 |
Тестовые задания. Выберите один правильный ответ. Химическая термодинамика
|
|
|
|
Тестовые задания
Выберите один правильный ответ
1. Степень окисления фосфора в соединении Ca3(PO4)2 равна
1) –3 3) +3
2) 0 4) +5
2. Наибольшей электроотрицательностью обладает элемент
1) Be 3) B
2) C 4) N
3. Наибольшую степень окисления азот проявляет в соединении
1) NH3 3) N2
2) NO2 4) N2O5
4. Степень окисления +6 сера проявляет в соединении
1) H2S 3) SO2
2) Na2SO3 4) K2SO4
5. В соединения PH3, P2O5, H3PO3 фосфор имеет степени окисления, соответственно равные
1) +3; +5; -3 3) –3; +5; +3
2) -3; +3; +5 4) +3; -5; -3
6. Одинаковую степень окисления фосфор имеет в соединениях
1) Ca3P2 и H3PO3 3) KH2PO4 и K3PO4
2) P4O6 и P4O10 4) H3PO4 и H3PO3
7. Сульфит натрия Na2SO3 может проявлять в окислительно-восстановительных реакциях свойства
1) только окислителя
2) только восстановителя
3) ни окислителя, ни восстановителя
4) и окислителя, и восстановителя
8. KMnO4 при взаимодействии с Na2S в растворе является
1) окислителем
2) восстановителем
3) донором электронов
4) окислителем и восстановителем в зависимости от условий протекания процесса
9. Коэффициент перед молекулой восстановителя в уравнении реакции
KMnO4 + Na2SO3 + H2SO4 → MnSO4 + Na2SO4 + K2SO4+ H2O равен
|
|
|
1) 5 2) 2 3) 3 4) 1
10. Соединение, содержащее Mn+7, в кислой среде восстанавливается до:
1) Mn+4 2) Mn+6 3) Mn+2 4) Mn0
11. Частицы, которые присоединяют электроны, называются
1) окислителями 3) присоединителями
2) восстановителями 4) нет верного ответа
12. Окислительно-восстановительные реакции, в которых элемент-окислитель и элемент-восстановитель входит в состав молекул различных веществ, называются
1) внутримолекулярными 3) диспропорционирования
2) межмолекулярными 4) самоокисления-самовосстановления
13. Какое вещество может выступать только в роли окислителя
1) HCl 3) FeCl2
2) K2Cr2O7 4) CO
14. В уравнении окислительно-восстановительной реакции
Cu + HNO3(разб) = Cu(NO3)2 + NO + H2O
коэффициент перед окислителем
1) 8 2) 10 3) 6 4) 2
15. Окислительные свойства оксид серы (IV) проявляет в реакции
1) SO2 + NaOH = NaHSO3
2) SO2 + Br2 + 2H2O = H2SO4 + 2HBr
3) SO2 + 2H2S = 3S + 2H2O
4) 2SO2 + O2 = 2SO3
16. В каком направлении данная ОВР протекает самопроизвольно:
H2SO4 + 2HCl = Cl2 + H2SO3 + H2O, если φ 0(Cl2/2Cl-) = 1. 36B; φ 0(SO42- /SO32-) = 0. 22B
1) в прямом
2) в обратном
3) слева на право
4) определить нельзя
16. Укажите тип окислительно-восстановительной реакции
H2SO3 + H2S → S + H2O
1) внутримолекулярная
2) межмолекулярная
3) диспропорционирования
4) контрдиспропорционирования
18. Уравнением Al0- 3ẽ = Al+3 описывает
1) процесс окисления
2) процесс восстановления
3) процесс присоединения электронов
4) процесс изменения степени
19. Какую роль играет перекись водорода в уравнении реакции
H2O2 → Н2О + О2
1) окислителя 3) окислителя-восстановтеля
|
|
|
2) восстановителя 4) нельзя определить
20. В каком направлении данная ОВР протекает самопроизвольно:
2NaCl + Fe2(SO4)3 → 2FeSO4 + Cl2 + Na2SO4, если φ 0(Cl2/2Cl-) = 1. 36B; φ 0(Fe3+ /Fe2+) = 0. 77B
1) в прямом
2) обратном
3) слева на право
4) определить нельзя
ХИМИЧЕСКАЯ ТЕРМОДИНАМИКА
Химическая термодинамика рассматривает энергетические аспекты различных процессов и определяет условия их самопроизвольного протекания.
Химическая термодинамика является уникальной теорией; рассматривая только макроскопические свойства вещества может предсказать возможное поведение системы и ответить на вопрос: возможна ли химическая реакция (физико-химический процесс) в данных условиях или нет.
Первое начало (первый закон) термодинамики – это всеобщий закон природы, закон сохранения и превращения энергии, соответствующий основному положению диалектического материализма о вечности и неуничтожимости движения. Впервые этот закон в 1842 г. сформулировал выдающийся немецкий физик Ю. Мейер, врач по образованию.
Энергия не исчезает и не возникает из ничего, а только превращается из одного вида в другой в строго эквивалентных соотношениях.
В зависимости от вида системы первый закон термодинамики имеет различные формулировки.
В изолированной системе внутренняя энергия постоянна, т. е. ∆ U = 0.
Для закрытой системы:
Если к закрытой системе подвести теплоту, то эта энергия расходуется на увеличение внутренней энергии системы и на совершение системой работы против внешних сил окружающей среды.
Математическое выражение первого закона термодинамики в интегральной форме имеет вид: Q = Δ U + W (1).
Здесь: Δ U – изменение внутренней энергии. Внутренняя энергия представляет собой общий запас энергии системы за вычетом кинетической энергии движения центра масс и потенциальной энергии системы. Этот общий запас включает энергию поступательного и вращательного движения молекул, энергию колебательного движения атомов и атомных групп, составляющих молекулы, энергию взаимодействия ядер и электронов, энергию взаимодействия нуклонов в ядре.
|
|
|
Абсолютное значение внутренней энергии не известно, т. к. не возможно перевести систему в состояние, где внутренняя энергия была бы равна нулю. Поэтому в термодинамических расчетах пользуются разностными значениями внутренней энергии (∆ U). Измеряется внутренняя энергия в Дж или Дж/моль.
Теплота Q и работа W. Это две формы передачи энергии к системе и наоборот. Работа характеризует направленную передачу энергии, а теплота – хаотическую. Эти функции характеризуют не состояние, а процесс передачи энергии, и являются функциями процесса или функциями пути. Измеряются они в Дж или в Дж/моль. Теплота, переданная системе в ходе процесса, является отрицательной (теплота поглощается, Q < 0)), а такой процесс называется эндотермическим. Экзотермическим называется процесс, в котором теплота выделяется (передается от системы к окружающей среде). В этом случае теплота положительная (Q > 0).
Для системы идеального газа в зависимости от протекаемого процесса математический вид первого закона термодинамики меняется:
1. Для изотермического процесса (Т = const) Δ U = 0 и Q = W (2).
2. Для изохорного процесса (V=const) W=0 и QV =Δ U:
3. Для изобарного процесса (р=const).
Qр = Δ U + рΔ V = (Uкон – Uнач) + (рVкон – рVнач) = (Uкон - рVкон) – (Uнач – рVнач).
Сумма внутренней энергии системы и произведения объема на давление (U + рV) называют энтальпией (Н). Поэтому Qр = Δ U + рΔ V = Δ Н.
Энтальпия Н – это функция специально введенная в термодинамику, которая характеризует общий запас энергии системы при постоянном давлении (внутренняя энергия – при постоянном объеме). Абсолютное ее значение не известно, поэтому в расчетах используют ∆ Н. Измеряется энтальпия в Дж или Дж/моль.
Энтальпия является функцией состояния системы. Одним из самых важных свойств функций состояния является следующее: при переходе системы из одного состояния в другое изменение функции состояния не зависит от пути перехода (процесса), а определяется лишь начальным и конечным её состояниями. К ним относят внутреннюю энергию U [Дж], энтальпию H [Дж], энтропию S [Дж/К], энергию Гиббса G [Дж], энергию Гельмгольца A [Дж].
|
|
|
Энтальпия системы является экстенсивным параметром и зависит от количества вещества, температуры и давления, поэтому изменение энтальпии в результате химической реакции или других процессов определяют при стандартных условиях.
Стандартные условия: количество вещества – 1 моль;
давление – 1 атм. = 760 мм рт. ст. = 101325 Па; температура – 298 К ≈ 250С.
В термодинамики для оценки энергетического состояния веществ используют значения стандартных энтальпий образования этих веществ, обозначаемые ∆ Н0обр, кДж/моль и стандартных энтальпий сгорания - ∆ Н0сг, кДж/моль.
Стандартная энтальпия образования простых веществ в их наиболее термодинамически устойчивом агрегатном и аллотропном состоянии при стандартных условиях принимается равной нулю.
Например, для кислорода ∆ Н0обр(О2) = 0, для графита ∆ Н0обр(Сграфита) = 0. Однако стандартная энтальпия образования озона ∆ Н0обр(О3) = 142, 2 кДж/моль, алмаза ∆ Н0обр(Салмаз) = 1, 8 кДж/моль.
Стандартная энтальпия образования сложных веществ равна энтальпии реакции получения 1 моль этого вещества из простых веществ при стандартных условиях.
Например, стандартная энтальпия образования этанола равна стандартной энтальпии гипотетической реакции: 2Сграфит + 3Н2(г) + 0, 5О2(г) = С2Н5ОН (ж), ∆ Н0f(С2Н5ОН) = -277 кДж/моль.
Стандартная энтальпия сгорания простейших (высших) оксидов в их наиболее устойчивых состояниях равна нулю.
Например, для воды ∆ Н0сг(Н2О(ж)) = 0; для углекислого газа ∆ Н0сг(СО2(г)) = 0 и т. д.
Стандартная энтальпия сгорания сложных веществ равна энтальпии реакции сгорания в атмосфере кислорода 1 моль вещества при стандартных условиях до простейших оксидов. При этом все участники реакции должны быть в устойчивых агрегатных состояниях.
Например, стандартная энтальпия сгорания этанола равна стандартной энтальпии реакции: С2Н5ОН + 7/2О2 = 2СО2 + 3Н2О, ∆ Н0сг(С2Н5ОН) = -1370 кДж/моль.
Значения стандартных энтальпий образования и сгорания сложного вещества зависят от природы вещества и его агрегатного состояния. Числовые значения стандартных энтальпий образования (сгорания) веществ приводятся в справочниках.
Изучением тепловых эффектов (энтальпий) химических реакций и фазовых переходов занимается термохимия .
Энтальпию реакции можно определить как экспериментально, так и методом расчета с использованием стандартных энтальпий образования (сгорания) веществ, участвующих в химической реакции, на основе закона, открытого академиком РАН Г. И. Гессом (1840).
Тепловой эффект реакции, протекающей при постоянном давлении или объеме и при условии, что продукты реакции и исходные вещества имеют одинаковую температуру и отсутствуют другие виды работ, кроме работы расширения, не зависит от пути процесса, а определяется только начальным и конечным состоянием системы.
|
|
|
В термохимических расчетах большое значение имеют следствия из закона Гесса.
|
|
|
