С этим справится даже 5-классник. Все что здесь нужно это получить требуемую реакцию из "конструкторского набора" путем сложения, вычитания и умножения/деления на произвольные коэффициенты.
1,5*(-285,8) - 1,5*(-44) - (-46,2) - (-91,3) = -428,7 + 66 + 46,2 + 91,3 = -225,2 кДж/моль

По термохимическому уравнению реакций
C2H4 + H2O = C2H5OH ΔН = - 46 кДж/моль вычислите массу полученного спирта и количество выделившегося тепла, если известно, что в реакцию вступило 67,2 л этилена и 18г воды.

n(C2H4) = V(C2H4)/Vm = 3 моль
n(H2O) = m(H2O)/M = 1 моль
Этилен взят в избытке, значит все расчеты ведем по воде. По уравнению реакции из 1 моль воды образуется 1 моль спирта. Значит образовалось 1 моль спирта.
m(C2H5OH) = M(C2H5OH) * n(C2H5OH) = 46 г
Q = |ΔH|*n(C2H5OH) = 46кДж/моль * 1 моль = 46 кДж
а возможно я не правильно сделал

Вы все правильно сделали. Только соблюдайте размерность единиц измерения и правильно склоняйте их названия.

Хорошо, спасибо.

Пожалуйста. Главное, что Вы на правильном пути.

Здравствуйте, правильно ли здесь составлено уравнение? Не должно ли быть dCb/dt = 2(k1Ca - k2Cb^2)?

Из схемы не совсем понятно какой порядок реакции имеется ввиду.
Если имеет место обратимая реакция первого порядка, то -dA/dt = dB/dt = k₁A - k₂B
Для обратимой реакции смешанного (второго и первого) порядка: dA/dt = -dB/dt = -k₁A + k₂(A₀ - A)², где В = А₀ - А

1.При сжигании 93 г фосфора выделилось

2322 кДж теплоты. Составьте

термохимическое уравнение реакции

горения фосфора.

Задача 2
Составьте уравнение методом электронного баланса S + HNO3 → NO2 + H2SO4 + H2O

Задача 3
Как повлияет повышение температуры и повышение давления на химическое равновесие следующих реакций:

1)2CO (г) + O2 (г) →2CO2 (г) + Q;

2) SO3(г) + NO(г) → SO2(г) + NO2(г) –Q

1) n_P = 93/31 = 3 моль
dH = -2322/3 = -774 кДж/моль
P + 1,25O₂ → 0,5P₂O₅ dH = -774 кДж/моль

2) S + HNO₃ → NO₂ + H₂SO₄ + H₂O
1 | S⁰ – 6ê → S⁺⁶ Red
6 | N⁺⁵ + ê → N⁺⁴ Ox
-------------------------------------------------
S + 6HNO₃ = H₂SO₄ + 6NO₂ + 2H₂O

3) в первом давление - вправо, температура - влево, суммарно равновесие не меняется;
во втором давление не влияет, температура - вправо, суммарно смещается вправо.

1. Теплота сгорания витамина С (С6Н8О6) в калориметрической бомбе при 298 К составляет -2346,5 кДж/моль.  Вычислите энтальпию сгорания и энтальпию образования витамина С при той же температуре
2. При изучении кинетики гидролиза противоопухолевого препарата 6-фторурацила были определены свободная энергия и энтальпия активации, составляющие соответственно 125,52 и 103,54 кДж/моль.  Чему равна энтропия активации гидролиза?
3.Вычислите молярную теплоту испарения воды при 120 °С, если удельная теплота испарения воды при 100 °С равняется 2255,0 Дж/г, а удельные теплоемкости жидкой воды и пара равны соответственно 4,184 и 1,864 Дж/(г·К).​

1) C₆H₈O₆ + 5O₂ => 6CO₂ + 4H₂O ΔH_p = -2346,5 кДж/моль
a) Энтальпия сгорания.
По 2-му следствию из закона Гесса
ΔН_{сгорC6H8O6} = ΔH_p + [ΔH_сгоpСО2 + ΔH_сгоpH2O] = -2346,5 + 0 = -2346,5 кДж/моль.
б) Энтальпия образования.
Реакция образования из простых веществ:
6С + 4H₂ + 3O₂ => C₆H₈O₆ ΔH_f = ?
Реакции горения:
H₂ + 0.5O₂ => H₂O ΔH_fH2O = -285,83 кДж/моль
С + O₂ => CO₂ ΔH_fCO2 = -393,51 кДж/моль
C₆H₈O₆ + 5O₂ => 6CO₂ + 4H₂O ΔH_p = -2346,5 кДж/моль
Откуда получаем
ΔH_f = 4ΔH_fH2O + 6ΔH_fCO2 - ΔH_p = 4*(-285,83) + 6*(-393,51) - (-2346,5) = -1157,88 кДж/моль.

2) ΔG = ΔH - TΔS
ΔS = [ΔH - ΔG]/T = [103,54 - 125,52]/298 = -0,07376 = -73,76 Дж/моль*К

3) Удельная энтальпия пара при 100 С:
Н_п = L + c_ж*t = 2255 + 4,184*100 = 2673,4 Дж/г.
Энтальпия пара при 120 С:
H' = H_п + c_п*(t'-t) = 2673,4 + 1,864*(120 - 100) = 2710,7 Дж/г.
Удельная теплота испарения при 120 С:
L' = H' - c_ж*t' = 2710,7 - 4,184*120 = 2208,6 Дж/г.
Молярная теплота испарения при 120 С:
Δ_vapH = L'*M_H2O = 2208,6*18 = 39754,8 = 39,75 кДж/моль.

35. Посчитайте потенциалы электродов и ЭДС без переноса круга
38. ЭДС гальванического элемента 0,542 при Т=293К. Найдите ph салициловой кислоты

35) Раствор CuSO₄ разбавленный, поэтому можно принять, что молярность численно равна моляльности, т.е. С = 0,1 моль/л.
Активность ионов a_Cu²⁺ = aSO₄^2- = g_+/-*C_CuSO4 = 0,016 моль/л
При 25 С (298 К):
E_k = ф⁰_{Hg²⁺|Hg⁰} + 0.059/2 * lg[ПР_Hg2SO4 / a_SO4^2-] = 0,798 + 0,0295*lg[6.8*10^-7/0,016] = 0,669 В (для халявщиков: E_k = 0,615 - 0,059/2 * lg 0,016 = 0,669 В)
E_a = ф⁰_{Cu²⁺|Cu⁰} + 0.059/2*lg[Cu²⁺] = 0,337 + 0,059/2 * lg 0,016 = 0,284 В
ЭДС = 0.669 - 0.284 = 0,385 В

38) Водородно-каломельная цепь:
ф_Hg2Cl2|Cl- = ф⁰_{Hg²⁺|Hg⁰} + 0.059/2 * lg[ПР_Hg2Cl2 / a²_Cl^-]
ЭДС = ф_Hg2Cl2|Cl- + 0,059pH
Дальше справитесь сами. Задача один к одному.
1) рассчитаете активность Сl^- в 0,1 М KCl (g_+/- = 0,77),
2) посчитаете потенциал электрода
3) и наконец выразите и вычислите рН.

NH₄Cl_(т) <=> NH_3(г) + HCl_(г)
608 кПа = 6,08 атм
1115 кПа = 11,15 атм
а) K_p = p_NH3*p_HCl
Р = p_NH3 + p_HCl, причем по уравнению реакции p_NH3 = p_HCl, откуда
K_p = 0.25*P²
K_p1 = 9,24 (при 427 C)
K_p2 = 31,1 (при 459 С)
б) ΔG₁ = -RTlnK_p1 = -8,31*700*ln9,24= -12934,3 Дж/моль = -12,9 кДж/моль
в) ln[K_p2/K_p1] = ΔH/R * [1/T₁ - 1/T₂]
ΔH = 161406 Дж/моль = 161,5 кДж/моль
г) ΔS₁ = [ΔH - ΔG₁]/T₁ = 249,14 Дж/моль*К

Ну! И где тут неразрешимая проблема? Авторы банально требуют перевод давления из кПа в атм и вести расчет по ним. Иными словами требуется вычисление стандартной константы равновесия реакции. Авторы этот момент в п. "а" упустили.
608 кПа = 6,08 атм
1115 кПа = 11,15 атм
Причем даже тут скрыт подвох ибо 1 атм = 101.3 кПа, а авторы округлили до 100 кПа.
Подставляете значение Р в атм и будет Вам счастье.
Have fun!

Вычислите потенциал ртутного электрода в 0,05М растворе Hg2(NO3)2 при 25оС.

Из условия непонятно считать ли молярную концентрацию равной активности или нет. Если считать, что f = 1, то
Е = E⁰_Hg|Hg2²⁺ + 0.059/2 * lg[Hg₂(NO₃)₂] = 0.792 + 0.059/2 * lg0.05 = 0.754 В
Если f меньше единицы, то необходимо вычислить активность Hg₂²⁺ используя второе приближение теории Дебая-Хюккеля. Сложного там ничего нет. Успеха!