3. Методические указания к выполнению контрольной работы

Выполнение контрольной работы является важным компонентом учебного процесса. Составление ответов на вопросы и решение задач позволяет проверить степень усвоения студентом теоретического курса и умение практически применять полученные знания. Контроль со стороны преподавателя помогает ликвидировать пробелы в знаниях, доработать и правильно освоить различные разделы курса.

Определение номера варианта контрольной работы производится с помощью приведенной ниже таблицы.

Пример: для зачетной книжки №1235 (последние цифры 35) в соответствии с таблицей выбирается 5 вариант контрольного задания.

Перед выполнением контрольной работы студенту необходимо внимательно ознакомиться с примерами решения задач данного типа (приведены в данных методических указаниях), уравнениями, формулами, а также со справочным материалом (приложение 4). Прежде чем приступить к решению той или иной задачи следует хорошо понять ее содержание и поставленные в ней вопросы.

Таблица для выбора варианта контрольной работы

Две последние цифры зачетной книжки	Вариант	Две последние цифры зачетной книжки	Вариант	Две последние цифры зачетной книжки	Вариант
01 31 61 91	1	11 41 71	11	21 52 81	21
02 32 62 92	2	12 42 72	12	22 52 82	22
03 33 63 93	3	13 43 73	13	23 53 83	23
04 34 64 94	4	14 44 74	14	24 54 84	24
05 35 65 95	5	15 45 75	15	25 55 85	25
06 36 66 96	6	16 46 76	16	26 56 86	26
07 37 67 97	7	17 47 77	17	27 57 87	27
08 38 68 98	8	18 48 78	18	28 58 88	28
09 39 69 99	9	19 49 79	19	29 59 89	29
10 40 70 00	10	20 50 80	20	30 60 90	30

Контрольная работа должна быть выполнена до начала сессии и передана студентом в печатной или рукописной форме на кафедру экологического менеджмента (ул. Прилукская, д. 3/7, ком. 103) для вручения преподавателю дисциплины.

При невозможности личной явки студента контрольная работа может быть послана по адресу:

191002 Санкт-Петербург, ул. Марата, 27. Кафедра экологического менеджмента

4. Контрольные задания Примеры решения задач

1. Определите стандартную теплоту сгорания 1 моля метана, исходя из стандартных энтальпий образования этого вещества и продуктов его сгорания.

Решение. Запишем уравнение реакции сгорания метана:

Согласно следствию из закона Гесса, тепловой эффект этой реакции будет равен разности энтальпий образования продуктов реакции и исходных веществ:

= 1 моль · + 2 моль·

- 1 моль·

= 0 кДж/моль (как и для других простых веществ устойчивых при стандартных условиях).

Находим стандартные энтальпии образования в таблице 2 приложения 3:

= -393,5 кДж/моль	= - 241,8 кДж/моль
= - 74.9 кДж/моль

Подставим найденные величины в уравнение:

=1 моль·(-393,5 кДж/моль) – 2 моль·(-241,8)·кДж/моль + 1 моль ·74,9 кДж/моль = -802,2кДж

Поскольку тепловой эффект реакции вычислялся для сгорания 1 моля метана, то стандартная теплота сгорания метана равна = -802,2кДж/моль

2. Определите, как изменяется скорость реакции 2СО + О₂ = 2СО₂ если общее давление в системе уменьшить в 2 раза.

Решение. Согласно закону действия масс скорость реакции равна:

v₁=k[с(CO)]²с(O₂)

Уменьшение давления в системе в два раза равноценно уменьшению вдвое концентрации реагирующих веществ. Поэтому после уменьшения давления скорость реакции составит:

v₂=k[0,5·с(CO)]²[0,5·с(O₂)] = 0,25·0,5· k[с(CO)]²с(O₂) =

0,125· v₁

v₂/ v₁ = 0,125· v₁/ v₁ = 1/8

Таким образом, после уменьшения давления в 2 раза скорость реакции уменьшится в 8 раз.

3. Температурный коэффициент скорости реакции равен 2,8. Во сколько раз возрастет скорость реакции при повышении температуры от 20 до 50⁰С?

Решение. Согласно правилу Вант-Гоффа:

,

где:

v₁ – скорость реакции при температуре t₁ (в нашем случае 20⁰С);

v₂ – скорость реакции при температуре t₂ (в нашем случае 50⁰С);

γ – температурный коэффициент скорости реакции (в нашем случае 2,8).

Подставляя заданные значения величин в уравнение, получим:

, отсюда:

Прологарифмируем обе части уравнения (воспользовавшись, например, программой «Инженерный калькулятор» «Windows»):

, отсюда:

Таким образом, скорость реакции увеличится в 21,9 раза.

4. Найти массу воды и массу 20%-ного раствора сульфата меди (CuSO₄) с массовой долей растворенного вещества 20%, необходимых для приготовления 1 л раствора с массовой долей сульфата меди 8%. Плотность 8% раствора CuSO₄ равна 1,084 г/мл.

Решение. Найдем массу содержащегося в конечном растворе сульфата меди. Для этого запишем формулу для вычисления массовой доли растворенного вещества. Преобразуем эту формулу, выразив массу конечного раствора через произведение его объема на плотность. В полученное выражение подставим значения приведенных в условии величин:

Поскольку сульфат меди приходит в конечный раствор из исходного раствора с массовой долей соли 20%, то для этого раствора справедливо следующее выражение:

Масса воды, необходимой для приготовления конечного раствора, найдется путем вычитания из массы конечного раствора массы 20%-ного раствора сульфата меди:

1,084 г/мл ∙ 1000 мл – 433,5 г = 650,5 г

Таким образом, для приготовления искомого раствора нужно взять 433,5 г 20%-ного раствора сульфата меди и 650,5 г воды.

5. Вычислите осмотическое давление, а также понижение температуры замерзания раствора, в литре которого содержится 18 г глюкозы C₆H₁₂O₆ при 0⁰C. Криоскопическая константа воды составляет 1,85⁰С·кг/моль.

Решение. Согласно закону Вант-Гоффа осмотическое давление равно:

Согласно второму закону Рауля – понижение температуры кипения и повышение температуры замерзания раствора прямо пропорционально моляльной концентрации раствора:

ΔT = K C_m (B) =

где: K - криоскопическая или эбулиоскопическая константа;

m(B) – масса растворенного вещества, г;

m(A) – масса растворителя, кг;

M(B) – молярная масса растворенного вещества, г/моль.

Поскольку концентрация глюкозы в растворе мала, то в 1 л раствора содержится приблизительно 1 кг воды (как и в 1 литре чистой воды). Тогда понижение температуры замерзания раствора составит:

ΔT_зам. = K_кр Cm (B) =

6. Сколько времени потребуется для полного разложения в электролизере 2 молей воды электрическим током силой 2 А?

Решение. В электролизере на аноде и катоде происходят следующие процессы:

А: 2H₂O – 4ē → 4H⁺ + O₂↑

К: 4H₂O + 4ē → 4OH^- + 2H₂↑

2H₂O→2H₂↑^- + O₂↑

В соответствии с законами Фарадея: ,

где m–масса вещества B, претерпевшая электрохимическое превращение, г; М_экв. – молярная масса электрохимических эквивалентов вещества B, г/моль экв.; F – число Фарадея, F=96500 Кл/моль экв.; I – ток, А.

Выразим из этой формулы время:

Для вычисления молярной массы электрохимических эквивалентов воды учтем, что ее разложение протекает и на аноде, и на катоде. Как это следует из суммарного уравнения реакций, при прохождении через электролизер 4 моль электронов на аноде и катоде суммарно разлагается 2 моль воды, отсюда:

Масса 2 моль воды: m(H₂O) = 2 моль ∙ 18 г/моль = 36 г

Отсюда:

=193000 с (или 53,6 ч).

7. Стальная деталь покрыта слоем хрома. Какие коррозионные процессы будут происходить, если покрытие будет механически нарушено (например, вследствие царапины)? Приведите схему образующихся при этом гальванических элементов и рассчитайте их ЭДС для случаев кислой и нейтральной сред.

Решение. При проявлении царапины на покрытии возникает гальванический элемент: железо – хром. Катодом (электродом, на которым происходит процесс восстановления) станет электрод с большим стандартным электродным потенциалом. Находим значения стандартных электродных потенциалов в таблице 2 Приложения:

- 0,440 В;

= - 0,744 В.

Большее значение имеет стандартный электродный потенциал железа. Следовательно, катодом будет железо, а анодом, т.е. электродом на котором происходит процесс окисления, хром.

А: Cr – 3 ē → Cr³⁺

Теперь необходимо выяснить какие частицы восстанавливаются на катоде. В зависимости от среды это либо ионы водорода (кислая среда), либо кислород (нейтральная среда). Источником этих веществ является атмосфера.

K: 2H⁺ + 2 ē → H₂ (кислая среда), 0 В

K: O₂ +2H₂O + 4 ē → 4OH^- (нейтральная среда), + 0,401 В

Таким образом, в кислой среде возникнет следующий коррозионный гальванический элемент, в котором будет окисляться хром (анод), а восстанавливаться ионы водорода (катод):

, ЭДС которого в стандартных условиях:

= 0 – (- 0,744 В) = 0,744 В.

В нейтральной среде возникнет коррозионный гальванический элемент, в котором будет окисляться хром (анод), а восстанавливаться кислород (катод):

ЭДС этого элемента:

= +0,401-(-0,744) = 1,145 В.