4. Задачи для самостоятельной работы
1. Для следующих реакций написать уравнение скорости реакции и определить, как изменится скорость, если концентрацию первого вещества увеличить в 2 раза:
1) 2NO + Br2 = 2NOBr; | 9) 2SO2 + О2 = 2SO3; |
2) СО + Сl2 = СОСl2; | 10) N2 + ЗН2 = 2NH3; |
3) С2Н4 + Н2 = С2Н6; | 11) 2Н2О+2Сl2= 4НСl+ О2; |
4) О2 + 2Н2 = 2Н2О; | 12) 2NO + O2 = 2NO2; |
5) 2NOCl = 2NO + Сl2; | 13) РСl3 + Сl2 = РСl5; |
6) 3А + В = А3В; | 14) 2NOF = 2NO + F2; |
7) A(Т) + 2В(Г) = АВ2(Г); | 15) СО + Н2О = СО2 + Н2; |
8) 4NH3 +3O2 = 2N2 + 6H2O; 17) 4HCl + O2 = 2Cl2 + 2H2O; 18) 3Fe2O3 (T) + CO(Г) = CO2 (Г) +2Fe3O4(Т) 19)4NH3 +5O2 = 4NO + 6H2O 20)4Н2О(Г)+3Fe(Т)= Fe3O4(Т) + H2(Г);
| 16) NH3 + HCl = NH4Cl(T);
|
2. Написать выражение константы равновесия для следующих реакций:
1) СО + Н2О СO2 + H2; | 9) 2NO + Вr2 2NOBr; |
2) 2Н2O +2Сl2 4НСl + O2; | 10) РСl3 + Сl2 PСl5; |
3) 2HF H2 + F2; | 11) А(T) + 2B(Г) АB2(Г); |
4) 4НI + O2 2Н2О + 2 I2; | 12) C(Т) + СO2 2СО; |
5) 4Н2O(Г) +3Fe(T) Fе3О4(T)+ 4Н2(Г); | 13) ЗА + В А3В; |
6) 2NOF 2NO + F2; | 14) СОСl2 СО + Сl2; |
7) N2 + 3Н2 2NH3; | 15) 2НСl H2 + Сl2; |
8) 2SO2 + O2 2SO3; | 16) 4NH3 +5O2 4NO + 6H2O
|
17) NH3 + HCl NH4Cl(T)
| 18) 4HCl + O22Cl2 + 2H2O
|
19) 4NH3 +3O2 2N2 +6H2O
| 20) 3Fe2O3 (T)+CO(Г) CO2 (Г) +2Fe3O4 (Т) |
3. Во сколько раз увеличится скорость химической реакции при повышении температуры на 30°, если
1) γ = 2; 2) γ = 3; 3) γ = 2,5; 4) γ = 3,2; 5) γ = 2,9.
На сколько градусов следует повысить температуру системы, чтобы скорость протекающей в ней реакции увеличилась в 20 раз, если
6) γ = 2; 7) γ = 3; 8) γ = 3,5; 9) γ = 2,8; 10) γ = 4.
Скорость реакции при 0°С равна единице, ее температурный коэффициент равен трем. Чему равна скорость этой реакции при
11) 50°С; 12) 100°С; 13) 200°С.
Скорость реакции при 100°С равна единице, ее температурный коэффициент равен двум. Во сколько раз медленнее протекает эта реакция при
14) 20°С; 15) 50°С.
Как и во сколько раз изменится скорость химической реакции при повышении температуры от 100С до 300С, если:
16) γ = 2; 17) γ = 3; 18) γ = 2,5; 19) γ = 3,2; 20) γ = 2,9.
4. Куда сместится равновесие обратимой реакции, если изменить а) концентрацию, б) давление, в) температуру так, как указано в таблице 4.
Таблица 4
Уравнение обратимой реакции | ΔH реакции, кДж | Изменение концентрации | Изменение давления | Изменение температуры |
1. COCl2 = CO + Cl2 | +113 | увелич.CO | понизить | повысить |
2. 2CO = CO2 + C(T) | -171 | уменьш.CO2 | понизить | понизить |
3. 2SO3 = 2SO2 + O2 | +192 | увелич.SO3 | повысить | повысить |
4. N2 + 3H2 = 2NH3 | -92 | уменьш.H2 | понизить | повысить |
5. CH4 + CO2 = 2CO + 2H2 | +247,4 | уменьш.CH4 | повысить | повысить |
6. 2CH4 = C2H2 + 3H2 | +376,5 | увелич.C2H2 | понизить | понизить |
7. 2S(T) + 3O2(Г) = 2SO3(Г) | -790 | уменьш.SO3 | понизить | повысить |
8. 2KClO3(T) = 2KCl(T) +3O2(Г) | -99 | увелич.O2 | повысить | понизить |
9. Ba(T) + Cl2(Г) = BaCl2(T) | -860 | увелич.Cl2 | понизить | повысить |
10. 2KClO4(T) = KCl(T) +3O2(Г) | +33 | уменьш.O2 | повысить | повысить |
11. 2NO2 = N2O4 | -57 | увелич.N2O4 | повысить | повысить |
12. 2H2 + O2 = 2H2O(Г) | -483,6 | увелич.O2 | повысить | понизить |
13. CaCO3(T) = CaO(T) + СO2(Г) | +179 | уменьш.CaO | понизить | повысить |
14. 2CO + O2 = 2CO2 | -566 | увелич.CO | повысить | понизить |
15. N2 + O2 = 2NO | +180 | уменьш.N2 | повысить | повысить |
16. CO(Г) + 2Н2(Г) = СН3ОН(Г) 17. СО2 + С(Т) = 2СО 18. 2Н2 +О2 = 2Н2О(Г) 19. 2H2S(Г) = 2H2(Г) + S2(Г) 20. Fe(T) +H2O (Г) = H2(Г) + FeO(T) | -113 +150,5
-57,2 +41,9
-21,2 | увелич.СН3ОН уменьш. СО
увелич. О2 уменьш. S2
увелич. Fe | понизить повысить
понизить понизить
повысить | повысить повысить
повысить понизить
повысить |
- Федеральное агентство по рыболовству
- Содержание
- Лабораторная работа №1 Изучение классов неорганических соединений Введение
- Номенклатура оксидов
- Получение оксидов
- Химические свойства оксидов
- Кислоты
- Номенклатура кислот
- Кислородсодержащие кислоты хлора
- Получение кислот
- Химические свойства кислот
- Специфические свойства кислот
- Основания (гидроксиды металлов)
- Номенклатура оснований
- Получение оснований
- Химические свойства оснований
- Номенклатура солей
- Получение солей
- Химические свойства солей
- Степень окисления элементов.
- Графические формулы оксидов, кислот, оснований, солей
- Экспериментальная часть Приборы и материалы
- Варианты экспериментальных задач
- Оформление лабораторной работы
- Пример оформления лабораторного опыта
- Тестовые задания для самоконтроля Вариант № 1
- Вариант № 2
- Вариант № 3
- Вариант № 4
- Вариант № 5
- Укажите формулы оксидов, не реагирующих со щелочами
- Вариант № 6
- Вариант № 7
- Вариант № 8
- Вариант № 9
- Вариант № 10
- Вариант № 11
- Вариант № 12
- Вариант № 13
- Вариант № 14
- Вариант № 15
- Задачи для самостоятельной работы
- Вариант 5
- Вариант 6
- Вариант 12
- Вариант 13
- Вариант 14
- Вариант 15
- Лабораторная работа № 2 Приготовление раствора кислоты заданной концентрации Введение
- 1. Цели и задачи
- 2. Теоретическая часть
- Классификация растворов
- Примеры расчета концентрации растворов
- 3. Экспериментальная часть
- 4. Задачи для самостоятельной работы
- Плотность растворов некоторых неорганических кислот и щелочей в воде при 20ºС
- Лабораторная работа № 3 Скорость химических реакций и химическое равновесие Введение
- 1. Цели и задачи
- 2. Теоретическая часть
- 3. Экспериментальная часть
- 3.1. Исследование зависимости скорости гомогенной реакции от концентрации
- 3.2. Исследование зависимости скорости гомогенной реакции от температуры
- 3.3. Исследование влияния изменения концентрации на смещение равновесия
- 3.4. Исследование влияния изменения температуры на смещение равновесия
- 4. Задачи для самостоятельной работы
- Лабораторная работа № 4 Ионно-обменные реакции Введение
- 1. Цели и задачи
- 1.1. Приобрести системные знания о теории электролитической диссоциации, изучить условия протекания реакций обмена в водных растворах электролитов.
- 2. Теоретическая часть
- 2.1. Электролитическая диссоциация. Диссоциация кислот, оснований, амфотерных гидроксидов и солей в водных растворах
- 2.2.Степень диссоциации. Сильные и слабые электролиты
- 2.3 Константа диссоциации
- 2.4. Реакции обмена в водных растворах электролитов. Ионные реакции и уравнения
- 2.5. Изменение энергии Гиббса и направленность химических процессов
- Примеры решения задач
- 3. Экспериментальная часть
- 3.1. Получение малорастворимых оснований
- 3.2. Получение малорастворимых кислот
- 3.3. Реакции со слабыми электролитами
- 3.4. Получение малорастворимых солей
- 4. Задачи для самостоятельной работы
- Лабораторная работа № 5 Водородный показатель и гидролиз солей Введение
- 1. Цели и задачи
- 2. Теоретическая часть
- 2.1. Ионное произведение воды, рН - растворов
- 2.2. Гидролиз солей
- Примеры решения задач
- 3. Экспериментальная часть
- 3.1. Определение реакции среды при помощи индикаторов
- Определение рН при помощи универсального
- Индикатора
- 3.3. Реакция среды растворов различных средних солей
- 3.4. Факторы, влияющие на степень гидролиза
- 4. Задачи для самостоятельной работы
- Лабораторная работа № 6 Окислительно-восстановительные реакции Введение
- 1. Цели и задачи
- 2. Теоретическая часть
- 2.1. Степень окисления.
- 2.2.Окислители и восстановители
- 2.3. Методика составления овр
- 3. Экспериментальная часть
- 3.1. Окислительные свойства галогенов
- 3.2. Окислительные и восстановительные свойства пероксида водорода н2о2
- 3.3. Окислительные свойства перманганат - иона MnO4-
- 3.4. Влияние среды на протекание окислительно-восстановительных процессов
- 3.5. Внутримолекулярная окислительно-восстановительная реакция
- 4. Задачи для самостоятельной работы
- Лабораторная работа № 7
- Электрохимическая активность металлов и гальванический
- Элемент
- Введение
- 1. Цель и задачи
- 2. Теоретическая часть
- 2.1. Электродный потенциал. Химическая активность металлов
- 2.2. Устройство и работа гальванического элемента
- 3. Экспериментальная часть
- 3. 1. Качественное определение различной электрохимической активности металлов
- 3.2. Изготовление медно-цинкового гальванического элемента
- 3.3. Изготовление медно-никелевого гальванического элемента
- 4. Задачи для самостоятельной работы
- Лабораторная работа № 8 Электролиз водных растворов солей Введение
- 1. Цель и задачи
- 2. Теоретическая часть
- 2.1. Сущность электролиза. Электролиз расплава электролита
- 2.2. Законы Фарадея
- 2.3. Электролиз растворов электролитов
- 3. Экспериментальная часть
- Лабораторная работа № 9 Коррозия металлов и методы защиты от коррозии Введение
- 1. Цели и задачи
- 2. Теоретическая часть
- Химическая коррозия
- Электрохимическая коррозия
- Примеры решения эталонных задач
- 3. Экспериментальная часть
- 3.1. Образование микрогальванопар
- 3.2. Электрохимическая коррозия железа
- 3.3. Действие ионов, активирующих процесс коррозии
- 3.4. Ингибиторы раствора
- 4. Задачи для самостоятельной работы
- Лабораторная работа № 10 Химический контроль качества воды Введение
- 1. Цели и задачи
- 2. Краткий теоретический материал
- 3. Экспериментальная часть
- 3.1. Определение жесткости воды
- 3.2. Определение щелочности воды
- 3.3. Определение водородного показателя
- 4. Задачи для самостоятельной работы
- Лабораторная работа № 11 Полимеры Введение
- 1. Цели и задачи лабораторной работы
- 2.Теоретическая часть
- 2.1. История развития науки о полимерных материалов
- 2.2. Классификация полимерных соединений
- 2.3.Получение полимеров
- 2.4.Особенности строения полимеров
- 2.5. Свойства полимеров
- 2.5.1. Растворы полимеров
- 2.5.2 Набухание
- 2.6. Использование полимеров.
- 3. Экспериментальная часть
- 1.Определение примерной плотности полимеров1
- 2.Термопластичность полимеров
- 3. Горение
- 4.Отношение полимеров к растворам кислот и щелочей
- 5.Отношение полимеров к окислителям.
- 4. Задачи для самостоятельной работы
- Литература