«ОСНОВЫ ХИМИЧЕСКОЙ ТЕРМОДИНАМИКИ, ХИМИЧЕСКОЙ КИНЕТИКИ И РАВНОВЕСИЯ»

Основы химической термодинамики

1 . Что изучает химическая термодинамика:

1) скорости протекания химических превращений и ме­ханизмы этих превращений;

2) энергетические характеристики физических и хими­ческих процессов и способность химических систем выпол­нять полезную работу;

3) условия смещения химического равновесия;

4) влияние катализаторов на скорость биохимических процессов.

2. Открытой системой называют такую систему, которая:

3. Закрытой системой называют такую систему, которая:

1) не обменивается с окружающей средой ни веществом, ни энергией;

2) обменивается с окружающей средой и веществом, и энергией;

3) обменивается с окружающей средой энергией, но не обменивается веществом;

4) обменивается с окружающей средой веществом, но не обменивается энергией.

4. Изолированной системой называют такую систему, которая:

1) не обменивается с окружающей средой ни веществом, ни энергией;

2) обменивается с окружающей средой и веществом, и энергией;

3) обменивается с окружающей средой энергией, но не обменивается веществом;

4) обменивается с окружающей средой веществом, но не обменивается энергией.

5. К какому типу термодинамических систем принадле­жит раствор, находящийся в запаянной ампуле, помещен ной в термостат?

1) изолированной;

2) открытой;

3) закрытой;

4) стационарной.

6. К какому типу термодинамических систем принадле жит раствор, находящийся в запаянной ампуле?

1) изолированной;

2) открытой;

3) закрытой;

4) стационарной.

7. К какому типу термодинамических систем принадле жит живая клетка?

1) открытой;

2) закрытой;

3) изолированной;

4) равновесной.

8 . Какие параметры термодинамической системы назы- I вают экстенсивными?

1) величина которых не зависит от числа частиц в системе;

3) величина которых зависит от агрегатного состояния системы;

9. Какие параметры термодинамической системы назы­вают интенсивными?

!) величина которых не зависит от числа частиц в системе;

2) величина которых зависит от числа частиц в системе;

3) величина которых зависит от агрегатного состояния;

4) величина которых зависит от времени.

10 . Функциями состояния термодинамической системы называют такие величины, которые:

1) зависят только от начального и конечного состояния системы;

2) зависят от пути процесса;

3) зависят только от начального состояния системы;

4) зависят только от конечного состояния системы.

11 . Какие величины являются функциями состояния си­стемы: а) внутренняя энергия; б) работа; в) теплота; г) эн­тальпия; д) энтропия.

3) все величины;

4) а, б, в, г.

12 . Какие из следующих свойств являются интенсив­ными: а) плотность; б) давление; в) масса; г) температура; д) энтальпия; е) объем?

3) б, в, г, е;

13. Какие из следующих свойств являются экстенсивны­ми: а) плотность; б) давление; в) масса; г) температура; д) энтальпия; е) объем?

3) б, в, г, е;

14 . Какие формы обмена энергией между системой и окружающей средой рассматривает термодинамика: а) теп­лота; б) работа; в) химическая; г) электрическая; д) механи­ческая; е) ядерная и солнечная?

2) в, г,д, е;

3) а, в, г, д, е;

4) а, в, г, д.

15. Процессы, протекающие при постоянной темпера­туре, называются:

1) изобарическими;

2) изотермическими;

3) изохорическими;

4) адиабатическими.

16 . Процессы, протекающие при постоянном объеме, называются:

1) изобарическими;

2) изотермическими;

3) изохорическими;

4) адиабатическими.

17 . Процессы, протекающие при постоянном давлении, называются:

1) изобарическими;

2) изотермическими;

3) изохорическими;

4) адиабатическими.

18 . Внутренняя энергия системы - это: 1) весь запас энергии системы, кроме потенциальной энер­гии ее положения и кинетической энергии системы в целом;

2) весь запас энергии системы;

3) весь запас энергии системы, кроме потенциальной энергии ее положения;

4) величина, характеризующая меру неупорядоченнос­ти расположения частиц системы.

19 . Какой закон отражает связь между работой, тепло­той и внутренней энергией системы?

1) второй закон термодинамики;

2) закон Гесса;

3) первый закон термодинамики;

4) закон Вант-Гоффа.

20 . Первый закон термодинамики отражает связь между:

1) работой, теплотой и внутренней энергией;

2) свободной энергией Гиббса, энтальпией и энтропией системы;

3) работой и теплотой системы;

4) работой и внутренней энергией.

21 . Какое уравнение является математическим выра­жением первого закона термодинамики для изолирован­ных систем?

l)AU=0 2)AU=Q-p-AV 3)AG = AH-TAS

22 . Какое уравнение является математическим выраже­нием первого закона термодинамики для закрытых систем?

1)AU=0; 2)AU=Q-p-AV;

3) AG = AH - T*AS;

23 . Постоянной или переменной величиной является внутренняя энергия изолированной системы?

1) постоянной;

2) переменной.

24 . В изолированной системе протекает реакция сгора­ния водорода с образованием жидкой воды. Изменяется ли внутренняя энергия и энтальпия системы?

1) внутренняя энергия не изменится, энтальпия изменится;

2) внутренняя энергия изменится, энтальпия не изменится;

3) внутренняя энергия не изменится, энтальпия не изменится;

4) внутренняя энергия изменится, энтальпия изменится.

25 . При каких условиях изменение внутренней энергии равно теплоте, получаемой системой из окружающей среды?

1) при постоянном объеме;

3) при постоянном давлении;

4) ни при каких.

26 . Тепловой эффект реакции, протекающей при посто­янном объеме, называется изменением:

1) энтальпии;

2) внутренней энергии;

3) энтропии;

4) свободной энергии Гиббса.

27 . Энтальпия реакции - это:

28. Химические процессы, при протекании которых про­исходит уменьшение энтальпии системы и во внешнюю сре­ду выделяется теплота, называются:

1) эндотермическимий;

2) экзотермическими;

3) экзэргоническими;

4) эндэргоническими.

29 . При каких условиях изменение энтальпии равно теп­лоте, получаемой системой из окружающей среды?

1) при постоянном объеме;

2) при постоянной температуре;

3) при постоянном давлении;

4) ни при каких.

30 . Тепловой эффект реакции, протекающей при посто-янном давлении, называется изменением:

1) внутренней энергии;

2) ни одно из предыдущих определений неверно;

3) энтальпии;

4) энтропии.

31. Какие процессы называют эндотермическими?

32 . Какие процессы называют экзотермическими?

1) для которых АН отрицательно;

2) для которых AG отрицательно;

3) для которых АН положительно;

4) для которых AG положительно.

33 . Укажите формулировку закона Гесса:

1) тепловой эффект реакции зависит только от началь­ного и конечного состояния системы и не зависит от пути реакции;

2) теплота, поглощаемая системой при постоянном объе­ме, равна изменению внутренней энергии системы;

3) теплота, поглощаемая системой при постоянном дав­лении, равна изменению энтальпии системы;

4) тепловой эффект реакции не зависит от начально­го и конечного состояния системы, а зависит от пути ре­акции.

34. Какой закон лежит в основе расчетов калорийности продуктов питания?

1) Вант-Гоффа;

3) Сеченова;

35. При окислении каких веществ в условиях организма выделяется большее количество энергии?

1) белков;

3) углеводов;

4) углеводов и белков.

36 . Самопроизвольным называется процесс, который:

1) осуществляется без помощи катализатора;

2) сопровождается выделением теплоты;

3) осуществляется без затраты энергии извне;

4) протекает быстро.

37 . Энтропия реакции - это:

1) количество теплоты, которое выделяется или погло­щается в ходе химической реакции при изобарно-изотер-мических условиях;

2) количество теплоты, которое выделяется или погло­щается в ходе химической реакции при изохорно-изотер-мических условиях;

3) величина, характеризующая возможность самопро­извольного протекания процесса;

4) величина, характеризующая меру неупорядоченнос­ти расположения и движения частиц системы.

38 . Какой функцией состояния характеризуется тенден­ция системы к достижению вероятного состояния, которо­му соответствует максимальная беспорядочность распреде­ления частиц?

1) энтальпией;

2) энтропией;

3) энергией Гиббса;

4) внутренней энергией.

39 . В каком соотношении находятся энтропии трех агрегат­ных состояний одного вещества: газа, жидкости, твердого тела:

I) S (г) > S (ж) > S (тв); 2)S(тв)>S(ж)>S(г); 3)S(ж)>S(г)>S(TB); 4) агрегатное состояние не влияет на значение энтропии.

40 . В каком из следующих процессов должно наблюдать­ся наибольшее положительное изменение энтропии:

1) СН3ОН (тв) --> СН,ОН (г);

2) СH4OH (тв) --> СН 3 ОН (ж);

3) СН,ОН (г) -> CH4OH (тв);

4) СН,ОН (ж) -> СН3ОН (тв).

41 . Выберите правильное утверждение: энтропия систе­мы увеличивается при:

1) повышении давления;

2) переходе от жидкого к твердому агрегатному состоянию

3) повышении температуры;

4) переходе от газообразного к жидкому состоянию.

42. Какую термодинамическую функцию можно исполь­зовать, чтобы предсказать возможность самопроизвольно­го протекания реакции в изолированной системе?

1) энтальпию;

2) внутреннюю энергию;

3) энтропию;

4) потенциальную энергию системы.

43 . Какое уравнение является математическим выраже­нием 2-го закона термодинамики для изолированных систем?

44 . Если система обратимым образом получает количе­ство теплоты Q при температуре Т, то об T;

2) возрастает на величину Q/T;

3) возрастает на величину, большую Q/T;

4) возрастает на величину, меньшую Q/T.

45 . В изолированной системе самопроизвольно проте­кает химическая реакция с образованием некоторого коли­чества продукта. Как изменяется энтропия такой системы?

1) увеличивается

2) уменьшается

3) не изменяется

4) достигает минимального значения

46 . Укажите, в каких процессах и при каких условиях изменение энтропии может быть равно работе процесса?

1) в изобарных, при постоянных Р и Т;

2) в изохорных, при постоянных V и Т;

З) изменение энтропии никогда не равно работе; 4) в изотермических, при постоянных Р и 47 . Как изменится связанная энергия системы TS при нагревании и при ее конденсации?

1) при нагревании растет, при конденсации уменьшается;

2) при нагревании уменьшается, при конденсации растет;

3) не происходит изменение T-S;

4) при нагревании и конденсации растет.

48 . Какие параметры системы необходимо поддержи­вать постоянными, чтобы по знаку изменения энтропии можно было судить о направлении самопроизвольного про­текания процесса?

1) давление и температуру;

2) объем и температуру;

3) внутреннюю энергию и объем;

4) только температуру.

49 . В изолированной системе все самопроизвольные процессы протекают в сторону увеличения беспорядка. Как при этом изменяется энтропия?

1) не изменяется;

2) увеличивается;

3) уменьшается;

4) сначала увеличивается, а затем уменьшается.

50 . Энтропия возрастает на величину Q/T для:

1) обратимого процесса;

2) необратимого процесса;

3) гомогенного;

4) гетерогенного.

51 Как изменяется энтропия системы за счет прямой и обратной реакции при синтезе аммиака?

3) энтропия не изменяется в ходе реакции;

4) энтропия увеличивается для прямой и обратной ре­акции.

52 . Какими одновременно действующими факторами определяется направленность химического процесса?

1) энтальпийным и температурным;

2) энтальпийным и энтропийным;

3) энтропийным и температурным;

4) изменением энергии Гиббса и температуры.

53. В изобарно-изотермических условиях максимальная работа, осуществляемая системой:

1) равна убыли энергии Гиббса;

2) больше убыли энергии Гиббса;

3) меньше убыли энергии Гиббса;

4) равна убыли энтальпии.

54 . Какие условия необходимо соблюдать, чтобы мак­симальная работа в системе совершалась за счет убыли энер­гии Гиббса?

1) необходимо поддерживать постоянными V и t;

2) необходимо поддерживать постоянными Р и t;

3) необходимо поддерживать постоянными АН и AS;

4) необходимо поддерживать постоянными PиV

55 . За счет чего совершается максимальная полезная работа химической реакции при постоянных давлении и температуре?

1) за счет убыли энергии Гиббса;

3) за счет увеличения энтальпии;

4) за счет уменьшения энтропии.

56. За счет чего совершается маскимальная полезная рабо­та живым организмом в изобарно-изотермических условиях?

1) за счет убыли энтальпии;

2) за счет увеличения энтропии;

3) за счет убыли энергии Гиббса;

4) за счет увеличения энергии Гиббса.

57 . Какие процессы называют эндэргоническими?

58. Какие процессы называют экзэргоническими?

2) AG 0; 4) AG > 0.

59. Самопроизвольный характер процесса лучше опре­делять путем оценки:

1)энтропии;

3) энтальпии;

2) свободной энергии Гиббса;

4) температуры.

60 . Какую термодинамическую функцию можно исполь­зовать для предсказания возможности самопроизвольного протекания процессов в живом организме?

1) энтальпию;

3) энтропию;

2) внутреннюю энергию;

4) свободную энергию Гиббса.

61 . Для обратимых процессов изменение свободной энергии Гиббса...

1) всегда равно нулю;

2) всегда отрицательно;

3) всегда положительно;

62 . Для необратимых процессов изменение свободной энергии:

1) всегда равно нулю;

2) всегда отрицательно;

3) всегда положительно;

4) положительно или отрицательно в зависимости от обстоятельств.

63. В изобарно-изотермических условиях в системе са­мопроизвольно могут осуществляться только такие процес­сы, в результате которых энергия Гиббса:

1) не меняется;

2) увеличивается;

3) уменьшается;

4) достигает максиального значения.

64 . Для некоторой химической реакции в газовой фазе при постоянных Р и TAG > 0. В каком направлении само­произвольно протекает эта реакция?

Г) в прямом направлении;

2) не может протекать при данных условиях;

3) в обратном направлении;

4) находится в состоянии равновесия.

65 . Каков знак AG процесса таяния льда при 263 К?

66 . В каком из следующих случаев реакция неосуществи­ма при любых температурах?

1)AH>0;AS>0; 2)AH>0;AH

3)A#4)AH= 0;AS = 0.

67. В каком из следующих случаев реакция возможна при любых температурах?

1)ДH 0; 2)AH 0; AS > 0; 4)AH = 0;AS = 0.

68 . Если АН

1) [АН] > ;

2) при любых соотношениях АН и TAS; 3){AH]

4) [АН] = [Т-А S].

69 . При каких значениях по знаку АН и AS в системе возможны только экзотермические процессы?

70. При каких соотношениях АН и T* AS химический про­цесс направлен в сторону эндотермической реакции:

71 . При каких постоянных термодинамических парамет­рах изменение энтальпии может служить критерием направ­ления самопроизвольного процесса? Какой знак DH в этих условиях указывает на самопроизвольный процесс?

1) при постоянных S и Р, АН

3) при постоянных Put, АН

2) при постоянных 5 и Р, АН > 0; 4) при постоянных Vn t, АН > 0.

72 . Можно ли и в каких случаях по знаку изменения эн­тальпии в ходе химической реакции судить о возможности ее протекания при постоянных Ти Р1

1) можно, если ЛЯ » T-AS;

2) при данных условиях нельзя;

3) можно, если АН « T-AS;

4) можно, если АН = T-AS.

73 . Реакция ЗН 2 + N 2 -> 2NH 3 проводится при 110°С, так что все реагенты и продукты находятся в газовой фазе. Ка­кие из указанных ниже величин сохраняются в ходе реакции?

2) энтропия;

3) энтальпия;

74 . Какие из следующих утверждений верны для реак­ций, протекающих в стандартных условиях?

1) эндотермические реакции не могут протекать само­произвольно;

2) эндотермические реакции могут протекать при дос­таточно низких температурах;

3) эндотермические реакции могут протекать при высо­ких температурах, если AS > 0;

4) эндотермические реакции могут протекать при высо­ких температурах, если AS

75 . Каковы особенности биохимических процессов: а) под­чиняются принципу энергетического сопряжения; б) как правило обратимы; в) сложные; г) только экзэргонические (AG

1) а, б, в, г;

2) б, в, г; 3) а, 6, в; 4) в, д.

76 . Экзэргонические реакции в организме протекают самопроизвольно, так как:

77 . Эндэргонические реакции в организме требуют под­вода энергии, так как: 1)AG >0;

78 . При гидролизе любого пептида АН 0, бу­дет ли данный процесс протекать самопроизвольно?

1) будет, так как AG > 0;

3) не будет, так как AG > 0;

2) будет, так как AG

4) не будет, так как AG

79 . Калорийностью питательных веществ называется энергия:

1) выделяемая при полном окислении 1 г питательных веществ;

2) выделяемая при полном окислении 1 моль питатель­ных веществ;

3) необходимая для полного окислении 1 г питательных веществ;

4) необходимая для полного окислении 1 моль питатель­ных веществ.

80 . Для процесса тепловой денатурации многих фермен­тов ЛЯ > 0 и AS > 0. Может ли данный процесс протекать самопроизвольно?

1) может при высоких температурах, так как \T-AS\ > |АД];

2) может при низких температурах, так как \T-AS\

3) не может, так как \T-AS\ > |AH];

4) не может, так как \T-AS\

81 . Для процесса тепловой гидратации многих белков АН

1) может при достаточно низких температурах, так как |AH| > \T-AS\;

2) может при достаточно низких температурах, так как |АЯ|

3) может при высоких температурах, так как |АH)

4) не может ни при каких температурах.

Программа

Параметров химических реакций, химического равновесия ; - рассчитывать тепловые эффекты и скорость химических реакций... реакций; - основы физической и коллоидной химии, химической кинетики , электрохимии, химической термодинамики и термохимии; ...

Задачи профессиональной деятельности выпускника. Компетенции выпускника, формируемые в результате освоения ооп впо. Документы, регламентирующие содержание и организацию образовательного процесса при реализации ооп впо (3)

Регламент

Модуль 2. Основные физико-химические закономерности протекания химических процессов Основы химической термодинамики . Основы химической кинетики . Химическое равновесие . Модуль 3..Основы химии растворов Общие...

Данное пособие может быть использовано для самостоятельной работы студентами нехимических специальностей

Документ

Простые вещества. На этой основе в химической термодинамике создана система расчета тепловых эффектов... , Cr2O3? ТЕМА 2. ХИМИЧЕСКАЯ КИНЕТИКА И ХИМИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ Как было показано ранее, химическая термодинамика позволяет предсказать принципиальную...

Рабочая программа дисциплины химия направление подготовки

Рабочая программа

4.1.5. Окислительно-восстановительные процессы. Основы электрохимии Окислительно-восстановительные процессы. ... Способы количественного выражения состава растворов. 5 Химическая термодинамика 6 Кинетика и равновесие . 7 Диссоциация, рН, гидролиз 8 ...

Тема 3. Общие закономерности химических процессов.

Химическая термодинамика и кинетика

Введение

Центральным в химии является учение о превращении веществ, в том числе об энергетике и кинетике химических реакций. Усвоение этого учения позволяет предсказывать возможность и направление химических процессов, рассчитывать энергетические эффекты и энергозатраты, скорость получения и выход продуктов в реакции, воздействовать на скорость химических процессов, а также предупреждать нежелательные реакции в тех или иных устройствах, установках и приборах.

3.1. Химическая термодинамика и кинетика

Обмен энергией между изучаемой системой и внешней средой описывают законы, которые изучает термодина­мика. Применение законов термодинамики в химии по­зволяет решить вопрос о принципиальной возможности различных процессов, условиях их осуществления, опре­ делить степень превращения реагирующих веществ в хи­ мических реакциях и оценить их энергетику.

Химическая термодинамика , рассматривает взаимосвязи между работой и энергией применительно к химическим превращениям.

Тепловая и механическая энергия - алгебраические величины. Знаки величин Q и А в термодинамике рас­ сматриваются по отношению к системе. Энергия, получа­ емая системой, обозначается знаком « + », отданная си­ стемой - знаком « - ».

Переменные величины, определяющие состояние си­ стемы, называются параметрами состояния. Среди них в химии наиболее часто используются давление, темпера­тура, объем, состав системы. Состояние системы и про­ исходящие в ней изменения характеризуются также с по­мощью функций состояния, зависящих от параметров состояния и не зависящих от пути перехода системы из одного состояния в другое. К ним относятся внутренняя энергия, энтальпия, энтропия, изобарно-изотермический потенциал и др.

Процессы, протекающие при постоянном давлении,- изобарные, при постоянном объеме - изохорные, при по­стоянной температуре - изотермические. Большинство химических реакций протекают в открытых сосудах, т. е. при постоянном давлении, равном атмосферному.

Химическая кинетика изучает характеристики химического процесса, как скорость реакции и зависимость её от внешних условий.

3.2. Энергетика химических процессов

В процессе химической реакции происходит разрыв одних химических связей и образование новых. Этот про­цесс сопровождается выделением или поглощением тепло­ ты, света или другого вида энергии. Энергетические эф­ фекты реакций изучает наука термохимия. В термохимии пользуются термохимическими уравнениями реакций, ко торые учитывают:

агрегатное состояние вещества;

тепловой эффект реакции(Q).

В этих уравнениях часто используют дробные коэффи­циенты. Так, уравнения реакции образования 1 моля газо- образной воды записывается так:

Н 2(г) +1/2О 2(г) = Н 2 О (г) + 242 кДж (*)

Значок (г) указывает на то, что водород, кислород и вода находятся в газовой фазе. «+242 кДж» - означает, что в результате этой реакции выделяется столько теплоты при образовании 1 моль воды.

Важность учета агрегатного состояния связана с тем, что теплота образования жидкой воды больше на величину теплоты, которая выделяется при конденсации пара:

Н 2(г) +1/2О 2(г) = Н 2 О (ж) + 286 кДж (**)

Процесс конденсации:

Н 2 О (г) = Н 2 О (ж) + 44 кДж (***)

Кроме теплового эффекта, в термодинамике использу­ ют понятие "изменение теплосодержания" - энтальпии (запаса внутренней энергии) в процессе реакции ( Н)

Экзотермические реакции: теплота выделяется  Q > 0

запас внутренней энергии уменьшается  Н<0

Эндотермические реакции: теплота поглощается  Q < 0

запас внутренней энергии увеличивается  Н>0.

Так, реакция (*) образования воды экзотермическая. Тепловой эффект реакции: Q = 242 кДж,  Н = -242 кДж.

Энтальпия образования химических соединений

Стандартной энтальпией (теплотой) образования химического соединения  Н 0 f ,В,298 называют изменение энтальпии в процессе образования одного моля этого соединения, находящегося в стандартном состоянии(р=1 атм; Т=25 0 С), из простых веществ, также находящихся в стандартных состояниях и термодинамически устойчивых при данной температуре фазах и модификациях.

Стандартные энтальпии образования простых веществ принимают равными нулю, если их агрегатные состояния и модификации устойчивы при стандартных условиях.

Стандартные энтальпии образования веществ собраны и сведены в справочниках.

3.2. 1. Термохимические расчеты

Независимость теплоты химической реакции от пути процесса при p=const была установлена в первой половине XIXв. русским ученым Г.И. Гессом: тепловой эффект химической реакции не зависит от пути ее протекания, а зависит лишь от природы и физического состояния исходных веществ и продуктов реакции.

Для большинства реакций изменение теплового эффекта в пределах температур, имеющих практическое значение невелико. Поэтому в дальнейшем будут использоваться  Н 0 f ,В,298 и в расчетах считаться постоянными.

Следствие из закона Гесса – тепловой эффект химической реакции равен сумме теплот (энтальпий) образования продуктов реакции за вычетом суммы теплот (энтальпий) образования исходных веществ .

Используя при термохимических расчетах следствие из закона Гесса, надо иметь в виду, что при алгебраическом суммировании следует учитывать стехиометрические коэффициенты в уравнении реакции.

Так, для уравнения реакции аА+вВ=сС+dD тепловой эффект  Н равен

Н=(с Н обр.С +d Н обр.D) – (а Н обр.А +в Н обр.В) (*)

Уравнение (*) позволяет определить как тепловой эффект реакции по известным энтальпиям образования веществ, участвующих в реакции, так и одну из энтальпий образования, если известны тепловой эффект реакции и все остальные энтальпии образования.

Теплота сгорания топлива

Тепловой эффект реакции окисления кислородом элементов, входящих в состав вещества, до образования высших оксидов называется теплотой сгорания этого вещества
.

Пример: определить теплоту сгорания этанола С 2 Н 5 ОН (ж)

Если расчет ведется для
с образованием жидкой воды , то теплота сгорания называется высшей , если с образованием газообразной воды, то низшей . По умолчанию обычно имеют в виду высшую теплоту сгорания.

В технических расчетах используют удельную теплоту сгорания Q Т, которая равна количеству теплоты, выделяющейся при сгорании 1 кг жидкого или твердого вещества или 1м 3 газообразного вещества, тогда

Q Т = -  Н СТ  1000/М (для ж, тв.)

Q Т = –  Н СТ  1000/22,4 (для г.),

где М – масса моля вещества, 22,4 л – объем моля газа.

3.3. Химическое и фазовое равновесие

3.3.1. Химическое равновесие

Обратимые реакции - химические реакции, протекающие одновременно в двух противоположных направлениях.

Химическое равновесие - состояние системы, в котором скорость прямой реакции (V 1 ) равна скорости обратной реакции (V 2 ). При химическом равновесии концентрации веществ остаются неизменными. Химическое равновесие имеет динамический характер: прямая и обратная реакции при равновесии не прекращаются.

Состояние химического равновесия количественно характеризуется константой равновесия, представляющей собой отношение констант прямой (K 1 ) и обратной (K 2 ) реакций.

Для реакции mA + nB « pC + dD константа равновесия равна

K = K 1 / K 2 = ([C] p [D] d ) / ([A] m [B] n )

Константа равновесия зависит от температуры и природы реагирующих веществ. Чем больше константа равновесия, тем больше равновесие сдвинуто в сторону образования продуктов прямой реакции.

Способы смещения равновесия

Принцип Ле-Шателье. Если на систему, находящуюся в равновесии, производится внешнее воздействие (изменяются концентрация, температура, давление), то оно благоприятствует протеканию той из двух противоположных реакций, которая ослабляет это воздействие

V 1

A + Б

V 2

Давление. Увеличение давления (для газов) смещает равновесие в сторону реакции, ведущей к уменьшению объема (т.е. к образованию меньшего числа молекул).

V 1

A + Б

; увеличение P приводит к V 1 > V 2

V 2

Увеличение температуры смещает положение равновесия в сторону эндотермической реакции (т.е. в сторону реакции, протекающей с поглощением теплоты)

V 1

A + Б

В + Q, то увеличение t ° C приводит к V 2 > V 1

V 2

V 1

A + Б

В - Q, то увеличение t ° C приводит к V 1 > V 2

V 2

Увеличение концентрации исходных веществ и удаление продуктов из сферы реакции смещает равновесие в сторону прямой реакции. Увеличение концентраций исходных веществ [A] или [Б] или [А] и [Б]: V 1 > V 2 .

Катализаторы не влияют на положение равновесия.

3.3.2. Фазовые равновесия

Равновесие процесса перехода вещества из одной фазы в другую без изменения химического состава называется фазовым равновесием.

Примеры фазового равновесия:

Твердое вещество............Жидкость

Жидкость....................Пар

3.3.3. Скорость реакции и методы ее регулирования

Скорость реакции определяется изменением молярной концентрации одного из реагирующих веществ:

V = ± (С 2 – С 1 ) / (t 2 - t 1 )= ± D С / D t

где С 1 и С 2 - молярные концентрации веществ в моменты времени t 1 и t 2 соответственно (знак (+) – если скорость определяется по продукту реакции, знак (–) – по исходному веществу).

Реакции происходят при столкновении молекул реагирующих веществ. Ее скорость определяется количеством столкновений и вероятностью того, что они приведут к превращению. Число столкновений определяется концентрациями реагирующих веществ, а вероятность реакции - энергией сталкивающихся молекул.

Факторы, влияющие на скорость химических реакций

Природа реагирующих веществ. Большую роль играет характер химических связей и строение молекул реагентов. Реакции протекают в направлении разрушения менее прочных связей и образования веществ с более прочными связями. Так, для разрыва связей в молекулах H 2 и N 2 требуются высокие энергии; такие молекулы мало реакционноспособны. Для разрыва связей в сильнополярных молекулах (HCl, H 2 O) требуется меньше энергии, и скорость реакции значительно выше. Реакции между ионами в растворах электролитов протекают практически мгновенно.

Примеры: Фтор с водородом реагирует со взрывом при комнатной температуре, бром с водородом взаимодействует медленно и при нагревании.

Оксид кальция вступает в реакцию с водой энергично, с выделением тепла; оксид меди - не реагирует.

Концентрация. С увеличением концентрации (числа частиц в единице объема) чаще происходят столкновения молекул реагирующих веществ - скорость реакции возрастает.

Закон действующих масс (К. Гульдберг, П.Вааге, 1867г.)

Скорость химической реакции прямо пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ.

aA + bB + . . . ® . . .

V = k [A] a [B] b . . .

Константа скорости реакции k зависит от природы реагирующих веществ, температуры и катализатора, но не зависит от значения концентраций реагентов.

Физический смысл константы скорости заключается в том, что она равна скорости реакции при единичных концентрациях реагирующих веществ.

Для гетерогенных реакций концентрация твердой фазы в выражение скорости реакции не входит.

Температура. При повышении температуры на каждые 10 ° C скорость реакции возрастает в 2-4 раза (Правило Вант-Гоффа). При увеличении температуры от t 1 до t 2 изменение скорости реакции можно рассчитать по формуле:

(t 2 - t 1 ) / 10

Vt 2 / Vt 1

= g

(где Vt 2 и Vt 1 - скорости реакции при температурах t 2 и t 1 соответственно; g - температурный коэффициент данной реакции).

Правило Вант-Гоффа применимо только в узком интервале температур. Более точным является уравнение Аррениуса:

k = A e –Ea/RT

где

A - постоянная, зависящая от природы реагирующих веществ;

R - универсальная газовая постоянная ;

Ea - энергия активации, т.е. энергия, которой должны обладать сталкивающиеся молекулы, чтобы столкновение привело к химическому превращению.

Энергетическая диаграмма химической реакции.

Экзотермическая реакция

Эндотермическая реакция

А - реагенты, В - активированный комплекс (переходное состояние), С - продукты.

Чем больше энергия активации Ea, тем сильнее возрастает скорость реакции при увеличении температуры.

1. Поверхность соприкосновения реагирующих веществ. Для гетерогенных систем (когда вещества находятся в разных агрегатных состояниях), чем больше поверхность соприкосновения, тем быстрее протекает реакция. Поверхность твердых веществ может быть увеличена путем их измельчения, а для растворимых веществ - путем их растворения.

3.3.4. Механизмы химических реакций, колебательные реакции

Классификация химических реакций

I . По числу и составу исходных веществ и продуктов реакции:

1) Реакции соединения - это реакции, в ходе которых из двух или нескольких веществ образуется одно вещество более сложного состава. Реакции соединения простых веществ всегда являются окислительно-восстановительными реакциями. В реакциях соединения могут участвовать и сложные вещества.

2) Реакции разложения - реакции, при протекании которых из одного сложного вещества образуются два или несколько более простых веществ.
Продуктами разложения исходного вещества могут быть как простые, так и сложные вещества.

Реакции разложения обычно протекают при нагревании веществ и являются эндотермическими реакциями. Как и реакции соединения, реакции разложения могут протекать с изменением или без изменения степеней окисления элементов;

3) Реакции замещения - это реакции между простыми и сложными веществами, при протекании которых атомы простого вещества замещают атомы одного из элементов в молекуле сложного вещества в результате реакции замещения образуются новое простое и новое сложное вещество.
Эти реакции почти всегда являются окислительно-восстановительными реакциями.

4) Реакции обмена - это реакции между двумя сложными веществами, молекулы которых обмениваются своими составными частями.
Реакции обмена всегда протекают без переноса электронов, т. е. не являются окислительно-восстановительными реакциями.

II . По признаку изменения степени окисления

1) Реакции, которые идут без изменения степени окисления - реакции нейтрализации

2) С изменением степени окисления

III . В зависимости от присутствия катализатора

1) Некаталитические (идут без присутствия катализатора);

2) Каталитические (идут с присутствием катализатора)

IV . По признаку теплового эффекта

1) Экзотермические (с выделением теплоты):

2) Эндотермические (с поглощением теплоты):

V . По признаку обратимости

1) Необратимые (протекают только в одном направлении):

2) Обратимые (протекающие одновременно в прямом и обратном направлении):

VI . По признаку однородности

1) Гомогенные (протекающие в однородной системе):

2) Гетерогенные (протекающие в неоднородной системе):

По механизму протекания все реакции можно подразделить на простые и сложные. Простые реакции протекают в одну стадию и называются одностадийными.

Сложные реакции идут либо последовательно (многостадийные реакции), либо параллельно, либо последовательно–параллельно.

В каждой стадии реакции может участвовать одна молекула (мономолекулярные реакции), две молекулы (бимолекулярные реакции) и три молекулы (тримолекулярные реакции).

Колебательные реакции - класс химических реакций, протекающих в колебательном режиме, при котором некоторые параметры реакции (цвет, концентрация компонентов, температура и др.) изменяются периодически, образуя сложную пространственно-временную структуру реакционной среды.

(Система бромат-малоновая кислота-церий реакция Белоусова-Жаботинского)

3.4. Катализ

Вещества, которые участвуют в реакциях и увеличивают ее скорость, оставаясь к концу реакции неизменными, называются катализаторами .

Механизм действия катализаторов связан с уменьшением энергии активации реакции за счет образования промежуточных соединений.

При гомогенном катализе реагенты и катализатор составляют одну фазу (находятся в одном агрегатном состоянии).

При гетерогенном катализе - разные фазы (находятся в различных агрегатных состояниях).

Резко замедлить протекание нежелательных химических процессов в ряде случаев можно добавляя в реакционную среду ингибиторы (явление " отрицательного катализа ").

Основные понятия и законы химии. Химическая связь. Строение и свойства вещества

1. Какие вещества называют простыми? Сложными? Из приведенных веществ выберите простые: СО, О 3 , СаО, К, Н 2 , Н 2 О.

2. Какие вещества называют оксидами? Кислотами? Основаниями? Солями?

3. Из приведенных оксидов – SO 2 , CaO, ZnO, Cr 2 O 3 , CrO, P 2 O 5 , CO 2 , Cl 2 O 3 , Al 2 O 3 – выберите основные, кислотные и амфотерные.

4. Какие соли относят к кислым, основным, средним, двойным, смешанным, комплексным?

5. Назовите следующие соединения: ZnOHCl, KHSO 3 , NaAl(SO 4) 2 . К какому классу соединений они относятся?

6. Что называют основностью кислоты?

7. Из приведенных гидроксидов выберите амфотерные: Fe(OH) 2 , KOH, Al(OH) 3 , Ca(OH) 2 , Fe(OH) 3 , Pb(OH) 2 .

8. Что называют схемой реакции? Уравнением реакции?

9. Как называют числа, стоящие в уравнении реакции? Что они показывают?

10. Как перейти от схемы реакции к уравнению?

11. С какими веществами вступают во взаимодействие основные оксиды? Амфотерные оксиды? Кислотные оксиды?

12. С какими веществами вступают во взаимодействие основания?

13. С какими веществами вступают во взаимодействие кислоты?

14. С какими веществами вступают во взаимодействие соли?

15. Определите массовые доли элементов в азотной кислоте HNO 3.

16. Какие металлы взаимодействуют с щелочами?

17. Какие металлы взаимодействуют с растворами серной и соляной кислот?

18. Какие продукты образуются при взаимодействии металлов с азотной кислотой различной концентрации?

19. Какие реакции называют реакциями разложения? Соединения? Замещения? Окислительно-восстановительными?

20. Составьте уравнения реакций: CrCl 3 + NaOH→; CrCl 3 + 2NaOH→; CrCl 3 + 3NaOH→; CrCl 3 + NaOH (избыток) →.

21. Составьте уравнения реакций: Al + KOH →; Al + KOH + Н 2 О →.

22. Что называют атомом? Химическим элементом? Молекулой?

23. Какие элементы относят к металлам? Неметаллам? Почему?

24. Что называют химической формулой вещества? Что она показывает?

25. Что называют структурной формулой вещества? Что она показывает?

26. Что называют количеством вещества?

27. Что называют молем? Что он показывает? Какое количество структурных единиц содержится в моле вещества?

28. Какие массы элементов указаны в Периодической системе?

29. Что называют относительными атомной, молекулярной массами? Как их определяют? Каковы их единицы измерения?

30. Что называют молярной массой вещества? Как ее определяют? Какова ее единица измерения?

31. Какие условия называют нормальными условиями?

32. Какой объем занимает 1 моль газа при н.у.? 5 моль газа при н.у.?

33. Из чего состоит атом?

34. Из чего состоит ядро атома? Какой заряд имеет ядро атома? Чем определяется заряд ядра атома? Чем определяется масса ядра атома?

35. Что называют массовым числом?

36. Что называют энергетическим уровнем? Сколько электронов расположено на отдельном энергетическом уровне?

37. Что называют атомной орбиталью? Как ее изображают?

38. Что характеризует главное квантовое число? Орбитальное квантовое число? Магнитное квантовое число? Спиновое квантовое число?

39. Какова связь между главным и орбитальным квантовыми числами? Между орбитальным и магнитным квантовыми числами?

40. Как называют электроны с = 0? = 1? = 2? = 3? Сколько орбиталей соответствует каждому из данных состояний электрона?

41. Какое состояние атома называют основным? Возбужденным?

42. Сколько электронов может располагаться на одной атомной орбитали? Чем они отличаются?

44. Сколько и какие подуровни могут располагаться на первом энергетическом уровне? На втором? На третьем? На четвертом?

45. Сформулируйте принцип наименьшей энергии, правила Клечковского, принцип Паули, правило Хунда, периодический закон.

46. Что периодически изменяется для атомов элементов?

47. Что общего у элементов одной подгруппы? Одного периода?

48. Чем отличаются элементы главных подгрупп от элементов побочных подгрупп?

49. Составьте электронные формулы ионов Сr +3 , Са +2 , N -3 . Какое количество неспаренных электронов имеют указанные ионы?

50. Какую энергию называют энергией ионизации? Сродством к электрону? Электроотрицательностью?

51. Как изменяются радиусы атомов и ионов в группе и в периоде Периодической системе Д.И. Менделеева?

52. Как изменяются электроотрицательности атомов в группе и в периоде Периодической системе Д.И. Менделеева?

53. Как изменяются металлические свойства элементов и свойства их соединений в группе и в периоде Периодической системе Д.И. Менделеева?

54. Составьте формулы высших оксидов алюминия, фосфора, брома, марганца.

55. Как определяется количество протонов, нейтронов и электронов в атоме?

56. Сколько протонов, нейтронов и электронов содержится в атоме цинка?

57. Сколько электронов и протонов содержится в ионах Сr +3 , Са +2 , N -3 ?

58. Сформулируйте закон сохранения массы? Что остается постоянным при протекании любой химической реакции?

59. Какой параметр остается постоянным в изобарных химических реакциях?

60. Сформулируйте закон постоянства состава. Для веществ какой структуры он справедлив?

61. Сформулируйте закон Авогадро и следствия из него.

62. Если плотность газа по азоту составляет 0,8, то какова молярная масса газа?

63. В случае изменения каких внешних параметров изменяется молярный объем газа?

64. Сформулируйте объединенный газовый закон.

65. Для равных объемов разных газов при одних и тех же условиях массы газов будут равны?

66. Сформулируйте закон Дальтона. Если общее давление смеси азота и водорода составляет 6 атм., а объемное содержание водорода 20%, то каковы парциальные давления компонентов?

67. Запишите уравнение Менделеева-Клапейрона (состояния идеального газа).

68. Какую массу имеет смесь газов, состоящая из 11,2 л азота и 11,2 л фтора (н.у.)?

69. Что называют химическим эквивалентом? Молярной массой эквивалента?

70. Как определяют молярные массы эквивалентов простых и сложных веществ?

71. Определите молярные массы эквивалентов следующих веществ: О 2 , Н 2 О, СаСl 2 , Са(ОН) 2 , Н 2 S.

72. Определите эквивалент Bi(OH) 3 в реакции Bi(OH) 3 + HNO 3 = Bi(OH) 2 (NO 3) + H 2 O.

73. Сформулируйте закон эквивалентов.

74. Что называют молярным объемов эквивалента вещества? Как его определяют?

75. Сформулируйте закон объемных отношений.

76. Какой объем кислорода потребуется на окисление 8 м 3 водорода (н.у.) по реакции 2H 2 + O 2 ↔ 2H 2 O?

77. Какой объем хлороводорода образуется при взаимодействии 15 л хлора и 20 л водорода?

78. Что понимают под химической связью? Укажите характеристики химической связи.

79. Что является мерой прочности химической связи?

80. Что влияет на распределение электронной плотности?

81. Что определяет форму молекулы?

82. Что называют валентностью?

83. Определите валентности азота в следующих соединениях: N 2 , NH 3 , N 2 H 4 , NH 4 Cl, NaNO 3 .

84. Что называют степенью окисления?

85. Какую связь называют ковалентной?

86. Укажите свойства ковалентной связи.

87. Как изменяется полярность связи в ряду КI, КBr, КCl, КF?

88. Молекулы какого вещества неполярны: кислород, хлороводород, аммиак, уксусная кислота.

89. Что понимают под гибридизацией валентных орбиталей?

90. Определите типы гибридизации центральных атомов в следующих веществах: фторид бериллия, хлорид алюминия, метан.

91. Как влияет тип гибридизации на пространственное строение молекул?

92. Какую связь называют ионной? Под воздействием каких сил она возникает?

93. Какую связь называют металлической?

94. Какими свойствами обладают вещества с металлическим типом химической связи?

95. Чему равно максимальное число -связей, которое может образовываться между двумя атомами в молекуле?

96. Как определяется абсолютная электроотрицательность атома элемента?

97. Расположите элементы в порядке возрастания их электроотрицательности: Fe, C, Ag, H, Cl.

98. Что называют дипольным моментом связи? Как его рассчитывают?

99. Какими особенностями обладают вещества с атомной кристаллической решеткой? С молекулярной кристаллической решеткой?

100.Какую связь называют водородной? От чего зависит ее прочность? Между молекулами каких неорганических веществ она возникает?

Термодинамика и кинетика химических реакций

1. Что изучает термодинамика?

2. Что называют термодинамической системой? Какие виды систем существуют?

3. Что называют параметрами состояния? Какие параметры называют интенсивными, экстенсивными? Назовите основные параметры химической системы.

4. Что называют процессом? Самопроизвольным процессом? Циклом? Равновесным процессом? Неравновесным процессом? Обратимым процессом?

5. Что называют фазой? Гомогенной, гетерогенной системой?

6. Что называют функцией состояния?

7. Что характеризует внутренняя энергия U? От чего зависит внутренняя энергия?

8. Что называют теплотой Q? Какие реакции являются экзотермическими, эндотермическими? Как при их протекании изменяется теплота и энтальпия?

9. Что называют работой p∆V?

10. Сформулируйте первый закон термодинамики. Запишите его математически.

11. Сформулируйте первый закон термодинамики для изотермического, изохорного и изобарного процессов.

12. Что называют энтальпией?

13. Что называют тепловым эффектом реакции? От чего зависит тепловой эффект реакции?

14. Какое уравнение называют термодинамическим? Термохимическим?

15. Какие условия называют стандартными?

16. Что называют энтальпией реакции? Стандартной энтальпией реакции?

17. Что называют энтальпией образования вещества? Стандартной энтальпией образования вещества?

18. Какое состояние вещества является стандартным? Чему равна энтальпия образования простого вещества в стандартном состоянии?

19. Энтальпия образования H 2 SO 3 по величине равна тепловому эффекту реакции: H 2(г) + S (тв) + 1,5О 2(г) H 2 SO 3(ж) ; H 2(г) + SО 2(г) + 0,5О 2(г) H 2 SO 3(ж) ; H 2 О (г) + SО 2(г) H 2 SO 3(ж) ; 2H (г) + S (тв) + 3О (г) H 2 SO 3(ж) .

20. При взаимодействии 1 моля водорода и 1 моля брома выделилось 500 кДж тепла. Чему равна ∆Н обр, HBr ?

21. При образовании 5 молей вещества А х В у поглотилось 500 кДж тепла. Чему равна ∆Н обр этого вещества?

22. Что называют энтальпией сгорания? Стандартной энтальпией сгорания? Теплотворной способностью?

23. Сформулируйте закон Гесса, первое и второе следствия из него.

24. Какое выражение применимо для расчета ∆Н р реакции 2А + 3В 2С по следствию закона Гесса:

∆Н р = 2∆Н обр, С + 2∆Н обр, А + 3∆Н обр, В; ∆Н р = 2∆Н обр, С – (2∆Н обр, А + 3∆Н обр, В);

∆Н р = 2∆Н обр, А + 3∆Н обр, В –2∆Н обр, С; ∆Н р = – 2∆Н обр, С – (2∆Н обр, А + 3∆Н обр, В)?

25. Стандартная энтальпия сгорания (∆Н 0 сгор) метанола СН 4 О (ж) (М = 32 г/моль) равна -726,6 кДж/моль. Какое количество тепла выделится при сгорании 2,5 кг вещества?

26. В каком случае стандартная энтальпия сгорания одного вещества равна стандартной энтальпии образования другого вещества?

27. Для каких веществ стандартная энтальпия сгорания равна нулю: СО, СО 2 , Н 2 , О 2 ?

28. Для реакции 2Cl 2(г) + 2H 2 O (ж) 4HCl (г) + О 2(г) рассчитайте стандартную энтальпию (кДж), если известны стандартные энтальпии образования веществ:

29. ∆Н = -1410,97 кДж/моль; ∆Н = -2877,13 кДж/моль. Какое количество теплоты выделится при совместном сжигании 2 моль этилена и 4 моль бутана?

30. ∆Н = -1410,97 кДж/моль; ∆Н = -2877,13 кДж/моль. Какое количество теплоты выделится при сжигании 0,7 кг газовой смеси, состоящей из 20% этилена и 80% бутана?

31. Стандартная энтальпия реакции MgCO 3(тв) → MgO (тв) + СО 2(г) равна 101,6 кДж; стандартные энтальпии образования MgO (тв) и СО 2(г) : -601,0 и -393,5 кДж/моль соответственно. Чему равна стандартная энтальпия образования карбоната магния MgСO 3 ?

32. Что называют термодинамической вероятностью системы? Что называют энтропией? Как энтропия выражается через термодинамическую вероятность?

33. Сформулируйте второй закон термодинамики.

34. Что называют стандартной энтропией вещества?

35. Сформулируйте третье начало термодинамики (постулат Планка).

36. Что называют энтропией реакции? Стандартной энтропией реакции?

37. Какое выражение применимо для расчета ∆S р реакции CH 4 + CO 2 2CO + 2H 2:

∆S р = S + S + S + S ; ∆S р = S + S + 2S + 2S ;

∆S р = 2S + 2S – S + S ; ∆S р = 2S + 2S – S – S ?

38. Для реакции 2Cl 2(u) + 2H 2 O (ж) 4HCl (г) + О 2(г) рассчитайте стандартную энтропию (Дж/К), если известны стандартные энтропии образования веществ:

39. Что называют свободной энергией Гиббса? Какова ее связь с другими термодинамическими функциями?

40. Как по знаку энергии Гиббса реакции определяют направление реакции?

41. При каких температурах возможна реакция, если ∆H<0, ∆S>0; ∆H<0, ∆S<0; ∆H>0, ∆S>0; ∆H>0, ∆S<0.

42. Как определяют равновесную температуру процесса?

43. Что называют энергия Гиббса реакции ∆G р? Стандартной энергией Гиббса реакции?

44. Какое выражение применимо для расчета ∆G р реакции 4NH 3(г) + 5O 2(г) 4NO (г) + 6H 2 О (ж)

∆G р = ∆G 4 + ∆G 5 + ∆G 4 + ∆G 6 ; ∆G р = ∆G + ∆G + ∆G + ∆G ;

∆G р = 4∆G + 5∆G - 4∆G - 6∆G ; ∆G р = 4∆G + 6∆G - 4∆G - 5∆G ?

45. Для реакции HNO 3(ж) + HNO 2(ж) 2NO 2(г) + H 2 O (ж) рассчитайте стандартную энергию Гиббса (кДж), если известны стандартные энергии Гиббса образования веществ:

46. Для реакции Fe (тв) + Al 2 O 3(тв) → Al (тв) + Fe 2 O 3(тв) определите равновесную температуру и возможность протекания процесса при 125 0 С, если ∆Н = 853,8 кДж/моль; ∆S = 37,68 Дж/моль·K.

47. Что понимают под скоростью химической реакции?

48. Сформулируйте закон действующих масс.

49. За 40 с в результате двух реакций Zn + 2HCl = ZnCl 2 + H 2 (1) и Zn + 2HBr = ZnBr 2 + H 2 (2) образовалось по 8 г хлорида и бромида цинка. Сравните скорости реакций.

50. Если в реакции 3Fe(NO 3) 2(р-р) + 4HNO 3 = 3Fe(NO 3) 3(р-р) + NO (г) + 2H 2 O (ж) концентрацию Fe(NO 3) 2 увеличить в 7 раза, а концентрацию HNO 3 в 4 раза, то как изменится скорость реакции?

51. Составьте кинетическое уравнение реакции Sb 2 S 3(тв) + 3Н 2(г) 2Sb (тв) + 3H 2 S (г) .

52. Как определяется скорость многостадийной реакции?

53. Как изменится скорость прямой реакции СО (г) + 3Н 2(г) СН 4(г) + Н 2 О (г) при увеличении давления системы в 3 раза?

54. Что называют константой скорость? От чего она зависит?

55. Что называют энергией активации? От чего она зависит?

56. Константа скорости некоторой реакции при температуре 310 К равна 4,6∙10 -5 л·моль -1 ·с -1 , а при температуре 330 К 6,8∙10 -5 л·моль -1 ·с -1 . Чему равна энергия активации равна?

57. Энергия активации некоторой реакции равна 250 кДж/моль. Как изменится константа скорости при изменении температуры проведения реакции от 320 К до 340 К?

58. Запишите уравнение Аррениуса и правило Вант-Гоффа.

59. Энергия активации реакции (1) равна 150 кДж/моль, энергия активации реакции (2) равна 176 кДж/моль. Сравните константы скорости k 1 и k 2 .

60. Чем объяснить повышение скорости реакции с повышением температуры?

61. Что называют температурным коэффициентом реакции?

62. Чему равен температурный коэффициент реакции, если константа скорости некоторой реакции при 283 и 308 К составляет соответственно 1,77 и 7,56 л·моль -1 ·с -1 ?

63. При температуре 350 К реакция закончилась за 3 с, а при температуре 330 К – за 28 с. За какое время она закончится при температуре 310 К?

64. Как влияет энергия активации на температурный коэффициент реакции?

65. Что называют катализатором? Ингибитором? Промотором? Каталитическим ядом?

66. Что называют химическим равновесием? До каких пор в системе сохраняется равновесное состояние?

67. Как связаны скорости прямой и обратной реакций в момент равновесия?

68. Что называют константой равновесия? От чего она зависит?

69. Выразите константу равновесия реакций 2NO + O 2 ↔ 2NO 2 ; Sb 2 S 3(тв) + 3Н 2 ↔ 2Sb (тв) + 3Н 2 S (г) .

70. При некоторой температуре константа равновесия реакции N 2 O 4 ↔ 2NO 2 равна 0,16. В исходном состоянии NO 2 не было, а равновесная концентрация NO 2 составила 0,08 моль/л. Чему будут равны равновесная и исходная концентрация N 2 O 4 ?

71. Сформулируйте принцип Ле Шателье. Как влияют на смешение равновесия изменение температуры, концентрации, общего давления?

72. Химическое динамическое равновесие в системе установилось при 1000 К и давлении 1 атм., когда в результате реакции Fe (тв) + СО 2(г) ↔ FeO (тв) + СО (г) парциальное давление углекислого газа стало равно 0,54 атм. Чему равна константа равновесия К р этой реакции?

73. Равновесные концентрации (моль/л) компонентов газофазной системы, в которой происходила реакция

3N 2 H 4 ↔ 4NH 3 + N 2 , равны: =0,2; =0,4; =0,25. Чему равна константа равновесия обратимой

74. Равновесные концентрации (моль/л) компонентов газофазной системы, в которой происходит реакция

N 2 + 3H 2 ↔ 2NH 3 , равны: =0,12; =0,14; =0,1. Определите исходные концентрации N 2 и H 2 .

75. Равновесные концентрации компонентов газовой фазы системы, в которой происходит реакция

С (тв) + СО 2 ↔ 2СО при 1000 К и Р общ = 1 атм., равны CО 2 - 17% об. и СО - 83% об. Чему равна константа

равновесия реакции?

76. Константа равновесия К с обратимой газофазной реакции СН 4 + Н 2 О ↔ СО + 3Н 2 при некоторой температуре равна 9,54 моль 2 ·л -2 . Равновесные концентрации метана и воды равны соответственно 0,2 моль/л и 0,4 моль/л. Определите равновесные концентрации СО и Н 2 .

77. Запишите взаимосвязь константы равновесия К р и энергии Гиббса ∆G обратимой реакции, протекающей в изотермических условиях.

78. Определите константа равновесия К р газофазной обратимой реакции COCl 2 ↔ CO + Cl 2 ; ∆H 0 = 109,78 кДж,

∆S 0 = 136,62 Дж/К при 900 К.

79. Константа равновесия К р газофазной реакции PCl 3 + Cl 2 ↔ PCl 5 ; ∆Н 0 = -87,87 кДж при 450 К равна 40,29 атм -1 . Определите энергия Гиббса этого процесса (Дж/К).

80. Запишите связь между К р и К с обратимой газофазной реакции 2СО + 2Н 2 ↔ СН 4 + СО 2 .

Похожая информация.

Страница 1

ОСНОВЫ ХИМИЧЕСКОЙ ТЕРМОДИНАМИКИ И ХИМИЧЕСКОЙ КИНЕТИКИ

Параметр	Обозначение, единица	Смысловое значение
Внутренняя энергия	U, кДж/моль	Полная энергия системы, равная сумме кинетической, потенциальной и других видов энергии всех частиц этой системы. Это функция состояния, приращение которой равно теплоте, полученной системой в изохорном процессе.
Работа	А, кДж/моль	Энергетическая мера направленных форм движения частиц в процессе взаимодействия системы с окружающей средой.
Теплота	Q, кДж/моль	Энергетическая мера хаотических форм движения частиц в процессе взаимодействия системы с окружающей средой.
Первый закон термодинамики	Q=∆U+A	Теплота, подведенная к закрытой системе, расходуется на увеличение внутренней энергии системы и на совершение системой работы против внешних сил окружающей среды.
Энтропия	S, Дж.(моль∙К) ∆S=Q/T, ∆S° р - ции =∑v 1 S°(прод.р-ции)-∑v 1 (исх.в-в)	Функция состояния, характеризующая меру неупорядоченности системы, т.е. неоднородности расположения и движения её частиц, приращение которой равно теплоте, подведенной к системе в обратимом изотермическом процессе, деленной на абсолютную температуру, при которой осуществляется процесс.
Энтальпия	H, кДж/моль ∆H=∆U+p∆V	Функция состояния, характеризующая энергетическое состояние системы в изобарных условиях.
Энтальпия реакции	∆H р-ции, кДж/моль	Количество теплоты, которое выделяется или поглощается при проведении химических реакций в изобарных условиях.
Стандартное состояние	-	Наиболее устойчивая форма при заданной температуре (обычно 298 К) и давлении 1атм.
Стандартные условия	с.у.	Давление: 101 325 Па=1атм=760 мм рт.ст. Температура: 25⁰С≈298К. n(X)=1 моль.
Стандартная энтальпия образования простых веществ		При с.у. принимается равной нулю для простых веществ в их наиболее термодинамически устойчивом агрегатном и аллотропном состояниях.
Стандартная энтальпия образования сложных веществ	∆H° обр298 (вещество, агрегатное состояние), кДж/моль	Энтальпия реакции образования 1 моль этого вещества из простых веществ в с.у.
Стандартная энтальпия сгорания	∆H° сгор (X), кДж/моль	Энтальпия сгорания (окисления) 1 моль вещества до высших оксидов в среде кислорода при с.у.
Энтальпия растворения	∆H° р-ции,кДж/моль Где - теплоемкость раствора	Тепловой эффект растворения твердого вещества в изобарных условиях.
Энергия Гиббса	G, кДж/моль ∆G°=∆Н-Т∆S, ∆G° р-ции =∑v 1 ∆G° 1 (прод.р-ции)-∑ v 1 ∆G° 1 (исх.в-в)	Свободная энергия, обобщенная термодинамическая функция состояния системы, учитывающая энергетику и неупорядоченность системы в изобарных условиях.
Константа равновесия химической реакции для равновесия	К равн, (моль/л) ∆ v , где ∆v зависит от значений стехиометрических коэффициентов веществ. Для реакции aA+bB=cC+dD	Равна отношению произведения равновесных концентрация продуктов реакции к произведению равновесных концентраций реагентов в степенях, равных стехиометрическим коэффициентам.
Уравнение изотермы Вант-Гоффа	Для обратимой реакции aA+bB=cC+dD , ∆G° р-ции =-RTlnK равн,	Позволяет рассчитать энергию Гиббса при заданных значениях концентраций реагентов и продуктов реакции.
Закон действующих масс для кинетики	V=kc(A) a c(B) b	Скорость реакции пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ в степенях, которые называются порядками реакции по соответствующим веществам.
Порядок реакции по веществу	n i	Показатель степени, в которой входит концентрация реагента в уравнение для скорости химической реакции. Порядок может быть любой величиной: целой, дробной, положительной, нулем, отрицательной и даже переменной, зависящей от глубины протекания реакции.
Общий порядок реакции	n=n λ +n β +…	Сумма порядков реакции по всем реагентам.
Средняя скорость реакции по веществу		Усредненная скорость по веществу за данный промежуток времени
Истинная скорость реакции		Характеризует скорость реакции в данный момент времени (∆τ→0); v 1 – стехиометрический коэффициент вещества в реакции.
Истинная скорость реакции по веществу		Характеризует скорость по веществу в данный момент времени (∆τ→0).
Константа скорости реакции	k, c -1 – для реакций 1-го порядка; л/(моль∙с) – для реакций 2-го порядка	Индивидуальная характеристика реакции, численно равна скорости реакции при концентрациях реагентов, равных 1 моль/л.
Энергия активации	Е а, кДж/моль	Минимальная избыточная энергия взаимодействующих частиц, достаточная для того, чтобы эти частицы вступили в химическую реакцию.
Период полупревращения	Τ1/2, с, мин, ч, сут	Время, за которое концентрация реагирующего вещества уменьшается вдвое.
Период полураспада	Τ1/2, с, мин, ч, сут	Время, за которое количество радиоактивного уменьшается в 2 раза.
Кинетическое уравнение для реакций 1-горядка (интегральная форма)	c=c 0 е - kt	Уравнение линейно относительно переменных ln с и t; k- константа скорости реакции 1-го порядка; с 0 -концентрация исходного вещества в начальный момент времени; с- текущая концентрация исходного вещества в момент времени t; t – время, прошедшее от начала реакции.
Правило Вант-Гоффа	где - температурный коэффициент скорости реакции;

Термодинамика – наука о превращении одних форм энергии в другие на основе закона сохранения энергии. Термодинамика устанавливает направление самопроизвольного течения химических реакций при данных условиях. При химических реакциях рвутся связи в исходных веществах и возникают новые связи в конечных продуктах. Сумма энергий связей после реакции не равна сумме энергий связи до реакции, т.е. протекание химической реакции сопровождается выделением или поглощением энергии, причем формы ее различны.

Термохимия – раздел термодинамики, посвященный изучению тепловых эффектов реакций. Тепловой эффект реакции, измеренный при постоянных температуре и давлении, называют энтальпией реакции и выражают в джоулях (Дж) и килоджоулях (кДж).

Для экзотермических реакций , для эндотермических - . Энтальпию образования 1моль данного вещества из простых веществ, измереного при температуре 298 К (25 °С) и давлении 101,825 кПа (1 атм), называют стандартной (кДж/моль). Энтальпии простых веществ условно принимают равными нулю.

В основе термохимических расчетов лежит закон Гесса: тепловой эффект реакции зависит только от природы и физического состояния исходных веществ и конечных продуктов, но не зависит от пути перехода. Часто в термохимических расчетах применяют следствие из закона Гесса: тепловой эффект химической реакции равен сумме теплот образования продуктов реакции за вычетом суммы теплот образования исходных веществ с учетом коэффициентов перед формулами этих веществ в уравнении реакции:

В термохимических уравнениях указывают значение энтальпии химической реакции . При этом у формулы каждого вещества указывают его физическое состояние: газообразное (г), жидкое (ж), твердое кристаллическое (к).

В термохимических уравнениях тепловые эффекты реакций дают в расчете на 1 моль исходного или конечного вещества. Поэтому здесь допускаются дробные коэффициенты. При химических реакциях проявляется диалектический закон единства и борьбы противоположностей. С одной стороны система стремится к упорядочению (агрегации) – уменьшению Н, а с другой стороны – к беспорядку (дезагрегации). Первая тенденция растет с понижением температуры, а вторая – с её повышением. Тенденцию к беспорядку характеризует величина, названная энтропией S [Дж/(моль. К)]. Она является мерой неупорядоченности системы. Энтропия пропорциональна количеству вещества и возрастает с увеличением движения частиц при нагревании, испарении, плавлении, расширении газа, ослаблении или разрыве связей между атомами и т.п. Процессы, связанные с упорядоченностью системы: конденсация, кристаллизация, сжатие, упрочнение связей, полимеризация и т.п. – ведут к уменьшению энтропии. Энтропия – функция состояния, т.е.

Общая движущая сила процесса складывается из двух сил: стремление к упорядочению и стремления к беспорядку . При p = const и T = const общую движущую силу процесса можно представить следующим образом:

Энергия Гиббса , или изобарно-изотермический потенциал, также подчиняется следствию закона Гесса:

Самопроизвольно протекают процессы, идущие в сторону уменьшения любого потенциала и, в частности, в сторону уменьшения . При состоянии равновесия температура начала равновесной реакции равна:

Таблица 5

Стандартные энтальпии образования , энтропии и энергии Гиббса образования некоторых веществ при 298 К (25°С)

Вещество	, кДж/моль	, Дж/моль	, кДж/моль
CaO (к)	-635,5	39,7	-604,2
CaCO 3 (к)	-1207,0	88,7	-1127,7
Ca(OH) 2 (к)	-986,6	76,1	-896,8
H 2 O (ж)	-285,8	70,1	-237,3
H 2 O (г)	-241,8	188,7	-228,6
Na 2 O (к)	-430,6	71,1	-376,6
NaOH (к)	-426,6	64,18	-377,0
H 2 S (г)	-21,0	205,7	-33,8
SO 2 (г)	-296,9	248,1	-300,2
SO 3 (г)	-395,8	256,7	-371,2
C 6 H 12 O 6 (к)	-1273,0	-	-919,5
C 2 H 5 OH (ж)	-277,6	160,7	-174,8
CO 2 (г)	-393,5	213,7	-394,4
CO(г)	-110,5	197,5	-137,1
C 2 H 4 (г)	52,3	219,4	68,1
CH 4 (г)	-74,9	186,2	-50,8
Fe 2 O 3 (к)	-822,2	87,4	-740,3
FeO (к)	-264,8	60,8	-244,3
Fe 3 O 4 (к)	-1117,1	146,2	-1014,2
CS 2 (г)	115,3	65,1	237,8
P 2 O 5 (к)	-1492	114,5	-1348,8
NH 4 Cl (к)	-315,39	94,56	-343,64
HCl (г)	-92,3	186,8	-95,2
NH 3 (г)	-46,2	192,6	-16,7
N 2 O (г)	82,0	219,9	104,1
NO (г)	90,3	210,6	86,6
NO 2 (г)	33,5	240,2	51,5
N 2 O 4 (г)	9,6	303,8	98,4
CuO (к)	-162,0	42,6	-129,9
H 2 (г)		130,5
C (графит)		5,7
O 2 (г)		205,0
N 2 (г)		181,5
Fe (к)		27,15
Cl 2 (г)		222,9
KNO 3 (к)	-429,71	132,93	-393,13
KNO 2 (к)	-370,28	117,15	-281,58
K 2 O (к)	-361,5	87,0	-193,3
ZnO (к)	-350,6	43,6	-320,7
Al 2 O 3 (к)	-1676,0	50,9	-1582,0
PCl 5 (г)	-369,45	362,9	-324,55
PCl 3 (г)	-277,0	311,7	-286,27
H 2 O 2 (ж)	-187,36	105,86	-117,57

Скорость реакции определяется природой и концентрацией реагирующих веществ и зависит от температуры и катализатора.

Закон действия масс: При постоянной температуре скорость химической реакции пропорциональна произведению концентрации реагирующих веществ в степени их стехиометрических коэффициентов.

Для реакции аА + вВ = сС + dD скорость прямой реакции:

,

скорость обратной реакции: , где - концентрации растворенных или газообразных соединений, моль/л;

a, b, c, d – стехиометрические коэффициенты в уравнении;

К – константа скорости.

В выражении для скорости реакции не включают концентрации твердых фаз.

Влияние температуры на скорость реакции описывается правилом Вант-Гоффа: при нагревании на каждые 10 градусов скорость реакции возрастает в 2-4 раза.

Скорость реакции при температурах t 1 и t 2 ;

Температурный коэффициент реакции.

Большинство химических реакций являются обратимыми:

аА + вВ сС + dD

отношение констант скоростей – величина постоянная, называемая константой равновесия

К р = const при T = const.

Принцип Ле – Шателье: Если на систему, находящуюся в состоянии химического равновесия, оказать какое – либо воздействие (изменить температуру, давление или концентрацию), то система будет реагировать таким образом, чтобы уменьшить приложенное воздействие:

а) при повышении температуры в равновесных системах равновесие смещается в сторону эндотермической реакции, а при понижении температуры – в сторону экзотермической реакции;

б) при повышении давления равновесие смещается в сторону меньших объемов, а при понижении давления – в сторону больших объемов;

в) при повышении концентрации равновесие смещается в сторону ее уменьшения.

Пример 1. Определите стандартное изменение энтальпии реакции:

Экзо- или эндотермическая данная реакция?

Решение: Стандартное изменение энтальпии химической реакции равно сумме стандартных энтальпий образования продуктов реакции за вычетом суммы стандартных энтальпий образования исходных веществ

При каждом суммировании следует учитывать в соответствии с уравнением реакции, число молей участвующих в реакции веществ. Стандартные энтальпии образования простых веществ равны нулю:

Согласно табличным данным:

Реакции, которые сопровождаются выделением теплоты, называются экзотермическими, а те, которые сопровождаются поглощением теплоты, - эндотермическими. При постоянных температуре и давлении изменение энтальпии химической реакции равно по величине, но обратно по знаку ее тепловому эффекту. Поскольку стандартное изменение энтальпии данной химической реакции , то делаем вывод, что данная реакция является экзотермической.

Пример 2. Реакция восстановления Fe 2 O 3 водородом протекает по уравнению:

Fe 2 O 3(K) + 3H 2(Г) = 2Fe (K) + 3H 2 O (Г)

Возможна ли эта реакция при стандартных условиях?

Решение: Для ответа на этот вопрос задачи нужно вычислить стандартное изменение энергии Гиббса реакции . В стандартных условиях:

Суммирование производят с учетом числа моделей, участвующих в реакции веществ, образования наиболее устойчивой модификации простого вещества принимают равной нулю.

С учетом выше сказанного

Согласно табличным данным:

Самопроизвольно протекающие процессы идут в сторону уменьшения . Если < 0, процесс принципиально осуществим, если > 0, процесс самопроизвольно проходить не может.

Следовательно, данная реакция при стандартных условиях невозможна.

Пример 3. Написать выражения закона действия масс для реакций:

а) 2NO (Г) + Cl 2(Г) = 2NOCl (Г)

б) CaCO 3(K) = CaO (K) + CO 2(Г)

Решение: Согласно закону действия масс скорость реакции прямо пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ в степенях, равных стехиометрическим коэффициентам:

а) V = k 2 .

б) Поскольку карбонат кальция - твердое вещество, концентрация которого не изменяется в ходе реакции, искомое выражение будет иметь вид:

V = k, т.е. в данном случае скорость реакции при определенной температуре постоянна.

Пример 4. Эндотермическая реакция разложения пентахлорида фосфора протекает по уравнению:

PCl 5(Г) = PCl 3(Г) + Cl 2(Г) ;

Как надо изменить: а) температуру; б) давление; в) концентрацию, чтобы сместить равновесие в сторону прямой реакции – разложение PCl 5 ? Напишите математическое выражение скорости прямой и обратной реакций, а также константы равновесия.

Решение: Смещением или сдвигом химического равновесия называют изменения равновесных концентраций реагирующих веществ в результате изменения одного из условий реакции.

Смещение химического равновесия подчиняется принципу Ле-Шателье, согласно которому изменение одного из условий, при которых система находится в равновесии, вызывает смещение равновесия в направлении той реакции, которая противодействует производному изменению.

а) Так как реакция разложения PCl 5 эндотермическая , то для смещения равновесия в сторону прямой реакции нужно повысить температуру.

б) Так как в данной системе разложение PCl 5 ведет к увеличению объема (из одной молекулы газа образуется две газообразные молекулы), то для смещения равновесия в сторону прямой реакции надо уменьшить давление.

в) Смещение равновесия в указанном направлении можно достигнуть как увеличением концентрации PCl 5 , так и уменьшением концентрации PCl 3 или Cl 2 .

Согласно закону действия масс, скорости прямой (V 1) и обратной (V 2) реакций выражаются уравнениями:

V 2 = k

Константа равновесия данной реакции выражается уравнением:

Контрольные задания:

81 - 100. а) рассчитайте стандартное изменение энтальпии прямой реакции и определите экзо- или эндотермическая это реакция;

б) определите изменение энергии Гиббса прямой реакции и сделайте вывод о возможности её осуществления при стандартных условиях;

в) напишите математическое выражение скорости прямой и обратной реакции, а также константы равновесия;

г) как следует изменить условия, чтобы равновесие процесса сместить вправо?

81. CH 4(г) + CO 2(г) = 2СO (г) + 2H 2(г)

82. FeO (K) + CO (г) =Fe (K) + CO 2(г)

83. C 2 H 4(г) + O 2(г) = CO 2(г) + H 2 O (г)

84. N 2(г) + 3H 2(г) =2NH 3(г)

85. H 2 O (г) +CO (г) = CO 2(г) +H 2(г)

86. 4HCl (г) + O 2(г) = 2H 2 O (г) + 2Cl 2(г)

87. Fe 2 O 3(К) +3H 2(г) = 2Fe (K) + 3H 2 O (г)

88. 2SO 2(г) + O 2(г) = 2SO 3(г)

89. PCl 5(г) = PCl 3(г) + Cl 2(г)

90. CO 2(г) + C (графит) = 2СO (г)

91. 2H 2 S (г) + 3O 2(г) = 2SO 2(г) + H 2 O (г)

92. Fe 2 O 3(K) +CO (г) =2FeO (K) + CO 2(г)

93. 4NH 3(г) + 5O 2(г) = 4NO (г) + 6H 2 O (г)

94. NH 4 Cl (K) = NH 3(г) + HCl (г)

95. CH 4(г) + 2O 2(г) = CO 2(г) + 2H 2 O (г)

96. CS 2(г) + 3O 2(г) = CO 2(г) + 2SO 2(г)

97. 4HCl (г) + O 2(г) = 2Cl 2(г) + 2H 2 O (г)

98. 2NO (г) + O 2(г) = N 2 O 4(г)

99. NH 3(г) + HCl (г) = NH 4 Cl (K)

100. CS 2(г) + 3O 2(г) = 2Cl 2(г) + 2SO 2(г)

Тема 6: Растворы. Способы выражения концентрации растворов

Растворы – это гомогенные системы, состоящие из растворителя, растворенных веществ и возможных продуктов их взаимодействия. Концентрацией раствора называется содержание растворенного вещества в определенной массе или известном объеме раствора или растворителя.

Способы выражения концентрации растворов:

Массовая доля () показывает количество граммов растворенного вещества в 100 г раствора:

где т – масса растворенного вещества (г), т 1 – масса раствора (г).

Молярная концентрация показывает число молей растворенного вещества, содержащихся в 1л раствора:

где М- молярная масса вещества (г/моль), V- объем раствора (л).

Моляльная концентрация показывает число молей растворенного вещества, содержащихся в 1000г растворителя:п 101-120. Найти массовую долю, молярную концентрацию, моляльную концентрацию для следующих растворов:

Вариант	Вещество (х)	Масса вещества (х)	Объем воды	Плотность раствора
	CuSO 4	320 г	10 л	1,019
	NaCl	0,6 г	50 мл	1,071
	H 2 SO 4	2 г	100 мл	1,012
	Na 2 SO 4	13 г	100 мл	1,111
	HNO 3	12,6 г	100 мл	1,066
	HCl	3,6 кг	10 кг	1,098
	NaOH	8 г	200 г	1,043
	MgCl 2	190 г	810 г	1,037
	KOH	224 г	776 г	1,206
	CuCl 2	13,5 г	800 мл	1,012
	HCl	10,8 г	200 г	1,149
	CuSO 4	8 г	200 мл	1,040
	NaCl	6,1 г	600 мл	1,005
	Na 2 SO 3	4,2 г	500 мл	1,082
	H 2 SO 4	98 г	1000 мл	1,066
	ZnCl 2	13,6 г	100 мл	1,052
	H 3 PO 4	9,8 г	1000 мл	1,012
	Ba(OH) 2	100 г	900 г	1,085
	H 3 PO 4	29,4 г	600 мл	1,023
	NaOH	28 г	72 г	1,309