Выберите правильное(ые) утверждение(я) или определение(я). Ваш выбор обоснуйте путем критики всех остальных утверждений или определений

2.38. Самопроизвольным называется процесс, в котором

1) D G° > 0.	2) энергия выделяется.
3) D G° < 0.	4) энергия поглощается.
5) D G > 0.	6) для его проведения не требуется совершать работу.
7) D G < 0.	8) для его проведения не требуется затрачивать энергию.

2.39. Энергии энергия Гиббса реакции D_r G — это

1) общая энергия, выделяющаяся или поглощающаяся в результате реакции.

2) доля общей энергии реакции, которая может быть получена в виде работы.

3) энергия, которую надо затратить в виде работы (а не теплоты) для осуществления реакции.

4) функция энтальпии и энтропии реакции.

5) функция энтальпии, энтропии и температуры реакции.

6) D_r G = D_r H – T D_r S

2.40. Энергия Гиббса образования вещества — это энергия Гиббса реакции образования

1) вещества.

2) 1 моль вещества.

3) 1 моль вещества из простых веществ.

4) 1 моль вещества из простых веществ, взятых в стандартном состоянии.

5) вещества из атомов.

6) 1 моль вещества из атомов.

2.41. Стандартная энергия Гиббса образования вещества — это свободная энергия реакции Гиббса образования (см. набор ответов в предыдущем задании).

2.42. При D _rG > 0 химическая реакция

1) невозможна при данных условиях.

2) невозможна в стандартных условиях.

3) возможна при совершении работы над системой.

4) возможна при введении энергии в систему.

5) таких реакций не бывает.

2.43. При D_r G ° > 0 химическая реакция

1) возможна.

2) невозможна в стандартных условиях.

3) возможна при совершении работы над системой.

4) возможна при введении энергии в систему.

5) таких реакций не бывает.

Вопросы и задачи

2.44. Какой(ие) среди указанных химических процессов являе(ю)тся самопроизвольным(и) при комнатной температуре? Какой(ие) из них действительно идет(ут) при этой температуре с заметной скоростью?

1) 2H₂ + C = CH₄	2) 2Na + O₂ = Na₂O₂
3) Ca + 2H₂O = Ca(OH)₂ + H₂	4) MgCO₃ = MgO + CO₂

1) H₂S + H₂O = H₃O⁺ + HS^–	2) 2FeO = 2Fe + O₂
3) 2H₂ + O₂ = 2H₂O	4) 2СO₂ + 4H₂ = CH₃COOH + 2Н₂О

1) C + O₂ = CO₂	2) SO₂+ O₂ = 2SO₃
3) CH₃COOH + H₂O = CH₃COO^– + H₃O⁺	4) 2SO₃ = SO₂+ O₂

Молекула или ион	D_f G °, кДж/моль
Н₂О	-237,2
Н₃О⁺	-237,2
НСООН· aq	-356,1
НСОО^-	-334,7
СН₃СООН· aq	-393,9
СН₃СОО^-	-366,9

2.45. Вычислите D_r G °₂₉₈для какой-либо реакции из предыдущего задания.

2.46. Вычислите константу равновесия реакции при стандартных условиях и при указанной температуре, пренебрегая температурной зависимостью энтальпий образования веществ и их энтропий.

1. 3H₂ + N₂ Û 2NH₃ t = 1000°С.

2. 2H₂ + O₂ Û 2H₂О t = 2000°С.

3. 2H₂S + 3O₂ Û 2H₂O + 2SO₂ t = 1000°С.

2.47. В какую сторону (при каждой из температур) смещено равновесие реакции из предыдущего задания? Что значит вообще выражение “равновесие смещено”?

2.48. Как можно сместить равновесие, описанное в задании 2.46?

2.49. Вычислите D G ° реакции, используя данные таблицы.

Не противоречит ли полученный результат тому факту, что раствор указанной кислоты имеет кислую среду?

1. НСООН + Н₂О Û НСОО^- + Н₃О⁺.

2. СН₃СООН + Н₂О Û СН₃СОО^-+ Н₃О⁺.

Тема 3. Химическое равновесие

Определения и утверждения

Выберите правильное(ые) утверждение(я) или определение(я). Ваш выбор обоснуйте путем критики всех остальных утверждений или определений.

3.1. Химическое равновесие — это

1) равенство скоростей прямой и обратной реакций.

2) состояние системы, в котором скорости всех реакций равны между собой.

3) состояние системы, при котором концентрации веществ не меняются во времени.

4) состояние системы, при котором скорости всех прямых реакций равны скоростям всех обратных реакций.

3.2. Стандартное состояние вещества — это

1) состояние вещества при стандартных условиях.

2) состояние вещества при нормальных условиях.

3) наиболее стабильное состояние вещества.

4) как правило, наиболее стабильное состояние вещества при данной температуре и давлении 1 бар.

5) состояние вещества в 1 М бесконечно разбавленном растворе.

3.3. Коэффициент активности — это отношение величины

1) активности вещества к его концентрации.

2) концентрации вещества к его активности.

3) активности вещества в данном состоянии к его активности в стандартном состоянии.

3.4. Фаза(ы) — это

1) гомогенная часть гетерогенной системы.

2) компоненты системы в одинаковом агрегатном состоянии.

3) компоненты системы с одинаковым химическим составом.

4) невзаимодействующие между собой компоненты системы.

3.5. Обратимой химической реакцией называется реакция, в которой

1) одновременно идут прямая и обратная реакция.

2) скорости прямой и обратной реакции равны.

3) устанавливается химическое равновесие.

4) D_r G ° = 0.

5) D_r G ° = 1.

3.6. Принцип Ле-Шателье применим к

1) системам, не изменяющимся во времени.

2) системам, в которых установилось физическое равновесие (что это такое?).

3) системам, в которых установилось химическое равновесие (что это такое?).

4) любым системам.

3.7. Принцип Ле-Шателье является законом

1) физическим.	2) химическим.	3) природы.
4) биологическим	5) всеобщим.	6) правилом

3.8. Константа равновесия химической реакции — это отношение

1) произведения концентраций продуктов реакции к таковому реагентов.

2) произведения концентраций реагентов к таковому продуктов.

3) отношение произведения активностей продуктов реакции к таковому реагентов.

4) произведения коэффициентов активностей продуктов реакции к таковому реагентов.

5) К = .

6) отношение произведения концентраций продуктов реакции в степенях, равных стехиометрическим коэффициентам при них, к такому же произведению концентраций реагентов.

7) отношение произведения активностей продуктов реакции в степенях, равных стехиометрическим коэффициентам при них, к такому же произведению активностей реагентов.

8) отношение произведения концентраций продуктов реакции в экспериментально найденных степенях к такому же произведению концентраций реагентов.

9) отношение скоростей прямой и обратной реакций.

10) отношение констант скоростей прямой и обратной реакций.

3.9. Коэффициент активности имеет размерность ту же, что

1) молярная концентрация.	2) моляльная концентрация.
3) не имеет размерности.	4) мольная доля.

3.10. Коэффициент активности может иметь значения

1) 0.

2) 1.

3) > 1.

4) < 1.

3.11. Константа равновесия химической реакции

А + В Û Х

имеет размерность

моль·л^–1.

моль^–1·л.

не имеет размерности

3.12. Если равновесие реакции смещено ("смещено", а не "смещается"!) влево, это значит, что

1) скорость прямой реакции меньше скорости обратной реакции.

2) константа скорости прямой реакции меньше константы скорости обратной реакции.

3) Константа равновесия реакции К > 1.

4) Константа равновесия реакции K < 1.

5) произведение концентраций продуктов реакции меньше такового реагентов.

3.13. Если равновесие реакции в результате некоторого воздействия смещается ("смещается", а не "смещено"!) влево, это значит, что при данном воздействии

1) скорость обратной реакции увеличивается сильнее, чем прямой.

2) скорость обратной реакции уменьшается сильнее, чем прямой.

3) константа равновесия уменьшается (при каком воздействии?).

4) константа равновесия увеличивается (при каком воздействии?).

3.14. Равновесие некоторой реакции под действием какого-то фактора (о каких факторах может идти речь?) смещается. Это значит, что

1) изменяется константа равновесия.

2) изменяются концентрации реагентов и продуктов.

3) один из реагентов исчезает.

4) скорость одной из реакций (прямой или обратной) увеличивается (уменьшается).

3.15. Необратимой химической реакцией называется реакция, которая

1) идет до "конца" (какого?).

2) протекает в системе, где скорость прямой реакции намного больше скорости обратной реакции.

3) имеет константу равновесия K < 10^–14 (откуда это число?)

4) имеет константу равновесия K < 10¹⁴ (откуда это число?).

5) сопровождается выделением газа или/и осадка.

6) завершилась в системе, где теперь не обнаруживается присутствия хотя бы одного из реагентов.

7) сопровождается большим изменением свободной энергии

(D_r G < –70 кДж.. Откуда это число?)

Задачи и вопросы

3.16. Приведите по одному примеру систем, к которым применим и к которым неприменим принцип Ле-Шателье.

3.17. Как влияет повышение давления на температуру

1.плавления вещества?	2.кипения вещества?
3.плавления воды?	4.кипения воды?

3.18. Почему повышение температуры смещает состояние равновесия? Ведь ускоряются как прямая, так и обратная реакции?

3.19. Почему изменение концентраций участников реакции смещает равновесие? Ведь константа равновесия при этом не меняется?

3.20. Как изменится (увеличится или уменьшится) константа равновесия и в какую сторону сместится установившееся при 600°С равновесие реакции FeO + H₂ Û Fe + H₂O - 23,0 кДж

при

1. повышении температуры.

2. повышении давления.

3. добавлении в систему FeO.

4. добавлении Н₂ (при постоянном объеме или при постоянном давлении).

5. введении катализатора, ускоряющего прямую реакцию.

6. добавлении Н₂О (при постоянном объеме или при постоянном давлении).

3.21. Для реакции СаСО₃ Û СаО + СО₂ при равновесии

1) D_r G = 0.	2) D_r G ° = 0.	3) К = 1.
4) К = а (СО₂).	5) К = р (СО₂).	6) К = 0.
К = (a_i и a_j — активности реагентов и продуктов, соответственно.)

Вещество	D_f H °₂₉₈, кДж/моль	D_f G °₂₉₈, кДж/моль	S°₂₉₈, Дж/моль·К
Н₂	?	?	130,6
N₂	?	?	191,5
NH₃	–46,2	–16,6	192,5
O₂	?	?	205,0
SO₂	–296,9	–300,2	248,1
SO_3,г	–398,2	–369,9	250,4

3.22. Вычислите константу равновесия реакции при комнатной температуре и при 500°С. Необходимые данные в таблице.

Прокомментируйте условия промышленного получения продукта реакции.

1. 3H₂+ N₂Û 2NH₃

2. 2SO₂+ O₂Û 2SO₃

3.23. Для реакции

СО_г+ SO_3,гÛ СО_2,г+ SО_2,г D_r H °₂₉₈= –184,5 и D_r G °₂₉₈= –197,1 кДж.

Вычислите константу равновесия при 400°С.

3.24. В таблице приведены константы равновесия реакции при двух температурах. Экзо- или эндотермическая это реакция? Сначала ответьте, а потом (для самопроверки) вычислите D_r H °.

Реакция	Температура, °С	Константа равновесия
1.	N₂O₄Û 2NO		1,3·10^-3
	5,8·10^-³
2.	CH₄ + 1/2O₂ Û CO + 2H₂		4·10¹³
	2·10¹²
3.	CH₄ + 2O₂ Û CO₂ + 2H₂O		1,0·10⁵²
	5·10⁶⁹

3.25.На рисунке показано изменение энергии системы при протекании в ней обратимой химической реакции в присутствие и в отсутствие катализатора. Во сколько раз катализатор уменьшил энергию активации прямой реакции? Обратной? Сместилось ли равновесие? Ответ поясните.	Е		Е^#



		Е^#_кат