- •1. Класифікація неорганічних сполук
- •1.1. Оксиди
- •Гідроксиди
- •2. Приклади розв’язання типових задач з теми 1
- •3. Основні поняття та закони хімії. Атомно-молекулярне вчення Програмні питання
- •3.1. Основні поняття та закони хімії
- •3.2. Запитання для самостійної підготовки
- •Приклади розв’язання типових задач з теми 3
- •Будова атома. Періодичний закон і періодична система д. І. Менделєєва
- •5.1. Будова атома
- •Основні характеристики елементарних частинок
- •5.2. Періодичний закон і періодична система д. І. Менделєєва
- •5.3. Запитання для самостійної підготовки
- •Приклади розв’язання типових завдань з теми 5
- •Набір квантових чисел для електронів, які характеризуються станом 4d7
- •Набір квантових чисел для атома з електронною конфігурацією 1s22s22p63s23р2
- •2P; 3s; 3d; 4p; 5s; 4d; 6s; 4f (табл. 6.3).
- •Розрахунок енергій ао за правилами Клечковського
- •7. Хімічний зв’язок. Будова молекул. Кристалічний стан речовини
- •7.1. Ковалентний хімічний зв’язок
- •Будова молекул
- •7.3. Іонний та металічний хімічні зв’язки. Міжмолекулярна взаємодія
- •Кристалічний стан речовини
- •Запитання для самостійної підготовки
- •Приклади розв’язання типових завдань з теми 7
- •Валентність Брому і за електронною конфігурацією
- •Елементи хімічної термодинаміки Програмні питання
- •9.1. Короткі теоретичні відомості
- •9.2. Запитання для самостійної підготовки
- •10. Приклади розв’язання типових задач
- •32 Г сірки (1 моль) виділяється 296,9 кДж;
- •Вплив температури на можливість перебігу хімічних процесів
- •11. Хімічна кінетика і хімічна рівновага Програмні питання
- •11.1. Кінетика хімічних процесів
- •11.2. Рівноважні процеси
- •Константа рівноваги
- •11.3. Запитання для самостійної підготовки
- •12. Приклади розв’язання типових задач з теми 11
- •За формулою (9.4) розраховуємо зміну вільної енергії Гіббса у хімічній реакції
- •13. Розчини. Загальні властивості розчинів неелектролітів Програмні питання
- •Властивості розчинів неелектролітів
- •13.3. Запитання для самостійної підготовки
- •Приклади розв’язання типових задач з теми 13
- •Тиск насиченої пари над розчином розраховуємо за формулою:
- •15. Розчини електролітів
- •15.1. Електролітична дисоціація у розчинах електролітів
- •15.2. Особливості розчинів електролітів
- •15.3. Напрям перебігу процесів у розчинах електролітів. Іонно-молекулярні рівняння
- •Тобто реакція зліва направо не перебігає. Слід пам’ятати, що серед основ сильними електролітами є тільки основи лужних та лужно-земельних металів:
- •15.4. Електролітична дисоціація води. Водневий показник рН
- •15.5. Добуток розчинності
- •15.6. Гідроліз солей
- •У молекулярному вигляді:
- •15.7. Запитання для самостійної підготовки
- •16. Приклади розв’язання типових задач
- •Використовуючи формулу (13.7), знаходимо ізотонічний коефіцієнт
- •Стандартні ентальпії утворення , ентропії та енергії Гіббса утворення деяких речовин при 298 к
- •Інтегральні теплоти розчинення деяких речовин у воді
- •Список рекомендованої та додаткової літератури
12. Приклади розв’язання типових задач з теми 11
Задача 1. Запишіть математичні вирази швидкостей прямого та зворотного процесів: 2СО(г) + О2(г)2 СО2(г).
Як зміниться швидкість прямої реакції, якщо тиск у системі збільшити у 3 рази?
Розв’язання. Згідно із законом діючих мас (формула (11.1)), вираз швид-кості прямої реакції має вигляд
vпр = kпр С2(СО)С(О2),
де kпр константа швидкості прямої реакції.
Швидкість зворотної реакції
vзв= kзв С2(СО2),
де kзв константа швидкості зворотної реакції.
Позначимо концентрації вихідних речовин до зміни тиску в системі:
С(СО) = а; С(О2) = b.
Тоді vпр = kпр а2b.
Згідно з рівнянням Менделєєва Клапейрона
pV = nRT, (11.2)
де n = C(Х)V кількість молів газу; С(Х) молярна концентрація, моль/л;
R універсальна газова стала (R = 8,31Дж/(моль·К)).
Підвищення тиску приводить до пропорційного збільшення концентрації кожного з газоподібних компонентів. Таким чином, після підвищення тиску в системі концентрація вихідних речовин становитиме:
С΄(СО) = 3а; С΄(О2) = 3b.
Тоді швидкість прямої реакції
v΄пр = kпр (3а)2 3b = 27kпр а2b;
.
Отже, з підвищенням тиску у три рази швидкість прямої реакції збільшиться у 27 разів.
Задача 2. У скільки разів і як зміняться швидкості прямої та зворотної реакцій у системі
2SO2(г) + O2(г)2SO3(г),
якщо об’єм газової суміші збільшити у п’ять разів? У який бік зміститься рівновага у системі?
Розв’язання. Позначимо тиск газоподібних речовин до зміни об’єму системи:
р(SO2) = a; р(О2) = b; р(SO3) = d.
Тоді згідно із законом діючих мас (формула (11.1)), швидкості прямої та зворотної реакцій становлять:
vпр = kпр а2b; vзв = kзв d2.
Після збільшення об’єму гомогенної системи у п’ять разів тиск кожної з газоподібних речовин зменшиться теж у п’ять разів (формула (11.2)), тобто
р΄(SO2) = (1/5)a; р΄(О2) = (1/5)b; р΄(SO3) = (1/5)d.
Тоді швидкості прямої та зворотної реакцій становитиме
vпр = kпрb = kпр а2b;
vзв = kзв= kзв d2.
Звідси
;
.
Отже, швидкість прямої реакції зменшиться у 125 разів, а зворотної тільки в 25 разів. При цьому рівновага у системі зміститься у бік зворотної реакції.
Задача 3. Обчисліть, у скільки разів збільшиться швидкість гомогенної реакції, яка проходить у газовій фазі, якщо температура зросте від 30 до 70 С, якщо температурний коефіцієнт швидкості реакції дорівнює двом.
Розв’язання. Математичний вираз правила Вант-Гоффа має вигляд
= 2…4,
де температурний коефіцієнт швидкості реакції.
Якщо темпepатура змінюється на (n 10), то
або . (11.3)
Швидкість реaкції зростатиме зі збільшенням температури у стільки разів, у скільки зросте константа швидкості даної реакції. Для цієї реакції (враховуючи, що Т = t):
Отже, з підвищенням температури на 40 С швидкість даної реакції збільшиться у 16 разів.
Задача 4. Для деякої хімічної реакції константи швидкості при температурах 298 і 338 К дорівнюють k298 = 0,01 і k338 = 0,4 відповідно. Обчисліть температурний коефіцієнт швидкості реакції, константу швидкості при температурі 310 К та енергію активації цієї реакції.
Розв’язання. Температурний коефіцієнт швидкості реакції можна визначити за формулою (11.3) після логарифмування:
; = 2,51.
Визначаємо константу швидкості реакції при температурі 310 К (Т3):
= 101,52 = 0,03.
За значеннями констант швидкості реакції при будь-яких двох температурах можна розрахувати енергію активації ЕА реакції за рівнянням Арреніуса:
; (11.4)
(11.5)
Задача 5. Обчисліть, у скільки разів зменшиться швидкість деякої реакції під час зниження температури від 373 до 323 К, якщо енергія активації реакції становить 125,61 кДж/моль.
Розв’язання. Залежність константи швидкості реакції від температури описують формулою (11.4):
.
Отже, зі зниженням температури з 373 до 323 К швидкість реакції зменшиться у 534 рази.
Задача 6. З підвищенням температури з 298 до 398 К швидкість гетеро-генного процесу збільшилась у 25 000 разів. Обчисліть енергію активації реакції та визначіть, яка стадія процесу є лімітуючою: кінетична чи дифузійна.
Розв’язання. З рівняння Арреніуса (формула (11.5))
Відомо, що для кінетичних процесів (лімітуючою стадією є хімічна взаємодія) лежить у межах 2…4, а EA = 50…200 кДж/моль; тоді як для дифузійних процесів = 1,1…1,4, а EA = 5…20 кДж/моль. Обчислене значення енергії активації вказує на те, що лімітуючою стадією даного гетерогенного процесу є хімічна взаємодія.
Задача 7. Константа рівноваги реакції, поданої рівнянням:
CO(г) + H2O(г)СО2(г) + Н2(г)
при 850 С дорівнює одиниці (Kр = 1). Визначіть рівноважні концентрації усіх речовин, якщо вихідні концентрації реагуючих речовин становлять
Свих (СО) = 3 моль/л; Свих (Н2О) = 2 моль/л.
Розв’язання. У загальному вигляді для реакції
aA + bBeE + dD,
де всі речовини гази, математичний вираз константи рівноваги має вигляд:
,
де [А], [В], [Е], [D] рівноважні молярні концентрації речовин, моль/л.
Запишемо закон діючих мас для прямої та зворотної реакцій:
vпр = kпр С(СО)С(Н2О); vзв = kзв С(СО2)С(Н2).
У стані рівноваги vпр = vзв.
Для даної реакції математичний вираз константи рівноваги має вигляд:
.
Припустимо, що у стані рівноваги концентрація вуглекислого газу СО2
становила х моль/л. Згідно з рівнянням реакції, концентрація водню Н2 буде також х моль/л. На утворення х молів СО2 і х молів Н2 витрачають таку саму кількість молів (на 1 літр) СО і Н2О. Отже, рівноважні концентрації усіх речовин становитимуть [CO2] = [H2] = х моль/л;[CO] = 3 х моль/л;
[H2O] = 2 х моль/л.
Тоді
x2 = 6 2x 3x + x2;
x = 1,2 (моль/л).
Таким чином, [CO2] = [H2] = 1,2 моль/л;[CO] = 3 1,2 = 1,8 моль/л;
[H2O] = 2 1,2 = 0,8 моль/л.
Задача 8. Запишіть математичний вираз та розрахуйте значення кон-станти рівноваги реакції, поданої рівнянням:
FeO(к) + CO(г)Fe(к) + CO2(г) ,
якщо рівноважні молярні концентрації речовин становлять: [CO2] = 0,05 моль/л; [CO] = 0,1 моль/л.
Розв’язання. Дана реакція гетерогенна. Оскільки вона відбувається на поверхні поділу фаз, яка практично не змінюється у процесі, площу поверхні та концентрації твердих речовин можна вважати сталими. Тому у вираз константи рівноваги вводимо тільки рівноважні концентрації газів:
Kр = =
Задача 9. Обчисліть константу рівноваги реакції, поданої рівнянням:
Н2(г) + I2(г)2НI(г),
якщо G0298(HI) = 1,3 кДж/моль.
Розв’язання. Для даної реакції константа рівноваги має вигляд:
.
Вільну енергію Гіббса та константу рівноваги процесу зв’язує співвідношення
G0х.р = RTlnKр = 2,3RTlgKр,
де G0х.р зміна вільної енергії Гіббса в хімічному процесі за стандартних умов, кДж.