Комплект контрольно дисциплинемткп.рф/wa-data/public/site/Рабочая...2019/02/10 · ЕН.03 Химия Программы подготовки

1

Министерство образования и науки Российской Федерации

Федеральное государственное бюджетное образовательное учреждение

высшего образования

«Российский экономический университет им. Г.В. Плеханова»

Московский технологический колледж питания

( МТКП )

УТВЕРЖДАЮ

Заместитель директора по учебной работе

__________/Г.Б. Давыдова

«31» августа 2018г.

Комплект контрольно - оценочных средств по учебной

дисциплине

ЕН.03 Химия

Программы подготовки специалистов среднего звена

по специальности СПО

19.02.10 « Технология продукции общественного питания »

Уровень подготовки - базовый

2 курс

Москва

2018 г.

2

Комплект контрольно - оценочных средств разработан на основании

Федерального государственного среднего образовательного стандарта

образования СПО профессионального по специальности 19.02.10

« Технология продукции общественного питания »

Уровень подготовки – базовый ( 2 курс), программы учебной дисциплины

ЕН.03 Химия

Разработчик :

МТКП РЭУ им. Г.В. Плеханова преподаватель Коновалова О.Е.

Одобрено на заседании ПЦК

« Общегуманитарных, математических

и естественнонаучных дисциплин »

Протокол №1 от «31» августа 2018г.

Председатель ПЦК

__________________/ Михеева Е.В. /

3

Содержание

1. Паспорт комплекта контрольно-оценочных средств ..................................... 3

2. Результаты освоения учебной дисциплины, подлежащие проверке ............. 7

3. Оценка освоения учебной дисциплины ........................................................ 12

3.1 Формы и методы оценивания ................................................................... 12

3.2 Типовые задания для оценки освоения учебной дисциплины ............... 18

4. Контрольно-измерительные материалы для итоговой аттестации по

учебной дисциплине ..................................................................................... 611

1. Паспорт комплекта контрольно-оценочных средств

В результате освоения учебной дисциплины ЕН.03

«Химия» обучающийся должен обладать предусмотренными ФГОС по

специальности СПО 19.02.10 «Технология продукции общественного питания»

уровень подготовки – базовый, следующими умениями,

знаниями, которые формируют профессиональную компетенцию:

4

уметь:

У1 применять основные законы химии для решения задач в области

профессиональной деятельности;

У2 использовать свойства органических веществ, дисперсных и

коллоидных систем для оптимизации технологического процесса;

У3 описывать уравнениями химических реакций процессы, лежащие в

основе производства продовольственных продуктов;

У4 проводить расчеты по химическим формулам и уравнениям

реакции;

У5 использовать лабораторную посуду и оборудование;

У6 выбирать метод и ход химического анализа, подбирать реактивы и

аппаратуру;

У7 проводить качественные реакции на неорганические вещества и

ионы, отдельные классы органических соединений;

У8 выполнять количественные расчеты состава вещества по

результатам измерений;

У9 соблюдать правила техники безопасности при работе в химической

лаборатории.

знать:

З1 основные понятия и законы химии;

З2 теоретические основы органической, физической, коллоидной химии;

З3 понятие химической кинетики и катализа;

З4 классификацию химических реакций и закономерности их

протекания;

З5 обратимые и необратимые химические реакции, химическое

равновесие, смещение химического равновесия под действием различных

факторов;

5

З6 окислительно-восстановительные реакции, реакции ионного обмена;

З7 гидролиз солей, диссоциацию электролитов в водных растворах,

понятие о сильных и слабых электролитах;

З8 тепловой эффект химических реакций, термохимические уравнения;

З9 характеристики различных классов органических веществ, входящих в

состав сырья и готовой пищевой продукции;

З10 свойства растворов и коллоидных систем высокомолекулярных

соединений;

З11 дисперсные и коллоидные системы пищевых продуктов;

З12 роль и характеристики поверхностных явлений в природных и

технологических процессах;

З13 основы аналитической химии;

З14 основные методы классического количественного и

физикохимического анализа;

З15 назначение и правила использования лабораторного оборудования и

аппаратуры;

З16 методы и технику выполнения химических анализов;

З17 приемы безопасной работы в химической лаборатории.

ОК 1. Понимать сущность и социальную значимость своей будущей

профессии, проявлять к ней устойчивый интерес.

ОК 2. Организовывать собственную деятельность, выбирать типовые

методы и способы выполнения профессиональных задач, оценивать их

эффективность и качество.

ОК 3. Принимать решения в стандартных и нестандартных ситуациях и

нести за них ответственность.

6

ОК 4. Осуществлять поиск и использование информации, необходимой

для эффективного выполнения профессиональных задач, профессионального и

личностного развития.

ОК 5. Использовать информационно-коммуникационные технологии в

профессиональной деятельности.

ОК 6. Работать в коллективе и команде, эффективно общаться с

коллегами, руководством, потребителями.

ОК 7. Брать на себя ответственность за работу членов команды

(подчиненных), результат выполнения заданий.

ОК 8. Самостоятельно определять задачи профессионального и

личностного развития, заниматься самообразованием, осознанно планировать

повышение квалификации.

ОК 9. Ориентироваться в условиях частой смены технологий в

профессиональной деятельности.

ПК 1.1. Организовывать подготовку мяса и приготовление

полуфабрикатов для сложной кулинарной продукции.

ПК 1.2. Организовывать подготовку рыбы и приготовление

полуфабрикатов для сложной кулинарной продукции.

ПК 1.3. Организовывать подготовку домашней птицы для приготовления

сложной кулинарной продукции.

ПК 2.1. Организовывать и проводить приготовление канапе, легких и

сложных холодных закусок.

ПК 2.2. Организовывать и проводить приготовление сложных холодных

блюд из рыбы, мяса и сельскохозяйственной (домашней) птицы.


соусов.

ПК 3.1. Организовывать и проводить приготовление сложных супов.

7

ПК 3.2. Организовывать и проводить приготовление сложных горячих

соусов.

ПК 3.3. Организовывать и проводить приготовление сложных блюд из

овощей, грибов и сыра.

ПК 3.4. Организовывать и проводить приготовление сложных блюд из

рыбы, мяса и сельскохозяйственной (домашней) птицы.

ПК 4.1. Организовывать и проводить приготовление сдобных

хлебобулочных изделий и праздничного хлеба.

ПК 4.2. Организовывать и проводить приготовление сложных мучных

кондитерских изделий и праздничных тортов.

ПК 4.3. Организовывать и проводить приготовление мелкоштучных

кондитерских изделий.

ПК 4.4. Организовывать и проводить приготовление сложных отделочных

полуфабрикатов, использовать их в оформлении.


десертов.

ПК 5.2. Организовывать и проводить приготовление сложных горячих

десертов.

Формой аттестации по учебной дисциплине является 3 семестр – другие

формы аттестации, 4 семестр – экзамен.

2. Результаты освоения учебной дисциплины, подлежащие проверке

2.1 В результате аттестации по учебной дисциплине осуществляется

комплексная проверка следующих умений и знаний, а также динамика общих

компетенций:

8

Таблица 1.1

Результаты обучения:

умения, знания

Показатели оценки

результата Форма контроля и

оценивания

Уметь: Демонстрация умения:

У1 применять основные

законы химии для решения задач в области

профессиональной

деятельности; ОК 1, ОК 2, ПК 1.1, ПК 2.3,

ПК 3.2.

использовать основные

законы химии для

решения задач в области

профессиональной

наблюдение, устный и

письменный опрос, контроль

выполнения

самостоятельной и

практической работы,

контрольная работа.

У2 использовать свойства

органических веществ,

дисперсных и коллоидных

систем для оптимизации

технологического процесса;

ОК 3, ОК 6, ОК 7, ОК 8, ОК 9, ПК 1.1, ПК 1.2, ПК 1.3, ПК

3.1, ПК 4.1, ПК 4.2,

ПК.4.3, ПК 5.2.

деятельности;

использовать свойства


дисперсных и

коллоидных систем для

оптимизации

технологического

процесса;



выполнения самостоятельной

и практической работы.

У3 описывать уравнениями

химических реакций

процессы, лежащие в основе

производства

продовольственных

продуктов; ОК 4, ОК 5, ОК 7, ПК 2.1,

ПК 2.2, ПК 2.3, ПК 3.3, ПК 3.4.

описывать уравнениями


процессы, лежащие в

основе производства

продовольственных

продуктов;

устный и письменный опрос,

контроль выполнения



У4 проводить расчеты по

химическим формулам и

уравнениям реакции; ОК 6,

ОК 7, ОК 8, ОК 9, ПК 4.1,

ПК 4.2, ПК 4.4, ПК 5.1.

проводить расчеты по

химическим формулам и

уравнениям реакции;





9

У5 использовать

лабораторную посуду и

оборудование; ОК 4, ОК 5, ОК 7, ОК 8, ОК 9, ПК 3.1, ПК 3.2, ПК 3.3, ПК

3.4, ПК 4.3

использовать

лабораторную посуду и

оборудование;





У6 выбирать метод и ход

химического анализа,

подбирать реактивы и

аппаратуру; ОК 3, ОК 4, ПК 1.1, ПК 1.2,

ПК 1.3

выбирать метод и ход

химического анализа,

подбирать реактивы и

аппаратуру;




и практической работы,


У7 проводить качественные

реакции на неорганические

вещества и ионы, отдельные

классы органических


ОК 2,ОК 5, ОК 6, ОК 7, ОК 8, ОК 9, ПК 2.1, ПК 2.2, ПК

2.3, ПК 3.1, ПК 3.2, ПК 3.3,

ПК 3.4, ПК 4.3, ПК 4.4.

проводить качественные

реакции на

неорганические

вещества и ионы,

отдельные классы

органических







У8 выполнять

количественные расчеты

состава вещества по

результатам измерений; ОК

6, ОК 7, ОК 8, ОК 9, ПК 4.1, ПК 4.2, ПК 4.3, ПК 4.4,

ПК 5.1, ПК 5.2

выполнять

количественные расчеты

состава вещества по

результатам измерений;





У9 соблюдать правила

техники безопасности при

работе в химической

лаборатории. ОК 1, ОК 2, ОК 3, ОК 4, ОК 5, ПК 1.1, ПК 1.2, ПК 1.3, ПК 3.1, ПК 3.2, ПК 3.3, ПК

3.4, ПК 5.1, ПК 5.2

соблюдать правила

техники безопасности

при работе в химической


наблюдение, контроль




Знать: Демонстрация знаний:

З1 основные понятия и законы

химии;

основных понятий и

законов химии; наблюдение, устный и




10

З2 теоретические основы

органической, физической,

коллоидной химии;

теоретических основ

органической,

физической и коллоидной

химии;





З3 понятие химической

кинетики и катализа; понятий химического

катализа;



практической работы.

З4 классификацию

химических реакций и

закономерности их

протекания;

классификации

химических реакций и

закономерностей их

устный и письменный опрос,




З5 обратимые и

необратимые химические

реакции, химическое

равновесие, смещение

химического равновесия

под действием

различных факторов;

протекания; понятий

обратимых и необратимых

химических реакций,

химического равновесия,

влияние различных факторов

на смещение

равновесия;

устный и письменный

опрос, контроль




З6 окислительно- восстановительные

реакции,

реакции ионного обмена;

классификацию

окислительновосстановительных

реакций, реакций ионного

обмена;




37 гидролиз солей,

диссоциацию электролитов

в водных растворах,

понятие о сильных и

слабых электролитах

знание понятий гидролиз солей,

сильные и слабые электролиты,

диссоциация электролитов;






З8 тепловой эффект

химических реакций,

термохимические

уравнения;

понятий тепловой эффект

химических реакций;






11

З9 характеристики

различных классов


входящих в состав сырья и

готовой пищевой

продукции;

характеристик различных

классов органических веществ,

входящих в состав сырья и

готовой пищевой продукции;






З10 свойства растворов и

коллоидных систем

высокомолекулярных


свойств растворов и коллоидных

систем высокомолекулярных



письменный опрос,




З11 дисперсные и

коллоидные системы

пищевых продуктов;

дисперсных и коллоидных

систем пищевых продуктов; наблюдение, устный и





З12 роль и характеристики

поверхностных явлений в

природных и

технологических

процессах;

характеристик поверхностных

явлений в природных и

технологических процессах;






З13 основы аналитической

химии; основ аналитической химии; устный и письменный





З14 основные методы

классического

количественного и

физикохимического

анализа;

методов классического

количественного и физико-

химического анализа;




З15 назначение и правила

использования

лабораторного

оборудования и


назначения и правил

использования лабораторного

оборудования и





12

З16 методы и технику

выполнения химических

анализов;

методов и техники выполнения

химических анализов; наблюдение, контроль




З17 приемы безопасной

работы в химической


приемов безопасной работы в

химической лаборатории. наблюдение, контроль




3. Оценка освоения учебной дисциплины

3.1 Формы и методы оценивания

Предметом оценки служат знания и умения, предусмотренные ФГОС по

дисциплине ЕН.03 «Химия», направленные на формирование общих и

профессиональных компетенций.

13

Контроль и оценка освоения учебной дисциплины по темам

Таблица 2.2

Элементы учебной

дисциплины

Формы и методы контроля

текущего контроля рубежного контроля промежуточной аттестации

форма контроля проверяемые ОК, У, З

форма контроля проверяемые

ОК, У, З

форма контроля проверяемые

ОК, У, З

Раздел 1. Физическая

химия Практическая работы

1,2,3,4,5,6,7,8,9,10,11,12,13,14. Самостоятельные работы

по темам: особенности

строения веществ в состоянии

плазма, изменение состояния одноатомного идеального газа,

испарение, кипение жидкостей,

строение кристаллических

решеток, «Первое начало термодинамики, термохимии»,

стандартная теплота

образования, сгорания и

растворения, факторы,

определяющие скорость

реакции, химическая кинетика и

катализ, фазовое равновесие, уравнения диссоциации

электролитов, сорбция и

ОК1, ОК4,

ОК5, ОК9

У1,У3,У4

З1,З3,З8

Другие формы

промежуточной

аттестации

ОК1, ОК4,

ОК5, ОК9

У1,У3,У4

З1,З3,З8

14

адсорбция, поверхностные

явления.

Тема 1.1. Предмет и задачи

физической химии.

Агрегатные состояния

Устный опрос

Практическая

работа №1,2,3,4

Самостоятельная

ОК1, ОК4, ОК5,

ОК9 У1,У3,У4

З1,З3,З8

Другие формы промежуточной


ОК1, ОК4,

ОК5, ОК9

У1,У3,У4

З1,З3,З8

вещества работа

Тема 1.2. Основные понятия и

законы термодинамики.

Термохимия

Письменный опрос


работа №5,6,7


работа


ОК9

У1,У3,У4 З1,З3,З8



ОК1, ОК4,

ОК5, ОК9

У1,У3,У4

З1,З3,З8

15

Тема 1.3 Химическая кинетика и

равновесие



работа №8

Контрольная

работа Самостоятельная

работа


ОК9

У1,У3,У4

З1,З3,З8



ОК1, ОК4,

ОК5, ОК9

У1,У3,У4

З1,З3,З8

4 семестр

Тема 1.4 Теория растворов. Свойства растворов.



работа

№9,10,11,12,13,14


работа


ОК9

У1,У3,У4

З1,З3,З8

Экзамен ОК1, ОК4,

ОК5, ОК9

У1,У3,У4

З1,З3,З8

Тема 1.5. Адсорбция и

поверхностные явления Устный опрос


работа


ОК9

У1,У3,У4

З1,З3,З8

Экзамен ОК1, ОК4,

ОК5, ОК9

У1,У3,У4

З1,З3,З8

Раздел 2. Коллоидная

химия Практические работы:15,16.

Самостоятельные работы по

темам: использование микрогетерогенных систем в

производстве

продовольственных продуктов,

использование процессов осмоса

в пищевом производстве,

грубодисперсные системы,

применение грубодисперсных

систем в пищевом производстве, высокомолекулярные соединения

в пищевой

ОК2, ОК3, ОК6, ОК7,

ОК8, ОК9

У2, У4, У5,

У6, У7, У9 З2, З7, З9,

З10, З11, З12

Экзамен ОК2, ОК3, ОК6, ОК7,

ОК8, ОК9 У2,

У4, У5,

У6, У7, У9 З2, З7, З9, З10,

З11, З12

16

промышленности.

Тема 2.1. Дисперсные системы.

Коллоидные растворы



работа №15,16


работа


ОК7, ОК8, ОК9 У2, У4, У5, У6,

У7, У9 З2, З7, З9, З10,

З11, З12


ОК8, ОК9 У2,

У4, У5,

У6, У7, У9

З2, З7, З9, З10,

З11, З12 Тема 2.2. Грубодисперсные

системы



работа


ОК7, ОК8, ОК9 У2, У4, У5, У6,

У7, У9 З2, З7, З9, З10,

З11, З12


ОК8, ОК9 У2,

У4, У5,

У6, У7, У9 З2, З7, З9, З10,

З11, З12 Тема 2.3 Высокомолекулярные

вещества и их растворы

Устный опрос


работа


ОК7, ОК8, ОК9 У2, У4, У5, У6,

У7, У9 З2, З7, З9, З10,

З11, З12


ОК8, ОК9 У2,

У4, У5,

У6, У7, У9 З2, З7, З9, З10,

З11, З12

17

Раздел 3.

Аналитическая химия Практические

работы:17,18,19,20,21 Самостоятельные работы

по темам: виды гидролиза, основные окислители и

восстановители, определение

степени окисления в простых и

сложных соединениях, влияние

концентрации веществ на

конечные продукты реакции,

расстановка коэффициентов в

окислительно- восстановительных реакциях

ОК2, ОК3, ОК6, ОК7,

ОК8, ОК9 У4, У5, У6,

У7, У9 З4, З5,З6, З13,

З15, З17


ОК8, ОК9 У4, У5, У6,

У7, У9 З4, З5,З6, З13,

З15, З17

Тема 3.1. Основные типы

Письменный опрос Практическая


ОК7, ОК8, ОК9 Экзамен ОК2, ОК3,

ОК6, ОК7, используемых


работа

№17,18,19,20,21


работа

У4, У5, У6, У7, У9 З4, З5,З6, З13, З15,

З17

ОК8, ОК9 У4, У5, У6,

У7, У9 З4, З5,З6, З13,

З15, З17

Дисциплина в целом 1 семестр-другие формы

промежуточной


(контрольная

работа); 2 семестр

экзамен

ОК 1-ОК9

У 1-У9

З 1-З 17

3.2 Типовые задания для оценки освоения учебной дисциплины

3.2.1 Типовые задания для оценки умений (У1) и знаний (З1, З2)

Практические работы

Практическая работа 1. Решение задач на газовые законы и

уравнение Ван-дер-Ваальса.

Цель: познакомить обучающихся с законами идеального газа,

уравнением Ван-дер-Ваальса, необходимыми при решении задач для

реальных газов.

Задачи

Задача 1 Найти давление, при котором плотность углекислого газа с

температурой T = 300 К окажется равной = 500 кг/м3.

Решение

Считая газ ван-дер-ваальсовским, подставим в уравнение

2a V

p V 2 b RT

m m

M

; V

. Получим

RT 2a RT 2 p V 2

M b a M b V

Для углекислого газа

a 0,367 Па м26b 4,3 10 5 м3 M 44 10 3 кг

моль , моль , моль . В результате

подстановки найдем p 800

атм. Расчет же по формуле pV RT

, из которой

19

p RT

следует, что M , дает 280 атм. Различие весьма значительное.

Задача 2 Средняя квадратичная скорость молекул, некоторого газа при

нормальных условиях (t = 00 С, T = 273 К, p = 1 атм = 105 Па) равна 461 м/с.

Какое количество молекул содержится в 1 кг этого газа?

Решение ср.кв

Согласно уравнению

средняя квадратичная скорость

3kT 3RT

ср.кв M

, отсюда M ср2 .кв

Число молекул

3kTNA 3RT

ср кв.

или mNA M

m m ср2 .квNA 1 4612 6,0210

23 25

N NA NA 1,87 10

M 3RT 3 8,31 273 .

Задача 3 Баллон содержит m1 = 80 г кислорода и

m2 = 320 г аргона.

Давление смеси p = 1МПа, температура T = 300К. Принимая данные газа за

идеальные, определить объем V баллона. А

Решение

По закону Дальтона давление смеси равно сумме парциальных давлений

газов, входящих в состав смеси. Парциальным давлением газа называется

давление, которое производил бы этот газ, если бы только он один находился

в сосуде, занятом смесью.

m

kT 3 2

20

По уравнению Клапейрона - Менделеева парциальные давления

кислорода p1 и аргона

p2 выражаются формулами:

m1 RT p2 m2 RT

p1

M1 V и

M 2 V .

Следовательно, давление смеси газов

m1 m2 RTV ,

p p1 p2 M1 M2

отсюда m1 m2

RTp . V M1

M2

Подставим численные значения и произведем вычисления:

V 320,1008 3 400 ,1032 3 8,3110 6300 м3 2,62 10 2 м3 26,2л

Задача 4 Имеются образцы двух газов, взятых при одинаковых

условиях: 10 л метана и 20 л хлороводорода. В каком газе содержится больше

молекул, а в каком — больше атомов и во сколько раз?

Решение

В данном случае мы не можем рассчитать точное число молекул и

атомов в метане и в хлороводороде, так как условия неизвестны и мы не можем

применить уравнение Клапейрона—Менделеева. Известно, однако, что

условия — температура и давление — одинаковы, поэтому можно применить

закон Авогадро: объемы газов прямо пропорциональны их количествам.

21

В образце хлороводорода содержится в 2 раза больше молей, а

следовательно и молекул, чем в образце метана. В молекуле хлороводорода

содержится два атома, а в молекуле метана — пять атомов, поэтому число

атомов в хлороводороде в два раза больше числа молекул, а в метане — в пять

раз. Следовательно,

Задача 5. Плотность смеси кислорода и озона по водороду равна 17.

Определите массовую, объемную и мольную доли кислорода в смеси.

Решение.

Средняя молярная масса смеси

(г/моль).

и у моль . Соотношение между x и

y

можно найти через

среднюю молярную массу:

(г/моль),

откуда

Мольная доля кислорода в смеси

По закону Авогадро объемы газов прямо пропорциональны их количествам,

поэтому объемная доля газа в смеси всегда равна его мольной доле:

Пусть в смеси содержится x моль

22

Найдем массовую долю кислорода.

Массовая доля кислорода

Мы видим, что мольная, объемная и массовая доли вещества в смеси не

зависят от общего количества смеси.

Ответ: Мольная и объемная доли массовая доля .

Практическая работа 2 Решение задач на газовые законы и

уравнение Ван-дер-Ваальса.

Цель: научиться применять законы идеального газа, уравнение Вандер-

Ваальса при решении задач для реальных газов.

Задача 1. Какой объем занимают 20 г азота при температуре 0 °С и

давлении 202 кПа?

Задача 2. Сколько молекул содержится в 11,2 л углекислого газа: а) при

нормальных условиях; б) при температуре 20 °С и давлении 99 кПа?

Задача 3. Определить давление р, которое будет оказывать кислород,

содержащий вещество в количестве ν = 1 моль, если он занимает объём V =

5·10 − 4 м3 при температуре Т = 300 К. Сравнить полученный результата с

величиной давления, вычисленного по уравнению Клапейрона − Менделеева.

Задача 4. Какой объем кислорода требуется для сжигания 2 м3 пропана?

Какой объем углекислого газа при этом образуется?

23

Задача 5. Гелий массой m = 10 − 2 кг заключён в объём V = 10 − 4м3 при

давлении р = 100 МПа. Определите температуру газа, считая его идеальным и

реальным.

Задача 6. Плотность некоторого газа по воздуху равна 2. Чему равна

плотность этого газа по водороду?

Задача 7. Найдите среднюю молярную массу и плотность (при

нормальных условиях) воздуха, имеющего объемный состав: 20,0% O2; 79,0%

N2; 1,0% Ar.

Задача 8. Криптон, содержащий количество вещества ν = 1 моль,

находится при температуре Т = 300 К. Определить относительную

погрешность ε = Δр/р, которая будет допущена при вычислении давления

вместо уравнения Ван-дер-Ваальса воспользоваться уравнением

КлапейронаМенделеева для объёмов газа V1 = 2·10 − 3 м3 и V2 = 2·10 − 4 м3.

Задача 9

В сосуде вместимостью V = 10 − 2 м3 находится азот массой m = 0,25 кг.

Определить внутреннее давление газа р* и собственный объём молекул V*.

Задача 10

Определите давление паров воды массой m = 1 кг взятого при

температуре Т = 380 К и объёмах V1=1 м3; V2 = 1·10 − 2 м3; V3 = 2·10 − 3м3.

Задача 11

Имеются образцы двух газов, взятых при одинаковых условиях: 10 л

метана и 20 л хлороводорода. В каком газе содержится больше молекул, а в

каком — больше атомов и во сколько раз?

Задача 12

Рассчитайте объем газа (при н. у.), который выделится при действии

избытка концентрированной азотной кислоты на 16 г меди.

Задачи по вариантам:

24

В1-1,5,9; В2-2,6,10; В3-3,7,11; В 4-4,8,12.

Задание.

Перевести все значения в систему СИ. Оформить решение, указав все

необходимые формулы, записать ответ и вывод к практической работе.

Задачи (домашнее задание)

Задача 1.В герметичном сосуде высокого давления наполовину

заполненного водой при комнатной температуре и увеличили температуру до

Т = 650 К. Определите давление водяного пара в сосуде. Поправки Ван-

дерВаальса для паров воды: а = 0,545 Н⋅м4/моль2, b = 3⋅10 − 5м4/моль.

Задача 2. Давление кислорода р = 7 МПа, плотность − ρ = 100 кг/м3.

Найти темпе-ратуру кислорода. Поправки Ван-дер-Ваальса для кислорода: а =

0,136 Н·м4/моль2; b = 3,17·10 5 м3/моль; молярная масса кислорода μ = 32·10

3 кг/моль.

Практическая работа 3 Решение задач на расчет энтальпий


Цель: познакомить обучающихся с уравнением нахождение энтальпии

химической реакции.

Задача 1. Запишите термохимическое уравнение реакции, если

известно, что при образовании 1 моль газообразного хлороводорода HCl из

простых веществ в стандартных условиях выделяется 92 кДж теплоты.

Решение

Термохимическими уравнениями называют уравнения химических

реакций, записанные с указанием значения энтальпии ΔH (кДж) и агрегатного

состояния участвующих в реакции веществ.

Энтальпия реакции ΔH =‑92 кДж, появление знака (‑) связано с тем, что

энтальпии экзотермических реакций принято считать отрицательными.

25

Термохимическое уравнение реакции

1/2H2(г) + 1/2Cl2(г) = HCl(г), ΔН = – 92 кДж.

Возможен другой вариант ответа, получаемый удвоением этого

уравнения:

H2(г) + Cl2(г) = 2HCl(г), ΔН = – 184 кДж.

Задача 2. Рассчитайте стандартную энтальпию образования Al2O3(т),

если известно термохимическое уравнение

4Al (т) + 3O2 (г) = 2Al2O3 (т) , ΔH = – 3340 кДж.

Решение

Энтальпией образования вещества называют энтальпию реакции

образования 1 моль данного вещества из простых веществ, устойчивых в

стандартных условиях. Уравнение приведенной реакции соответствует

образованию 2 моль оксида алюминия из простых веществ – алюминия и

кислорода. С термохимическими уравнениями можно проводить простейшие

математические процедуры: складывать, вычитать, умножать или делить на

какое-либо число. Разделим уравнение реакции на два, чтобы оно

соответствовало образованию 1 моль вещества (пропорционально уменьшим

и значение энтальпии):

2Al (т) + 3/2O2 (г) = Al2O3 (т), .

Ответ: стандартная энтальпия образования оксида алюминия

Задача 3. Рассчитайте количество теплоты, выделяющейся (или

поглощающейся) при гашении 1 кг извести в стандартных условиях.

Значения стандартных энтальпий образования представлены ниже:

Вещество: ΔHобр , (кДж/моль) CaO(т); Н2О(ж);

Са(ОН)2(т)- соответственно равны –635; –286;–987

Решение

Уравнение реакции гашения извести:

26

CaO(т) + Н2О(ж) = Са(ОН)2(т).

Тепловой эффект реакции равен энтальпии реакции, значение которой

находим по первому следствию закона Гесса:

Энтальпия реакции отрицательна, т.е. при гашении извести теплота

выделяется. Количество теплоты Q = ΔH = ‑66 кДж соответствует гашению 1

моль СаО. Рассчитываем количество вещества, содержащееся в 1 кг оксида

кальция:

Количество теплоты, выделяющейся при гашении 1 кг извести, Ответ:

при гашении 1 кг извести в стандартных условиях выделяется 1175 кДж

теплоты.

Задача 4

Определите по справочным данным стандартную энтальпию реакции

С2H5OH(ж) + 3O2(г) = 2СО2(г) + 3H2O(г).

ΔHобр, (кДж/моль): C2H5OH(ж); O2(г); CO2(г); H2O(г)- равны

соответственно: - 278; 0; -394; -242.

Практическая работа 4 Решение задач на расчет энтальпий


Цель: научиться применять уравнение нахождения энтальпии


Задача 1.Рассчитайте стандартную энтальпию и стандартную энтропию

химической реакции. Определите в каком направлении при 298°К

(прямом или обратном) будет протекать реакция Fe2O3(к) +3H2 =2Fe(к)

+3H2O(г). Рассчитайте температуру, при которой равновероятны оба

направления реакции.

ΔH0Fe2O3= -822,16; ΔH0H2O(г) = - 241,82

27

Задача 2. Рассчитайте количество теплоты, выделяющейся (или

поглощающейся) при гашении 1 кг извести в стандартных условиях.

Значения стандартных энтальпий образования веществ приведены в таблице.

Вещество ΔH0обр ,

кДж/моль

CaO(т)

Н2О(ж)

Са(ОН)2(т)

–635

–286

–987

Задача 3. Рассчитайте значение реакцииFe3O4(к) + C(к) = 3FeO(к) + СO(г),

используя справочные данные, и укажите, экзо- или эндотермической является

данная реакция.

Вещество H0обр, кДж/моль

Fe3O4(к)

C(к)

FeO(к)

СO(г)

-1117

0

-263

-111

Задача 4.Сколько выделится теплоты при получении 1 кг железа по

реакции

Fe2O3(к)+3СО(г)=2Fe(к)+3СО2(г), если энтальпии образования Fe2O3(к),

СО(г) и СО2(г) соответственно равны (кДж/моль): -822,7; -110,6 и

-394,0.

Задача 5.

Рассчитайте ΔHo298 химической реакции Na2O(т) + H2O(ж) → 2NaOH(т)

по значениям стандартных теплот образования веществ (ΔHo298 см. ниже).

Укажите тип реакции (экзо- или эндотермическая).

28

По данным таблицы 1 приложения, стандартные энтальпии образования

Na2O(т), H2O(ж) и NaOH(т) при 298К равны соответственно – 416, –286 и –

427,8 кДж/моль.

Задача 6. Рассчитать энтальпию образования метилового спирта из

элементов

С(тв) + 2Н2(г) + ½О2(г) = СН3ОН(ж) + ∆Н, используя следующие данные:

∆НС(тв) = - 393,78 кДж/моль

∆НН2(г) = -286,03 кДж/моль

∆НСН3ОН(ж)= -627,59 кДж/моль ∆НО2(г)

= 0.

Задача 7. Рассчитать стандартный тепловой эффект и изменение

внутренней энергии при прохождении следующей реакции при P = const:

CH4 + 2 CO = 3 C(графит) + 2 H2O.

Теплоты образования веществ в указанных фазовых состояниях

приведены в таблице 1

Таблица 1. Теплоты образования веществ

Вещество CH4 (газ)

(метан)

CO (газ) C (графит) H2O (газ)

Количество молей 1 2 3 2

,

кДж/моль

–74,85 –

110,53

0 -241

,81

Задача 8. Вычислить стандартный тепловой эффект следующей реакции

при получении 10 кг железа:

FeO + CO = Fe + CO2

Таблица 2. Теплоты образования веществ

https://www.chem-astu.ru/chair/study/genchem/pril_table_1.htmhttps://www.chem-astu.ru/chair/study/genchem/pril_table_1.htmhttps://www.chem-astu.ru/chair/study/genchem/move.php?term=kJJu6903s26745995fDDaewreWjkHGsaLLhttps://www.chem-astu.ru/chair/study/genchem/move.php?term=kJJu6903s26745995fDDaewreWjkHGsaLLhttps://www.chem-astu.ru/chair/study/genchem/move.php?term=kJJu6903s26745995fDDaewreWjkHGsaLLhttps://www.chem-astu.ru/chair/study/genchem/move.php?term=kJJu6903s26745995fDDaewreWjkHGsaLL

29

Вещество FeO (тв)

CO (газ) Fe (тв) СО2 (газ)

Количество

молей

1 1 1 1

,кДж/моль

-264,

85

–

110,53

0 –393,51

Задачи выполняются по вариантам:

В1-1,5; В2-2,6; В3-3,7; В 4-4,8.

Задание.

Перевести все значения в систему СИ. Оформить решение, указав все

необходимые формулы, записать ответ и вывод к практической работе.


Задача 1. Рассчитайте по табличным значениям ∆H° стандартную

энтальпию реакции 2H2O(г.) + CH4(г.) = CO2(г.) + 4H2(г.). Стандартные

энтальпии образования веществ следующие: CO2(г.) H2O(г.) CH4(г.) ∆H°,

(кДж/моль) –393,5 –241,8 –74,8.

Задача 2.Рассчитайте значение реакцииFe3O4(к) + C(к) = 3FeO(к) +

СO(г), используя справочные данные, и укажите, экзо- или эндотермической

является данная реакция.

Вещество Hобр, кДж/моль

Fe3O4(к)

C(к)

FeO(к)

СO(г)

-1117

0

-263

-111

30

Практическая работа 5 Решение задач на определение энтальпии,

энтропии и энергии Гиббса.

Цель: научиться применять уравнения нахождения энтальпии, энтропии

и энергии Гиббса при решении задач.

Задача 1. При какой температуре наступит равновесие системы 4НСI (г)

+ 02 (г) 2Н2О (г) + 2С12 (г); = -114,42 кДж? Хлор или кислород в этой системе

является более сильным окислителем и при какой температуре? Ответ: 891 К.

Решение:

Уравнение реакции имеет вид:

4НСI (г) + O2 (г) 2Н2О (г) + 2С12 (г); = -114,42 кДж?

< 0, значит, реакция экзотермическая, идёт с выделением теплоты.

Находим из соотношения:

Для данной реакции:

= 2 (Н2О) + 2 (Cl2) – (4 (HCl) + (O2);

= 2(188,72) + 2(222,95) –[ 4(186,69) + 205,03] = 128,41 Дж/моль . К.

Зная и , и, то, что = 0 можно вычислить температуру, при которой

наступит равновесие системы, получим:

= - Т

При = 0 получим равенство:

= Т

Тогда

Т = = 114,42/(128,41 . 10-3) = 891 K.

Находим энергию Гиббса реакции:

= - Т = -114,42 – 298(-0б12841) = -76б15 кДж.

Так как < 0, то реакция при стандартных условиях возможна, т.е.

будет идти окисление хлора и при данных условиях (Т = 298) кислород

/

31

является более сильным окислителем до температуры 891 К, т. е. до тех пор

пока не наступит состояние равновесия системы, а выше 891 К более сильным

окислителем станет кислород.

Ответ: 891 К.

Задача 2 Чем можно объяснить, что при стандартных условиях

невозможна экзотермическая реакция Н2 (г) + СО2 (г) = СО (г) + Н2О (ж); = -

2,85 кДж.

Зная тепловой эффект реакции и абсолютные стандартные энтропии

соответствующих веществ, определите этой реакции. Ответ: +19,91 кДж.

Решение:

Уравнение реакции имеет вид:

Н2 (г) + СО2 (г) = СО (г) + Н2О (ж); = -2,85 кДж.

Значения находим из специальных таблиц.

Для данной реакции:

= S0(СО) + S0 (Н2О) – [( S0(Н2) + (S

0СO2)];

= (197,91 + 69,94) – (130,59 + 213,65) = -76,39 Дж/моль . К.

Теперь вычислим реакции из уравнения Гиббса:

= - Т ;

= -2,85 – 298(-76,39) = +19,91 кДж.

То, что > 0, указывает на невозможность протекания прямой

реакции при Т = 298 К и давлении взятых газов равном 1,01325 Па (760 мм. рт.

ст. = 1 атм).

Ответ: +19,91 кДж.

Задача 3. Прямая или обратная реакция будет протекать при

стандартных условиях в системе 2NO (г) + O2 (г) = 2NO2 (г)

Ответ мотивируйте, вычислив прямой реакции. Ответ: -69,70 кДж.

Решение:

32

Уравнение процесса:

2NO (г) + O2 (г) = 2NO2 (г)

Для вычисления энергии Гиббса прямой реакции используются значения

соответствующих веществ, приведённых в специальных таблицах. Зная,

что есть функция состояния и, что для простых веществ,

находящихся в устойчивом при стандартных условиях агрегатных состояниях,

равны нулю, находим , получим:

(NO2) - 2 (NO) = 2 . 51,84 – 2 . 86,69 = -69,70 кДж.

То, что < 0, указывает на возможность протекания прямой реакции

при Т = 298 К и давлении взятых газов равном 1,01325 Па (760 мм. рт. ст. = 1

атм.), обратная реакция не протекает при н. у..

Ответ: -69,70 кДж.

Задача 4 Используя справочные термодинамические данные, рассчитать

стандартную энтропию образования NH4NO3(к). Отличается ли стандартная

энтропия образования NH4NO3(к) от стандартной энтропии этого соединения?

Решение. Стандартной энтропии образования NH4NO3 отвечает

изменение энтропии в процессе:

N(г) + 2H2(г) + 3/2O2(г) = NH4NO3(к); Sоf,298(NH4NO3(к)) = ?

Значения стандартных энтропий исходных веществ и продуктов реакции

приведены ниже:

Вещество N2(г) H2(г) O2(г) NH4NO3(к)

Sо298, 191,50 130,52 205,04 151,04

Дж/(мольК)

Sох.р.,298 = Sоf,298(NH4NO3(к)) = Sо298(NH4NO3(к)) -

Sо298(N2(г)) 2Sо298(H2(г)) – 3/2Sо298(O2(г)) = 151,04–191,50- 2× 130,52–3/2×

205,04 = -609,06

Дж/(моль·К).

= 2

33

Стандартная энтропия образования NH4NO3(к), равная - 609,06

Дж/(моль·К), отличается от стандартной энтропии нитрата аммония

Sо298(NH4NO3(к)) = +151,04 Дж/(моль·К) и по величине, и по знаку. Следует

помнить, что стандартные энтропии веществ Sо298 всегда больше нуля, в то

время как величины S0f,298, как правило, знакопеременны.

Задача 5 Изменение энергии Гиббса реакции

2Н2(г) + О2(г) = 2 Н2О(ж) равно Gо298= –474,46 кДж. Не проводя

термодинамические расчеты, определить, за счет какого фактора

(энтальпийного или энтропийного) протекает эта реакция при 298 К и как

будет влиять повышение температуры на протекание этой реакции.

Решение. Поскольку протекание рассматриваемой реакции

сопровождается существенным уменьшением объема (из 67,2 л (н.у.)

исходных веществ образуется 36 мл жидкой воды), изменение энтропии

реакции Sо

34

или обратном) будет протекать реакция. Рассчитайте температуру, при

которой равновероятны оба направления реакции.

ΔH0H2O=·- 241,82; ΔH0Fe2O3 = -822,16 кДж/моль

ΔS0Fe =27,15; +ΔS0H2O =188,7; ΔS0Fe2O3 – 89,96;·ΔS0H2= 131 Дж/(моль·K)

Задача 3. Рассчитав на основании табличных данных ΔG и ΔS,

определите тепловой эффект реакции:

2 NO (г) + Cl2 (г) ↔ 2 NOCl(г).

На основании табличных данных рассчитать ΔG и ΔS

Задача 4. Найти тепловой эффект реакции Al2O3+

3SО3=Al2(SO4)3

На основании табличных данных рассчитать Q

Задача 5. Рассчитать ΔG° для реакции NH3(г) + HCl(г) → NH4Cl(т)

Задача 6. Восстановление Fe3O4 оксидом углерода идет по уравнению

Fe3O4 (к) + СО (г) = 3ЕеО (к) + СO2 (г)

Вычислите и сделайте вывод о возможности самопроизвольного

протекания этой реакции при стандартных условиях, Чему равно в этом

процессе?

Задача 7. При какой температуре наступает равновесие системы

4HCl(г) + O2(г) ⇄ 2H2O(г) + 2Сl2(г), если тепловой

эффект реакции ΔrН0 = –114,4 кДж,

S 0298(Н2О) = 188,8 Дж/(моль∙К),

S 0298(НCl) = 186,7 Дж/(моль∙К),

S 0298(О2) = 205 Дж/(моль∙К), S0

298(Cl2) = 223 Дж/(моль∙К).

Зависимостью ΔrН0 и ΔrS

0 от температуры пренебречь.

35

Задача 8. Пользуясь справочными данными по Gоf298 и Sо298,

определите Hо298 реакции N2O(г) + 3H2(г) = N2H4(г) + H2O(ж).

Решение. Значения стандартных энергий Гиббса и энтропий исходных

веществ и продуктов реакции приведены ниже:

Вещество N2O(г) H2(г) N2H4(г) H2O(ж)

Δ Gо298, кДж/моль 104,12 0 159,10 237,23

Sо298, Дж/(моль·К) Задание.

219,83 130,52 238,50 69,95

Решить задачи по вариантам В1-1,5; В2-2,6; В3-3,7; В 4-4,8.

Оформить решение, указав все необходимые формулы, записать ответ и

вывод к практической работе.


Задача 1. Расчёт теплоты растворения.

Рассчитать теплоту растворения кристаллогидрата сульфита натрия

(Na2SO3 * 7H2O), если теплота растворения безводного сульфита натрия равна

11,34 кДж/моль, а теплота образования кристаллогидрата этой соли (теплота

гидратации) равна 58,4 кДж/моль.

Задача 2. Рассчитать стандартную теплоту сгорания этилового спирта,

исходя из реакции биохимического брожения глюкозы:

C6H12O6(т) → 2C2H5OH(ж) + 2СО2(г), ΔH°р-ции = -83,3 кДж/моль.

Теплоты сгорания (ΔH°сгор.) глюкозы, спирта и углекислого газа равны

соответственно -2817,1; -1366,9 и 0 кДж/моль.

Практическая работа 7 Решение задач на определение теплового

эффекта химической реакции по стандартным энтальпиям образования

36

Цель: определить тепловые эффекты химических реакций, а также

определить возможность самопроизвольного протекания этих реакций.

Задача 1 Количество теплоты, которое выделится при образовании 120

г MgO в результате реакции горения магния, термохимическое уравнение

которой:

2 Mg + O2 = 2MgO + 1204 кДж, равно

а) 602 кДж б) 301 кДж в) 2408 кДж г) 1803 кДж

Задача 2. В реакцию, термохимическое уравнение которой S + O2 = SO2

+ 297кДж, вступила сера массой 1 г. Количество теплоты, выделившееся при

этом, равно:

а) 9,28 кДж б) 2,97 кДж в) 29,7 1 кДж г) 74,25 кДж

Задача 3. Какое количество теплоты выделится при сгорании графита

массой 2,4 г, если термохимическое уравнение реакции C + O2 = CO2 + 402

кДж?

а) 984 кДж б) 40,2 кДж в) 98,4 кДж г) 80,4 кДж

Задача 4. Термохимическое уравнение горения фосфора: 4P + 5O2 =

2P2O5 + 3010 кДж. Какое количество теплоты выделится при сгорании 62 г

фосфора?

а) 6020 кДж б) 752,5 кДж в) 301кДж г) 1505 кДж

Задача 5. Какое количество теплоты выделится при сгорании метана

объемом 5,6 л (н.у.), если термохимическое уравнение реакции СН4 + 2О2 =

СО2 + 2Н2О + 892 кДж?

а) 22,3 кДж б) 2,23 кДж в) 223 кДж г) 446 кДж

Задача 6. Сколько теплоты выделится при растворении 200 г оксида

меди (II) (СuO) в соляной кислоте, если термохимическое уравнение реакции:

CuO + 2HCl = CuCl2 + H2O + 63,6 кДж

а) 159 кДж б) 318 кДж в) 15,9кДж г) 636 кДж

37

Задача 7. В результате реакции, термохимическое уравнение которой

2 C2H2+ 5O2 = 4CO2 +2H2O + 2610 кДж выделилось 652,5 кДж теплоты.

Масса сгоревшего ацетилена составила:

а) 13 г б) 26 г в) 52г г) 5,2г.

Задача 8. В результате горения 48 г метана выделилось 2406 кДж

теплоты. Количество теплоты, указанное в термохимическом уравнении этой

реакции составит:

а) 401 кДж б) 802 кДж в) 1203кДж г) 4812 кДж

Задача 9.Согласно термохимическому уравнению реакции 2СО(г) + О2(г)

= 2СО2(г) + 566 кДж при сжигании оксида углерода (II) выделилось 424,5 кДж

теплоты. Объем (н.у.) сгоревшего газа составил

а) 66,2 л б) 33,6 л в) 44,8 л г) 12 л

Задача 10. Согласно термохимическому уравнению реакции 3Cu +

8HNO3 = 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O + 385 кДж, при получении 15,68 л NO

(н.у.), количество выделившейся теплоты составило:

а) 358 кДж б) 716 кДж в) 134,75 кДж г) 22,4 кДж

Задача 11. По термохимическому уравнению реакции 2Сu + О2 = 2СuО

+ 311 кДж вычислите. Количество теплоты, которая выделится при окислении

384 г меди, составит:

а) 622 кДж б) 716 кДж в) 466,5 кДж г) 933 кДж

Задача 12. В результате реакции, термохимическое уравнение которой

2Cl2O7 = 2Cl2 + 7O2 + 574 кДж, выделилось 5,74 кДж теплоты. Объем

образовавшегося при этом кислорода (н.у.) составил:

а) 100 л б) 0,224 л в) 1,568 л г) 4,48 л


Задача 1. Определите по справочным данным стандартную энтальпию

реакции

38

С2H5OH(ж) + 3O2(г) = 2СО2(г) + 3H2O(г).

Задача 2 На разложение бертолетовой соли по реакции,

термохимическое уравнение которой

2KClO3 = 2KCl + 3O2 – 91 кДж, было затрачено 182 кДж теплоты.

Объем кислорода (при н.у.) выделившийся при этом, составил:

а) 134,4л б) 44,8л в) 89,6л г) 179,2л

Задача 3.В результате реакции, термохимическое

уравнение которой H2+ Cl2 = 2HCl + 184,36 кДж, выделилось 921,8 кДж

теплоты. Объем хлора, затраченный на образование хлороводорода (при н.у.)

при этом составил:

а) 134,4л б) 112л в) 44,8л г) 96л

Выполнить решение задач по вариантам Задачи

по вариантам:

В1-1,5,9; В2-2,6,10; В3-3,7,11; В 4-4,8,12.

Практическая работа 8 Решение задач по теме «Скорость

химической реакции».

Цель: научиться решать задачи по теме, находить нужные формулы, в

зависимости от определяющего фактора.

Задача 1. Как изменится скорость реакции, протекающей в газовой фазе,

при повышении температуры на 60° С, если температурный коэффициент

скорости данной реакции 2?

Решение:

Зависимость скорости химической реакции от

температуры определяется эмпирическим правилом Вант-Гоффа по

формуле:

39

Следовательно, скорость реакции при повышении температуры на

60° С больше начальной скорости реакции в 64 раза.

Задача 2. Рассчитайте скорость реакции между растворами хлорида

калия и нитрата серебра, концентрации которых составляют соответственно

0,2 и 0,3 моль/л, а k=1,5∙10-3л∙моль-1∙с-1 Решение

AgNO3 + KCl = AgCl↓ + K NO3

Скорость прямой реакции равна: v

= k·[AgNO3]·[KCl]

v = 1,5∙10-3 0,2 0,3 = 9·10-5 моль/л·с

Таким образом скорость реакции равна v = 9·10-5 моль/л·с

Задача 3

Вычислите, во сколько раз уменьшится скорость реакции, протекающей

в газовой фазе, если понизить температуру от 120 до 80° С.

Температурный коэффициент скорости реакции З.

Решение:

Зависимость скорости химической реакции от

температуры определяется эмпирическим правилом Вант-Гоффа по

формуле:

Следовательно, скорость реакции ; при 800 С0 меньше скорости

реакции при 1200 С0 в 81 раз.

Задачи по вариантам

В1-1,5; В2-2,6; В3-3,7; В 4-4,8.

Задача 1. Рассчитайте как изменится скорость реакции, температурный

коэффициент которой равен 2 при повышении температуры на 30°?

40

Задача 2. Определите, как изменится скорость химической реакции,

если реагирующие вещества нагрели с 20° С до 70° С , а температурный

коэффициент равен 2?

Задача. 3. Определите скорость химической реакции, если

концентрация образовавшегося вещества изменилась за 8 минут с 0,04 моль/л

до 0,16 моль/л.

Задача 4. Вычислите, во сколько раз увеличится скорость реакции при

повышении температуры от 30 до 70 ∘ С, если температурный коэффициент

скорости равен 2.

Задача 5. Температурный коэффициент реакции равен 2,5. Как

изменится ее скорость при охлаждении реакционной смеси от изменения

температуры от 50 °С до 30 °С?

Задача 6. Рассчитайте как изменится скорость реакции, температурный

коэффициент которой равен 2 при понижении температуры от 70 до 20°?

Задача 7. Как изменится скорость реакции при повышении температуры

от 55°до 100°С, если температурный коэффициент скорости этой реакции

равен 2,5?

Задача 8. В некоторый момент времени концентрация хлора в сосуде, в

котором протекает реакция H2+ Cl2 = 2HCl, была равна 0,06 моль/л. Через 5

сек концентрация хлора составила 0,02 моль/л. Чему равна средняя скорость

данной реакции в указанный промежуток времени?


Задача 1. Реакция протекает по уравнению 2А + В = 4С. Начальная

концентрация вещества А 0,15 моль/л, а через 20 секунд – 0,12 моль/л.

Вычислите среднюю скорость реакции.

Задача 2. Реакция идет по уравнению: 2NО + О2 = 2NО2. Начальные

концентрации реагирующих веществ были (моль/л): С(NО) = 0,8; С(О2) = 0,6.

41

Как изменится скорость реакции, если концентрацию кислорода увеличить до

0,9 моль/л, а концентрацию оксида азота (II) – до 1,2моль/л?

Задача 3.

Определить величину константы скорости реакции, протекающей по

уравнению 2А + В ⇄ С, если в некоторый момент времени при скорости

реакции, равной 7,5 10–5 моль/л·с, концентрации реагирующих веществ А и В

стали соответственно равны 0,05 моль/л и 0,1 моль/л.

Практическая работа 9 Решение задач на вычисление эквивалента и

массовой доли вещества.

Цель: формирование базовых знаний о способах определения свойств и

концентраций растворов и навыков проведения расчетов.

Задача 1 Вычислить массовую долю раствора серной кислоты,

приготовленного из 50 г кислоты и 350 мл воды.

Решение: Массовая доля растворенного вещества в

растворе определяется по формуле:

ω =

или, в нашем случае

ω =

По условиям задачи растворенным веществом является серная кислота,

а растворителем – вода. Для определения массы растворителя воспользуемся

известной физической формулой: m = V ∙ ρ

где m – масса вещества, г (кг); V –

объем вещества, см3 (м3); ρ –

плотность вещества, г/см3 (кг/м3)

42

Поскольку плотность воды ρ ≈ 1г/см3 , а по объему 1см3 = 1 мл, масса

350 мл воды составит mр-ля = 350 ∙ 1 = 350 г а

массовая доля �

Documents

Комплект контрольно дисциплинемткп.рф/wa-data/public/site/Рабочая...2019/02/10 · ЕН.03 Химия Программы подготовки