ΔΙΑΓΩΝΙΣΜΑ ΧΗΜΕΙΑΣ ΠΡΟΣΑΝΑΤΟΛΙΣΜΟΥ Γ ΛΥΚΕΙΟΥ ΚΕΦ. 2-5 (ΕΩΣ ph) ΚΥΡΙΑΚΗ 29 ΝΟΕΜΒΡΙΟΥ 2015 ΑΠΑΝΤΗΣΕΙΣ

Transcript

1 1 ΔΙΑΓΩΝΙΣΜΑ ΧΗΜΕΙΑΣ ΠΡΟΣΑΝΑΤΟΛΙΣΜΟΥ Γ ΛΥΚΕΙΟΥ ΚΕΦ. -5 (ΕΩΣ ph) ΚΥΡΙΑΚΗ 9 ΝΟΕΜΒΡΙΟΥ 015 ΘΕΜΑ Α Α1 γ Α δ Α α Α4 β Α5 δ ΘΕΜΑ B Β1.α. ΑΠΑΝΤΗΣΕΙΣ (q) (g) E 10 KJ (g) β. Η ενέργεια ενεργοποίησης της αντίδρασης Γ( g) A(g) B(g) είναι: E E ΔΗ KJ / mol. α α γ. Οι αρχικές συγκεντρώσεις των Α και Β είναι: na nb 5 [ A], [ B] 5. V 1 V 1 Έτσι: A ( g) B(g) Γ (g ) αρχ. 5 αντ/παρ. 4 6 τελ Οι τελικές συγκεντρώσεις των σωμάτων Α, Β και Γ είναι:

2 nt 1 nt 6 [ A] T 0, [ B] T 1, [ Γ] T 6 V 1 V 1 oπότε η γραφική παράσταση των μεταβολών των συγκεντρώσεων σε συνάρτηση με το χρόνο είναι: () A t t(s) δ. Κατά την διάρκεια της αντίδρασης τα συνολικά mol των αερίων συστατικών δεν μεταβάλλονται (γιατί για κάθε τρία mol αερίων αντιδρώντων σωμάτων που καταναλώνονται παράγονται τρία mol προϊόντων σωμάτων). Επομένως η πίεση στο δοχείο (με V, T σταθερά) είναι σταθερή σ όλη τη διάρκεια της αντίδρασης, όπως φαίνεται από τον τύπο: nολ R T Pολ V Pολ σταθερή nολ,r,t,v σταθερά B.i. Στην ισορροπία: H (g) O(g) H O(g) O(g), ΔΗ > 0 α. Προσθέτουμε H (g), οπότε αυξάνεται η συγκέντρωση του υδρογόνου και η αντίδραση μετατοπίζεται (λόγω του κανόνα του Le hatelier) προς εκείνη την κατεύθυνση όπου το υδρογόνο καταναλώνεται, δηλαδή δεξιά. β. Προσθέτουμε H O (g ), οπότε αυξάνεται η συγκέντρωση του νερού και η αντίδραση θα μετατοπιστεί (λόγω του κανόνα του Le hatelier) προς εκείνη την κατεύθυνση όπου το Η Ο καταναλώνεται, δηλαδή αριστερά. γ. Προσθέτουμε καταλύτη. Στην περίπτωση αυτή δεν παρατηρείται καμία μεταβολή της θέσης της χημικής ισορροπίας γιατί ο καταλύτης αυξάνει απλώς την ταχύτητα των δύο αντιθέτων κατευθύνσεων με τον ίδιο τρόπο. δ. Μειώνουμε την θερμοκρασία, οπότε η αντίδραση μετατοπίζεται (λόγω

3 του κανόνα του Le hatelier) προς την κατεύθυνση εκείνη που γίνεται έκλυση θερμότητας, δηλαδή προς την εξώθερμη, δηλαδή αριστερά. ε. Επειδή στην αντίδραση αυτή δεν παρατηρείται μεταβολή του αριθμού τον mol των αερίων (δηλαδή Δn 0, αφού 1 mol 1 mol 1 mol 1 mol) η αύξηση του όγκου του δοχείου δεν επηρεάζει την θέση της χημικής ισορροπίας. στ. Επειδή η προσθήκη He (ευγενούς αερίου) γίνεται με σταθερό όγκο και θερμοκρασία, δεν μεταβάλλονται οι συγκεντρώσεις των συστατικών της ισορροπίας, άρα η θέση της χημικής ισορροπίας δεν μεταβάλλεται. ii. Η σταθερά της χημικής ισορροπίας μεταβάλλεται μόνο με την μεταβολή της θερμοκρασίας. Έτσι στην περίπτωση του υποερωτήματος (δ) όπου μειώσαμε την θερμοκρασία η c ελαττώθηκε γιατί η αντίδραση μετατοπίστηκε (λόγω του κανόνα του Le hatelier) αριστερά προς πλευρά της εξώθερμης. Β.i. Η πρόταση είναι λανθασμένη. ii. Αιτιολόγηση: Για το ασθενές οξύ ΗΑ: HA HO A H O αρχ. Ι/Π Ι/Ι [A ] [Η Ο ] α [ΗA] α α < 0,1, δεκτές προσεγγίσεις Για το ασθενές οξύ ΗB: HO B H O αρχ. Ι/Π y y y Ι/Ι y y y HA HA α HA [B ] [Η Ο ] α y [ΗB] α α y α < 0,1, δεκτές προσεγγίσεις Όμως ph > ph log[h O ] > log[h O HA HA ] y (1) ()

4 4 [ H O ] HA < [HO ] < y () Από τις σχέσεις (1), () και () έχουμε: y α < HA α HA α < HA α. α y α y Άρα το οξύ ΗΑ είναι ασθενέστερο από το ΗΒ γιατί έχει μικρότερη σταθερά στην ίδια θερμοκρασία. Β4. Σε δοχείο όγκου V L περιέχονται σε κατάσταση ισορροπίας: mol Α (s) B (g) Γ (g), ΔΗ >0 X.I. 5 4 Επειδή με την αύξηση του όγκου του δοχείου (όταν το μίγμα ισορροπίας μεταφερθεί σε δοχείο διπλάσιου όγκου) δεν παρατηρείται μεταβολή της σύστασης της χημικής ισορροπίας (δηλαδή δεν παρατηρείται μετατόπιση της χημικής ισορροπίας) συμπεραίνουμε ότι στην αντίδραση αυτή δεν παρατηρείται μεταβολή του αριθμού των mol των αερίων συστατικών της ισορροπίας (δηλαδή Δn 0). Οπότε ισχύει: Άρα ο στοιχειομετρικός συντελεστής είναι ένα (1). ΘΕΜΑ Γ Γ1. mol H (g) I(g) HI (g ) αρχ. 4 4 αντ/παρ. X.I. 4 4 [HI] ν ± ν c 4 ( ) [Η] [I] ν ν ν απορρίπτεται ( ± ) δεκτό 4 Άρα στη Χ.Ι. περιέχονται. H : 4 4 mol I : 4 4 mol

5 5 HI: 4 mol Για την απόδοση της αντίδρασης έχουμε: Βρίσκουμε την ποσότητα του ΗΙ που θα παίρναμε αν η αντίδραση ήταν μονόδρομη: mol H I HI αρχ. 4 4 αντ/παρ τελ οπότε για την απόδοση της αντίδρασης έχουμε: nhi(πράξη) 4 α α 0,5 ή 50% n 8 HI(θεωρία) Γ.α. Επειδή με την αύξηση της θερμοκρασίας τα mol του ΗΙ αυξάνονται (από 4 mol γίνονται 6 mol) αυτό σημαίνει ότι η μεταβολή της θερμοκρασίας μετατόπισε την χημική ισορροπία προς τα δεξιά προς την πλευρά της ενδόθερμης. Άρα η αντίδραση Η (g) Ι (g) ΗΙ (g), είναι ενδόθερμη (ΔΗ > 0). β. mol Η (g) Ι (g) X.I. 4 μεταβολή Τ : δεξιά αρχ. 4 αντ/παρ. ω ω ω Χ.Ι. ω ω 4ω ΗΙ (g) Στην Χ.Ι. έχουμε: n HI 6 4 ω 6 ω ω 1mol. Άρα: 1 1mol, 1 1mol, n HI 6 mol n H n I Οπότε: 6 [HI] ν c c 6. [Η ] [I ] 1 1 ν ν Για την απόδοση της αντίδρασης έχουμε: nhi(πράξη) 6 α 0,75 ή 75%. n 8 HI(θεωρία)

6 ΘΕΜΑ Δ Για την H NH (Δ 1 ) έχουμε: V.T.P. 4,48 n S 0, mol,4,4, n 0, 0,5 V 0,4 Για το υδατικό διάλυμα της ΝΗ (Δ ): ) ( NH r Στα 100 ml διαλύματος περιέχονται 1,7 g ΝΗ ή,7 0,1 mol 17 στα 1000 ml»» ; ,1 1mol/L ή 1 Μ 100 Δ1. Για το διάλυμα της H NH : H NH HO H NH OH αρχ. 0,5 Ι/Π Ι/Ι 0,5 b H NH [HNH ] [OH [H NH ] b 10 0,5 6 ] 10 4 δεκτές ,5 4 < 10 προσεγγίσεις Άρα: [OH ] 10 poh log10 ph 14 poh 14 1 Για το διάλυμα της ΝΗ : NH HO NH OH 4 αρχ. 1 Ι/Π ω ω ω Ι/Ι 1 ω ω ω και

7 b NH [NH4 ] [OH [NH ] b 10 1 δεκτές,5 ] ω 1 ω < 10 προσεγγίσεις 10,5 Άρα: [OH ] 10 poh log10, 5 ph 14 poh 14,5 11,5 Δ. Για να αποκτήσουν τα διαλύματα Δ 1 και Δ το ίδιο ph πρέπει να προσθέσουμε νερό στο διάλυμα Δ 1 (με το μεγαλύτερο ph), έτσι ώστε το διάλυμα να γίνει λιγότερο βασικό. Έτσι: 5 ω και ω 10,5 1 HNH 400 ml 0, b H O 1 HNH ph11,5 Στο διάλυμα Δ 1:,5 ph 11,5 poh,5 [OH ] 10. H NH HO H NH OH αρχ. Ι/Π φ φ φ Ι/Ι φ φ φ b H NH [HNH ] [OH ] 4 φ 10 [HNH] φ 10,5 φ 10 έστω αποδεκτές προσεγγίσεις 4,5 (10 ) , Έλεγχος προσεγγίσεων: b ,05 10 <. 0, Άρα: V1 T VT 0,5 0,4 0,05 VT VT 0,05 Οπότε V V V 4 04,6 L. 1 H O T αρχ 4 L

8 8 Δ.α. Για την βάση Β έχουμε: n 0,05 [B] 10. V 5 Έστω ότι η βάση είναι ισχυρή. H O OH B 10 ; 10 Οπότε: [OH ] 10 δεκτό, άρα η βάση είναι ισχυρός ηλεκτρολύτης. Έστω ότι η βάση είναι ασθενής. H O OH B αρχ. 10 Ι/Π Ι/Ι 10 Γνωρίζουμε ότι [OH ] Έτσι: α 1, απορρίπτεται γιατί ο βαθμός ιοντισμού των ασθενών ηλεκτρολυτών είναι μικρότερος της μονάδος, άρα η βάση είναι ισχυρός ηλεκτρολύτης. β. Μέτρο ισχύος των ηλεκτρολυτών είναι η σταθερά ιοντισμού b (σε ορισμένη θερμοκρασία). Έτσι: H NH : b 10 4 NH : b 10 5 Β: Επειδή είναι ισχυρή βάση η b της είναι πολύ μεγάλη. Πρακτικά δεν ορίζεται. Οπότε οι βάσεις κατ αυξανόμενη ισχύ είναι: NH < H NH < < B. ΜΩΥΣΟΠΟΥΛΟΣ ΓΕΩΡΓΙΟΣ ΧΗΜΙΚΟΣ - ΦΡΟΝΤΙΣΤΗΣ SIENE PRESS