- •Химическое равновесие введение
- •1. Теоретические основы химического равновесия
- •1.1. Типы равновесий в химических системах
- •Типы обратимых химических и физико-химических процессов
- •1.2. Условия химического равновесия
- •Термодинамическое условие химического равновесия
- •1.3. Закон действующих масс
- •1.4. Уравнение изотермы химической реакции. Влияние состава системы на направление химической реакции
- •1.5. Уравнения изобары и изохоры химической реакции. Влияние температуры на константу химического равновесия и направление химической реакции
- •Влияние температуры на величину константы равновесия и направление смещения равновесия на основе уравнения изобары химической реакции
- •1.6. Влияние давления на константу химического равновесия и направление химической реакции
- •Влияние давления на величину константы равновесия
- •1.7. Смещение химического равновесия
- •1.7.1. Определение направления смещения равновесия по принципу Ле Шателье
- •Смещение равновесия по принципу Ле Шателье
- •1.7.2. Определение направления смещения равновесия на основе термодинамических уравнений
- •1.8. Методы определения константы химического равновесия
- •Соотношение между величиной константы равновесия и выходом продукта реакции
- •Теоретические методы расчета константы равновесия
- •Экспериментальные методы определения константы равновесия
- •1.8.1. Термодинамический расчет константы химического равновесия
- •Термодинамические уравнения, необходимые для расчета
- •Уравнения расчета δg (т) при разных приближениях расчета δСр
- •1.8.2. Расчет константы химического равновесия в статистической термодинамике
- •1.8.3. Экспериментальное определение константы химического равновесия
- •Выбор анализируемого вещества на примере предлагаемых обратимых процессов
- •Выбор метода определения концентрации анализируемого вещества на примере предлагаемых в табл. 1.12 процессов
- •Алгоритм расчета равновесного состава системы объемом V м3
- •1.9. Задания для обучения и самоконтроля
- •Тест 1.9.1. Признаки химического равновесия
- •Тест 1.9.2. Типы равновесий в обратимых процессах
- •Тест 1.9.3. Термодинамические уравнения, отражающие влияние давления, температуры, состава системы на состояние химического равновесия
- •Тест 1.9.4. Выражение константы равновесия для реакции типа
- •Тест 1.9.5. Соотношение между константами равновесия Кр и Кс для реакции
- •Тест 1.9.6. Термодинамические уравнения, характеризующие состояние равновесия
- •2. Экспериментальные работы
- •Общие правила работы и техники безопасности в лаборатории
- •Основные правила проведения эксперимента
- •Правила оформления отчета
- •2.1. Тесты открытой формы для допуска студентов к работе
- •2.2. Лабораторные работы
- •Работа 1. Изучение химического равновесия гомогенной реакции в растворе
- •1. Теоретические основы работы
- •2. Методика выполнения работы
- •Варианты заданий к работе 1
- •Задание к работе 1
- •Экспериментальные данные к работе 1
- •3. Обработка экспериментальных данных
- •Алгоритм расчета равновесных концентраций
- •Объединенные экспериментальные и расчетные данные
- •4. Выводы по работе
- •В растворе гидролизующейся соли
- •1. Теоретические основы работы
- •2. Методика выполнения работы
- •5 Мл раствора во 2-ю колбу,
- •2,5 Мл раствора в 3-ю колбу,
- •0,5 Мл раствора в 4-ю колбу;
- •3. Обработка экспериментальных данных
- •Экспериментальные и расчетные данные
- •Характеристика процесса гидролиза соли
- •4. Выводы по работе
- •Работа 3. Изучение химического равновесия в растворе
- •1. Теоретические основы работы
- •2. Методика выполнения работы
- •Экспериментальные и расчетные данные к работе
- •3. Обработка экспериментальных данных
- •4. Выводы по работе
- •Контрольные вопросы
- •3. Задания для самостоятельной работы
- •3.1. Примеры решения задач
- •0,83 Моль.
- •3.2. Многовариантные задачи
- •Варианты заданий
- •Варианты заданий
- •Варианты заданий
- •Варианты заданий
- •Значения коэффициентов уравнения
- •Варианты заданий
- •Варианты заданий
- •Варианты заданий
- •Варианты заданий
- •Варианты заданий
- •4. Тесты итогового контроля
- •Образец теста первого вида
- •Образец теста второго вида
- •Библиографический список
- •Приложения
- •1. Ответы на тесты для обучения и самоконтроля в разделе 1.9
- •Фундаментальные физические постоянные
- •Соотношения между единицами физических величин
- •Приставки для образования кратных и дольных единиц
- •Предельная молярная электрическая проводимость ионов в воде
- •Произведение растворимости малорастворимых солей при 25 оС
- •Константы диссоциации кислот и оснований в водных растворах при 25 оС
- •Оглавление
Варианты заданий
Номер вари- анта |
Реакция aA + bB qQ + dD |
Номер вари- анта |
Реакция aA + bB qQ + dD |
1 |
C2H4(г) + H2(г) С2H6(г) |
4 |
2С(графит) + 2H2(г) C2H4(г) |
2 |
2С(графит) + O2(г) 2CO2(г) |
5 |
4HCl(г) + O2(г) 2H2O(г) + 2Cl2(г) |
3 |
2H2O(г) + 2Cl2(г) 4HCl(г) + O2(г) |
6 |
COCl2(г) CO(г) + Сl2(г) |
Окончание табл. 3.6
Номер вари- анта |
Реакция aA + bB qQ + dD |
Номер вари- анта |
Реакция aA + bB qQ + dD |
7 |
N2(г) + 3H2(г) 2NH3(г) |
17 |
C2H5OH(ж) C2H4(г) + H2O(г) |
8 |
NH4Cl(к) NH3(г) + HCl(г) |
18 |
2HI(г) H2(г) + I2(г) |
9 |
2CO2(г) 2CO(г) + O2(г) |
19 |
2H2(г) + CO(г) CH3OH(ж) |
10 |
2NO(г) + O2(г) 2NO2(г) |
20 |
S(ромб) + 2CO2(г) SO2(г) +2CO(г) |
11 |
C(графит) + 2H2(г) CH4(г) |
21 |
2H2O(ж) 2H2(г) + O2(г) |
12 |
CH3CHO(г) + H2(г) C2H5OH(г) |
22 |
C2H6(г) C2H4(г) + H2(г) |
13 |
4HCl(г) + O2(г) 2H2O(г) + 2Cl2(г) |
23 |
SiO2(к) + 4HF(г) SiF4(г) + 2H2O(г) |
14 |
4H2(г) + 2SO2(г) 4H2O(ж) + S2(г) |
24 |
C2H6(г) + CO(г) CH3COCH3(г) |
15 |
N2H4(г) 2NO2(г) |
25 |
C6H6(г) + 3H2(г) C6H12(г) |
16 |
2CO(г) + 2H2(г) CH4(г) + CO2(г) |
26 |
SO2(г) + Cl2(г) SO2Cl2(г) |
Задача 3.7. В системе протекает обратимая химическая реакция
(табл. 3.7). При температуре Т в ней устанавливается химическое равновесие.
Определите константу равновесия реакции Кр с помощью уравнений статистической термодинамики по справочным значениям приведенных энергий Гиббса и энтальпий образования при абсолютном нуле, если все реагирующие вещества находятся в состоянии идеального газа.
Определите константу равновесия Кс.
Таблица 3.7
Варианты заданий
Но- мер вари-анта |
Реакция |
Т, К |
Но- мер вари- анта |
Реакция |
Т, К |
1 |
CH3Cl3 + Cl2↔ CCl4 + HCl |
1 000 |
14 |
CO + Cl2 ↔ COCl2 |
600 |
2 |
H2 + F2 ↔ 2HF |
600 |
15 |
C3H6 + H2 ↔ C3H8 |
800 |
3 |
CH3Cl + 2Cl2 ↔CHCl3 + 2HCl |
800 |
16 |
C(графит) + S2 ↔ CS2 |
1 000 |
4 |
H2 + Сl2 ↔ 2HCl |
900 |
17 |
C2H2 + H2 ↔ C2H4 |
400 |
5 |
HCHO + H2 ↔ CH3OH |
400 |
18 |
N2 + O2 ↔ 2NO |
600 |
6 |
H2 + Br2 ↔ 2HBr |
800 |
19 |
C(графит) + 2H2 ↔ CH4 |
1 500 |
7 |
CO + 2H2 ↔ CH3OH |
700 |
20 |
NO2 ↔ NO + ½О2 |
800 |
8 |
H2 + I2 ↔ 2HI |
1 000 |
21 |
S2 + 3O2 ↔ 2SO3 |
1 000 |
9 |
C6H6 + 3H2 ↔ C6H12 |
600 |
22 |
N2 + 3H2 ↔ 2NH3 |
900 |
10 |
H2 + ½O2 ↔ H2O |
1 000 |
23 |
H2 + ½S2 ↔ H2S |
400 |
11 |
C4H8 + H2 ↔ C4H10 |
900 |
24 |
SO2 + ½O2 ↔ SO3 |
1 000 |
12 |
CO + ½O2 ↔ CO2 |
1 000 |
25 |
S2 + 2O2 ↔ 2SO2 |
800 |
13 |
C4H8 ↔ C4H6 + H2 |
800 |
26 |
2C(графит) + 3H2 ↔ C2H6 |
600 |
ЗАДАЧА 3.8. В растворе кислоты или основания (табл. 3.8) при стандартной температуре установилось равновесие, характеризуемое опре- деленной величиной рН и константой диссоциации КД по первой ступени.
Напишите выражение для константы диссоциации на основе закона действующих масс. Если кислота многоосновная или основание многокис- лотное, напишите выражения для констант диссоциации по всем ступеням.
Определите равновесную концентрацию кислоты или основания, используя величину константы диссоциации по I ступени (диссоциацию по второй и следующим стадиям можно не учитывать).
Определите исходную концентрацию кислоты или основания.
Рассчитайте степень диссоциации кислоты или основания и сделайте вывод о силе кислоты или основания при данной концентрации.
Таблица 3.8