УТЭК, физколлоидная химия (контрольная работа)
25.10.2018, 10:17

Вариант 1

Теоретическая часть:

1. Смысл поправок в уравнении Ван-дер-Ваальса.

2. Физический смысл энтальпии.

3. Практическое применение уравнений изотермии химической реакции.

4. Взрывные процессы.

Практическая часть:

1. Определить объём водорода при температуре 127°C и давлении 1*105 Па, образующийся при взаимодействии 280 г железа с водяным паром по реакции:

3Fe+4H2O→Fe3O2+4H2 .

2. Используя справочную литературу, определить изобарную термохимическую теплоту образования метана при стандартных условиях, используя реакцию:

2C2H6→2CH4+C2H2+H2 ,

если изобарный термодинамический тепловой эффект этой реакции равен +246,4кДж. Сравнить рассчитанную теплоту с табличной.

3. Истинная молярная теплоёмкость воздуха при температуре 400°C и p=const выражается уравнением:

Ср=27,2+0,0042*Т в Дж/(моль*К).

Определить среднюю удельную теплоемкость воздуха в интервале температур 0 – 400°C при p=const и v=const и сравнить эти теплоемкости с табличными.

4. Используя справочную литературу, по изменению энергии Гиббса реакции:

COCl2↔CO+Cl2

 определить возможность и направление её протекания при стандартных условиях проведения. Подтвердится ли вывод о направлении реакции расчетом изменения энтропии этой реакции? Сделать окончательный вывод.

5. Как изменится скорость некоторой реакции при повышении температуры от 40 до 100°C, если в этом интервале температур энергия активации этой реакции равна 120*103 Дж/моль?

6. Для реакции COCl2↔CO+Cl2 при температуре 600°C константа равновесия КР=1,67*10-6. Определить для этой реакции при указанной температуре константу равновесия Кс.

 

Вариант 2

Теоретическая часть:

1. Когда применяют уравнение Менделеева-Клайперона, а когда уравнение Ван-дер-Ваальса?

2. Сформулировать принцип Ле Шателье. Как  влияют температура, давление и концентрация на смещение равновесия?

3. Установление оптимальных условий ведения химического процесса.

4. Как связаны между собой катализатор и энергетический барьер реакции?

Практическая часть:

1. Определить изобарную термохимическую теплоту сгорания этилена при стандартных условиях, используя следующие термохимические уравнения:

1) 2C+2H2→C2H2 – 52,3 кДж

2) C+O2→CO2 + 393,51 кДж

3) H2+0,5O2→H2O+285,83кДж

Сравнить рассчитанную теплоту с табличной.

2. Используя справочную литературу, определить: будет ли реакция: MnO+H2→Mn+H2O идти самопроизвольно в прямом направлении при стандартных условиях её проведения,  и как скажется повышение температуры на направление реакции? Вывод о влиянии повышения температуры на направление реакции подтвердить расчётом величины (∆H0298)р-ции.

3. Используя справочную литературу, определить среднюю удельную теплоёмкость кислорода при p = const в интервале температур 500 – 940° C.

4. Для реакции CH3COOH+C2H5OH↔CH3COOC2H5+H2O при температуре 25° C константа равновесия Кс = 4. В каком направлении пойдёт реакция, если смешать при указанной температуре 1 моль эфира и 3 моля воды? Определить молярный состав смеси в момент равновесия.

5. Для некоторой реакции разложения 1-го порядка при температуре 460° C константа скорости равна 3,5*10-2с-1, а при температуре 518° C – 34,3*10-2с-1. Определить энергию активации этой реакции в указанном интервале температур.

6. При повышении температуры на 50° C скорость некоторой реакции возросла в 1 200 раз. Определить температурный коэффициент скорости этой реакции.

 

Вариант 3

Теоретическая часть:

1. Практическое значение факторов интенсивности системы.

2. Закон Кирхгоффа. Зависимость теплового эффекта реакции от температуры?

3.Зависимость константы равновесия Кс от различных факторов.

4. Энергетический барьер реакции.

Практическая часть:

1. Газовая смесь состоит из 8 кг метана и,3 кмоль этана. Выразить состав смеси в массовых, объёмных и молярных долях и процентах. Определить парциальный объём каждого газа, если эта смесь занимает объём 10 м3.

2. Рассчитать термохимический тепловой эффект реакции разложения 1кг Na2CO3 по схеме: Na2CO3→Na2O+CO2 с помощью следующих термохимических уравнений:

1) Na2CO3+SiO2→Na2SiO3 – 86,8 кДж

2) Na2O+SiO2→ Na2SiO3 +232,5 кДж

Объяснить смысл знака перед численным значением рассчитанной теплоты.

3. Используя справочную литературу, определить при p = const среднюю удельную теплоёмкость газовой смеси 0,5 моль азота и 1,5 моль кислорода в интервале температур 0 – 200° C.

4. Используя справочную литературу, определить: будет ли реакция: 4HCl+O2→2Cl2+2H2O идти самопроизвольно в прямом направлении при стандартных условиях её проведения и как скажется повышение температуры на направление реакции? Вывод о влиянии повышения температуры на направление реакции подтвердить расчетом величины (∆H0298) реакции.

5. Для некоторой реакции 1-го  порядка при температуре 140° C константа скорости равна 5,5*10-4 с-1, а при температуре 185° C – 9,2*10-3 с-1. Определить константу скорости этой реакции при температуре 167° C.

6. Во сколько раз увеличится скорость растворения железа в разбавленной соляной кислоте при повышении температуры от 18 до 32° C, если температурный коэффициент скорости этой реакции в указанном интервале температур равен 2,8?

 

Вариант 4

Теоретическая часть:

1. Что представляет собой «свободная» поверхностная энергия?

2. Физическая сущность II закона термодинамики.

3. Значение правила Ванг-Гоффа.

4. Зависимость процесса адсорбции на твёрдом адсорбенте от различных факторов.

Практическая  часть:

1. В сосуде ёмкостью 0,05м3 находится смесь 140 г оксида углерода и 20 г водорода при температуре 27° C. Определить парциальные давления каждого газа смеси, общее давление газовой смеси, состав смеси в массовых, объёмных и молярных долях и процентах.

2. Используя справочную литературу, определить изобарный и изохорный термохимический тепловой эффект реакции: CO2+C→2CO при стандартных условиях, если образовалось 10 л  CO. Объяснить смысл знаков перед численными значениями определяемых теплот.

3. Используя справочную литературу, по изменению энергии Гиббса реакции:

3PbO+2Al↔Al2O3+3Pb

определить возможность, направление, скорость и полноту протекания реакции при стандартных условиях её проведения. Подтвердить вывод о направлении реакции расчетом изменения энтропии этой реакции.

4. Для реакции SO2+0,5O2↔SO3 при температуре 727° C константа равновесия   Кр=5,845*10-3. Определить для этой реакции при указанной температуре константу равновесия Кс.

5. При нагревании NO2 в закрытом сосуде до некоторой температуры равновесие реакции 2NO2↔2NO+O2 устанавливается при концентрации NO2, NO и O2 соответственно (в моль/л) 0,3; 1,2 и 0,6. Определить для данной реакции при этой температуре константу равновесия Кс и исходную концентрацию NO2.

6. Для реакции CH3COOH+C2H5OH↔CH3COOC2H5+H2O при температуре 25° C константа равновесия Кс = 4. В каком направлении пойдёт реакция, если при указанной температуре смешать 50 г кислоты, 27 г спирта, 37 г эфира и 54 г воды? Определить массу каждого вещества в момент равновесия.

 

Вариант 5

Теоретическая часть:

1. Роль вязкости и текучести жидкостей в химической технологии.

2. Физический смысл энтропии.

3. Признаки химического равновесия.

4. Применение закона действия масс к гомогенным системам (формулировка, математическая запись для реакции в общем виде, графическое изображение с пояснением для обратимых реакций).

Практическая часть:

1. Используя справочную литературу, по изменению энергии Гиббса реакции:

MnO+H2↔Mn+ H2O,

определить возможность и направления энтропии этой реакции.

2. Стандартная теплота сгорания октана равна - 5512,2 кДж/моль, а теплота сгорания бутена-1 бутана равны -2719,0 и 2879,2 кДж/моль. По этим данным определите стандартный тепловой эффект реакции крекинга октана:

С8H18 →H2C + CH-CH2-CH3 + C4H10

3. При взаимодействии азота с раскалённым металлическим кальцием образует нитрид кальция. Определить объём азота, вступившего в реакцию с 0,8 кг кальция, если при температуре 27° C давление азота составляет 1*105  Па.

4. При взаимодействии азота с раскалённым металлическим кальцием образует нитрид кальция. Определить объём азота, вступившего в реакцию с 0,8 кг кальция, если при температуре 27 °C давление азота составляет 1*105  Па.

5.  Для реакции CO+ H2O ↔CO2+H2  при температуре 800° C константа равновесия Кс=1. Определить направление реакции, если для её проведения при указанной температуре взять смесь, состоящую из 1 моль CO и 5 моль H2O. Каков молярный состав смеси в момент равновесия?

6.  При температуре 140° C некоторая реакция заканчивается за 30 минут. За сколько времени закончится эта реакция при уменьшении температуры до 130°C, если температурный коэффициент скорости этой реакции в указанном интервале температур равен 3?

 

Вариант 6

Теоретическая часть:

1. Современные взгляды на структуру жидкостей.

2. Дать одну из формулировок I закона термодинамики и пояснить на примерах.

3. Значение принципа Ле-Шателье в химической технологии.

4. Зависимость скорости реакции от различных факторов.

Практическая часть:

1 .Определить объём водорода при стандартных условиях, если газ получен при взаимодействии 100 г цинка с соляной кислотой.

2. Используя справочную литературу, по изменению энергии Гиббса реакции:

3FeO+2Al↔Al2O3+3Fe

определить возможность, направление, скорость и полноту протекания реакции при стандартных условиях её проведения. Подтвердится ли вывод о направлении реакции  расчетом изменения энтропии этой реакции? Сделать окончательный вывод.

3. Для реакции CH3COOH+C2H5OH↔CH3COOC2H5+H2O определить при температуре 25° C константу равновесия Кс и исходные количества кислот и спирта, если в момент равновесия реакционная смесь содержит по 1/3 моль кислоты и спирта и по 2/3 моль эфира и воды.

4. Для реакции CO+ H2O ↔CO2+H2  при температуре 986° C константа равновесия Кс=1,6. Определить (в объёмных долях) выход CO2 и H2, а так же остаток CO и H2O к моменту равновесия, если для проведения этой реакции при указанной температуре взяли смесь, содержащую (в объёмных долях)

5. Как изменить скорость некоторой реакции при повышении температуры от 25 до 100° C, если энергия активации этой реакции в указанном интервале температур равна 125,7*103 Дж/моль?

6. При повышении температуре на 80° C скорость некоторой реакции возросла в 3000 раз. Определить температурный коэффициент скорости этой реакции: CO – 40*10-2 и H2O – 60*10-2.

 

Вариант 7

Теоретическая часть:

1. Что такое порядок реакции и как классифицируются реакции по этому признаку?

2. Зависимость теплоёмкости идеальных газов от различных факторов.

3. Практическое использование процесса адсорбции.

4. Записать и сформулировать правило фаз Гиббса для 2-х компонентных конденсированных систем. Какой внешний фактор влияет на равновесие таких систем?

Практическая часть:

1. Считая водород реальным газом, определить его давление, если 40 г водорода находятся в сосуде емкостью 10 л при температуре 700° C. Обосновать выбор уравнения для расчёта давления газа.

2.Используя справочную литературу, определить термохимическую изобарную теплоту, необходимую для образования 1кг аммиака при стандартных условиях по реакции:

NH4Cl→NH3+HCl.

Объяснить смысл знака перед числовым значением рассчитанной теплоты.

3.  В сосуде емкостью 50 литров находится 50 г водорода при температуре 250С. Определите число киломолей и давление водорода.

4. При некоторой температуре состояние равновесия системы H2+I2↔2HI характеризуется концентрациями H2, I2 и HI (в моль/л) соответственно: 0,005; 0,005 и 0,03. Определить при этой температуре для данной реакции константу равновесия Кс и исходные концентрации H2 и I2, считая все вещества, участвующие в реакции при этой температуре, газообразными.

5. Для реакции N2O4↔2NO2 при температуре 63° C константа равновесия Кр=1,287*105 Па. Определить (в молях, молярных долях и молярных процентах) состав смеси в момент равновесия, если общее равновесное давление смеси при указанной температуре равно 101325Па, а все вещества, участвующие в реакции, являются при данной температуре газообразными.

6. Как изменится скорость некоторой реакции при повышении температуры на 40° C, если температурный коэффициент скорости реакции равен 3,2?

 

Вариант 8

Теоретическая часть:

1. Понятие о плазме.

2. Понятие о теплоемкости вещества. Виды теплоемкостей.

3. Зависимость константы равновесия Кс от температуры.

4. Найти число степеней свободы для эвтектической точки и полученный результат объяснить.

Практическая часть:

1.Рассчитать термохимический тепловой эффект реакции: 2PH3+4O2→P2O5+3 H2O с помощью следующих термохимических уравнений:

1) P+1,5H2→PH3 – 48 кДж

2) 2P+2,5O2→ P2O5 +1507 кДж

3) H2+0,5O2→ H2O +286 кДж

Объяснить смысл знака перед числовым значением рассчитанной теплоты.

2. Баллон с кислородом вместимостью 20 л находится под давлением 1*107 Па при 150С. После израсходования части кислорода давление понизилось до 7,6*106 Па, а температура - до 100С. определите массу израсходованного кислорода.

3. Как изменится давление сероводорода, если в адиабатном процессе температура газа возросла в 2 раза?

4. Для реакции CO+H2O↔CO2+H2  при температуре 800° C константа равновесия Кс=1. Определить направление реакции, если для её проведения при указанной температуре взять смесь, состоящую из 10 моль CO и 4 моль H2O. Каков молярный состав смеси в момент равновесия?

5. Температура некоторой реакции равна 27° C. Как надо изменить температуру этой реакции для увеличения её скорости в 10 раз, если энергия активации данной реакции в этих интервалах температур составляет 128*103 Дж/моль?

6. Как надо изменить температуру некоторой реакции для увеличения её скорости в 50 раз, если температурный коэффициент скорости этой реакции в определяемом интервале температур равен 3?

 

Вариант  9

Теоретическая  часть:

1. Практическое  значение  закона  Гесса.

2. Уравнение Аррениуса и его значение?

3. Зависимость константы равновесия Кр от температуры.

4. Для чего вводится в закон действия масс константа скорости реакции и что она характеризует?

Практическая часть:

1. Считая кислород реальным газом, определить объём 1кмоль этого газа при температуре 237° C и давлении 1,108*108 Па. Обосновать выбор уравнения для расчёта объёма газа.

2. Используя справочную литературу, определить изобарную термохимическую теплоту, если 433 г HgO прореагировало по реакции: HgO+2HCl→HgCl2+ H2O при стандартных условиях. Объяснить смысл знака перед числовым значением рассчитанной теплоты.

3. Средняя удельная теплоёмкость газообразного диоксида серы в интервале температур 0 – 200° C при v=const равна 0,53 кДж/(кг*К). Определить среднюю удельную теплоёмкость газа в этом же интервале температур при p=const и сравнить рассчитанную теплоёмкость с табличной.

4. При смешивании 1 моль CO и 1 моль H2O  при температуре 427° C идёт реакция 

CO+ H2O ↔CO2+H2

Определить для данной реакции при указанной температуре константы равновесия Кс и Кр, если равновесная смесь содержит по 0,75 моль CO2 и H2.

5. Для реакции H2 +Cl2↔2HCl при некоторой температуре константа равновесия Кс=40. Определить количество водорода, вступившего при заданной температуре в реакцию с хлором, если при этой температуре взять смесь H2 и Cl2 с одинаковыми концентрациями, которые составляют (в моль/л) по 0,01.

6.Для реакции CH3COOH+C2H5OH↔CH3COOC2H5+H2O  при температуре 25° C константа равновесия Кс=4. Определить  направление реакции, если при указанной температуре смешать 3 моль спирта, 440 г эфира и 54 г воды? Определить массу каждого вещества в момент равновесия.

 

Вариант 10

Теоретическая часть:

1. Причины отклонений свойств реальных газов от законов идеальных газов.

2. Понятие о внутренней энергии идеального газа. Её зависимость от различных факторов.

3. Динамичность  истинного  равновесия.

4. Что такое «ингибитор» и «ингибирование», «старение» катализатора и «отравление» катализатора.

Практическая часть:

1. Используя справочную литературу, определить изобарную и изохорную термохимическую теплоту образования бензола при стандартных условиях. Объяснить смысл знаков перед числовыми значениями рассчитанных теплот. Сравнить рассчитанную изобарную теплоту с табличной.

2. Используя справочную литературу, определить при p=const среднюю удельную теплоёмкость газовой смеси 14 г азота и 12 г кислорода в интервале температур 0 – 170°C.

3. Используя справочную литературу, по изменению энергии Гиббса реакции: CuO+H2 ↔Cu+ H2O определить возможность, направление, скорость и полноту протекания реакции при стандартных условиях её проведения. Подтвердится ли вывод о направлении реакции расчетом изменения энтропии этой реакции? Сделать окончательный вывод.

4. При смешивании 1 моль CO и 1 моль Cl2 при температуре 550° C идёт реакция CO+Cl2↔COCl2. Определить для этой реакции при указанной температуре константы равновесия Кс и Кр, если равновесная смесь содержит 0,25 моль COCl2.

5. Для реакции N2+O2↔2NO при некоторой температуре константа равновесия Кс=5*10-3. Определить выход NO (в объёмных процентах), если исходные газы N2 и O2 взяты из воздуха в объёмном отношении соответственно 4:1.

6. При температуре 25° C константа скорости некоторой реакции равна 9*10-3 мин-1. Определить температурный коэффициент скорости этой реакции в интервале температур 25-40° C, если энергия активации реакции в этом интервале температур составляет 105*103 Дж/моль.





АЛФАВИТНЫЙ УКАЗАТЕЛЬ ПО ВУЗАМ
Найти свою работу на сайте
АНАЛИЗ ХОЗЯЙСТВЕННОЙ ДЕЯТЕЛЬНОСТИ
Курсовые и контрольные работы
БУХГАЛТЕРСКИЙ УЧЕТ, АНАЛИЗ И АУДИТ
Курсовые, контрольные, отчеты по практике
ВЫСШАЯ МАТЕМАТИКА
Контрольные работы
МЕНЕДЖМЕНТ И МАРКЕТИНГ
Курсовые, контрольные, рефераты
МЕТОДЫ ОПТИМАЛЬНЫХ РЕШЕНИЙ, ТЕОРИЯ ИГР
Курсовые, контрольные, рефераты
ПЛАНИРОВАНИЕ И ПРОГНОЗИРОВАНИЕ
Курсовые, контрольные, рефераты
СТАТИСТИКА
Курсовые, контрольные, рефераты, тесты
ТЕОРИЯ ВЕРОЯТНОСТЕЙ И МАТ. СТАТИСТИКА
Контрольные работы
ФИНАНСЫ, ДЕНЕЖНОЕ ОБРАЩЕНИЕ И КРЕДИТ
Курсовые, контрольные, рефераты
ЭКОНОМЕТРИКА
Контрольные и курсовые работы
ЭКОНОМИКА
Курсовые, контрольные, рефераты
ЭКОНОМИКА ПРЕДПРИЯТИЯ, ОТРАСЛИ
Курсовые, контрольные, рефераты
ГУМАНИТАРНЫЕ ДИСЦИПЛИНЫ
Курсовые, контрольные, рефераты, тесты
ДРУГИЕ ЭКОНОМИЧЕСКИЕ ДИСЦИПЛИНЫ
Курсовые, контрольные, рефераты, тесты
ЕСТЕСТВЕННЫЕ ДИСЦИПЛИНЫ
Курсовые, контрольные, рефераты, тесты
ПРАВОВЫЕ ДИСЦИПЛИНЫ
Курсовые, контрольные, рефераты, тесты
ТЕХНИЧЕСКИЕ ДИСЦИПЛИНЫ
Курсовые, контрольные, рефераты, тесты
РАБОТЫ, ВЫПОЛНЕННЫЕ НАШИМИ АВТОРАМИ
Контрольные, курсовые работы
ОНЛАЙН ТЕСТЫ
ВМ, ТВ и МС, статистика, мат. методы, эконометрика