Физическая химия: Рабочая программа, задания на контрольные работы

Министерство образования Российской Федерации Северо–Западный государственный заочный технический университет Кафедра химии и охраны окружающей среды

ФИЗИЧЕСКАЯ ХИМИЯ Рабочая программа Задания на контрольные работы

Факультет технологии веществ и материалов Направление и специальность подготовки дипломированных специалистов: 651300 – металлургия 110400 – литейное производство черных и цветных металлов Направление подготовки бакалавров: 550500 – металлургия

Санкт-Петербург 2001

Утверждено редакционно-издательским советом университета УДК 541.1 Физическая химия: Рабочая программа, задания на контрольные работы. СПб.: СЗТУ, 2001. − 22 с. Издание предназначено для студентов 2 курса, обучающихся по специальности 110400 - «Литейное производство чёрных и цветных металлов» и направлению 550500 - «Металлургия». В методическом комплексе по всем основным разделам дисциплины (химическая термодинамика, химическая кинетика, катализ и адсорбция; фазовые равновесия и учение о растворах; электрохимия) представлена рабочая программа, приведены задания на контрольные и даны указания по их выполнению. При составлении комплекса учтены современные теоретические разработки и результаты научных и экспериментальных исследований последних лет, а также пожелания специальных кафедр. Рабочая программа разработана в соответствии с государственными образовательными стандартами высшего профессионального образования по специальности 110400 и направлению 550500. Рассмотрено на заседании кафедры химии и охраны окружающей среды 20 ноября 2000 года. Одобрено методической комиссией факультета химической технологии веществ и материалов 21 декабря 2000 г.

Рецензенты: кафедра физической химии СПб ТИ (ТУ) (С. И. Изотова, канд. хим. наук, доц.); Ю.Ю. Гавронская, канд. хим. наук, доц. кафедры физической и аналитической химии РГПУ им. Герцена. Составители: Г.С. Зенин, д-р техн. наук, проф.; Н.В. Пенкина, д-р хим. наук, проф.; В.Е. Коган, д-р хим. наук, проф. .

© Северо-Западный государственный заочный технический университет, 2001 2

1. Цели и задачи изучения дисциплины Физическая химия — наука, использующая теоретические и экспериментальные методы физики при исследовании химических явлений. В процессе изучения дисциплины студент знакомится с научной терминологией и основными понятиями предмета и приобретает знания о фундаментальных законах природы, которые находят практическое применение в различных отраслях науки и техники. Дисциплина «Физическая химии» позволяет теоретически определить возможность протекания и направление химических процессов при получении и создании сплавов, рассчитать количество теплоты при термообработке материалов, термические характеристики процессов плавления и кристаллизации металлов и сплавов, определить выход продуктов в химических реакциях, оценить скорость их протекания. В дисциплине изучаются основные принципы построения и анализа фазовых диаграмм для сплавов. Знание разделов дисциплины позволяет определить электрохимические потенциалы сплавов и металлов и, исходя из этого, теоретически обосновать практическое применение металлов и сплавов для различных условий их эксплуатации и дать оценку коррозионной стойкости и совместимости металлов в различных изделиях и конструкциях. Конечной целью изучения дисциплины является понимание основных закономерностей, которые образуют основу теории технологических процессов, и приобретение опыта практических расчетов, необходимого для решения производственных задач в области металлургии. Студент, освоивший раздел дисциплины «Химическая термодинамика», должен: ⎯ понимать сущность и знать формулировки и аналитические выражения первого и второго начал термодинамики, законов Гесса и Кирхгофа, уравнения состояния идеального газа и таких основных понятий, как летучесть, активность, термодинамический потенциал, химический потенциал; ⎯ знать определения идеального газа, теплот образования и сгорания, энтропии; ⎯ уметь рассчитывать теплоемкость системы, тепловой эффект реакции, изменения энтропии и потенциала Гиббса в ходе реакции; ⎯ уметь определять константу равновесия гомогенной и гетерогенной реакций и состав равновесной смеси, а также, на основе анализа уравнений изотермы и изобары, направление смещения равновесия реакции при изменении внешних параметров; ⎯ иметь представление о квантовой теории теплоемкости, статистическом толковании энтропии, тепловой теореме Нернста, постулате Планка.

3

Студент, освоивший раздел дисциплины «Химическая кинетика и катализ», должен: ⎯ понимать сущность и знать определения скорости и константы скорости гомогенной и гетерогенной химических реакций, их молекулярности и порядка, периода полупревращения, энергии активации; ⎯ уметь оценить влияние на скорость реакции концентрации реагирующих веществ, давления, температуры (с помощью правила Вант–Гоффа и уравнения Аррениуса); ⎯ иметь представление о сложных реакциях, о теориях активных соударений и активированного комплекса, о гомогенном и гетерогенном катализе, об адсорбции и поверхностном натяжении. Студент, освоивший раздел дисциплины «Фазовые равновесия и учение о растворах», должен: ⎯ понимать сущность и знать формулировки и аналитические выражения правила фаз Гиббса, законов Дальтона, Рауля, Генри, Гиббса–Коновалова, уравнений Клапейрона, Клапейрона–Клаузиуса, Шредера – Ле Шателье, Нернста– Шилова; ⎯ уметь строить (на основании кривых охлаждения) диаграммы состояния одно- и двухкомпонентных систем, анализировать их, определять по ним состав и количество сопряженных фаз; уметь определять состав трехкомпонентных систем с помощью треугольников Гиббса и Розебома; ⎯ знать различные способы выражения состава растворов и уметь пересчитывать состав из одной размерности в другую; ⎯ иметь представление о коллигативных свойствах растворов и об экстракции. Студент, освоивший раздел дисциплины «Электрохимия», должен: ⎯ понимать сущность и знать определения сольватации, электролитической диссоциации, водородного показателя раствора, удельной и молярной проводимости, электродов различного рода, электролиза; понимать сущность возникновения электрохимического потенциала и протекания электрического тока через растворы; ⎯ знать формулировки законов разведения Оствальда, электронейтральности, ионной силы, независимости движения ионов Кольрауша, Фарадея; ⎯ уметь рассчитывать равновесные электродные потенциалы электродов, ЭДС электрохимических цепей, выход по току при электролизе, рН буферных растворов; ⎯ иметь представление о теории растворов Дебая и Хюккеля, о химических источниках тока, об электрохимической коррозии.

4

5

Кинетика гомогенных реакций Кинетика гетерогенных реакций

Катализ

Второе начало термодинамики

Учение о химическом равновесии

Химическая кинетика и катализ

Первое начало термодинамики

Химическая термодинамика

Трехкомпонентные системы

Двухкомпонентные системы

Однокомпонентные системы

Фазовые равновесия и учение о растворах

Физическая химия

Неравновесные электродные процессы

Электродные потенциалы Электродвижущие силы

Растворы электролитов Проводимость

Электрохимия

2. Структура дисциплины

3. Содержание дисциплины РАБОЧАЯ ПРОГРАММА (объем курса 154 часа) Введение (1 час) Предмет и содержание дисциплины «Физическая химия», ее основные разделы. Исторические этапы развития физической химии, ее философские основы. Методы физической химии: термодинамический, статистический и квантово-механический. Значение предмета для технологии. 3.1.

Химическая термодинамика

3.1.1. Первое начало термодинамики (25 часов) Первое начало термодинамики, его основные формулировки и аналитическое выражение. Внутренняя энергия, энтальпия, теплота и работа. Идеальный и неидеальный газ. Уравнения состояния. Критические и приведенные параметры. Работа расширения идеального газа при различных условиях проведения процесса. Тепловые эффекты при постоянном объеме и постоянном давлении, соотношение между ними. Закон Гесса, его применение для расчета теплового эффекта химической реакции. Теплоты агрегатного и полиморфного превращений, сгорания, растворения. Теплота образования. Стандартное состояние. Таблицы стандартных теплот образования соединений; использование их для вычисления теплового эффекта реакции. Зависимость теплового эффекта реакции от температуры, уравнение Кирхгофа. Теплоемкость: изохорная, изобарная, истинная, средняя; связь между ними. Классическая теория теплоемкости газов. Понятие о квантовой теории теплоемкости газов и твердых веществ. Эмпирические правила и уравнения для вычисления теплоемкости веществ. 3.1.2. Второе начало термодинамики (15 часов) Направленность процессов в природе. Обратимые и необратимые процессы. Второе начало термодинамики, его основные формулировки и аналитическое выражение. Энтропия, ее физический смысл, ее изменение при агрегатных превращениях, статистическое толкование. Изменение энтропии при протекании обратимых и необратимых процессов. Изменение энтропии как фактор возможности и критерий направленности процесса в изолированной системе. 3.1.3. Учение о химическом равновесии (20 часов) Применение первого и второго начал термодинамики к химическим процессам. Термодинамические потенциалы; внутренняя энергия, энтальпия, 6

энергия Гельмгольца, энергия Гиббса. Характеристические функции. Изменение термодинамического потенциала как фактор возможности и критерий направленности процесса. Уравнения Гиббса – Гельмгольца. Тепловая теорема Нернста и ее следствия. Постулат Планка. Химический потенциал; химический потенциал идеального газа, идеального газа в смеси, неидеального газа, компонента в растворе. Активность и летучесть (фугитивность). Определение коэффициента летучести. Химическое равновесие. Константа равновесия гомогенной и гетерогенной реакций. Энтропийный способ вычисления константы равновесия. Определение степени превращения и состава равновесной смеси. Уравнение изотермы реакции (уравнение Вант-Гоффа). Зависимость константы равновесия от температуры: уравнения изобары и изохоры. Принцип Ле Шателье–Брауна. 3.2.

Химическая кинетика и катализ

3.2.1. Кинетика гомогенных реакций (15 часов) Скорость и константа скорости химической реакции. Молекулярность и порядок реакции. Константа скорости и период полупревращения реакций нулевого, первого, второго и третьего порядков. Методы определения порядка реакции. Сложные реакции: обратимые, последовательные, параллельные и сопряженные. Цепные реакции: роль радикалов в цепных реакциях; зарождение и обрыв цепи. Фотохимические реакции. Теории кинетики химических реакций: теория активных соударений, теория активированного комплекса. Влияние температуры на скорость реакции: приближенное правило Вант-Гоффа, уравнение Аррениуса. 3.2.2. Кинетика гетерогенных реакций (6 часов) Диффузия. Законы Фика. Гетерогенные процессы в многокомпонентных системах. Диффузионная и кинетическая стадии реакции. Влияние температуры и перемешивания. Метастабильность состояния пересыщения и переохлаждения. 3.2.3. Катализ (3 часа) Катализ и константа равновесия. Катализ и энергия активации. Положительный и отрицательный катализ. Автокатализ. Гомогенный катализ и гетерогенный катализ. Адсорбция на границе фаз, поверхностное натяжение. Структурный и энергетический факторы в катализе. Строение катализаторов и их отравление. Применение гомогенного и гетерогенного катализа в промышленности.

7

3.3.

Фазовые равновесия и учение о растворах

3.3.1. Однокомпонентные системы (8 часов) Основные понятия: составная часть системы, компонент, фаза, число степеней свободы. Правило фаз Гиббса. Диаграммы состояния воды и серы. Соотношение между давлением и температурой в процессах фазовых переходов. Уравнение Клапейрона. Уравнение Клапейрона – Клаузиуса. 3.3.2. Двухкомпонентные системы (22 часа) Общая характеристика растворов. Парциальные мольные величины. Уравнение Гиббса – Дюгема. Растворы газа в газе. Закон Дальтона. Физико-химический анализ двухкомпонентных систем. Принцип непрерывности и принцип соответствия. Сущность метода термического анализа и построение кривых охлаждения. Равновесие твердое – жидкость. Диаграмма температура – состав для систем, образованных веществами, которые обладают неограниченной растворимостью друг в друге в жидком состоянии, а в твердом состоянии неограниченно растворимы друг в друге; не растворимы друг в друге; обладают ограниченной взаимной растворимостью; образуют химические соединения, плавящиеся конгруэнтно или инконгруэнтно. Растворимость твердых веществ в жидкостях. Уравнение Шредера – Ле Шателье. Равновесие жидкость – жидкость. Ограниченная взаимная растворимость жидкостей, критическая температура растворения и правило прямолинейного диаметра В. А. Алексеева. Давление пара в системах с ограниченной взаимной растворимостью. Перегонка с водяным паром. Равновесие пар (газ) – жидкость. Давление пара над идеальным раствором; закон Рауля и следствия из него. Растворимость газа в жидкости; закон Генри. Коллигативные свойства разбавленных растворов. Явление осмоса. Понижение температуры замерзания и повышение температуры кипения раствора в зависимости от концентрации растворенного вещества. Эбулиоскопия и криоскопия как методы определения молекулярной массы растворенного вещества. Неидеальные растворы. Положительные и отрицательные отклонения от закона Рауля. Первый и второй законы Гиббса – Коновалова. Азеотропные растворы. Диаграммы давление – состав; температура кипения – состав; состав раствора – состав пара. Перегонка, ректификация. 3.3.3. Трехкомпонентные системы (3 часа) Графическое представление состава трехкомпонентных систем методами Гиббса и Розебома. Распределение вещества между двумя жидкими фазами. Коэффициент распределения. Закон Нернста–Шилова. Экстракция и ее применение в технике.

8

3.4.

Электрохимия

3.4.1. Растворы электролитов. Проводимость (12 часов) Физическая и химическая теории растворов. Электролитическая диссоциация. Ионы в растворе и явление сольватации (гидратации). Закон электронейтральности. Сильные и слабые электролиты. Константа диссоциации. Закон разведения Оствальда. Ионная сила. Закон ионной силы. Основы электростатической теории сильных электролитов Дебая – Хюккеля. Проводимость. Проводники первого и второго рода. Абсолютная скорость движения ионов. Подвижность иона и число переноса. Проводимость: удельная и молярная. Зависимость удельной и молярной проводимости от концентрации и температуры. Закон независимости движения ионов Кольрауша. Проводимость раствора в поле высокой напряженности (эффект Вина) и высокой частоты (эффект Дебая – Фалькенгагена). Проводимость неводных растворов. Применение кондуктометрии в исследовательской и практической работе. Ионные равновесия: диссоциация, гидролиз, равновесие в буферных растворах. Водородный показатель раствора. Ионное произведение воды. Свойства буферных растворов; pH буферных растворов. Кислотно-основные индикаторы. Современное состояние теории кислот и оснований. 3.4.2. Электродные потенциалы. Электродвижущие силы (12 часов) Электрод. Электродный потенциал; уравнение равновесного электродного потенциала. Классификация электродов: электроды первого и второго рода, окислительно–восстановительные, газовые, ионообменные. Электрохимические системы (цепи). Электродвижущая сила. Термодинамическое вычисление ЭДС. Химические и концентрационные электрохимические системы. Цепи с переносом. Диффузионный потенциал. Цепи без переноса. Стандартные электроды и электрохимические системы. Методы измерения pH раствора. Измерение ЭДС системы. Практическое применение потенциометрии. 3.4.3. Неравновесные электродные процессы (12 часов) Электролиз. Законы Фарадея. ЭДС поляризации и электродная поляризация. Перенапряжение. Концентрационная и химическая поляризация. Электрохимическое перенапряжение. Основные положения теории электрохимической кинетики. Электроосаждение металлов и сплавов. Химические источники тока. Аккумуляторы: свинцовый и кадмиево-никелевый. Топливные элементы. Электрохимическая коррозия и методы борьбы с ней.

9

ТЕМАТИЧЕСКИЙ ПЛАН ЛЕКЦИЙ ДЛЯ СТУДЕНТОВ ОЧНО– ЗАОЧНОЙ ФОРМЫ ОБУЧЕНИЯ Часть 1 (20 часов) №

Тема лекции

1

Введение, содержание курса, методы физической химии, значение предмета для технологии. Химическая термодинамика, первое начало термодинамики; закон Гесса, его применение для расчета теплового эффекта химических реакций Зависимость теплового эффекта реакции от температуры, уравнение Кирхгофа. Теплоемкость Второе начало термодинамики; энтропия, её физический смысл, изменение энтропии при протекании обратимых и необратимых процессов Термодинамические потенциалы. Химический потенциал. Химическое равновесие

2 3

4 5

6 7

8

Константа равновесия и способы ее выражения; энтропийный способ вычисления константы равновесия. Определение степени превращения и состава равновесной смеси Принцип смещения равновесий; уравнения изотермы и изобары реакции Химическая кинетика. Кинетика гомогенных реакций, константа скорости реакции, период полупревращения, методы определения порядка реакции. Теория активных соударений; теория активированного комплекса Кинетика гетерогенных процессов. Адсорбция и десорбция: эмпирическое уравнение изотермы адсорбции Фрейндлиха, мономолекулярная теория адсорбции Ленгмюра

10

Объем, часы

2 2

2 3

3 2

4

2

Часть 2 (12 часов) №

Тема лекции

1

Фазовые равновесия, правило фаз Гиббса. Однокомпонентные системы. Диаграммы состояния воды и серы. Уравнения Клапейрона и Клаузиуса – Клапейрона Двухкомпонентные системы. Термический анализ двухкомпонентных систем, кривые охлаждения, диаграммы температура – состав для систем твердое – жидкость Растворы газов в жидкостях и расплавленных металлах, законы Генри и Сивертса. Давление пара над идеальными растворами, закон Рауля. Неидеальные растворы, законы Гиббса – Коновалова. Диаграммы давление – состав, температура кипения – состав, состав раствора – состав пара Трехкомпонентные системы; распределение вещества между жидкими фазами, коэффициент распределения, закон Нернста – Шилова, экстракция Электрохимия. Растворы электролитов, электролитическая диссоциация, ионная сила. Основы теории Дебая – Хюккеля Удельная и молярная проводимость растворов, зависимость проводимости от концентрации и температуры; закон независимости движения ионов Электродные потенциалы, классификация электродов. Электродвижущая сила. Виды электрохимических систем Неравновесные электродные процессы; электролиз; законы Фарадея. Аккумуляторы. Электрохимическая коррозия и методы защиты от коррозии

2

3

4

5 6

7 8

11

Объем, часы

1

2

2

1 2

1 2

1

3.5.

ПЕРЕЧЕНЬ ЛАБОРАТОРНЫХ РАБОТ Часть I (20 часов)

№ 1 2 3 4

Объем, Описание деятельности Тема лабораторной студента часы работы Сдача коллоквиума. Определение теплового Выполнение экспериэффекта реакции нейтраментальной части. лизации 4 Обработка результатов. Измерение давления наСоставление отчета. сыщенного пара жидкоЗащита лабораторной сти 6 работы. Определение коэффициента распределения 4 Исследование кинетики химической реакции 6 Часть II (8 часов)

№ 1 2 3 4

3.6. № 1 2 3.7.

Объем, Описание деятельности студента часы Сдача коллоквиума. 2 Выполнение экспериментальной части. Обработка результа2 тов. Составление отчета. Защита лабораторной 2 работы. 2

Тема лабораторной работы Построение диаграммы состояния для сплавов Исследование растворов методом проводимости Измерение электродвижущих сил электрохимических систем Измерение рН буферных растворов

ПЕРЕЧЕНЬ ПРАКТИЧЕСКИХ ЗАНЯТИЙ Тема практического занятия

Химическая термодинамика и кинетика Фазовые равновесия и электрохимия

Объем, часы

Описание деятельности студента

2

Решение задач

2

ПРОМЕЖУТОЧНЫЙ И ИТОГОВЫЙ КОНТРОЛЬ ЗНАНИЙ

Промежуточный контроль: сдача коллоквиумов, защита контрольных работ. Итоговый контроль: сдача зачета в 3–м семестре и экзаменов в 3–м и 4–м семестрах. 12

4. Литература Основная 1. Киреев В. А. Курс физической химии.– М.: Химия, 1975. 2. Жуховицкий А. А., Шварцман Л. А. Физическая химия. – М.: Металлургия, 1976. 3. Зенин Г. С., Сысоева В. В., Привалова Т. А., Пенкина Н. В. Физическая химия: Химическая термодинамика. Ч. 1. Текст лекций. — СПб.: СЗПИ, 1997. 4. Зенин Г. С., Сысоева В. В., Привалова Т. А., Пенкина Н. В. Физическая химия: Фазовые равновесия и учение о растворах. Ч. 3. Текст лекций. — СПб.: СЗПИ, 2000. 5. Юсова Ю. И., Привалова Т. А. Расчет равновесных и кинетических характеристик процессов: Учеб. пособие. – Л.: C3ПИ, l990. Дополнительная 6. Краткий справочник физико-химических величин. 9-ое изд. Под ред. А. А. Равделя и А. М. Пономаревой. – СПб.: Специальная лит., 1999. 7. Физическая химия. Химическая термодинамика, электрохимия, химическая кинетика: Метод. указания к выполнению лабораторных работ. – СПб.: С3ПИ, 1992. 8. Физическая химия. Фазовые равновесия: Метод. указания к лабораторным работам. – СПб.: С3ПИ, 1994.

13

5. Задания на контрольные работы Контрольные работы состоят из комбинированных задач, к решению которых следует приступать только после усвоения соответствующих разделов дисциплины, изучив материал последовательно по программе и учебникам, рекомендованным в рабочей программе. Каждая из работ должна быть проверена и зачтена до сдачи экзамена по соответствующей части дисциплины. Выбор варианта задачи производится в соответствии с двумя последними цифрами шифра студента и числом вариантов задачи. Если число из последних двух цифр шифра меньше числа вариантов задачи или равно ему, то надо решать задачу, номер варианта которой равен этому числу. Например, если последние цифры шифра 17, надо выполнять задачу варианта 17. Если число из последних двух цифр шифра больше числа вариантов задачи, то надо решать задачу, номер варианта которой равен остатку от деления числа из последних двух цифр шифра на число вариантов задачи. Например, если последние цифры шифра 49, а число вариантов задачи 15, то следует выполнять задачу по варианту 4 (49:15=3 и 4 в остатке). Если число из последних двух цифр шифра делится на число вариантов данной задачи без остатка или если последние цифры шифра 00, то надо решать задачу по последнему варианту. Например, если последние две цифры шифра 39, а число вариантов 13, выполняется задача 13. Контрольная работа №1 Задача 1.1 (23 варианта) 1. При температуре T, K, и давлении p, бар, рассчитать (с использованием средних теплоемкостей c p0 ) константу равновесия Kp реакции (см. таблицу) и состав равновесной смеси, если числа молей веществ в исходной смеси равны их стехиометрическим коэффициентам. 2. Объяснить, в какую сторону сместится равновесие анализируемой реакции: а) при повышении температуры; б) при повышении давления. Задача 1.2 (23 варианта) С помощью интерполяционного уравнения рассчитать значения истинной изобарной теплоемкости c 0p вещества, отмеченного звездочкой (см. таблицу),

при температурах T и (T + 300 ) / 2 . Для интервала температур от 298 K до T

построить график зависимости c 0p = f (T ) и показать на нем значение c p0, 298−T

(значения c 0p , 298 приведены в справочнике [6]).

14

Таблица к задачам 1.1 и 1.2 Реакция № * 1 C2 H 4 + H 2O(г) = C2 H 5OH (г)

T, K 600

p, бар 10,13

2

2 NO = N 2* + O2

500

1,013

3

C4 H10 = C4 H 8* + H 2

800

1,013

бутан

циклобутан

4

CO* + H 2O(г) = CO2 + H 2

600

1,013

5

CO + Cl2 = COCl2*

900

4,052

6

2 H 2 S = 2 H 2 + S2* (г)

500

1,013

7

FeO(кр) + H 2* = Fe(кр) + H 2O(г)

900

1,013

8

* Fe3O4 (кр) + H 2 = 3FeO(кр) + H 2O(г)

800

1,013

9

N 2 + C2 H 2 = 2 HCN *

500

2,026

* 10 CO + 2 H 2 = CH 3OH (г)

500

10,13

11 C2 H 6 = C2 H 4* + H 2 12 CH 4* + H 2O(г) = CO + 3H 2

1000

2,026

900

1,013

13 C(гр) + CO2* = 2CO

1000

0,506

* 14 HCOOH (г) = CO2 + H 2

600

1,013

* 15 Fe2O3 (кр) + CO = 2 FeO(кр) + CO2

1000

1,013

16 CO* + H 2 = C(гр) + H 2O(г)

900

1,013

17 2 H 2O(г) = 2 H 2 + O2*

1000

1,013

18 CCl4* (г) + 2 H 2O(г) = CO2 + 4 HCl

700

1,013

19 2 NO + O2 = 2 NO2* 20 2CO + O2 = 2CO2*

700

1,013

600

1,013

21 2 H 2 S * + 3O2 = 2 H 2O(г) + 2 SO2

700

1,013

22 2 ZnS(кр) + 3O2 = 2 ZnO(кр) + 2 SO2*

1000

1,013

23 4 NH 3* (г) + 3O2 = 2 N 2 + 6 H 2O(г)

800

1,013

15

Задача 1.3 (26 вариантов)

По значениям констант скоростей реакций k1 и k2 при температурах T1 и T2 (см. таблицу) рассчитать энергию активации реакции Ea и найти аналитическим и графическим методами константу скорости kx при температуре Tx (для вариантов 1–13) или температуру Tx, при которой константа скорости равна kx (для вариантов 14–26). Таблица к задаче 1.3 Вариант

1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13

Константа скорости k при температуре T, K

T k ⋅ 104 T k ⋅ 103 T k ⋅ 104 T k ⋅ 103 T k ⋅ 106 T k ⋅ 10−2 T k ⋅ 106 T k T k ⋅ 103 T k ⋅ 105 T k ⋅ 105 T k ⋅ 103 T k ⋅ 104

574,5 856,0 550,7 15,9 599 14,6 683 66 456 0,946 1525 470,6 288 10,4 986 6,72 953 18,3 552 6,09 293 2,09 665 5,3 288 3,1

497,2 3,6 524,6 2,6 672 568,0 716 376 700 3100 1251 10,73 318 498 1165 977 918 3,8 595 132 314 31,0 745 676 313 81,5

Вариант

483 ? 568 ? 648 ? 693 ? 923 ? 1425 ? 308 ? 1050 ? 985 ? 640 ? 300 ? 698 ? 303 ?

14 15 16 17 18 19 20 21 22 23 24 25 26

16

Константа скорости k при температуре T, K

T k ⋅ 102 T k ⋅ 102 T k T k ⋅ 104 T k T k ⋅ 104 T k ⋅ 102 T k ⋅ 105 T k ⋅ 103 T k ⋅ 102 T k T k T k ⋅ 103

775 3,21 273,2 3,36 297,7 0,68 353,2 0,222 282,6 2,31 298,2 6,53 298,2 1,61 273,2 2,06 323,2 5,5 273,2 2,9 298,2 1,44 298,2 0,765 655 5,3

823 28,8 303,2 212,5 316,8 5,23 403,2 23,7 318,1 21,65 308,2 16,63 308,2 3,78 313,2 109,4 358,2 294 298,2 104 338,2 20,1 328,2 35,5 745 676

? 82,7 ? 29,6 ? 1,26 ? 112 ? 79,70 ? 26,1 ? 12,1 ? 28,0 ? 33,4 ? 18,7 ? 7,2 ? 5,69 ? 63,9

Контрольная работа № 2 Задача 2.1 (24 варианта) 1. На основании данных о зависимости температуры выпадения первого кристалла от состава расплава построить диаграмму равновесия системы. 2. Указать составы эвтектических смесей и химических соединений, имеющихся на диаграмме, и формулы химических соединений. 3. Изобразить графически кривые охлаждения систем, составы которых отмечены в таблице звездочкой. 4. Проанализировать по диаграмме: а) процесс охлаждения системы, исходное состояние которой обозначено точкой а; указать: температуру начала кристаллизации и состав первого кристалла; температуру, при которой затвердеет последняя капля жидкости, и ее состав; б) процесс нагревания системы, исходное состояние которой обозначено точкой б; указать: температуру начала плавления и состав первой капли жидкости; температуру, при которой расплавится последний кристалл, и его состав. 5. Определить составы равновесных фаз и их массы для системы, исходное состояние которой обозначено точкой в, если общая масса системы 10 кг.

17

Таблица к задаче 2.1 Вариа Компоненты нт A B 1

Si

Mg

2

A1

Mg

3

Mg

Ni

4

Ni

Al

5

Mg

Pb

6

Си

Mg

7

Mn

Si

8

Sb

Ni

9

A1

B

10

Mg

Ca

11

KC1

CuCl

12

Co

Si

Температура выпадения первого кристалла T, K, при содержании компонента B, % масс. % Mg Т % Mg Т % Ni Т % Al Т % Pb Т % Mg T % Si Т % Ni Т %B Т % Ca Т % CuCl Т % Si Т

0* 1688 0 933 0* 923 0* 1728 0* 923 0 1357 0* 1518 0 903 0* 933 0 923 0* 1033 0 1767

27 1474 20* 808 10 893 16 1643 30 848 5 1278 5 1473 3 885 10 923 10 873 20 973 10* 1573

42* 55 1223 1323 35 67* 738 714 34* 45 785 1043 32* 40 1913 1873 66* 75* 733 898 9* 18* 1003 1067 11 21* 1348 1589 20 32* 1373 1433 27* 30 909 932 19* 40 791 943 50* 60 593 463 15* 20 1473 1600

18

63* 1373 84* 823 82* 1418 58 1403 82 823 25 828 30* 1513 47* 1345 40* 1083 54* 993 66* 403 33* 1668

85* 1173 100* 923 89 1355 73* 1108 90* 673 43 843 40 1473 56 1443 45 1153 65* 903 80 493 49 1551

96 918

100 923

95* 1573 90* 903 97 523 50 823 51* 1409 65 1373 60* 1373 79 718 90* 623 54 1486

100 1728 100 933 100 600 70 758 80 1623 85* 1498 100 2075 100* 1123 100 693 59 1583

90* 100* 853 923 100 1688 100* 1728

62 100* 1509 1688

а

б

в

75 1500 95 950 50 1300 5 1900 10 1000 5 1400 40 1600 90 1700 50 1400 90 1150 80 700 40 1700

55 1000 35 680 95 1200 40 850 90 450 50 700 80 1300 20 850 10 850 40 750 20 350 20 1400

10 1400 95 800 15 850 55 1200 20 800 90 800 90 1500 20 1000 80 1200 45 850 30 700 90 1600

Продолжение Вариа Компоненты нт A B 13

Zn

Mg

14

Cd

Sb

15

CuCl

FeCl3

16

Mg

Si

17

Si

Mn

18

Mg

A1

19

B

A1

20

Ca

Mg

21

Al

Ni

22

Pb

Mg

23

Ni

Mg

24

Sb

Cd

Температура выпадения первого кристалла T, K, при содержании компонента B, % масс. % Mg Т % Sb Т % FeCl3 Т % Si Т % Mn Т % Al Т % Al Т % Mg Т % Ni Т % Mg Т % Mg Т % Cd Т

0* 3 693 641 0 8 595 563 0* 20* 693 617 0 4 923 918 0 20 1688 1623 0* 16* 923 823 0 40* 2075 1373 0* 21 1123 718 0 10* 933 903 0 3 600 523 0 5* 1728 1573 0* 10 903 823

10 838 27* 640 38 573 15* 1173 49* 1409 33* 714 55 1153 35* 903 27* 1108 10* 673 11 1355 35* 718

15* 868 43* 728 50* 593 37* 1373 60 1473 65 738 60* 1083 46* 993 42 1403 18 823 18* 1418 57* 728

19

20 40 843 690 65* 90 718 823 70 83* 576 556 45 58* 1323 1223 70* 79* 1513 1589 80* 100 808 933 70 73* 932 909 60 81* 943 791 60 68* 1873 1913 25* 34* 898 733 55 66* 1043 785 73* 92 640 563

49* 619 100* 903 100 571 73 1474 89 1348

90 923 90 873 84 1643 70 848 90 893 100 595

60* 703

90 858

100* 1688 95 1473

100* 1518

100* 933 100 923 100* 1728 100* 923 100* 923

100 923

а

б

в

30 900 50 800 90 600 25 1500 60 1600 5 950 50 1400 10 1150 95 1900 90 1000 50 1300 50 800

10 550 90 600 20 550 45 1000 20 1300 65 680 90 850 60 750 60 850 10 450 5 1200 10 600

80 750 30 600 10 600 90 1400 10 1500 5 800 20 1200 55 850 45 1200 80 800 85 850 70 600

Задача 2.2 (22 варианта) В электрохимической системе (см. таблицу) при заданных параметрах и температуре 298 K определить указанные в таблице величины. Указания: 1. Цифры под схемами электрохимических систем представляют собой активности а потенциалобразующих ионов. 2. Принятые обозначения: E, E0 – электродвижущая сила электрохимической системы при заданных и стандартных условиях соответственно, В; e – равновесный электродный потенциал, В (для каломельного электрода eCl − , Hg Cl , Hg = 0,281 В ). 2

2

Таблица к задаче 2.2 Вариант

Электрохимическая система

Заданные и определяемые величины

1

Pt Fe3+ , Fe2+ KCl Cl2 ( Pt )

E0=? E=?

2

Pt Fe3+ , Fe 2+ AgNO3 Ag

3

Pt Tl 3+ , Tl + Ce 4+ , Ce3+ Pt

4

Zn ZnSO4 HCl Cl2 ( Pt )

5

Zn ZnSO4 CdSO4 Cd

6 7 8

0, 01 0, 05

0, 01

0, 001 0,1 0,5 0,3 0,1

0,3 0, 002 0, 05

0, 01

( Pt ) H 2

0, 009

0,1

HCl буферный р − р H 2 ( Pt )

E0=? E=? E0=? E=? E0=? E=? E=?

pH = 1,8

0, 005

( Pt ) H 2

E0=? E=?

HCl H 2 ( Pt )

HNO3 0, 0004

Ag AgCNS 6,3 ⋅ 10

−17

KCl Hg 2Cl2 , Hg

9

Ag AgI AgNO3 Ag

10

Zn ZnSO4 KI AgI , Ag

а

E=?

0, 0875

0, 0897

0, 015

E=? E=0,335 В a=? E=0,731 В eAg + AgI , Ag = ? ,

20

Продолжение таблицы к задаче 2.2 Вариант

11 12 13

Электрохимическая система

Ag , AgBr KBr 0, 0722

KCl Hg 2Cl2 , Hg

( Pt ) H 2 CH 3COOH

( Pt ) F2

KF

KCl Hg 2Cl2 , Hg

KF

F2 ( Pt )

0,335 0, 0755

15

Zn ZnCl2 HCl Cl2 ( Pt ) a 0, 05 Ag KCl AgNO3 Ag

16

( Pt ) H 2

14

17 18

0,326 0, 0395

HCl Cl2 ( Pt ) 0, 416

Pt Cu 2+ , Cu + Fe3+ , Fe 2+ Pt 0,1 0, 001

( Pt ) H 2

0,1 0, 002

HCOOH KCl Hg 2Cl2 , Hg a

19

Sn SnCl2 PbCl2 Pb

20

Hg , Hg 2Cl2 KCl HCl Cl2 ( Pt )

0, 05

0, 0796

Zn ZnSO4 ZnSO4 Zn a 0, 0024

21 22

0,5

( Pt ) H 2

буферный р − р HCl H 2 ( Pt ) pH = 4,152

0, 05

21

Заданные и определяемые величины

E=? E=0,731 В pHкислоты=? E=? E=2,235 В a=? E0=? E=? E=? E0=? E=? E=0,421 В a=? E0=? E=? E=? E=0,0184 В a=? E=?

Содержание 1. 2. 3. 4. 5.

Цели и задачи изучения дисциплины ..................................................................... 3 Структура дисциплины ............................................................................................ 5 Содержание дисциплины ......................................................................................... 6 Литература............................................................................................................... 13 Задания на контрольные работы ........................................................................... 14

Редактор А.В. Алехина Сводный темплан 2001 г.

Лицензия ЛР № 020308 от 14.02.97 Подписано в печать Б.кн.-журн.

.03.2001. П.л. 1,5.

Б.л. 0,75.

Формат 60x84 1/16 РТП РИО СЗТУ

Тираж 200. Заказ Северо-Западный государственный заочный технический университет РИО СЗТУ, член Издательско-полиграфической ассоциации вузов Санкт-Петербурга

191186, Санкт-Петербург, ул. Миллионная, 5

22