ТЕРМОДИНАМИЧЕСКАЯ И КИНЕТИЧЕСКАЯ...

1

Министерство образования Российской Федерации

Хабаровский государственный технический университет

ТЕРМОДИНАМИЧЕСКАЯ

И КИНЕТИЧЕСКАЯ ХАРАКТЕРИСТИКИ

ХИМИЧЕСКОГО ПРОЦЕССА

Методические указания по химии для самостоятельной работы

студентов первого курса всех специальностей

Хабаровск

Издательство ХГТУ

2001

2

УДК 541. 1

Термодинамическая и кинетическая характеристики химического про-

цесса: Методические указания по химии для самостоятельной работы студен-

тов первого курса всех специальностей / Сост. В.А. Яргаева, Л.В. Сеничева. -

Хабаровск: Изд-во Хабар. гос. техн. ун-та, 2001. – 40 с.

В методических указаниях теоретический материал по химической тер-

модинамике, равновесию и кинетике представлен в структурированном виде,

приведены тестовые задания для самоконтроля и примеры решения задач.

Предлагается план характеристики химического процесса и варианты

заданий к нему (в процессе самоподготовки студент выполняет один вариант

задания).

Методические указания предназначены для студентов всех специально-

стей, изучающих в курсе химии разделы «Химическая термодинамика», «Хи-

мическое равновесие» и «Химическая кинетика».

Печатается в соответствии с решениями кафедры «Химия» и методиче-

ского совета факультета математического моделирования и процессов управ-

ления.

3

ВВЕДЕНИЕ

Раздел «Общие закономерности химических процессов», включающий

химическую термодинамику, равновесие и кинетику, является важнейшим в

курсе химии, так как усвоение материала этого раздела позволит предсказы-

вать возможность и направление химических и физико-химических процес-

сов, рассчитывать энергетические эффекты, подбирать оптимальные условия

для регулирования скорости получения и выхода продуктов реакции, воздей-

ствовать на скорость любого химического процесса, не проводя эксперимента,

используя только результаты соответствующих термодинамической и кинети-

ческой характеристик.

Данные вопросы достаточно хорошо изложены в литературе [1-4], кро-

ме того Вами прослушаны лекции по этой теме, поэтому теоретический мате-

риал представлен в нашем пособии в краткой структурированной форме – в

виде мини-графов и конспектов-схем (рис. 1-8).

Чтобы проверить, как усвоен материал, рекомендуется ответить на те-

стовые задания для самоконтроля, в поисках ответа обращайтесь к предлагае-

мым схемам, конспекту лекций и учебным пособиям (на первые 35 заданий

даются ответы в приложении 1).

План термодинамической и кинетической характеристик химического

процесса и варианты заданий приводятся на с ***. Каждый студент выполняет

свой вариант задания. Примеры решения задач помогут выполнить наиболее

трудные для выполнения пункты предлагаемого плана. Смелее обращайтесь к

схемам, иллюстрирующим теоретический материал. Необходимые для расче-

тов термодинамические свойства веществ можно найти в справочной литера-

туре [5, 6] или приложении 2 данных методических указаний.

Настоящие методические указания являются развитием разработанных

на кафедре химии ХГТУ и апробированных в течении многих лет указаний

для самостоятельной работы студентов, включающих рекомендации к термо-

динамическим [7, 8] и кинетическим [7] расчетам по уравнению реакции.

Желаем успеха!

4

ХИМИЧЕСКАЯ ТЕРМОДИНАМИКА, РАВНОВЕСИЕ И КИНЕТИКА

В КОНСПЕКТ – СХЕМАХ

СИСТЕМА

Характеризуется

параметрами состояния

Состоит из веществ (ком-

понентов)

По фазовому составу

может быть

Экстенсивные,

аддитивны,

зависят от массы

m - масса

Е - энергия

V - объем

Однофазной

(гомогенной)

Интенсивные,

выравниваются,

не зависят от массы

Т - температура

Р- давление

С - состав

Многофазной (ге-

терогенной)

Характеризуется термодинамическими функциями состояния

при Т = const, Р = const,

ЭНТАЛЬПИЯ - Н

кДж

ЭНТРОПИЯ - S

Дж/К

ЭНЕРГИЯ ГИББСА - G

кДж

Характеризует общий за-

пас энергии системы

Н - тепловой эффект

процесса

H < 0 - экзотермический

процесс

(теплота выделяется,

температура повышается)

H > 0 - эндотермический

процесс

(теплота поглощается,

температура понижается)

Характеризует неупорядо-

ченность системы

S = klnW

(уравнение Больцмана)

ТS - мера связанной энер-

гии

S изменяется с измене-

нием числа молекул газов

и фазовыми превращени-

ями в системе

S - критерий самопроиз-

вольного протекания про-

цесса в изолированной

системе

Характеризует свобод-

ную энергию, которая

может превратиться в

работу

-G = Wм

G = H-TS

(уравнение Гиббса)

G - критерий самопро-

извольного протекания

процесса в открытой си-

стеме

Рис 1. Система и ее основные термодинамические характеристики

5

ВЕЩЕСТВО

Стандартные условия Т = 298 К; Р = 101325 Па

HкДж

мольf

0 298( ),

GкДж

мольf

0 298( ),

Cтандартная энтальпия об-

разования

Стандартная энергия

Гиббса образования

Для простых веществ

принимают равной нулю

Для простых веществ принимают

равной нулю

Мера прочности

вещества

Hf

0 0

экзотермический

процесс образова-

ния из простых

веществ

Hf

0 0

эндотермический

процесс образова-

ния из простых ве-

ществ

С уменьшением G f

0 прочность

вещества увеличивается

SДж

моль K

0 298( ),

Стандартная энтропия Мера неупорядоченности вещества

Увеличивается

При агрегатных

превращениях

типа

т ж г

При увеличении

числа атомов в

молекуле и услож-

нении молекулы

При растворении

веществ

При переходе ве-

ществ в другое

кристаллическое

состояние

H2O (к) 39,3 O(г) 161,0 NaCl(к) 72,4 С(алмаз) 2,4

H2O (ж) 69,9 O2(г) 205,0

H2O (г) 188,7 O3(г) 238,8 NaCl(р) 238,8 С(графит) 5,7

Рис. 2. Термодинамические свойства вещества

6

CАМОПРОИЗВОЛЬНОМУ ПРОТЕКАНИЮ ПРОЦЕССА

СООТВЕТСТВУЕТ

Стремление частиц объединиться

(агрегация), что уменьшает энталь-

пию (Н)

Стремление частиц разъединиться

(дезагрегация), что увеличивает

энтропию (S)

Суммарный эффект двух тенденций при Т = const и p = const

отражает изменение энергии Гиббса G = H - TS

КРИТЕРИИ

G < 0; процесс возможен

прямая реакция

G > 0; процесс невозможен

обратная реакция

G = 0; равновесие в системе

Тр = Н / S

Возможность самопроизвольного протекания процесса при различных

температурах (анализ уравнения Гиббса G = H - TS) Знаки термодинамических функций Направление реакции. Тип процесса

Н < 0; S > 0;

G < 0

T 0

T

Прямая реакция при всех температурах.

Процесс необратим

Н > 0; S < 0;

G > 0

T 0

T

Обратная реакция при всех температурах.

Процесс необратим

Н < 0; S < 0;

G < 0

T 0

G > 0

T

Прямая реакция при низких температурах.

Обратная реакция при высоких температурах.

Процесс обратим

Н > 0; S > 0;

G > 0

T 0

Обратная реакция при низких температурах.

G < 0

T

Прямая реакция при высоких температурах.

Процесс обратим

Рис. 3. Критерии самопроизвольного протекания процесса

7

ХИМИЧЕСКИЙ ПРОЦЕСС

Характеризуется величинами

Стандартная энтальпия

химической реакции

Hr

0 298( )

Стандартная энергия

Гиббса химической реакции

Gr

0 298( )

Стандартная энтропия

химической реакции

Sr0 298( )

Расчеты термодинамических функций проводятся по стандартным термодинамическим

свойствам веществ (из справочных таблиц)

Hf

0 298( ) Gf

0 298( ) S0 298( )

H H кон Н исхr f f

0 0 0 ( ) ( ) . S S кон S исхr

0 0 0

H 0

H 0

S 0

S 0

Экзотермический

процесс

Эндотермический

процесс

Неупорядоченность

уменьшается

Неупорядоченность

увеличивается

H 0

S 0

Нет изменения температуры Нет изменения порядка

G G кон G исхr f f

0 0 0 ( ) ( ) . G H T Sr r r

o0 0

G 0 G 0

Самопроизвольный процесс

возможен;

прямая реакция

Самопроизвольный процесс

невозможен;

обратная реакция

G 0

Равновесие в системе

Тр= H Sr r

o0 /

Рис. 4. Характеристика процесса по термодинамическим функциям

состояния

8

Кинетическая классификация

химических реакций

Классификационные признаки

Фазовые состояния реаги-

рующих веществ

Обратимость реакции

Гомогенные

(в одной фазе) 3H2(г)+N2(г)=2NH3(г)

Необратимые HCl(р)+NaOH(р)=NaCl(р)+H2О(ж)

Гетерогенные

(в разных фазах) CaO(к)+CO2(г)=CaCO3(к)

Обратимые С(гр)+СО2(г) 2СО(г)

Молекулярность М Порядок n

Мономолекулярные N2O4(г)=2NO2(г) Первого порядка

Бимолекулярные 2HI(г)=H2(г)+I2(г) Второго порядка

C(гр)+H2O(г)=CO(г)+H2(г)

Тримолекулярные 2SO2(г)+O2(г)=2SO3(г) Третьего порядка

2Al(к)+Cr2O3(к)=Al2O3(к)+2Сr(к)

=const Нулевого порядка

Многостадийная сложная реак-

ция

Дробного порядка

!! М > 3 и n > 3 не встречаются;

!! n = М только для простых одностадийных реакций;

!! Если по уравнению реакции M > 3 или n > 3, то уравнение не отражает механизм

протекания реакции, она сложная многостадийная.

Рис. 5. Кинетическая классификация химических реакций

9

Cкорость химической реакции

dC

dt

AA

dC

dt

aA вВ сС dD

C

CdC

dt

BB

dC

dt

DD

dC

dt

Факторы, влияющие на

скорость химической

реакции

Наличие растворителя

Поверхность реагирующих веществ

(для гетерогенных реакций)

Концентрация

Природа

реагирующих

веществ

Закон действующих масс

kC CA

a

B

в

кинетическое уравнение реакции

Температура

Правило Вант-Гоффа

2 12 1 10 ( ) /T T ; 2 4

Наличие катализатора Уравнение Аррениуса

k k e Ea RT 0

( / )

без катализатора с катализатором

Е Е

Ea

Ea

Ea,1

H r

0 Ea,2

Hисх

Нкон

Путь реакции Путь реакции

!! Катализатор увеличивает константу скорости k, уменьшает энергию активации Еа,

не изменяет энтальпию Н, энергию Гиббса G, константу химического равновесия К.

Рис. 6. Факторы, влияющие на скорость реакции

10

Кинетический

признак

Концентрационный

признак

Ci = const

Термодинамический

признак

G = 0

Химическое равновесие в системе

аА + вВ сС + dD

Количественная характеристика

Константа химического равновесия

Kk

k

; K G RT exp( / ) 0

Закон действующих масс KC C

C C

C

c

D

d

A

a

B

в

для гомогенных систем

N2(г)+3H2(г)2NH3(г)

KC

C C

NH

N H

3

2 2

2

3

в выражение константы входят равновесные

концентрации всех

реагирующих веществ

для гетерогенных систем

CaO(к)+CO2(г) CaCO3(к)

KCCO

1

2

в выражение константы входят равновесные

концентрации только веществ, находящихся

в одной менее конденсированной фазе (газо-

вой или жидкой)

К увеличивается

с повышением Т для

эндотермических реакций

Факторы, влияющие на константу

химического равновесия

Температура

К уменьшается с повышением

Т для экзотермических

реакций

Природа

реагирующих веществ

!! При больших константах равновесия практически протекает прямая реакция.

Рис. 7. Химическое равновесие и его характеристика

11

Смещение химического равновесия в системе

аА + вВ сС + dD

протекание прямой реакции (смещение равновесия вправо)

протекание обратной реакции (смещение равновесия влево)

Процессы идут до наступления нового равновесия

Направление смещения определяет принцип Ле Шателье

Если на систему, находящуюся в равновесии, оказывать внешнее

воздействие, то равновесие смещается в таком направлении, которое

ослабляет внешнее воздействие

Принцип позволяет качественно определить условия для максимально

возможного выхода продуктов данной реакции

Факторы, вызывающие сдвиг равновесия

Изменение

концентрации

Изменение

температуры

Изменение

давления

Изменение

объема

Изменение факторов

Сi – процесс с

расходованием

i-того компонента;

Сi – процесс с

образованием

i-того компонента;

СÀ

СВ

СD

Т – процесс с по-

глощением теплоты

(эндотермический);

Т – процесс с вы-

делением теплоты

(экзотермический)

Для систем с уча-

стием газообраз-

ных молекул;

Р – процесс с

уменьшением чис-

ла молекул газов;

Р – процесс с

увеличением числа

молекул газов

Для систем с участи-

ем газообразных мо-

лекул

V соответствует Р

V – процесс с уве-

личением числа мо-

лекул газов;

V – процесс с

уменьшением числа

молекул газов

!! Катализатор не смещает химическое равновесие, не влияет на выход продуктов, но

ускоряет наступление равновесия.

Рис. 8. Смещение химического равновесия

12

ЗАДАНИЯ ДЛЯ САМОКОНТРОЛЯ

1. Часть пространства, содержащая тело или совокупность тел, мысленно

обособленных от окружающей среды, имеет название

а) фаза; б) окружающая среда; в) компонент; г) система; д) процесс.

2. Интенсивными являются все три параметра

а) C , P , T ; б) m , T , C ; в) m , E , V ; г) T , m , V ; д) E , P , V .

3. Общий запас энергии системы при V const характеризует функция

а) W ; б) H ; в) G ; г) S ; д) U .

4. Гетерогенной является система

а) 2 22 2 2H O г H г O г( ) ( ) ( ) ; б) H SO NaOH Na SO H O2 4 2 4 22 2(р) (р) (р) (р) ;

в) CO г C г CO г2 2( ) ( р) ( ) ; г) 2 22 2NO г O г NO г( ) ( ) ( ) ;

д) CH г O г CO г H O г4 2 2 22 2( ) ( ) ( ) ( ) .

5. При самопроизвольном растворении NaCl в воде выравнивается параметр

а) температура; б) объем; в) энергия; г) масса; д) концентрация.

6. Для процесса C H OH O CO H O2 5 2 2 23 2 3 справедливо утверждение

а) H 0 ; эндотермический; температура в системе понижается;

б) H 0 ; экзотермический; температура в системе повышается;

в) H 0 ; экзотермический; температура в системе повышается;

г) H 0 ; экзотермический; температура в системе понижается;

д) H 0 ; экзотермический; температура постоянная.

7. Для теплового эффекта реакции A В C Д 2 2 справедливо выражение

а) H H

; б) H H A H B H C H Дf f f f

0 0 0 02 2( ) ( ) ( ) ( ) ;

в) H H

; г) H H C H Д H A H Bf f f f

0 0 0 0( ) ( ) ( ) ( ) ;

д) H H A H B H C H Дf f f f

0 0 0 02 2( ) ( ) ( ) ( ) .

8. Самым лучшим топливом является газ

H0 (сгорания, 298), кДж/моль

а) этанол C H OH г2 5 ( ) -1370,68

б) ацетилен C H г2 2( ) -1299,63

в) метан CH г4( ) -890,31

г) этилен C H г2 4( ) -1410,97

д) этан C H г2 6( ) -1559,88

13

9. Стандартной энтальпией образования H CaCOf

0

3( ) называется тепловой эф-

фект реакции

а) CaO к CO г CaCO к( ) ( ) ( ) 2 3 ; б) CaO к C г афит O г CaCO к( ) ( р ) ( ) ( ) 2 3 ;

в) CaCO к CaO к CO г3 2( ) ( ) ( ) ; г) 2 3 2 22 3Ca к O г C г афит CaCO к( ) ( ) ( р ) ( ) ;

д) Ca к O г C г афит CaCO к( ) ( ) ( р ) ( ) 3 2 2 3 .

10. В ряду веществ S омб SO г SO г(р ) ( ) ( ) 2 3 энтропия

а) проходит через максимум; б) увеличивается; в) уменьшается;

г) проходит через минимум; д) не изменяется.

11. Энтропия уменьшается в процессе

а) возгонки льда; б) плавления льда; в) растворения CO2 в воде;

г) растворения KCl в воде; д) нагревания воды.

12. Энтропия увеличивается в результате протекания реакции

а) MgO к CO г MgCO к( ) ( ) ( ) 2 3 ; б) 2 22 2 2H г O г H O г( ) ( ) ( ) ;

в) NH г HCl г NH Cl к3 4( ) ( ) ( ) ; г) 2 2CO г C г афит CO г( ) ( р ) ( ) ;

д) Na CO к HCl NaCl CO г H O ж2 3 2 22 2( ) (р) (р) ( ) ( ) .

13.Наиболее прочными соединением является оксид

Gf0 298( ) , кДж/моль

а) GeO к2( ) -500,79

б) CO г2( ) -394,37

в) SnO к2( ) -519,83

г) SiO к2( ) -856,67

д) PbO к2( ) -217,55

14. Стандартная энергия Гиббса образования равна нулю для вещества

а) O г2( ) ; б) H O г2 ( ) ; в) H O ж2 ( ) ; г) CaCO к3( ) ; д) KCl(р) .

15. Критерием самопроизвольного протекания процесса в открытой системе

является изменение функции

а) S 0; б) H 0 ; в) G 0 ; г) G 0 ; д) S 0 .

16. Процесс протекает самопроизвольно при любых температурах при изме-

нениях функций

а) H 0 ; S 0 ; б) H 0 ; S 0 ; в); H 0 ; S 0 ; г) H 0 ; S 0;

д) H 0 ; S 0.

17. Обратимому протеканию процесса соответствует графическая зависимость

14

а) G б) G T в) G

T

T г) G д) G

T

T

18. Нельзя получить CaO к( ) при низких температурах по реакции

CaCO к3( ) CaO к CO г( ) ( ) 2 , потому что справедливо утверждение

а) H 0 ; б) S 0 ; в) G 0 ; г) G 0 ; д) H 0 .

19. Термодинамическим признаком равновесия является изменение функции

а) S 0; б) G 0 ; в) H 0 ; г) H 0 ; д) G 0 .

20. Критериями химического равновесия являются все три признака

а) G 0 ;

; C consti ; б) G 0 ;

; C consti ;

в) G 0 ;

; C consti ; г) G 0 ;

; C consti ;

д) G 0 ;

; C consti .

21. Для обратимой химической реакции FeO к CO г Fe к CO г( ) ( ) ( ) ( ) 2 выра-

жение для константы равновесия имеет вид

а) KC C

C C

FeO CO

Fe CO

2

; б) KC

C

CO

CO

2

; в) KC C

C C

Fe CO

FeO CO

2 ; г) KC CFeO к CO г

1

( ) ( )

; д) KC

C

CO

CO

2 .

22. Для обратимой химической реакции CO г O г CO г( ) ( ) ( ) 1 2 2 2 ,

Hr

0 298( ) 283 кДж моль/ ; Sr0 298 86 41( ) , Дж моль K/ ( ) равновесная тем-

пература равна величине

а) 196 59, К; б) 369К; в) 3000К; г) 3275К; д) 3 275, К.

23. При повышении температуры равновесие в системе

NH г HCl г NH Cl к3 4( ) ( ) ( ) смещается в направлении

а) прямой реакции, т.к. H 0 ; б) прямой реакции, т.к. H 0 ;

в) обратной реакции, т.к. H 0 ; г) обратной реакции, т.к. H 0 ;

д) обратной реакции, т.к. H 0 .

15

24. Изменение давления практически не влияет на смещение равновесия реак-

ции

а)H г I г HI г2 2 2( ) ( ) ( ) ; б)2 22 2CO г O г CO г( ) ( ) ( ) ;

в)CaCO к CaO к CO г3 2( ) ( ) ( ) ; г) 2 33 2 2NH г N г H г( ) ( ) ( ) ;

д) NH г H O ж NH OH3 2 4( ) ( ) (р) .

25. Равновесие смещается вправо при повышении давления и температуры в

системе

а) 2 2 2 4NO г N O г( ) ( ) ; H 0 ; б) CO г Cl г COCl г( ) ( ) ( ) 2 2 ; H 0 ;

в) MgCO к MgO к CO г3 2( ) ( ) ( ) ; H 0 ; г) FeO к CO г Fe к CO г( ) ( ) ( ) ( ) 2 ;

H 0 ; д) H г Cl г HCl г2 2 2( ) ( ) ( ) ; H 0 .

26. Порядок и молекулярность реакции совпадают, если справедливо утвер-

ждение

а) реакция многостадийная; б) реакция гетерогенная;

в) реакция простая одностадийная; г) концентрации веществ велики;

д) концентрация продуктов реакции больше концентрации исходных

веществ.

27. Порядок реакции 2A B С Д равен нулю, если ее скорость выражается

уравнением

а) kCA ; б) kC CA B ; в) kCA2 ; г) k ; д) kC CA B

2 .

28. Для реакции CS ж O г CO г SO г2 2 2 23 2( ) ( ) ( ) ( ) закон действующих масс име-

ет вид

а)

k ; б)

kCO23 ; в)

kC CCS O2 2

3 ; г)

k C CCO SO2 2; д)

kCCS2 .

29. При увеличении концентрации реагирующих веществ в 4 раза в системе

MgCO к HCl MgCl H O ж CO г3 2 2 22( ) (р) (р) ( ) ( ) cкорость реакции

а) увеличится в 4 раза; б) не изменится; в) увеличится в 64 раза;

г) увеличится в 12 раз; д) увеличится в 16 раз.

30. При увеличении температуры на 40 К при 2 скорость реакции

а) не изменится; б) увеличится в 8 раз; в) увеличится в 2 раза;

г) увеличится в 16 раз; д) уменьшится в 16 раз.

31. При увеличении давления в системе 2 3 2 22 2ZnS к O г ZnO к SO г( ) ( ) ( ) ( ) в 2

раза скорость прямой реакции изменится следующим образом

а) увеличится в 8 раз; б) не изменится; в) увеличится в 16 раз;

г) увеличится в 32 раза; д) уменьшится в 2 раза.

32. Катализатор увеличивает скорость реакции, т.к. изменяется величина

16

а) Ea увеличивается; б) Eaуменьшается;

в) константа равновесия увеличивается;

г) константа равновесия уменьшается;

д) теплота выделяется.

33. Энергии активации соответствует определение

а) энергия, выделяемая или поглощаемая в результате химического

взаимодействия;

б) общая энергия системы;

в) средняя энергия системы;

г) энергия, затраченная системой на совершение полезной работы;

д) избыточная энергия по сравнению со средней, необходимая для химиче-

кого взаимодействия.

34. Катализатор не изменяет величину

а) энергии активации; б) константы скорости прямой реакции;

в) константы химического равновесия;

г) константы скорости обратной реакции;

д) времени наступления равновесия.

35. При увеличении температуры скорость реакции увеличивается, так как

справедливо утверждение

а) увеличивается скорость движения молекул;

б) увеличивается число активных молекул;

в) выделяется теплота при протекании реакции;

г) уменьшается число активных молекул;

д) поглощается теплота при протекании реакции.

36. Часть пространства, обладающая одинаковыми физическими и химиче-

скими свойствами и отделенная от других частей видимой поверхностью

раздела, имеет название

а) компонент; б) система; в) фаза; г) процесс; д) окружающая среда.

37. Экстенсивными являются все три параметра

а) C , P , T ; б) m , E , V ; в) m , T , C ; г) E , P , V ; д) T , m , V .

38. Общий запас энергии системы при p const характеризует функция

а) H ; б) S ; в) G ; г) U ; д) W .

39. Гомогенной является система

а) ZnO к CO г Zn к CO г( ) ( ) ( ) ( ) 2 ; б) CO г H O ж CO г H г( ) ( ) ( ) ( ) 2 2 2 ;

в)Ca OH к CaO к H O ж( ) ( ) ( ) ( )2 2 ; г) PCl г PCl г Cl г5 3 2( ) ( ) ( ) ;

д) C H OH ж C H г H O ж2 5 2 4 2( ) ( ) ( ) .

17

40. При смешивании газов H2 и N2 в закрытом сосуде выравнивается параметр

а) объем; б) температура; в) концентрация; г) энергия; д) давление.

41. Стандартная энтальпия образования равна нулю для каждого из веществ в

ряду

а) H2 , O2 , Cu ; б) H O2 , CO2 , CuO ;

в) S , SO2 , O2 ; г) Ca , H2 , CaH2 ; д) Al , O2 , Al O2 3 .

42. При разложении 2 моль H O г2 ( ) на H г2 ( )и O г2( ) поглощается 483,62 кДж,

следовательно, стандартная энтальпия образования (кДж) воды равна вели-

чине

а) -483, 62; б) 483, 62; в) -241,81; г) 241,81; д) 967,24.

43. Самым неэффективным топливом в реактивном двигателе может быть газ

H0 (сгорания, 298), кДж/моль

а) метан CH г4( ) -890,31

б) этанол C H OH г2 5 ( ) -1370,68

в) этан C H г2 6( ) -1559,88

г) ацетилен C H г2 2( ) -1299,63

д) этилен C H г2 4( ) -1410,97

44. Для реакции 2 33 2 2NH г N г H г( ) ( ) ( ) справедливо утверждение

а) H 0 ; экзотермическая; температура в системе постоянная;

б) H 0 ; экзотермическая; температура в системе повышается;

в) H 0 ; эндотермическая; температура в системе понижается;

г) H 0 ; экзотермическая; температура в системе постоянная;

д) H 0 ; эндотермическая; температура в системе понижается.

45. В ряду веществ Cu к SO г CuSO к( ) ( ) ( ) 2 4 энтропия изменяется определен-

ным образом

а) повышается; б) проходит через максимум; в) понижается;

г) проходит через минимум; д) не изменяется.

46. Энтропия практически не изменяется при протекании реакции

а) 2 23 2 2NaNO к NaNO к O г( ) ( ) ( ) ; б) 2 23 2 2SO г SO г O г( ) ( ) ( ) ;

в) Ag к FeCl AgCl к FeCl p( ) (р) ( ) ( ) 3 2 ; г) N O г NO г2 4 22( ) ( ) ;

д) 2 2 3H г CO г CH OH г( ) ( ) ( ) .

47. Энтропия увеличивается в процессе

а) охлаждения воды; б) конденсации пара;

в) кристаллизации сахара из сиропа; г) замерзания воды;

18

д) возгонки иода.

48. Самым непрочным в предложенном ряду солей является карбонат

Gf0 298( ) , кДж/моль

а) BaCO к3( ) -1132,77

б) CaCO к3( ) -1128,35

в) FeCO к3( ) -665,09

г) MgCO к3( ) -1012,15

д) Na CO к2 3( ) -1048,20

49. Стандартная энергия Гиббса образования не изменяется в ряду веществ

а) H2(г) – H2O(г); б) H2(г) – O2(г); в) CO2(г) – O2(г);

г) S(ромб) – H2S(г); д) С(графит) – СO2(г).

50. Процесс протекает самопроизвольно при низких температурах при изме-

нениях функций

а) H 0 ; S 0 ; б) H 0 ; S 0; в) H 0 ; S 0.;

г) H 0 ; S 0 ; д) H 0; S 0 .

51. Реакция Zn к HCl ZnCl H г( ) (р) (р) ( ) 2 2 2 протекает самопроизвольно, если

выполняется условие

а) H 0 ; б) S 0 ; в) H 0 ; г) G 0 ; д)G 0 .

52. Процесс протекает самопроизвольно в прямом направлении при любых

температурах, если ему соответствует графическая зависимость

а) G б) G в) G

Т Т Т

г) G д) G

Т

Т

53. Кинетическим признаком равновесия является утверждение

а)

; б)

; в)

; г)

const ; д)

const .

54. Для обратимой химической реакции NH NO к N O г H O г4 3 2 22( ) ( ) ( ) выраже-

ние закона действующих масс имеет вид

19

а) KC

C C

NH NO

N O H O

4 3

2 2

2 ; б) K CH O 22

; в) KC C

C

N O H O

NH NO

2 2

4 3

2

;

г) K C CN O H O 2 2

2 ; д) K CNH NO4 3

.

55. При понижении температуры равновесие в системе

MgCO к MgO к CO г3 2( ) ( ) ( ) смещается в направлении

а) прямой реакции, т.к. H 0 ; б) прямой реакции, т.к. H 0 ;

в) обратной реакции, т.к. S 0; г) прямой реакции, т.к. S 0;

д) обратной реакции, т.к. H 0 .

56. Равновесие реакции 2 22 2CO г CO г O г( ) ( ) ( ) , H 0 смещается вправо

при изменении двух факторов

а) повышение температуры; понижение давления;

б) понижение температуры; повышение давления;

в) повышение температуры; повышение давления;

г) понижение температуры; понижение давления;

д) температура и давление не смещают равновесие.

57. Каталитический синтез аммиака из азота и водорода с порядком реакции

5 2 описывается кинетическим уравнением

а)

kC CH N2 2

3 ; б)

kCH23 ; в)

kCN2 ; г)

C CH N2 2

3 2 ; д)

kCN23 .

58. На константу скорости гетерогенной реакции не влияет фактор

а) температура;

б) природа реагирующих веществ;

в) поверхность твердого реагирующего вещества;

г) концентрация реагирующих веществ;

д) катализатор.

59. Зависимость скорости реакции от концентрации реагирующих веществ

описывается закономерностью

а) уравнением Аррениуса; б) правилом Вант-Гоффа;

в) законом действующих масс; г) законом сохранения энергии;

д) законом эквивалентов.

60. При понижении концентрации вещества A в 8 раз и повышением концен-

трации вещества B в 2 раза не изменится скорость реакции

а) A B C Д ; б) A B C Д 2 3 ;

в) 2 2A B C Д ; г) 3 3A B C Д ;

д) A B C Д 3 .

20

61. Скорость реакции понижается в 81 раз при уменьшении температуры на

40 К, если равен величине

а) 12; б) 4; в) 3; г) 20,25; д) 9.

62. При уменьшении давления в системе в 2 раза скорость реакции

Ca OH HCl CaCl H O ж( ) (р) (р) (р) ( )2 2 22 2 изменяется следующим образом

а) уменьшается в 8 раз; б) уменьшается в 2 раза;

в) практически не изменяется; г) уменьшается в 4 раза;

д) увеличивается в 8 раз.

63. При увеличении объема системы 2 22 2 2H г O г H O г( ) ( ) ( ) в 3 раза скорость

прямой реакции изменяется следующим образом

а) увеличивается в 3 раза; б) уменьшается в 3 раза;

в) увеличивается в 9 раз; г) уменьшается в 9 раз;

д) уменьшается в 27 раз.

64. Скорость прямой реакции H г Cl г HCl г2 2 2( ) ( ) ( ) численно равна константе

скорости при концентрациях (моль/л) H2 и Cl2

а) 0,5 и 2; б) 0,4 и 2,5; в) 4 и 0,25; г) 5 и 0,2; д) 1 и 1.

65. Максимальный выход продукта в реакции 2 22 2 2H г O г H O г( ) ( ) ( ) , H 0 ,

соответствует условиям

а) высокое давление; высокая температура;

б) высокое давление; низкая температура;

в) низкое давление; высокая температура;

г) низкое давление; низкая температура;

д) давление и температура не влияют на процесс.

ПРИМЕРЫ РЕШЕНИЯ ЗАДАЧ

Пример 1. Определите тип системы, в которой протекает химический процесс

FeS к O г FeO к SO г2 2 25 2 2( ) / ( ) ( ) ( ) . Дайте термодинамическую характеристику

участвующих в реакции веществ по стандартным термодинамическим свой-

ствам веществ.

Р е ш е н и е. В системе 4 компонента (четыре вещества), 3 фазы: 2 твердые и

1 газовая (рис. 1). Следовательно, система является четырехкомпонентной,

трехфазной, гетерогенной.

Стандартные термодинамические свойства участвующих в реакции веществ

находим в справочной литературе [5, 6] или приложении 2 и записываем в ви-

де таблицы.

21

Стандартные

термодинамические

свойства

Вещества

FeS к2( ) O г2 ( ) FeO к( ) SO г2 ( )

HкДж

мольf

0 298( ),

-177,40

0

-264,85

-296,90

SДж

моль K

0 298( ),

52,93

205,04

60,75

248,07

GкДж

мольf

0 298( ),

-166,05

0

-244.30

-300,21

Величина стандартной энергии Гиббса образования G f

0 служит мерой

прочности вещества (рис. 2). Наиболее прочным (устойчивым) является газ

SO2 , так как у него наименьшее значениеG f

0 . По увеличению химической

прочности вещества располагаются в ряд: O г FeS к FeO к SO г2 2 2( ) ( ) ( ) ( ) .

Стандартная энтропия S0 298( ) служит мерой неупорядоченности частиц

в веществе (рис. 2). Вещество наиболее упорядоченной структуры – FeS к2 ( ) ,

а неупорядоченной – SO г2 ( ) . По увеличению неупорядоченности частиц веще-

ства располагаются в ряд: FeS к FeO к O г SO г2 2 2( ) ( ) ( ) ( ) .

По величинам стандартных энтальпий образования H f

0 определяем, что

образование каждого из компонентов FeS FeO SO2 2, , из простых веществ сопро-

вождается выделением теплоты, т.е. является экзотермическим процессом

(рис. 2). Теплота образования простого вещества O2 принята равной нулю.

Наибольшее количество теплоты выделяется при образовании газа SO2 .

Пример 2. Задана система, в которой протекает процесс

2 22 2NaI Cl г NaCl I к(р) ( ) (р) ( ) .

Рассчитайте тепловой эффект, начертите энтальпийную диаграмму и опреде-

лите возможность самопроизвольного протекания процесса в стандартных

условиях.

Р е ш е н и е. Для определения теплового эффекта необходимо рассчитать ве-

личину стандартной энтальпии химической реакции Hr

0 298( ) , а для определе-

ния направления самопроизвольного протекания реакции – величину стан-

дартной энергии Гиббса химической реакции Gr

0 298( ) (рис. 4).

Вещества NaI(р) и NaCl(р) являются электролитами и в водном растворе

существуют в виде ионов.

Запишем уравнение реакции в краткой ионно-молекулярной форме:

2 22 2I Cl г Cl I к (р) ( ) (р) ( )

Стандартные термодинамические свойства веществ и ионов в водном

растворе Hf

0 298( ) и Gf

0 298( ) находим в справочной литературе [5, 6] или при-

ложении 2.

22

Стандартные

термодинамические

свойства

Вещества (ионы)

I p) ( Cl г)2( Cl (р) I к2 ( )

Hf

0 298( ) , кДж/моль

-56,90

0

-167,07

0

Gf

0 298( ) , кДж/моль

-51,94

0

-131,29

0

Следует помнить, что все величины относятся к 1 моль вещества (иона), не

забудьте при расчетах умножить их на коэффициенты уравнения, а для ионов

еще и на индексы, указывающие числа ионов в молекуле. Рассчитываем

Hr

0 298( )

H H Hr f

o

кон f исх

0 0298( ) ( ) ( ) ;

( ) ( ) ( ) ( , ) , H H I H Clf исх f f

0 0 0

22 2 56 90 0 1138 кДж/моль;

( ) ( ) ( ) ( , ) ) , H H Cl H If кон f f

0 0 0

22 2 167 07 0 334 14 кДж/моль;

Hr

0 298 334 14 1138 220 34( ) , ( , ) , кДж/моль.

Чертим энтальпийную диаграмму процесса

H , кДж

-100 2 2I Cl г (р) ( )

-200 ( )Hf исх

0

-300 2 2Cl I к (р) ( )

( )Hf кон

0

Путь реакции

Так как Hr

0 0 , процесс экзотермический, теплота выделяется, в систе-

ме повышается температура.

Рассчитываем Gr

0 298( )

G G Cl G I G I G Clr f f f f

0 0 0

2

0 0

2298 2 2( ) ( ) ( ) ( ) ( )

2 13129 0 2 5194 0 158 7( , ) ( , ) , кДж/моль.

Так как Gr

0 0 , процесс протекает самопроизвольно при стандартных

условиях.

Пример 3. Охарактеризуйте процесс, описываемый уравнением

23

2 22 2 2 2H O ж H O ж O г( ) ( ) ( ) , по величине стандартной энтропии химической ре-

акции.

Р е ш е н и е. Находим ([5, 6], приложение 2) стандартные энтропии участву-

ющих в реакции веществ.

H O ж2 2 ( ) H O ж2 ( ) O г)2 (

S0 298( ) , Дж

моль К

109,60

69,95

205,04

Рассчитываем стандартную энтропию химической реакции Sr0 298( ) (рис. 4).

S S H O S O S H Or

0 0

2

0

2

0

2 22 2 2 69 95 205 04 2 109 60 125 75 ( ) ( ) ( ) , , ( , ) ,

Дж/(мольК).

Так как Sr0 0 , неупорядоченность в системе увеличивается (рис. 1, 4).

Это объясняется изменением числа молекул газообразных веществ в результа-

те протекания реакции: из 2 моль H O ж2 2 ( ) образуется 2 моль H O ж2 ( ) и 1 моль

газообразного O2 , поэтому система становится более неупорядоченной, хаос

увеличивается. Это соответствует представлению о физическом смысле эн-

тропии как термодинамической функции состояния (рис. 1, 4).

Если бы рассматриваемый процесс протекал в изолированной системе,

то можно было бы сделать вывод, что данный процесс протекает самопроиз-

вольно, т.к. увеличение энтропии служит критерием самопроизвольного про-

текания процесса в изолированной системе.

Пример 4. Оцените обратимость процесса FeS к O г FeO к SO г2 2 25 2 2( ) ( ) ( ) ( ) .

Рассчитайте равновесную температуру. Изобразите схематически зависимость

энергии Гиббса реакции от температуры. Укажите направление самопроиз-

вольного протекания реакции при различных температурах. Рассчитайте кон-

станты равновесия при нескольких температурах и проанализируйте получен-

ные величины.

Р е ш е н и е. Для оценки обратимости исследуемого процесса и направления

протекания реакции при различных температурах следует провести анализ

уравнения Гиббса (рис. 3).

Рассчитываем стандартную энтальпию химической реакции Hr

0 298( ) и

стандартную энтропию химической реакции Sr0 298( ) , используя соответству-

ющие стандартные термодинамические свойства веществ (пример 1).

H H FeO H SO H FeS H Or f f f f

0 0 0

2

0

2

0

2298 2 5 2 264 85 2 296 90( ) ( ) ( ) ( ( ) ( )) , ( , )

( , ) ,177 4 5 2 0 68125 кДж/моль; Hr

0 0 , процесс экзотермический.

S S FeO S SO S FeS S Or

0 0 0

2

0

2

0

2298 2 5 2 60 75 2 248 07 52 93( ) ( ) ( ) ( ( ) ( ( )) , , ,

5 2 205 04 8 64, , Дж/(мольК); Sr0 0 , неупорядоченность в системе умень-

шается.

24

Проводим анализ уравнения Гиббса G H T Sr r r 0 0 , допуская, что H r

0

и Sr0 не зависят от температуры.

Hr

0 0 ; Sr0 0 ; при T 0 Gr 0

T Gr 0

Анализ показывает, что при изменении температуры энергия Гиббса ре-

акции изменяет знак, следовательно, процесс обратим (рис. 3).

Рассчитываем равновесную температуру Tp (рис. 3, 4).

TH

Sp

r

r

0

0 3

681 25

8 64 1078848

,

, К.

При расчете Tp следует помнить, что величины H r

0 и Sr0 необходимо

выразить в одних единицах измерения (кДж или Дж).

Равновесная температура очень высока и практически труднодостижи-

ма.

Рассчитываем величину стандартной энергии Гиббса реакции

Gr

0 298( ) по уравнению Гиббса

Gr0 3298 681 25 298 8 64 10 678 68( ) , ( , ) , кДж/моль. Так как Gr

0 298 0( ) , при

стандартных условиях самопроизвольно протекает прямая реакция.

Схематически изображаем график зависимости энергии Гиббса реакции

от температуры, используя данные анализа уравнения Гиббса и величину Tp .

Gr

G 0

0 298 78848 Т, К

G 0

Следовательно, при T 78848 К самопроизвольно протекает прямая реакция, а

при T 78848 самопроизвольно протекает обратная реакция.

Рассчитываем константу химического равновесия (рис. 7) при 298 К по

уравнению K G T RTr exp( ( ) / ) 0 ,

K e( ) exp( ( , ) / , ) ,298 678 68 10 8 31 2983 274 06 . K 1.

Рассчитаем константу химического равновесия при 10000 К.

Gr ( ) , ( , ) ,10000 68125 10000 8 64 10 594 853 кДж/моль.

25

K e( ) exp( ( , ) / , ) ,,10000 594 85 10 8 31 10000 1284 53 7 16 . K 1.

С увеличением температуры константа равновесия уменьшается, т.к.

прямая реакция является экзотермической (рис. 7).

Несмотря на то, что термодинамические расчеты подтверждают обра-

тимость процесса, огромные величины константы химического равновесия

при 298 К и 10000 К и равновесной температуры свидетельствуют о практиче-

ской необратимости процесса. При реально достижимых температурах про-

цесс самопроизвольно протекает в прямом направлении.

Пример 5. Напишите выражения для скоростей прямой и обратной химиче-

ских реакций (кинетические уравнения реакций) для процесса, описываемого

уравнением 2 3 32 2 3 2Fe к H O г Fe O к H г( ) ( ) ( ) ( ) . Определите формальные значе-

ния молекулярностей и порядков прямой и обратной реакций. Сделайте пред-

положение о возможном механизме протекания реакции. Изобразите схема-

тически зависимости скорости прямой реакции от концентрации каждого из

реагирующих веществ.

Р е ш е н и е. По уравнению химической реакции в соответствии с законом

действующих масс (рис. 6) выражения для скоростей имеют следующий вид

k CH O2

3 ;

k CH23

В выражения для скоростей не входят концентрации твердых веществ

Fe к( ) и Fe O к2 3( ) , т.к. они принимаются за постоянную величину и включаются

в величину константы скорости химической реакции ( k

или k

). В гетероген-

ных системах реакции протекают на поверхности раздела фаз, площадь реак-

ционной поверхности практически не изменяется. Однако для ускорения про-

цесса очень важным является увеличение поверхности твердого реагирующе-

го вещества (дробление) перед проведением реакции (рис.6).

Определяем формальные значения молекулярностей и порядков прямой

и обратной реакций (рис.5). Молекулярность прямой реакции M 5, т.к. в ре-

акции участвуют 5 молекул в соответствии с уравнением реакции, а порядок

n 3, в выражение скорости входит только концентрация газообразной воды

в степени 3. Для обратной реакцииM 4 ; n 3.

Большие величины молекулярности (M 3) позволяют предположить,

что уравнение реакции не отражает механизм ее протекания, реакция является

сложной, многостадийной (рис. 5).

Для изображения схематических зависимостей скорости реакции от

концентраций реагирующих веществ необходимо знать порядки реакции по

каждому веществу. Порядок по Fe к( ) является нулевым, т.к. это твердое веще-

ство и его концентрации не входит в выражение для скорости реакции.

k при C constH O2 ; n Fe( ) 0

Аналогично

k CH O2

3 при C constFe ; n H O( )2 3 . Порядок по H O г2 ( ) равен

трем. Изображаем графики зависимостей

26

CFe CH O2

Скорость данной реакции не зависит от концентрации Fe к( ) . Зависимость

скорости реакции от концентрации H O г2 ( ) является параболой третьей степе-

ни.

Пример 6. Определите, как изменится скорость прямой реакции

N г H г NH г2 2 33 2( ) ( ) ( ) , если: а) увеличить концентрацию водорода в 3 раза; б)

увеличить давление в системе в 2 раза; в) увеличить температуру на 30 К при

= 2,5.

Р е ш е н и е. Запишем выражение для скорости прямой реакции в соответ-

ствии с законом действующих масс (кинетическое уравнение реакции) (рис.

6).

k C CN H2 2

3 ; Пусть C aN2 ; C вH2

, тогда

k aв3 . Помним, что константа

скорости k

не зависит от концентрации реагирующих веществ.

а) При увеличении концентрации водорода в 2 раза выражение для скорости

будет иметь вид

13 32 8ka в k aв( ) ;

1

3

3

88

k aв

k ав. Следовательно, скорость

реакции увеличится в 8 раз.

б) При увеличении давления в системе в 2 раза во столько же раз увеличится

концентрация каждого из реагирующих газообразных веществ. Выражение

для скорости будет иметь вид 23 32 2 16

k a в aв( ) ;

2

3

3

1616

k aв

k ав, Таким

образом, скорость реакции увеличится в 16 раз.

в) При увеличении температуры на 30 К при 2,5 в соответствии с правилом

Вант-Гоффа (рис. 6):

2

1

10 10

30

10 32 1

2 5 2 5 15 6

T T T

, , , , т.е. скорость увеличится

в 15,6 раза.

Пример 7. Напишите выражение для константы химического равновесия об-

ратимой химической реакции. Fe O к H г Fe к H O г3 4 2 24 3 4( ) ( ) ( ) ( ) . Определите,

гомогенной или гетерогенной является прямая реакция. Используя термоди-

намические характеристики процесса: Hr0 298 149 9( ) , кДж/моль;

Sr0 298 1681( ) , Дж/(мольК); Gr

0 298 99 7( ) , кДж/моль; Tp 691 9, К и принцип

27

Ле-Шателье, предложите оптимальные условия получения продуктов прямой

реакции.

Р е ш е н и е. Выражение для константы химического равновесия имеет вид

KC

C

H O

H

2

2

4

4 . В выражение не включены концентрации твердых Fe O3 4 и Fe , т.к. их

концентрации принимаются за постоянную величину (рис. 7).

Прямая реакция является гетерогенной, т.к. реагирующие вещества

находятся в разных фазах: в твердой – Fe O3 4 и в газообразной – H2 .

При стандартных условиях прямая реакция самопроизвольно не проте-

кает, т.к. Gr0 298 0( ) .

В соответствии с имеющимися термодинамическими характеристиками

процесса и принципом смещения химического равновесия Ле-Шателье (рис.

8) определяем оптимальные условия получения продуктов прямой реакции.

— Процесс следует проводить при высоких температурах, т.к. Hr0 298 0( ) ;

Sr0 298 0( ) (рис. 3, 8), причем температура в системе должна быть выше рав-

новесной T 691 9, К.

— Давление (объем системы) не оказывает влияния на состояние химического

равновесия, следовательно, не влияет на выход продуктов реакции, т.к. реак-

ция протекает без изменения числа молекул газообразных веществ (4 молеку-

лы газа H2 в левой части уравнения и 4 молекулы газа H O2 в правой части

уравнения реакции).

— В системе следует увеличивать концентрацию реагирующего газообразно-

го H2 , концентрация твердого Fe O3 4 не оказывает влияния на состояние рав-

новесия и выход продуктов реакции.

— Следует использовать твердый Fe O3 4 в мелкораздробленном состоянии,

чтобы увеличить поверхность раздела фаз, и тем самым, увеличить скорость

прямой гетерогенной реакции.

— Из системы следует выводить газообразный продукт реакции H O2 , концен-

трация твердого Fe не оказывает влияние на состояние химического равнове-

сия и выход продуктов реакции.

— Для увеличения скорости протекания реакции следует использовать соот-

ветствующий катализатор. Хотя катализатор и не влияет на выход продуктов

реакции, но существенно ускоряет наступление химического равновесия (рис.

8).

ПЛАН ХАРАКТЕРИСТИКИ ХИМИЧЕСКОГО ПРОЦЕССА

Химический процесс описывается уравнением реакции (варианты зада-

ний приведены в табл. (с . ).

1. Термодинамическая характеристика химического процесса

1.1. Определите тип системы, в которой протекает химический процесс.

28

1.1.1 По числу компонентов (двухкомпонентная, трехкомпонентная и т.д.).

1.1.2. По числу фаз (однофазная, двухфазная и т.д.; гомогенная или гетероген-

ная).

1.2. Запишите в виде таблицы термодинамические свойства Hf

0 298( ), S0 298( ),

Gf

0 298( ) участвующих в реакции веществ и ионов, которые можно найти в

приложении 2.

1.3. Дайте термодинамическую характеристику участвующих в реакции ве-

ществ.

1.3.1. По величинам Gf

0 298( ) расположите вещества в ряд по увеличению их

химической прочности.

1.3.2. По величинам S0 298( ) расположите вещества в ряд по увеличению сте-

пени неупорядоченности.

1.3.3. По величине Hf

0 298( ) для каждого вещества укажите, каким (экзо- или

эндотермическим) является процесс его образования из простых веществ,

образование какого из веществ сопровождается выделением наибольшего

количества теплоты.

1.4. Охарактеризуйте процесс по величине стандартной энтальпии химиче-

ской реакции Hr

0 298( ) .

1.4.1. Рассчитайте сумму стандартных энтальпий образования исходных ве-

ществ ( )Hf исх

0 и сумму стандартных энтальпий образования продуктов ре-

акции ( )Hf кон

0 c учетом стехиометрических коэффициентов в уравнении ре-

акции, стандартную энтальпию химической реакции Hr

0 298( ) .

1.4.2. Начертите энтальпийную диаграмму процесса.

1.4.3. Определите, является реакция экзо- или эндотермической.

1.4.4. Укажите, увеличивается или уменьшается температура в системе в ре-

зультате протекания данной реакции.

1.5. Охарактеризуйте процесс по величине стандартной энтропии химической

реакции Sr0 298( ) .

1.5.1 Рассчитайте стандартную энтропию химической реакции Sr0 298( ) по аб-

солютным стандартным энтропиям веществ S0 298( ) .

1.5.2. Сделайте вывод, увеличивается, уменьшается или практически не изме-

няется энтропия в данной реакции. Объясните изменение энтропии, прове-

дя анализ агрегатного состояния и числа всех участвующих в реакции ве-

ществ.

1.6. Охарактеризуйте процесс по величине энергии Гиббса химической реак-

ции Gr .

1.6.1. Рассчитайте стандартную энергию Гиббса Gr

0 298( ) : а) по стандартным

энергиям Гиббса образования веществ; б) по уравнению Гиббса. Сравните

полученные величины. Укажите направление протекания процесса.

1.6.2. Проведите анализ уравнения Гиббса G T H T Sr r r( ) ( ) ( ) 0 0298 298 , при-

нимая, что H r

0 и Sr0 от температуры не зависят: а) T 0 ; знак G ; б)

T ; знак G .

29

Изменяется ли знак G с изменением температуры?

1.6.3. Сделайте вывод об обратимости процесса. Для обратимой реакции рас-

считайте равновесную температуру Tp .

1.6.4. Схематически изобразите график зависимости G r от температуры, ис-

пользуя значение G r при 298 К и величину Tp для обратимых процессов, а

также учитывая результаты анализа уравнения Гиббса (п. 1.6.2).

1.6.5. Укажите, при каких температурах: больших или меньших равновесной

Tp самопроизвольно протекает прямая реакция, а при каких – обратная.

1.6.6. Рассчитайте константу равновесия К для обратимой реакции при темпе-

ратурах 200 К, 298 К, 500 К, используя уравнение K G RT exp( / ) 0 .

1.6.7. По величинам К сделайте вывод: а) в каком направлении преимуще-

ственно протекает реакция при каждой температуре; б) как влияет температу-

ра на величину К и на направление протекания процесса.

2. Кинетическая характеристика химического процесса

2.1. Запишите уравнение реакции в термодинамической форме, указав вели-

чину теплового эффекта Hr . Укажите, прямая или обратная реакция само-

произвольно протекает при стандартных условиях, является она гомогенной

или гетерогенной.

2.2. Напишите выражения для скоростей прямой и обратной реакций в соот-

ветствии с законом действующих масс (кинетические уравнения реакций).

2.3. Определите формальные значения кинетических параметров реакции:

2.3.1. Молекулярность и порядок прямой реакции.

2.3.2. Молекулярность и порядок обратной реакции.

Сделайте вывод, может ли уравнение данной реакции отражать механизм

ее протекания. Сделайте предположение, является ли реакция простой одно-

стадийной или сложной многостадийнной.

2.4. Определите порядки по каждому из реагирующих веществ. Для этого

напишите выражения для скорости реакции, протекающей при стандартных

условиях, от концентрации каждого из реагирующих веществ, считая кон-

центрацию другого вещества постоянной.

2.5. Изобразите схематически зависимости скорости этой реакции от концен-

трации каждого из реагирующих веществ.

2.6. Рассчитайте, как изменится (во сколько раз увеличится, уменьшится или

не изменится) скорость реакции, протекающей самопроизвольно при стан-

дартных условиях, при увеличении:

2.6.1. Концентрации первого из реагирующих веществ А (или С) в три раза.

2.6.2. Давления в системе в два раза.

2.6.3. Температуры на Т К при заданном (варианты заданий в табл., с. ).

2.7. Напишите выражение для константы химического равновесия, если реак-

ция является обратимой.

2.8. Укажите направление смещения равновесия в системе при увеличении:

2.8.1. Концентрации вещества А.

30

2.8.2. Концентрации вещества С.

2.8.3. Давления.

2.8.4. Объема.

2.8.5.Температуры.

2.9. Изобразите схематически энергетическую диаграмму процесса, отметив

на ней энергию активации Ea и тепловой эффект Hr .

2.10. Изобразите энергетическую диаграмму того же процесса при введении в

систему катализатора. Сделайте вывод о влиянии катализатора на величины

теплового эффекта, энергии активации, скорости реакции, константы ско-

рости реакции, константы химического равновесия, на время наступления

равновесия.

2.11. На основании термодинамической и кинетической характеристик иссле-

дованной реакции предложите оптимальные условия самопроизвольного

получения продуктов реакции.

2.11.1. Температура (высокая, низкая, не влияет).

2.11.2. Давление (высокое, низкое, не влияет).

2.11.3. Концентрации реагирующих веществ (высокие, низкие, не влияют).

2.11.4. Состояние твердых реагирующих веществ (крупнораздробленное или

мелкораздробленное).

2.11.5. Продукты реакции ( выводить из сферы реакции, оставлять, не влия-

ют).

2.11.6. Катализатор (использовать или нет).

ВАРИАНТЫ ЗАДАНИЙ

Вари-

ант

Реакция

aА + вВ = сС + dД + еЕ Т, К

1 2H2(г) + CO(г) = CH3OH(г) 50 2,0

2 4HCl(г) + O2(г) = 2H2O(г) + 2Cl2(г) 20 4,0

3 NH4Cl(к) = NH3(г) + HCl(г) 30 3,5

Продолжение таблицы

Вари-

ант

Реакция


4 2N2(г) + 6H2O(г) = 4NH3(г) + 3O2(г) 40 2,2

5 4NO(г) + 6H2O(г) = 4NH3(г) + 5O2(г) 20 3,8

6 2NO2(г) = 2NO(г) + O2(г) 30 4,0

7 N2O4(г) = 2NO2(г) 40 3,6

8 Mg(OH)2(к) = MgO(к) + H2О (г) 50 2,5

9 CaCO3(к) = CaO(к) + CO2(г) 20 3,4

10 Ca OH к CaO к H O г( ) ( ) ( ) ( )2 2 40 2,0

11 S2(г) + 4H2O(г) = 2SO2(г) + 4H2(г) 50 2,2

12 S2(г) + 4CO2(г) = 2SO2(г) + 4CO(г) 30 3,6

13 SO2(г) + Cl2(г) = SO2Cl2(г) 60 2,0

14 2CO(г) + 4H2(г) = C2H4(г) + 2H2O(г) 20 3,7

31

15 CO(г) + 3H2(г) = CH4(г) + H2O(г) 40 3,0

16 4CO(г) + 2SO2(г) = S2(г) + 4CO2(г) 30 3,3

17 COCl2(г) = CO(г) + Cl2(г) 50 2,1

18 CO2(г) + H2(г) = CO(г) + H2O(г) 60 2,0

19 CO2(г) + 4H2(г) = CH4(г) + 2H2O(г) 20 3,9

20 2CO2(г) = 2CO(г) + O2(г) 30 2,3

21 2CO(г) + 2H2(г) = CH4(г) + CO2(г) 50 2,4

22 C2H6(г) = C2H4(г) + H2(г) 40 3,3

23 C2H5OH(г) = C2H4(г) + H2O(г) 20 3,5

24 CH3CHO(г) + H2(г) = C2H5OH(г) 30 2,8

25 C6H6(г) + 3H2(г) = C6H12(г) 20 3,0

26 C2H2(г) + 2H2(г) = C2H6(г) 40 2,6

27 C(графит) + CO2(г) = 2CO(г) 50 2,2

28 C2H5OH(ж) + 3O2(г) = 2CO2(г) + 3H2O(г) 30 2,1

29 CH4(г) + 2O2(г) = CO2(г) + 2H2O(г) 20 3,3

30 3C2H4(г) = C6H6(г) + 3H2(г) 40 2,5

31 2ZnS(к) + 3O2(г) = 2ZnO(к) + 2SO2(г) 50 2,0

32 Al2(SO4)3(к) = Al2O3(к) + 3SO3(г) 20 4,0

33 2KNO3(к) = K2O(к) + 2NO2(г) + O3(г) 30 3,5

34 2Mg(NO3)2(к) = 2MgO(к) + 4NO2(г) + O2(г) 40 2,2

35 2FeO(к) + H2O(г) = Fe2O3(к) + H2(г) 20 3,8

36 CuCl2(к) +H2O(г) = CuO(к) + 2HCl(г) 30 4,0

37 Fe2O3(к) + 3CO(г) = 2Fe(к) + 3CO2(г) 40 3,6

38 2AgNO3(к) = 2Ag(к) + 2NO2(г) + O2(г) 50 2,5

39 SiO2(к) + 2Mg(к) = 2MgO(к) + Si(к) 20 3,4

40 MnO2(к) + 2C(графит) = 2CO(г) + Mn(к) 40 2,0

41 3Fe2O3(к) + H2(г) = 2Fe3O4(к) + H2O(г) 50 2,2

42 2SO2(г) + O2(г) = 2SO3(г) 30 3,6

43 2NaNO3(к) = 2NaNO2(к) + O2(г) 60 2,0

44 PCl5(к) + H2O(г) = POCl3(ж) + 2HCl(г) 20 3,7

45 H2(г) + I2(г) = 2HI(г) 40 3,0

46 Fе2O3(к) + 3H2(г) = 2Fe(к) + 3H2O(г) 30 3,3

47 4H2S(г) + 2SO2(г) = 3S2(г) + 4H2O(г) 50 2,1

48 2H2O(г) + CS2(г) = 2H2S(г) + CO2(г) 60 2,0


Вари-

ант

Реакция


49 2NO2(г) + O3(г) = O2(г) + N2O5(г) 20 3,9

50 2CO(г) + SO2(г) = S(ромб) + 2CO2(г) 30 2,3

51 2NaHCO3(к) = Na2CO3(к) + H2O(г) + CO2(г) 50 2,4

52 NH4NO3(к) = N2O(г) + 2H2O(г) 40 3,3

53 4CO(г) + 2SO2(г) = S2(г) + 4CO2(г) 20 3,5

54 Fe3O4(к) + H2(г) = 3FeO(к) + H2O(г) 30 2,8

55 4NH3(г) + 3O2(г) = 2N2(г) + 6H2O(ж) 20 3,0

56 CS2(ж) + 3O2(г) = CO2(г) + 2SO2(г) 40 2,6

57 2CrCl3(к) + 3H2(г) =2Cr(к) + 6HCl(г) 50 2,2

58 2N2O4(г) + O2(г) = 2N2O5(г) 30 2,1

32

59 2Fe(OH)3(к) = Fe2O3(к) + 3H2O(г) 20 3,3

60 H2(г) + Br2(ж) = 2HBr(г) 40 2,5

61 C2H4(г) + 3O2(г) = 2CO2(г) + 2H2O(г) 20 4,0

62 3C2H2(г) = C6H6(г) 50 2,0

63 C3H7OH(ж) + 9 2O2(г) = 3CO2(г) + 4H2O(г) 30 2,5

64 MgCO3(к) = MgO(к) + CO2(г) 40 2,8

65 2NO(г) + Cl2(г) = 2NOCl(г) 20 3,6

66 2H2O(г) + C(графит) = CO2(г) + 2H2(г) 30 2,4

67 4NH3(г) + 5O2(г) = 6H2O(г) + 4NO(г) 40 2,2

68 C2H5OH(ж) = C2H4(г) + H2O(г) 50 2,0

69 C(гр) + H2O(г) = CO(г) + H2(г) 30 3,2

70 2K(к) + 2H2O(ж) = 2KOH(к) + H2(г) 20 4,1

71 CaO(к) + H2O(ж) = Ca(OH)2(к) 50 2,1

72 H2S(г) + СО2(г) = H2O(ж) + СOS(г) 40 2,0

73 CH4(г) + 2H2S(г) = CS2(ж) + 4H2(г) 20 3,4

74 FeO(к) + CO(г) = Fe(к) + CO2(г) 30 2,5

75 2Al(к) + Cr2O3(к) = Al2O3(к) + 2Cr(к) 40 2,1

76 H2SO4(p) + 2NaOH(p) = Na2SO4(p) + 2H2O(ж) 50 2,2

77 CaCO3(к) + 2HCl(p) = CaCl2(p) + CO2(г) + H2O(ж) 30 3,1

78 Cu(к) + 2H2SO4(ж) = CuSO4(p) + SO2(г) + 2H2O(ж) 20 3,8

79 2AgNO3(p) + Cu(к) = 2Ag(к) + Cu(NO3)2(p) 50 2,3

80 MnO2(к) + 4HCl(p) = MnCl2(p) + Cl2(г) + 2H2O(ж) 40 3,6

81 2NO2(г) + 2NaOH(p) = NaNO3(p) + NaNO2(p) + H2O(ж) 30 2,8

82 2NO2(г) +H2O(ж) = HNO3(p) + HNO2(p) 20 3,9

83 2HNO2(p) +2HI(p) = I2(к) +2NO(г) + 2H2O(ж) 40 4,0

84 CuO(к) + H2SO4(p) = CuSO4(p) + H2O(ж) 50 2,5

85 MgCO3(к) + 2HCl(p) = MgCl2(p) + CO2(г) + H2O(ж) 20 3,9

86 2H2S(г) + H2SO3(p) = 3S(pомб) + 3H2O(ж) 50 2,0

87 2NaBr(p) + Cl2(г) = 2NaCl(p) + Br2(ж) 20 4,0

88 CaSO4(к) + Na2CO3(p) = CaCO3(к) + Na2SO4(p) 30 3,5

89 H2O(ж) + SO3(г) = H2SO4(p) 40 2,2

90 2Li(к) + CuSO4(p) = Li2SO4(p) + Cu(к) 20 3,8

91 2HI(p) + Na2SO4(p) = I2(к) + H2O(ж) + Na2SO3(p) 30 4,0

92 Na2CO3(p) + Ca(OH)2(к) = CaCO3(к) + 2NaOH(p) 40 3,6

93 HNO3(p) + 3HCl(p) = 2H2O(ж) + NOCl(г) + Cl2(г) 50 2,5

Окончание таблицы

Вари-

ант

Реакция


94 Ag(к) + FeCl3(p) = AgCl(к) + FeCl2(p) 20 3,4

95 H2SO4(p) + NO(г) = SO2(г) + H2O(ж) + NO2(г) 40 2,0

96 2NaOH(p) + Hg(NO3)2(p) = 2NaNO3(p) + HgO(к) + H2O(ж) 50 2,2

97 2Mg(к) + H2SO4(p) = MgSO4(р) + H2(г) 30 3,6

98 Ca(OH)2(p) + 2HCl(p) = CaCl2(p) + 2H2O(ж) 20 2,7

99 FeCl3(p) + 2KI(p) = FeCl2(p) + I2(к) + 2KCl(p) 40 3,3

33

100 Zn(к) + 2HCl(p) = ZnCl2(p) + H2(г) 20 3,9

ПРИЛОЖЕНИЕ

1. Ответы на тестовые задания для самоконтроля

2. г); 2. А); 3. Е); 4. В); 5. Д); 6. В); 7. В); 8. Д); 9. Д); 10. Б); 11. В); 12. Д); 13.

Г); 14. А); 15. Г); 16. В); 17 в); 18. В); 19. Д); 20. Б); 21. Д); 22. Г); 24. А); 25.

Б); 26. В); 27. Г); 28. Б); 29. Д); 30. Г) 31. А); 32. Б); 33. Д); 34. В); 35. Б).

2. Термодинамические свойства некоторых веществ

Примечания:

1. Hf

0 298( ) и Gf

0 298( ) – стандартные энтальпия образования и энергия Гиббса

образования веществ (индекс f – formation); S0 298( )– стандартная энтальпия

вещества.

2. Приведены термодинамические свойства только тех веществ, которые

встречаются в задачах и вариантах заданий данных методических указаний.

3. Вещества расположены в порядке латинского алфавита.

4. Агрегатные состояния веществ обозначены: к – кристаллическое, г – газо-

образное, р – водный раствор.

Вещество (ион) Hf

0 298( ),

кДж/моль

S0 298( ) ,

Дж/(мольК)

Gf

0 298( ),

кДж/моль

Ag к( ) 0 42,55 0

Ag (р) 105,75 73,39 77,10

AgBr к( ) -100,42 107,11 -97,02

AgCl к( ) -126,78 96,23 -109,54

AgI к( ) -61,92 115,48 -66,35

AgNO к3( ) -124,52 140,92 -33,60

Al к( ) 0 28,33 0



0 298( ),

кДж/моль

S0 298( ) ,

Дж/(мольК)

Gf

0 298( ),

кДж/моль

Al O к2 3( ) -1675,69 50,92 -1582,27

Al SO к2 4 3( ) ( ) -3441,80 239,20 -3100,87

Br ж2 ( ) 0 152,21 0

Br (р) -121,50 82,84 -104,04

C алмаз( ) 1,83 2,37 2,83 C г афит( р ) 0 5,74 0

CH г4 ( ) -74,85 186,27 -50,85

CH OH г3 ( ) -238,57 126,78 -166,27

34

CH CHO г3 ( ) -166,00 264,20 -132,95

C H г2 2( ) 226,75 200,82 209,21

C H г2 4 ( ) 52,30 219,45 68,14

C H г2 6( ) -84,67 229,49 -32,93

C H OH г2 5 ( ) -234,80 281,38 -167,96

C H OH ж2 5 ( ) -276,98 160,67 -174,15

C H OH ж3 7 ( ) -304,55 192,88 -170,70

C H г6 6( ) 82,93 269,20 129,68

C H г6 12( ) -123,14 298,24 31,70

CO г( ) -110,53 197,55 -137,15

CO г2( ) -393,51 213,66 -394,37

COCl г2( ) -219,50 283,64 -205,31

COS г( ) -141,70 231,53 -168,94

CS г2( ) 116,70 237,77 66,55

CS ж2( ) 88,70 151,04 64,41

Ca2 (р) -542,66 -55,23 -552,70

CaCO к3( ) -1206,83 91,71 -1128,35

CaCl к2( ) -795,92 108,37 -749,34

CaO к( ) -635,09 38,07 -603,46

Ca OH к( ) ( )2 -985,12 83,39 -897,52

CaSO к4 ( ) -1436,28 106,69 -1323,90

Cl г2 ( ) 0 222,98 0

Cl (р) -167,07 56,74 -131,29

Cr к( ) 0 23,64 0

Cr O к2 3( ) -1140,56 81,17 -1058,97

Cu к( ) 0 33,14 0

Cu2 (р) 72,80 44,35 50,00

CuCl к2 ( ) -205,85 108,07 -161,71

CuO к( ) -162,00 42,63 -134,26

Fe к( ) 0 27,15 0

Fe2 (р) -87,86 -113,39 -84,88



0 298( ),

кДж/моль

S0 298( ) ,

Дж/(мольК)

Gf

0 298( ),

кДж/моль

Fe3 (р) -47,70 -293,30 -10,53

FeO к( ) -264,85 60,75 -244,30

Fe O к2 3( ) -822,16 87,45 -740,34

Fe O к3 4( ) -1117,13 146,19 -1014,17

Fe OH к( ) ( )3 -826,60 105,00 -699,60

FeS к2 ( ) -177,40 52,93 -166,05

H г2( ) 0 130,52 0

35

H (р) 0 0 0

HCl г( ) -92,31 186,79 -95,30

H O г2 ( ) -241,81 188,72 -228,61

H O ж2 ( ) -285,83 69,95 -237,23

H O к2 ( ) -291,85 39,33 -

H O ж2 2( ) -187,86 109,60 -120,52

H S г2 ( ) -20,60 205,70 -33,50

H SO ж2 4( ) -813,99 156,90 -690,14

Hg2 (р) 173,47 -25,15 164,68

HgO к( ) -90,88 70,29 -58,66

I к2 ( ) 0 116,14 0

I (р) -56,90 106,69 -51,94

K к( ) 0 64,18 0

K (р) -252,17 101,04 -282,62

KNO к3( ) -492,46 132,88 -392,75

K O к2 ( ) -363,20 94,10 -322,10

KOH к( ) -424,72 79,28 -379,22

Li к( ) 0 28,24 0

Li (р) -278,45 11,30 -292,86

Mg к( ) 0 32,68 0

Mg2 (р) -461,75 -119,66 -455,24

MgCO к3( ) -1095,85 65,10 -1012,15

Mg NO к( ) ( )3 2 -2612,30 453,10 -2072,40

MgO к( ) -601,49 27,07 -569,27

Mg OH к( ) ( )2 -924,66 63,18 -833,75

MgSO к4 ( ) -1287,42 91,55 -1173,25

Mn к( ) 0 32,01 0

Mn2 (р) -220,50 -66,94 -229,91

MnO к2( ) -521,40 53,14 -466,68

N г2 ( ) 0 191,50 0

NH г3( ) -45,94 192,66 -16,48

NH4 (р) -132,80 112,84 -79,52

Окончание таблицы


0 298( ),

кДж/моль

S0 298( ) ,

Дж/(мольК)

Gf

0 298( ),

кДж/моль

NH Cl к4 ( ) -314,22 95,81 -203,22

NH NO к4 3( ) -365,43 151,04 -183,93

NO г( ) 91,26 210,64 87,58

NO г2( ) 34,19 240,06 52,29

N O г2 4( ) 11,11 304,35 99,68

N O г2 5( ) 13,30 355,65 117,14

NOCl г( ) 52,29 263,50 66,37

36

Na к( ) 0 51,21 0

Na (р) -240,30 58,41 -261,90

NaHCO к3( ) -947,30 102,10 -849,65

Na CO к2 3( ) -1130,80 138,80 -1048,20

NaCl к( ) -411,10 72,12 -384,00

NaNO к2 ( ) -359,00 106,00 -295,00

NaNO к3( ) -466,70 116,50 -365,97

NaOH к( ) -426,35 64,43 -380,29

O г( ) 249,17 160,95 231,75

O г2( ) 0 205,04 0

O г3( ) 142,26 238,82 162,76

PCl г3( ) -287,02 311,71 -267,98

PCl ж3( ) -320,91 218,49 -274,08

PCl к5( ) -445,89 170,80 -318,36

POCl ж3( ) -597,50 222,50 -521,30

S омб(р ) 0 31,92 0

S г2 ( ) 128,37 228,03 79,42

SO г2 ( ) -296,90 248,07 -300,21

SO г3( ) -395,85 256,69 -371,17

SO32 (р) -638,27 -38,28 -486,73

SO42 (р) -909,26 18,20 -743,99

Si к( ) 0 18,83 0

SiO к2( ) -910,94 41,84 -856,67

Zn к( ) 0 41,63 0

Zn2 (р) -153,64 -110,62 -147,16

ZnO к( ) -348,11 43,51 -318,10

ZnS к( ) -205,18 57,66 -200,44

ЛИТЕРАТУРА

1. Коровин Н.В. Общая химия. -М.: Высшая школа, 1998. 558 c.

2. Степин Б.Д., Цветков А.А. Неорганическая химия. -М.: Высшая школа,

1994. 608 с.

3. Зайцев О.С. Задачи, упражнения и вопросы по химии. -М.: Химия, 1996.

431 с.

4. Лидин Р.А., Аликберова Л.Ю., Логинова Г.П. Неорганическая химия в во-

просах. -М.: Химия, 1991. 252 с.

5. Краткий справочник физико-химических величин. /Под ред. А.А. Равделя,

А.М. Пономаревой. -Л.: Химия, 1983. 231 с.

6. Рабинович В.А., Хавин З.Я. Краткий химический справочник. -С.-Пб.: Хи-

мия, 1994. 432 с.

7. Химико-термодинамические и кинетические расчеты по уравнению реак-

ции: Метод. указания по химии для самостоятельной работы студентов 1

37

курса /Сост. Т.В. Гомза, В.А. Яргаева. Хабаровск: Хабар. гос. техн. ун-т,

1994. 24 с.

8. Определение теплового эффекта физико-химического процесса: Метод.

указания к лабораторным и самостоятельным работам по химии для сту-

дентов всех специальностей. /Сост. Л.В. Сеничева, В.А. Яргаева. Хаба-

ровск: Хабар. гос. техн. ун-т, 1995. 24 с

ОГЛАВЛЕНИЕ

Введение ........................................................................................................... 3

Химическая термодинамика, равновесие и кинетика в конспект-

схемах......

Задания для самоконтроля ...............................................................................

Примеры решения задач ..................................................................................

План характеристики химического процесса .................................................

Варианты заданий

Приложение ......................................................................................................

Литература ........... ...........................................................................................

МИНИСТЕРСТВО ОБЩЕГО И ПРОФЕССИОНАЛЬНОГО ОБРАЗОВАНИЯ РФ

ХАБАРОВСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ ТЕХНИЧЕСКИЙ УНИВЕРСИТЕТ

Утверждаю в печать

Ректор университета, профессор

________________В.К. Булгаков

«____»________________2000 г.

38




Составители:

Яргаева В.А.

Сеничева Л.В.

Рассмотрены и рекомендованы к изданию

кафедрой «Химия»

«_____»________________________2000 г.

Зав. Кафедрой _____________Панасюк Т.Б.

Рассмотрены и рекомендованы к изданию

факультетом математического моделирования

и управления процессами

«_____»_____________2000 г.

Председатель совета ________________ А.З. Син

Нормоконтроль ____________________Л.И. Рябкина

2000

39




Хабаровск 2000

МИНИСТЕРСТВО ОБЩЕГО И ПРОФЕССИОНАЛЬНОГО ОБРАЗОВАНИЯ РФ

ХАБАРОВСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ ТЕХНИЧЕСКИЙ УНИВЕРСИТЕТ

40






Хабаровск

Издательство ХГТУ

2000

УДК 541. 1

Термодинамическая и кинетическая характеристики химического про-

цесса: Методические указания по химии для самостоятельной работы студен-

тов первого курса всех специальностей. / Сост. В.А. Яргаева, Л.В. Сеничева. -

Хабаровск: Изд-во Хабар. гос. техн. ун-та. 2000. – с.

41

Методические указания предназначены для студентов всех специально-

стей, изучающих в курсе химии разделы «Химическая термодинамика», «Хи-

мическое равновесие» и «Химическая кинетика».

В методических указаниях теоретический материал по химической тер-

модинамике, равновесию и кинетике представлены в структурированном ви-

де, приведены тестовые задания для самоконтроля и примеры решения задач.

Предлагается план характеристики химического процесса и варианты

заданий к нему (в процессе самоподготовки студент выполняет один вариант

задания).

Печатается в соответствии с решениями кафедры «Химия» и методиче-

ского совета факультета математического моделирования и управления про-

цессами.

Издательство Хабаровского

государственного технического

университета, 1999


И КИНЕТИЧЕСКАЯ ХАРАКТЕРИСТИКИ ХИМИЧЕСКОГО

ПРОЦЕССА



42

Яргаева Валентина Александровна

Сеничева Лидия Васильевна

Главный редактор Л.А.Суевалова

Редактор

Технический редактор

Компьютерная верстка Л.И.Рябкиной

Лицензия на издательскую деятельность

ЛР № 020526 от 23.04.97

Подписано в печать ***** . Формат 60х84 1/16.

Бумага писчая. Офсетная печать. Усл. печ. л. 0,93.

Уч.-изд. л.**** . Тираж *** экз. Заказ . С *** .

Издательство Хабаровского государственного

технического университета. 680035, Хабаровск, ул. Тихоокеанская, 136.

Отдел оперативной полиграфии издательства Хабаровского

государственного технического университета.

680035, Хабаровск, ул. Тихоокеанская, 136.

ТЕРМОДИНАМИЧЕСКАЯ И КИНЕТИЧЕСКАЯ...

Documents