Тема 4. Химическая кинетика и катализ

Обобщающее занятие по темам 1-4

Вопросы к проверочной самостоятельной работе по темам 1-4

Тема 1-2. «Титриметрический анализ. Способы выражения концентрации»

1. Способы выражения концентрации вещества в растворе: массовая доля; молярная концентрация; моляльная концентрация; титр раствора. Дать определение понятий, привестиформулы расчета.

2. Сущность титриметрического анализа и классификация методов. Привести примеры. Основные понятия в титриметрическом анализе: титр, титрант, титрование. Приемы титрования.

3. Химический эквивалент, фактор эквивалентности, молярная масса эквивалента и молярная концентрация эквивалента. Дать определение понятий, привести формулы расчета. Закон эквивалентов и его математическое выражение.

4. Виды титрантов. Требования к веществам для приготовления стандартных растворов. Объяснить, почему растворы щелочей и большинства кислот, использующихся в прямом титровании, необходимо предварительно подвергать стандартизации.

5. Индикаторы метода нейтрализации. Интервал перехода окраски индикатора. Требования, предъявляемые к кислотно-основным индикаторам.

6. Кривая титрования, принцип выбора индикатора. Понятия: показатель титрования, точка эквивалентности; линия нейтральности; точка нейтральности; скачок титрования.

7.Кривая титрования сильной кислоты щелочью. Определение точки эквивалентности и точки конца титрования.

8.Алкалиметрия. Кривая титрования слабой кислоты сильным основанием. Принцип выбора индикатора.

9. Ацидиметрия. Кривая титрования слабого основания сильной кислотой. Принцип выбора индикатора.

10. Чему равен фактор эквивалентности и молярная масса эквивалента гидроксида алюминия в каждой из нижеперечисленных реакций? Ответ пояснить.

а) Аl(ОН)₃+ НСl → …

б) Аl(ОН)₃+ 2НСl → …

в) Аl(ОН)₃+ 3НСl → …

11. Чему равен фактор эквивалентности и молярная масса эквивалента фосфорной кислоты в каждой из нижеперечисленных реакций? Ответ пояснить.

а) Н₃РО₄ + NаОН → …

б) Н₃РО₄ + 2NаОН → …

в) Н₃РО₄ + 3NаОН → …

12. Рассчитать молярную массу эквивалента:

а) фосфорной кислоты в реакции полного обмена протонов;

б) сульфата железа (III) в реакции полного обмена ионов железа;

в) гидроксида кальция в реакции полного обмена ионов кальция.

13. На нейтрализацию 20,00 мл раствора серной кислоты израсходовано 12,00 мл раствора щелочи с молярной концентрацией эквивалента 0,2000 моль/л. Вычислить молярную концентрацию эквивалента и титр серной кислоты в этом растворе.

14. Рассчитать массу натрия тетраборатаNa₂B₄O₇·10H₂O, необходимую для приготовления раствора объемом 250 мл с молярной концентрацией эквивалента 0,1 моль/л, используемого для кислотно-основного титрования соляной кислотой по реакции: Na₂B₄0₇+2HCl+5H₂0 = 4H₃B0₃+2NaCl.

15. Какие объемы соляной кислоты плотностью 1,07 г/мл (ω(НСI)=14%) и воды необходимо взять для приготовления раствора НС1 объемом 100 мл с молярной концентрацией 0,1 моль/л?

Тема 3. Элементы химической термодинамики

1. Основные понятия химической термодинамики:

система, параметры системы, состояние системы, термодинамический процесс (определения и классификации).Внутренняя энергия, работа, теплота, связь между ними.

2. I начало термодинамики: определение, математическое выражение для изолированных и закрытых систем. Биологическое значение 1 начала термодинамики.

3. Закон Гесса: формулировка, математическое выражение.Следствия из закона Гесса. Значение для термохимических расчетов.

4. Энтальпия реакции, процессы экзо- и эндотермические; стандартные энтальпии образования простых и сложных веществ. Энтальпия сгорания.

5. Энтропия: определение, смысловое значение, факторы, влияющие на ее величину. Повозрастная динамика изменения энтропии организма.

6. II закон термодинамики: сущность, формулировка, математическое выражение для изолированных систем.

7. Энергия Гиббса как обобщенная термодинамическая функция, ее применение для прогнозирования возможности и предела самопроизвольного протекания процессов, роль энтальпийного и энтропийного факторов.

8. Особенности живых организмов как открытых систем: стационарное состояние, принцип И. Пригожина, поддержание состояния гомеостаза.

9. Особенности биохимических процессов в организме: принцип энергетического сопряжения, многостадийность, обратимость. Понятие информации. Закон адаптации.

10.Вычислить стандартную энергию Гиббса реакции гидратации сывороточного альбумина при 25⁰С, для которой DH⁰ =-6,08 кДж/моль, DS⁰ = -5,85 Дж/(моль×К). Оценить вклад энтальпийного и энтропийного фактора.

11. Рассчитать тепловой эффект реакции окисления глюкозы:

С₆Н₁₂О₆(г) + 6О₂(г) = 6Н₂О(ж) + 6СО₂(г); DН⁰= ?

DН⁰_обр.[C₆H₁₂O₆(т)] = –1260 кДж/моль;

DН⁰_обр.[CO₂(г)] = –393,5 кДж/моль;

DН⁰_обр.[H₂O(ж)] = –285,8 кДж/моль.

12.Вычислить стандартную энтальпию реакции:

С₆Н₆ (ж) + 3Н₂ (г) = С₆Н₁₂(ж) , используя значения стандартных энтальпий сгорания веществ.

∆H^осг(С₆Н₆) = -3910,28 кДж/моль

∆Н^осг(Н₂) = -286 кДж/моль

∆Н^осг(С₆Н₁₂) = -3920 кДж/моль

13. В организме человека реакция окисления этилового спирта протекает в две стадии. Первая – окисление этилового спирта до уксусного альдегида:

С₂Н₅ОН(ж)+ ½ О₂(г) = СН₃СНО(р-р)+Н₂О(ж);

∆Н^о = -256 кДж/моль.

Вторая – окисление уксусного альдегида до уксусной кислоты:

СН₃СНО(р-р)+ ½ О₂(г) = СН₃СООН(р-р), ∆Н^о = -237 кДж/моль.

Рассчитать∆Н^о реакции окисления этанола до уксусной кислоты.

14. Рассчитать, какое количество теплоты поглотится при растворении в воде 23,8 г бромида калия, если Н^ораств. = 17 кДж/моль.

Тема 4. Химическая кинетика и катализ

1. Основные понятия химической кинетики:

-реакции гомогенные, гетерогенные, математическое выражение скорости гомогенных и гетерогенных реакций, скорость средняя и истинная, единицы измерения, примеры;

-реакции простые и сложные: последовательные, параллельные, последовательно-параллельные, циклические, примеры.

-факторы, влияющие на скорость гомогенных реакций: природа, концентрация реагентов, температура, катализаторы.

2.Закон действующих масс, кинетические уравнения реакций, физический смысл константы скорости реакции. Напишите кинетические уравнения для реакций:

а)2СО(г)+О₂(г) → 2СО₂(г); б) Н₂(г)+S(тв.) → H₂S(тв.)

Понятие о молекулярности и порядке реакции. Примеры. Биологическая роль.

3. Теория активных соударений. Природа энергии активации. Переходное состояние. Ответ пояснить, используя энергетический профиль реакции.

4. Влияние температуры на скорость реакции, особенности для биохимических процессов. Правило Вант-Гоффа. Энергия активации, ее значение, факторы, влияющие на величину энергии активации, источники активации реагирующих частиц. Уравнение Аррениуса, значение для характеристики скорости протекания химических реакций.

5. Катализ, катализаторы, ингибиторы, общие принципы катализа:

-суть механизма гомогенного катализа, примеры;

-особенности механизма гетерогенного катализа, примеры.

6. Химическая природа ферментов и их биологическая роль. Особенности ферментативного катализа: активность, специфичность, размер. Зависимость скорости ферментативной реакции оттемпературы, рН-среды, концентрации фермента (пояснить графиками).

7. Зависимость скорости ферментативной реакции от концентрации субстрата. Уравнение Михаэлиса – Ментен, его анализ и значение для кинетики ферментативных реакций.

8. Химическое равновесие и его смещение, принцип Ле–Шателье и его аналог в природе – принцип адаптивных перестроек.

9. Закон действующих масс для обратимых процессов. Константа химического равновесия, способы ее выражения, факторы, влияющие на ее величину, связь с G, значение для характеристики обратимых процессов.

10.Вычислить, во сколько раз возрастет скорость реакции при повышении температуры с до , если температурный коэффициент скорости реакции равен 3.

11. Рассчитать константу скорости реакции второго порядка при температуре , используя табличные данные кинетических параметров реакции. (А=1,6∙10¹⁴ см³∙моль^-1∙с^-1, Еа=165,5 кДж/моль)

12. На сколько нужно повысить температуру, чтобы скорость реакции возросла в 80 раз? Температурный коэффициент скорости принять равным 3.

13.Во сколькораз увеличится скорость химической реакции при повышении температуры от = 10⁰C до = 80⁰С, если температурный коэффициент скорости g равен 2?

14. Во сколько раз возрастет скорость реакции при повышении температуры с 20 до 100 , если температурный коэффициент скорости реакции равен 2,3.

15. Температурный коэффициент скорости реакции равен 3,1. Во сколько раз увеличится скорость реакции, если повысить температуру на 30 ?

17. Рассчитать константу скорости реакции второго порядка при температуре 25 , если известны следующие табличные данные кинетических параметров этой реакции: ; .

18. Диоксид серы (SO₂) – самый распространенный загрязнитель воздуха.

Рассчитать значение константы скорости реакции диоксида серы с атомарным кислородом, протекающей по уравнению O + SO₂ = SO₃,если при концентрациях с(SO₂) и с(O), равных соответственно 0,25 и 0,6 моль/л, скорость реакции равна 0,003 моль/(л∙с).

Дата добавления: 2021-06-02; просмотров: 37; Мы поможем в написании вашей работы!

Поделиться с друзьями:

Мы поможем в написании ваших работ!