции:
С12H22O11 (т.) + 12 O2 (г.)  12 CO2 (г.) + 11 H2O (ж.),
используя следующие данные:

f HО (C12H22O11 (т.)) =  - 2218.7 кДж / моль;

SО (C12H22O11 (т.)) =  359.48 Дж / (моль . К);

SО (O2 (г.)) =  204.87 Дж / (моль . К);

f HО (H2O (ж.)) = - 285.8 кДж / моль;

SО (H2O (ж.)) =  70.02 Дж / (моль . К);

f HО (CO2 (г.)) = - 394.8 кДж / моль;

SО (CO2 (г.)) =  213.43 Дж / (моль . К).

(rНО = - 5662.7 кДж / моль,

rSО = 513.46 Дж / (моль . К),

rGO = - 5815.7 кДж / моль)
9. Рассчитайте значение функции Гиббса и установите возможность или невозможность самопроизвольного протекания реакции:
2 H2S (г.) + 3 O2 (г.)  2 SO2 (г.) + 2 H2O (ж.)
в изобарно-изотермических условиях (1 атм, 25 ОС) в закрытой системе. Для расчета используйте следующие данные:

f HО (H2S (г.)) =  - 20.2 кДж / моль;

SО (H2S (г.)) =  205.45 Дж / (моль . К);

SО (O2 (г.)) =  204.87 Дж / (моль . К);

f HО (H2O (ж.)) = - 285.8 кДж / моль;

SО (H2O (ж.)) =  70.02 Дж / (моль . К);

f HО (SO2 (г.)) = - 296.5 кДж / моль;

SО (SO2 (г.)) =  247.58 Дж / (моль . К).


(rGO = - 1006.7 кДж / моль;

протекание реакции возможно)



Температурная зависимость энтальпии, энтропии

и функции Гиббса
Во всех задачах этого раздела считайте, что теплоемкость участников реакции в рассматриваемом интервале температур постоянна и пользуйтесь приведенными в условиях задач значениями средней изобарной молярной (удельной) теплоемкости.
1. Рассчитайте стандартную энтальпию реакции:
2 CH4 (г.)  C2H4 (г.) + 2 H(г.)
при температуре 400 К, если:

rНO (298 К) = 201.98 кДж / моль;

CpО (CH4 (г.)) =  35.79 Дж / (моль . К);

CpО (C2H4 (г.)) =  43.63 Дж / (моль . К);

CpО (H2 (г.)) =  28.83 Дж / (моль . К).

(rНO (1000 К) = 205.01 кДж / моль)


2. Рассчитайте энтальпии реакции перехода ромбической серы в моноклинную при температурах 25 ОС и 50 ОС, используя следующие данные:

f HО (S монокл.) = 0.33 ккал / моль;

CpО (S ромб.) = 5.40 кал / (моль . К);

CpО (S монокл.) = 5.65 кал / (моль . К). (tr HО (298 К) = 330 кал / моль;

tr HО (323 К) =  336 кал / моль)
3. Рассчитайте энтальпии реакции перехода графита в алмаз при температурах 298 К и 398 К, если стандартные энтальпии сгорания графита и алмаза равны - 94.052 ккал / моль и - 94.505 ккал / моль, соответственно. Молярные теплоемкости графита и алмаза равны 1.925 кал / (моль . К) и 1.354 кал / (моль . К), соответственно.

(tr HО (298 К) = 453 кал / моль;

tr HО (398 К) =  396 кал / моль)
4. Рассчитайте энтальпию реакции восстановления оксида меди (II) углем при температуре 400 ОС, используя следующие данные:

f HО [CuO (т.)] = - 129 кДж / моль;

f HО [СO2 (г.)] = - 393 кДж / моль;

CpО (CuO) = 0.127 кал / (г . К);

CpО (C) = 0.172 кал / (г . К);

CpО (Cu) = 0.092 кал / (г . К);

CpО (CO2) = 0.202 кал / (г . К). (r HО (673 К) = - 137.8 кДж / моль)
5. Рассчитайте изменение энтропии реакции:
N2 + 3 H2  2 NH3
при температуре 352 К, если:

r SО (298 К) =  - 47.46 кал / (К . моль);

CpО (N2) = 6.66 кал / (моль . К);

CpО (H2) = 6.52 кал / (моль . К);

CpО (NH3) = 7.12 кал / (моль . К).

(r SО (352 К) = - 49.46 кал / (моль . К))

6. При температуре 25 ОС для реакции:
2 SO2 (г.) + O2 (г.)  2 SO3 (г.),
r SО = - 187 Дж / (К . моль). Используя значения теплоемкостей реагирующих веществ:

CpО (О2) = 6.944 кал / (моль . К);

CpО (SO2) = 9.600 кал / (моль . К);

CpО (SO3) = 12.100 кал / (моль . К),

рассчитайте изменение энтропии реакции при температуре 127 ОС.

(r SО (400 К) = - 189.4 Дж / (моль . К))

7. Рассчитайте изменение энтропии реакции окисления графита до оксида углерода (IV) при давлении 1 атм и температуре 60 ОС. Для расчета используйте следующие данные:

SО (C, 298 К) =  1.36 кал / (моль . К);

SО (О2, 298 К) =  49.01 кал / (моль . К);

SО (CO2 (г.) , 298 К) =  51.061  кал / (моль . К);

CpО (C) = 2.064 кал / (моль . К);

CpО (О2) = 6.944 кал / (моль . К);

CpО (CO2) = 8.890 кал / (моль . К).

(r SО (333 К) = 0.68 кал / (моль . К))



Термодинамический расчет константы равновесия.

Уравнения изотермы и изобары химической реакции
1. Для реакции:
C2H5OH (ж.) + 1 / 2 O2 (г.)  CH3COH (ж.) + H2O (ж.)
при температуре 310 К r GО = - 202.5 кДж / моль. Рассчитайте значение константы равновесия КО реакции при указанной температуре.

О = 1034)


2. Для реакции:
PCl5  PCl3 + Cl2
рассчитайте значение константы равновесия КО при температуре 298 К и давлении 101.325 кПа, используя следующие данные:

f GО (PCl3 (г.)) =  - 68.42 ккал / моль;

f GО (PCl5 (г.)) =  - 130.30 ккал / моль. (КО = 10-45)
3. Рассчитайте значение констант равновесия КО, Кр и Кс реакции:
CO (г.) + 2 H2 (г.)  CH3OH (г.)
при температуре 25 ОС, используя следующие данные:

f HО (CO (г.)) =  - 110 кДж / моль;

SО (CO (г.)) =  198 Дж / (моль . К);

SО (Н2 (г.)) =  131 Дж / (моль . К);

f HО (СH3OН (г.)) = - 239 кДж / моль;

SО (СH3OН (г.)) =  127 Дж / (моль . К). (КО = 1.65 . 105 ;

Кр = 1.65 . 105 атм-2;

Кс = 9.85 . 107 л2 / моль2)


4. Для реакции:
H2O (г.) + CO (г.)  CO2 (г.) + H2 (г.)
при температуре 1273 К константа равновесия равна 1.36. Парциальные давления участников реакции равны: р (H2O) =  р (CO) = 1.2 атм,  р (CO2) = р (H2) = 0.4 атм. Рассчитайте значен/ие энергии Гиббса реакции и определите направление ее возможного протекания при указанных условиях. (r GО = - 26.5 кДж / моль, вправо)
5. Рассчитайте значение энергии Гиббса и определите направление возможного самопроизвольного протекания реакции:
H2 (г.) + I2 (г.)  2 HI (г.)
при температуре 25 ОС и начальных концентрациях водорода и иода, равных 0.01 моль / л и концентрации иодоводорода 1.0 моль / л.

f HО (I2 (г.)) =  62.43 кДж / моль;

SО (I2 (г.)) =  260.60 Дж / (моль . К);

SО (Н2 (г.)) =  130.52 Дж / (моль . К);

f HО (НI (г.)) = 26.36 кДж / моль;

SО (HI (г.)) =  206.48 Дж / (моль . К). (r GО = 6.62 кДж / моль, влево)


6. Для температуры 400 ОС рассчитайте значение констант равновесия КО, Кр и Кс реакции:
N2 + 3 H2  2 NH3
используя следующие данные:

f НО (NH3, 298 К) =  - 46.09 кДж / моль;

r SО (298 К) =  - 47.46 кал / (К . моль);

CpО (N2) = 6.66 кал / (моль . К);

CpО (H2) = 6.52 кал / (моль . К);

CpО (NH3) = 7.12 кал / (моль . К).

При расчете примите, что теплоемкости участников реакции в рассматриваемом температурном интервале постоянны. (КО = 1.39 . 10-4;

Кр = 1.39 . 10-4 атм-2;

Кс = 0.423 л2 / моль2)
7. Рассчитайте значение константы равновесия Кр реакции:
2 SO2 (г.) + O2 (г.)  2 SO3 (г.)
при температуре 125 ОС, используя следующие данные:

r НО (298 К)= - 46.98 кДж / моль;

r SО (298 К)= - 187 Дж / (К . моль);

CpО (О2) = 0.217 кал / (г . К);

CpО (SO2) = 0.150 кал / (г . К);

CpО (SO3) = 0.151 кал / (г . К).

При расчете примите, что теплоемкости участников реакции в рассматриваемом температурном интервале постоянны. (Кр = 2.51 . 10-4 атм-1)
Расчет состава равновесной смеси
1. Запишите математические выражения констант равновесия следующих обратимых реакций:
4 NH3 (г.) + 5 O2 (г.)  4 NO (г.) + 6 H2O (г.) ;

CO (г.) + H2O (г.) H2 (г.) + CO2 (г.) ;

BaO (т.) + CO2 (г.)  BaCO3 (т.) ;

Fe3O4 (т.) + H2 (г.)  3 FeO (т.) + H2O (г.) .


2. В системе:

2 NO (г.) + O2 (г.)  2 NO2 (г.)


состояние равновесия при некоторой температуре установилось при следующих концентрациях веществ: [NO] = 0.2 моль / л, [O2] = 0.3 моль /л, [NO2] = 0.4 моль / л. Рассчитайте значение константы равновесия Кс.

(Кс = 13.3 моль / л)


3. В замкнутом сосуде протекает реакция:
2 AsH3 (г.)  3 H2 (г.) + 2 As (т.).
Константа химического равновесия этой реакции при некоторой температуре равна 1.35 моль / л. Равновесная концентрация водорода составляет 0.6 моль / л. Рассчитайте начальную концентрацию арсина.

(0.8 моль / л)


4. В системе:

4 HCl (г.) + O2 (г.)  2 Cl2 (г.) + 2 H2O (г.)


начальные количества хлороводорода и кислорода составляли 2.4 моль и 1.2 моль, соответственно. К моменту наступления равновесия осталось непрореагировавшим 0.8 моль хлороводорода. Рассчитайте равновесные концентрации компонентов и константу равновесия Кс реакции. Объем реактора равен 4 л.

([HCl] = [O2] = [Cl2] = [H2O] = 0.2 моль / л;

Кс = 5 л / моль)

5. В системе:

CO + Cl2  COCl2
равновесные концентрации веществ равны: [Cl2] = 0.3 моль / л, [CO] = 0.2 моль / л, [COCl2] = 1.2 моль / л. Рассчитайте константу равновесия Кс реакции и начальные концентрации хлора и оксида углерода (II).

с = 20 л / моль;

С (Cl2) = 1.5 моль / л;

C (CO) = 1.4 моль / л)


6. При некоторой температуре в системе:
2 SO2 + O2  2 SO3
равновесные концентрации равны: [SO2] = 0.04 моль / л, [O2] = 0.06 моль / л, [SO3] = 0.02 моль / л. Рассчитайте значение константы равновесия и исходные концентрации диоксида серы и кислорода.

с = 4.16;

C (SO2) = 0.06 моль / л;

C (O2) = 0.07 моль / л)


7. Исходные концентрации веществ, участвующих в реакции:
СО (г.) + Н2О (г.)  СО2 (г.) + Н2 (г.) ,
составляют: С (СО) = 0.1 моль / л, С (Н2О) = 0.4 моль / л. Константа равновесия равна 1. Рассчитайте значения равновесных концентраций веществ, участвующих в реакции.

([CO] = 0.02 моль / л;

2О] = 0.32 моль / л

[СО2] = [Н2] = 0.08 моль / л)

8. Константа равновесия реакции:
PCl5  PCl3 + Cl2
при температуре 250 ОС равна 4.2 . 10-2. Рассчитайте равновесные концентрации всех участников реакции, если первоначально в реакционный сосуд объемом 0.74 л было помещено 2.0 г пентахлорида фосфора.

([PCl3] = [Cl2] = 1.0 . 10-2 моль / л,

[PCl5] = 2.5 . 10-3 моль / л)
9. При температуре 700 ОС константа равновесия реакции:
Fe3O4 (т.) + H2 (г.)  3 FeO (т.) + H2O (г.)
равна 1.45. Определите состав газовой фазы (в % по объему) при равновесии.

( (Н2) = 40.8 %)


10. Константа равновесия реакции синтеза иодоводорода из газообразных простых веществ иода и водорода при температуре 445 ОС равна 50. Рассчитайте количество иодоводорода в равновесной смеси, если в реакционном сосуде первоначально были смешаны 2.54 г иода и 0.02 г водорода. Рассчитайте количество иодоводорода после добавления в исходную реакционную смесь дополнительно 0.02 г водорода.

(1.56 . 10-2  моль,

1.87 . 10-2 моль)
11. В реакционном сосуде объемом 2 л при температуре 190 ОС смешали 4.640 г хлора и 4.193 г диоксида серы. После установления равновесия:
SO2 + Cl2  SO2Cl2
давление в системе установилось равным 2 атм. Рассчитайте значения парциальных давлений и молярных концентраций участников реакции после наступления равновесия.

(Р (SO2) = Р (Cl2 ) = 0.76 атм;

Р (SO2Cl2) = 0.48 атм;

[SO2Cl2] = 2.6 . 10-2 моль / л)


12. В реакционном сосуд объемом 1 л при некоторой температуре было помещено 0.467 моль аммиака. После установления равновесия:
2 NH3 (г.)  N2 (г.) + 3 H2 (г.)
давление в сосуде увеличилось в 1.14 раза по сравнению с первоначальным. Рассчитайте значение константы равновесия Кс реакции разложения аммиака.

с = 2.1 . 10-4)


13. В реакторе объемом 0.25 л при некоторой температуре равновесие в системе:

Sb2S3 (т.) + 3 CO (г.)  2 Sb (т.) + 3 CSO (г.)
установилось при концентрациях каждого газообразного вещества по 0.3 моль / л. Рассчитайте значения концентраций газообразных участников реакций после установления нового состояния равновесия, вызванного добавлением 0.1 моль оксида углерода (II) в реакционную среду.

([CO] = [CSO] = 0.5 моль / л)


14. При некоторой температуре равновесные концентрации веществ, участвующих в реакции:
CO (г.) + Cl2 (г.)  COCl2 (г.)
составляли: [CO] = 0.020 моль / л, [Cl2] = 0.010 моль / л, [COCl2] = 0.020 моль / л. Равновесие было нарушено вследствие увеличения концентрации хлора до 0.030 моль / л. Рассчитайте значения равновесных концентраций участников реакции после наступления нового равновесия.

([CO] = 1.24 . 10-2 моль / л,

[Cl2] = 2.24 . 10-2 моль / л,

[COCl2] = 2.76 . 10-2 моль / л)


15. В реакционном сосуде протекает взаимодействие 0.4 моль оксида углерода (II) и 0.6 моль паров воды по реакции:

CO + H2O  CO2 + H2 .

К моменту наступления равновесия выделилось 4.106 кДж энергии в форме теплоты. Рассчитайте тепловой эффект реакции, если при температуре эксперимента константа равновесия равна 1.37.

(r HО = - 16.42 кДж / моль)




Термическая диссоциация газов
1. При нагревании в замкнутом сосуде 0.1 моль иодоводорода до некоторой температуры произошла его термическая диссоциация на простые газообразные вещества иод и водород. Количество образовавшегося иода составило 2.9 . 10-2 моль. Рассчитайте степень термической диссоциации иодоводорода.

(58 %)
2. В системе

N2O4  2 NO2
начальная концентрация N2O4 составляла 0.08 моль / л. При некоторой температуре к моменту наступления равновесия степень термической диссоциации исходного вещества составила 50 %. Рассчитайте равновесные концентрации участников реакции и значение константы равновесия.

([N2O4] =0.04 моль / л;

[ NO2] = 0.08 моль / л;

Кс = 0.16)


3. Рассчитайте степень термической диссоциации молекулярного хлора на атомы, если при некоторой температуре константа диссоциации реакции равна 4.2 . 10-4, начальная концентрация хлора равна 4 . 10-2 моль / л.

(5 %)
4. В замкнутый сосуд объемом 0.56 л для проведения реакции:


N2O4 (г.)  2 NO2 (г.)
поместили 2.3 г N2O4 и нагрели до температуры 84 ОС. При этом давление в сосуде установилось равным 2.091 атм. Рассчитайте степень термической диссоциации N2O4.

(60 %)
5. Молекулярная масса смеси, образующейся по реакции:


I2 (г.)  2 I (г.),
при давлении 1 атм и температуре 1550 К равна 200 г / моль. Рассчитайте степень диссоциации паров иода при данных условиях.

(27 %)
6. При температуре 250 ОС константа равновесия реакции диссоциации хлорида фосфора (V) на хлорид фосфора (III) и хлор равна 4.2 . 10-2 моль / л. Рассчитайте степень термической диссоциации пентахлорида фосфора и молярную массу смеси, образующейся в замкнутом сосуде объемом 0.5 л при заданной температуре из 1.5 г пентахлорида фосфора.

( = 79 %;

М = 116.8 г / моль)

7. При температуре 723 ОС и давлении 1 атм степень диссоциации COCl2 по реакции

COCl2 (г.)  CO (г.) + Cl2 (г.)


составляет 98 %. Рассчитайте молярную массу равновесной газовой смеси.

(50 г / моль)


8. Плотность по водороду газовой смеси, образующейся по реакции
PCl5 (г.)  PCl3 (г.) + Cl2 (г.)
при температуре 250 ОС и давлении 101.325 кПа равна 57.9. Рассчитайте степень диссоциации паров PСl5 при заданных условиях.

(80 %)


Закон Генри
1. При температуре 20 ОС в 1 л воды растворяется 0.016 л (н.у.) азота. Рассчитайте массовую долю азота в водном растворе, если при заданной температуре азот растворяют под давлением 2 атм.

(4 . 10-3 %)


2. При температуре 1 ОС и давлении 1 атм в 100 мл воды растворяется 0.462 л (н.у.) сероводорода. Рассчитайте массовую долю сероводорода в насыщенном при указанных условиях растворе. Рассчитайте давление сероводорода, необходимое для получения его 3 % водного раствора.

( (H2S) = 0.7 %;

р (H2S) = 4.41 атм)
3. При температуре 1 ОС в 1.12 л воды растворяется 0.0235 л водорода, находящегося под давлением 1 атм. Рассчитайте давление, при котором растворимость водорода составит 0.005 г на 1 л воды.

(2.66 атм)


4. При температуре 18 ОС и давлении углекислого газа 150 мм рт. ст. его концентрация в водном растворе составляет 8.26 . 10-3 моль / л. Рассчитайте коэффициент растворимости по Оствальду, коэффициент абсорбции по Бунзену и константу Генри.

( = 0.998;  = 0.938;

k = 4.13 . 10-4 моль / Дж)
5. При температуре 20 ОС и атмосферном давлении 1 атм в контакте с воздухом находятся 10 л воды. Определите состав газовой смеси, растворенной в воде (в % по объему). Примите, что объемные доли компонентов воздуха равны: 78 %  азота, 21 % кислорода и 1 % аргона. Коэффициенты растворимости по Оствальду азота, кислорода и аргона при заданной температуре равны 0.016, 0.031 и 0.034, соответственно.

( (N2) = 64.5 % ;

 (O2) = 33.7 % ;

 (Ar) = 1.8 %)


6. Газовую смесь, содержащую 20 % кислорода и 80 % азота и находящуюся под давлением 0.92 атм, взболтали с водой при температуре 4 ОС. Коэффициенты абсорбции по Бунзену кислорода и азота составляют 0.049 и 0.023, соответственно. Рассчитайте массовые доли компонентов газовой смеси, полученной двукратной абсорбцией исходной смеси водой с последующей десорбцией.

(2(O2) = 56.4 % )


7. При температуре 25 ОС и давлении 1 атм в 1 л воды растворяется 40.6 мг кислорода. Рассчитайте массу кислорода, которая будет содержаться при той же температуре в 2 л воды при давлении растворяющегося кислорода равном 300 мм рт. ст.

(32.1 мг)


8. При температуре 15 ОС и давлении 1.53 атм в 1 л анилина растворяется 31.6 г сероводорода. Рассчитайте массу сероводорода, которая выделится из 1.25 л насыщенного раствора сероводорода в анилине при указанных условиях, если давление газа уменьшить до 0.51 атм.

(26.3 )
9. При температуре 18 ОС и давлении 101.325 кПа в 1 л воды растворяется 20.0 мг азота. Рассчитайте объем азота, который может поглотить вода объемом 2.2 л при указанной температуре и давлении азота 186.2 кПа.

(0.037 л)
10. Газовая смесь, содержащая азот и кислород, имеет плотность по водороду 14.8 и находится при температуре 20 ОС под давлением 2 атм над водой объемом 1.5 л. При указанной температуре при давлении 1 атм в 1 л воды растворяется 40.6 мг кислорода и 20.0 мг азота. Определите состав газовой смеси, растворенной в воде (в % по объему).

( (N2) =  33.7 % ;

 (O2) = 66.3 % )
11. В сосуд объемом 1.5 л помещено при температуре 0 ОС 150.0 г воды и 10.0 г сероводорода. Коэффициент абсорбции по Бунзену сероводорода равен 4.65. Плотность полученного раствора равна 1.0 г / см3. Рассчитайте давление в сосуде. Давлением паров воды при расчете можно пренебречь.

(р = 3.21 атм)



Закон распределения Нернста
1. При некоторой температуре 500 мл водного раствора, содержащего 1.68 г уксусной кислоты, находятся в равновесии с 100 мл раствора диэтилового эфира, содержащего 0.18 г уксусной кислоты. Рассчитайте коэффициент распределения уксусной кислоты между водой и диэтиловым эфиром.

(К = 1.867)


2. К 560 мл водного раствора, содержащего 0.22 г иода, прибавили 100 мл четыреххлористого углерода. Коэффициент распределения иода между водой и четыреххлористым углеродом равен 0.012. Рассчитайте концентрации иода во взаимно несмешивающихся жидкостях после установления равновесия.

(С (I2 в H2O) = 9.8 . 10-5 моль / л;

С (I2 в CCl4) = 8.1 . 10-3 моль / л)
3. К 1 л четыреххлористого углерода прибавили 500 мл водного раствора, содержащего 6.9 г этилового спирта. Коэффициент распределения этилового спирта между водой и четыреххлористым углеродом равен 4. Рассчитайте концентрации спирта в воде и в четыреххлористом углероде после установления равновесия.

(С (C2H5OH в CCl4) = 0.05 моль / л; 

С (C2H5OH в Н2О) = 0.20 моль / л)
4. Коэффициент распределения диоксида серы между водой и хлороформом равен 0.953. Рассчитайте объем воды, который необходимо прилить к 2.0 л раствора диоксида серы в хлороформе, чтобы массы серы в обеих фазах стали равными.

(2.1 л)
5. Коэффициент распределения уксусной кислоты между водой и диэтиловым эфиром равен 1.87. Рассчитайте объем эфира, который необходимо прилить к 250 мл водного раствора уксусной кислоты для извлечения из него 80 % растворенного вещества.

(1.87 л)
6. При некоторой температуре 250 мл водного раствора, содержащего 2.30 г этилового спирта, находятся в равновесии с 350 мл раствора четыреххлористого углерода, содержащего 1.15 г этилового спирта. В систему прибавили 300 мл четыреххлористого углерода. Рассчитайте концентрации спирта в обеих фазах после установления нового равновесия.

(С (C2H5OH в CCl4) = 0.056 моль / л; 

С (C2H5OH в Н2О) = 0.156 моль / л)
7. При некоторой температуре в равновесии находятся 250 мл водного раствора, содержащего 0.84 г уксусной кислоты, и 200 мл диэтилового эфира, содержащего 0.36 г уксусной кислоты. Рассчитайте объем эфира, который необходимо добавить в равновесную систему, чтобы количества уксусной кислоты в обеих фазах стали равными.

(267 мл)
8. Водный раствор объемом 500 мл содержит 0.17 г иода. Для извлечения растворенного вещества проводят двукратную экстракцию исходного раствора четыреххлористым углеродом порциями по 100 мл. Коэффициент распределения иода между водой и четыреххлористым углеродом равен 0.012. Рассчитайте массу иода в водном растворе по окончании экстрагирования.

(5.5 . 10-4 г)
9. К 0.5 л водного раствора, содержащего 0.225 г иода, прибавили 200 мл четыреххлористого углерода. Рассчитайте массу иода, которая останется в водном растворе по окончании экстракции. Рассчитайте, во сколько раз уменьшится масса иода в водном растворе после экстрагирования, если указанный объем экстрагента прибавлять последовательно четырьмя равными порциями. Коэффициент распределения иода между водой и четыреххлористым углеродом равен 0.012.

(7 . 10-3 г; в 236 раз)



Сплавы металлов
1. Расплав олова и свинца массой 1 кг содержит 73 % масс. олова. Система олово - свинец имеет одну эвтектическую точку, в которой содержится 64 % олова. Рассчитайте массу эвтектики, которая образуется при полном затвердевании исходного расплава.

(750 г)
2. Система мышьяк - свинец имеет одну эвтектическую точку. При охлаждении 330 г жидкого сплава, содержащего 0.1 % масс. мышьяка, до эвтектической температуры, было получено 320 г свинца. Определите массовую долю мышьяка в эвтектике.

(3.3 %)
3. Диаграмма плавкости системы сурьма - свинец имеет одну эвтектическую точку, в которой содержание свинца составляет 87 % масс. Рассчитайте массу эвтектики, которую можно получить при полном затвердевании 580 г жидкого сплава, содержащего 45 % масс. свинца.

(300 г)
4. Серебряные монеты обычно чеканят из сплава, содержащего равные массы меди и серебра. Рассчитайте массу меди, которая содержится в 200 г серебряных монет в виде кристаллов, вкрапленных в эвтектику, которая имеет состав 28 % масс. меди.

(61 г)
5. Диаграмма плавкости системы золото - платина представлена на рис. 1. При температуре 1600 ОС массы твердой и жидкой фаз равны 700 г и 200 г, соответственно. Определите массовую долю платины в сплаве.

(80 %)
6. Пользуясь диаграммой плавкости системы золото - платина, рассчитайте массы жидкой и твердой равновесных фаз, которые образуются при охлаждении жидкого сплава массой 1.7 кг, содержащего 40 % масс. платины, до температуры 1300 ОС.

(m (тв.) = 1.0 кг, m (ж.) = 0.7 кг)
7. При сплавлении магния и свинца образуется одно интерметаллическое соединение, содержащее 81 % масс. свинца. Установите формулу интерметаллического соединения. Рассчитайте массу интерметаллического соединения, которая содержится в 1 кг сплава, образованного равными массами магния и свинца.

(Mg2Pb; m (Mg2Pb) = 617.3 г)


8. В системе алюминий - магний образуется одно интерметаллическое соединение, содержащее 57.2 % масс. магния. Установите формулу интерметаллического соединения. Рассчитайте массу интерметаллического соединения, которая содержится в 715 кг сплава, образованного равными массами магния и свинца.

(Mg3Al2;

m (Mg3Al2) = 625 г)
9. Система магний - медь образует два интерметаллических соединения, содержащих, соответственно, 20 % масс. и 42.8 % масс. магния. Установите формулы интерметаллических соединений. Рассчитайте массовую долю магния в третьей эвтектике, если при полном затвердевании 1 кг жидкого сплава, содержащего 60 % масс. магния, было получено  367.6 г интерметаллического соединения, содержащего 42.8 % масс. магния.

(70 %)
10. Диаграмма плавкости системы хлорид лития - хлорид калия представлена на рис. 2. Жидкий сплав массой 681 г, содержащий 20 % (мол.) хлорида лития, охладили до температуры 531 ОС. Определите природу и массу вещества, которое будет находиться при заданной температуре в твердой фазе.

(5 моль KCl)
11. Система магний - германий образует одно интерметаллическое соединение состава 66.7 % ат. магния. Составы первой и второй эвтектик равны, соответственно, 40.0 % ат. магния и 92.0 % ат. магния. Установите формулу интерметаллического соединения. Определите природу и количества равновесных фаз, образующихся при полном затвердевании 550 г сплава, образованного равными массами магния и германия.

(Mg2Ge;

n (Mg2Ge) = 10 моль)

Список литературы
1. Гольбрайх, З.Е. Сборник задач и упражнений по химии / З.Е. Гольбрайх.- М.: Высшая школа, 1984.- 186 с.
2. Глинка, Н.Л. Задачи и упражнения по общей химии / Н.Л. Глинка.- М.: Химия, 1983.- с.
3. Свиридов, В.В. Задачи, вопросы и упражнения по общей химии / В.В. Свиридов, Г.А. Попкович, Г.И. Васильева.- Минск, 1978.- 352 с.
4. Справочник химика // Отв. ред. Б.П. Никольский.- Т. 1. - Л. - М., 1963.- 1170 с.
5. Кузьменко, Н.Е. Сборник задач и упражнений по химии / Н.Е. Кузьменко, В.В. Еремин.- М., 2002.- 544 с.
6. Плетенев, С.А. Сборник примеров и задач по физической химии / С.А. Плетенев, С.А. Скляренко.- М.-Л.: ОНТИ Госхимтехиздат, 1934.-  301 с.

СБОРНИК ЗАДАЧ ПО КУРСУ НЕОРГАНИЧЕСКОЙ ХИМИИ

ЧАСТЬ 2
Методическая разработка
Составители: Тихонова Елена Леонидовна,

Сибиркин Алексей Алексеевич,

Еллиев Юрий Ефремович.

Государственное образовательное учреждение высшего

профессионального образования “Нижегородский государственный университет им. Н.И.Лобачевского”.

603950, Нижний Новгород, пр.Гагарина, 23.


Подписано в печать 2005 . Формат 60  84 1/16.

Бумага офсетная. Печать офсетная. Гарнитура Таймс.

Усл. печ. л  . Уч.-изд. л. .

Заказ №  . Тираж 300 экз.
Отпечатано в типографии Нижегородского госуниверситета

им. Н.И. Лобачевского

603600, г. Нижний Новгород, ул. Большая Покровская, 37

Лицензия ПД № 18-0099 от 14.05.01








Главная цель постановщика оперы — устроить так, чтобы музыка никому не мешала. Видоизмененный Генрих Гейне
ещё >>