CuOHCl

28

Получение оксидов

1.Соединение простого вещества с кислородом.

C + O2 = CO2. 4Li + O2 = 2Li2O.

2.Горение сложных веществ:

4CH3NH2 + 9O2 = 4CO2 + 2N2 + 10H2O.

3.Разложение при нагревании кислородных соединений:

CaCO3 = CaO + CO2;

Химические свойства оксидов

1. Взаимодействие с водой:

Основного оксида Na2O + H2O = 2NaOH. Кислотного оксида CO2 + H2O = H2CO3.

Несолеобразующие оксиды с водой не взаимодействуют. 2. Взаимодействие с кислотами:

Основные оксиды MgO + H2SO4 = MgSO4 + H2O. Амфотерные оксиды ZnO + 2HCl = ZnCl2 + H2O.

Кислотные оксиды не взаимодействуют друг с другом.

3.Взаимодействие с основаниями:

Кислотные оксид SO3 + 2NaOH = Na2SO4 + H2O. Амфотерные оксиды Al2O3 + 2NaOH = 2NaAlO2 + H2O.

Основные оксиды не взаимодействуют с основаниями.

4.Взаимодействие кислотных и основных оксидов друг с другом:

CaO + CO2 = CaCO3.

Гидроксиды основные и амфотерные – сложные вещества, состоящие из ионов металла и ионов гидроксогрупп

29

Получение гидроксидов

1.Взаимодействие щелочных металлов с водой:

2Na + H2O = 2NaOH + H2↑.

2.Взаимодействие оксидов щелочных и щелочноземельных металлов с водой:

CaO + H2O = Ca(OH)2 ↓. 3.Взаимодействие солей со щелочами:

MnCl2 + 2NaOH = Mn(OH)2 ↓ + 2NaCl.

Al(NO3)3 + 3KOH = Al(OH)3 ↓ + 3KNO3.

4.Электролиз растворов солей на инертных электродах:

2KCl + 2H2O 2KOH + H2↑ + Cl2↑.

Химические свойства основных и амфотерных гидроксидов

1.Водные растворы диссоциируют на ионы металла и гидроксид иона: KOH → K + + OH-.

2.Взаимодействие с водой растворимых оксидов

CaO + H2O = Ca(OH)2.

3.Взаимодействие с кислотными оксидами:

2NaOH + SiO2 = Na2SiO3 + H2O.

4.Взаимодействие с кислотами:

КОН + HCl = KCl + H2O. Al(OH)3 + 3HCl = AlCl3 + 3H2O.

5.Взаимодействие с растворами солей:

2 KOH + CuSO4 = Cu(OH)2↓ + K2SO4.

6.Взаимодействие щелочей с амфотерными гидроксидами (в водных раство-

рах):

Al(OH)3 + NaOH = Na[Al(OH)4].

30

КИСЛОТЫ

вещества, состоящие из ионов водорода и ионов кислотного остатка

Название бескислородных кислот: неметалл + о + водородная кислота.

Например, HCl – хлороводородная кислота

Название кислородосодержащих кислот образуются от названия неметалла (металла) в зависимости от степени окисления: если степень окисления равна номеру группы, то окончание –ная, -вая; с уменьшением степени окисления –оватая, -истая, -оватистая.

Получение кислот

1.Соединение водорода с неметаллом с последующим растворением в воде:

H2 + Br2 = 2HBr.

2.Взаимодействие оксида неметалла с водой:

31

SO3 + H2O = H2SO4.

3.Взаимодействие соли с кислотой:

Na2SiO3 + H2SO4 = Na2SO4 + H2SiO3↓.

4.Окисление простых веществ:

Br2 + 2Cl2 + 3H2O = HBrO3 + 4HCl.

Химические свойства кислот

1. В водном растворе диссоциируют на положительные заряженные ионы водорода и отрицательно заряженные ионы кислотного остатка:

HBr → H+ + Br –.

2. Разложение некоторых кислот:

H2CO3 СO2↑ + H2O.

3.Взаимодействие с металлами:

2HCl + Zn = ZnCl2 + H2 ↑.

Cu + 2H2SO4к = CuSO4 + 2H2O + SO2↑.

4.Взаимодействие с основными и амфотерными оксидами:

H2SO4 + MgO = MgSO4 + H2O. H2SO4 + ZnO = ZnSO4 + H2O.

5.Взаимодействие с основными и амфотерными гидроксидами:

H2SO4 + 2KOH = K2SO4 + 2H2O. 3HCl + Al(OH)3 = AlCl3 + 3H2O.

6.Взаимодействие с солями:

H2SO4 + K2SiO3 = H2SiO3↓ + K2SO4.

Названия некоторых кислот и их солей

32

Соли – это сложные вещества, состоящие из ионов металла и ионов кислотного остатка

Название средних солей состоят из названия кислотного остатка и названия иона металла или другого положительного иона. Например:

33

Ca(NO3)2 – нитрат кальция; MnCl2 – хлорид марганца (II); (NH4)SO4 – сульфат аммония.

Название кислых солей образуются так же, как и средних, но при этом добавляют приставку «гидро», указывающую на наличие незамещенных атомов водорода, число которых обозначается греческими числительными (ди, три и т.д.). Например: Na2HPO4 – гидрофосфат натрия; Ba(HCO3)2 – гидрокарбонат бария; NaH2PO4 – дигидрофосфат натрия.

Название основных солей образуется подобно названиям средних солей, но при этом добавляют приставку «гидроксо», указывающую на наличие незамещенных гидроксогрупп, число которых обозначаются греческими числительными. Например: FeOHCl – хлорид гидроксожелеза (II); (FeOH)2SO4 – сульфат гидроксожелеза (II); Al(OH)2NO3 – нитрат дигидроксоалюминия.

Получение солей

1.Взаимодействие металлов с неметаллами:

Fe + S t FeS. 2K + Cl2 = 2KCl.

2.Взаимодействие основных и кислотных оксидов

CaO + SO3 = CaSO3.

3.Средние соли получают полным замещением ионов водорода кислоты на катионы:

H2SO4 + 2NaOH = Na2SO4 + 2H2O.

H2SO4 + 2NH4OH = (NH4)2SO4 + H2O.

Кислые соли получают неполным замещением ионов водорода кислоты на катион:

H2SO4 + NaOH = NaHSO2 + H2O.

Основные соли получают неполным замещением гидроксогрупп основания на кислотный остаток:

Mg(OH)2 + HCl = MgOHCl + H2O.

4.Взаимодействие металла с кислотой

Mg + 2HCl = MgCl2 + H2↑.

3Cu + 8HNO3р + 3Сu(NO3)2 + 4H2O + 2NO↑.

34

5.Взаимодействие кислоты с солью

H2SO4 + Na2SiO3 = H2SiO3↓ + Na2SO4.

6.Взаимодействие солей

BaCl2 + Na2SO4 = BaSO4 + 2NaCl.

7.Взаимодействие металлов с солями:

Zn + Cu(NO3)2 = Zn(NO3)2 + Cu.

8.Взаимодействие основных и амфотерных оксидов с кислотами:

CuO + H2SO4 = CuSO4 + H2O. Al2O3 + 6HCl = 2AlCl3 + 3H2O.

9.Взаимодействие кислотных оксидов с основаниями:

N2O5 + Ba(OH)2 = Ba(NO3)2 + 3H2O.

10.Взаимодействие щелочей с солями:

2KOH + CuCl2 = Cu(OH)2 + 2KCl.

11. Взаимодействие кислот с солями:

NaCl+ H2SO4 = NaHSO4 + HCl↑.

Свойства солей

1. В водных растворах соли диссоциируют:

2.Разложение некоторых солей

CaCO3 t CaO + CO2↑.

3.Взаимодействие с металлами:

Fe + CuSO4 = Cu + FeSO4.

4.Взаимодействие с кислотами:

Na2S + 2HCl = H2S↑ + 2HCl.

5.Взаимодействие со щелочами:

CuSO4 + 2NaOH = Cu(OH)2↓ + Na2SO4.

6.Взаимодействие с солями:

CaCl2 + Na2CO3 = 2HCl + CaCO3↓.

35

7. Взаимодействие с водой – гидролиз солей, приводит к изменению рН среды. Гидролизу не подвергаются соли, образованные сильным основанием и сильной кислотой. Соли, образованные слабой кислотой и сильным основанием, подвергаются гидролизу по аниону:

Соли, образованные сильной кислотой и слабым основанием, подвергаются гидролизу по катиону:

NH4Cl + H2O NH4OH + HCl (среда кислая, рН < 7). NH 4 + Cl- + H2O NH4OH + H+ + Cl-.

NH 4 + H2O NH4OH + H+.

Соли, образованные слабыми основаниями и слабой кислотой подвергаются

Обучающая задача № 1

Какая из двух солей NaCl и CuCl2 подвергается гидролизу в водном растворе? Ответ подтвердите с помощью молекулярной и ионно-молекулярных реакций. Укажите рН среды.

Решение

Соль NaCl в водном растворе находится в виде ионов Na+ и Cl-, принадлежащих сильным электролитам. Поэтому эти ионы не могут взаимодействовать

36

с молекулами воды с образованием ионов или молекул слабого электролита; рН среды не изменяется. Данная соль гидролизу не подвергается

Соль CuCl2 в водном растворе находится в виде ионов Cu2+ , принадлежащих слабому электролиту Cu(OH)2 и Cl-, принадлежащих сильному электролиту HCl. Поэтому соль CuCl2 в водном растворе подвергается гидролизу по катиону, разрушая молекулы воды и высвобождая ионы водорода H+; среда становится кислая (рН <7). Т.к. ион слабого электролита двухзаряден, то гидролиз может идти по двум ступеням.

Задания для самоподготовки:

1. Напишите уравнения реакций, с помощью, которых можно осуществить следующие превращения. Назовите вещества и укажите, к какому классу они относятся.

3PbO → Pb(NO3)2 → Pb(OH)2 → Na2PbO2

4SiO2 → Na2SiO3 → H2SIO3 → Ca(HSiO3)2

5CO2 → H2CO3 → CuCO3 → Ca(HCO3)2

37

ZnO → ZnSO4 → Zn(OH)2

Zn(NO3)2

9 KHCO3 → CO2 → CaCO3 → Ca(OH)2

10 Si → SiO2 → K2SiO3 → H2SiO3

ZnCl2

11 Zn → ZnSO4 → Zn(OH)2

Na2ZnO2

12Ag → Ag2O AgNO3 → AgCl → AgOH

13Ca → CaO → CaCl2 → Ca(OH)2

AlCl3 Al(OH)3

15NaNO2 → HNO2 → HNO3 → Cu(NO3)2

16Al → Al2(SO4)3 → Na[Al(OH)4] → AlCl3

17Mg → MgO → MgCl2 → Mg(OH)2 → MgSO4

18CuO → CuSO4 → Cu(OH)2 → CuOHCl

19Cr2O3 → CrCl3 → Cr(OH)3 → Cr(NO3)3

20S → SO2 → Na2SO3 → H2SO3

21Mg → MgO → Mg(OH)2 → MgOHCl

22NO → NO2 → HNO3 → CuOHNO3

23NH3 → NH4OH → NH4Cl → (NH4)2SO3

24K2O → KOH → K2S → H2S

25CaO → CaCO3 → Ca(HCO3)2 → Ca(OH)2

2.Напишите молекулярные и ионно-молекулярные уравнения возможного гидролиза следующих солей, укажите тип гидролиза и рН среды.

38

5. КЛАССИФИКАЦИЯ ХИМИЧЕСКИХ РЕАКЦИЙ

По числу и составу исходных и образующихся веществ

39

Схема электролиза расплава NaCl (электроды инертные)

NaClрасплав → Na+ + Cl-

Схема электролиза раствора NaCl (электроды инертные)

40

42

Важнейшие окислители и восстановители

2.Оксиды элементов с высокими 2. Оксиды в низших степенях

степенями окисления (MnO2, CrO3, окисления элемента: СO, SO2

SO3, NO2, HgO)

3.Кислоты, содержащие элементы с 3. Бескислородные кислоты, со-

высокими степенями окисления: держащие элемент в отрицательокисляющие ионом водорода (HCl, ной степени окисления (HCl, HF, H2SO4р); окисляющие ионом кислотHBr, H2S)

остатка (HNO3, H2SO4конц,

Вещества, содержащие элементы в промежуточной степени окисления, могут быть как окислителями, так и восстановителями (H2O2, SO2, HNO2 и др.)

Обучающая задача 1

Расставить коэффициенты, используя метод электронного баланса в следующей реакции:

HClO3 + P → H3PO4 + HCl

Решение:

1. В уравнении реакции определяем элементы, изменяющие степень

5 0 5 1

окисления: H Сl O3 + P → H3 P O4 + H Cl

43

2. Записываем полуреакции окисления и восстановления, определяем число отданных восстановителем и принятых окислителем электронов, находим дополнительным множители и сбалансируем заряды.

3. Суммируем полуреакции в полное уравнение, находим коэффициенты при окислители, восстановителе и других реагирующих веществах.

5HClO3 + 6P = 6H3PO4 + 5HCl

Обучающая задача 2

Используя ионно-электронный метод, расставить коэффициенты в реакции, схема которой приведена ниже:

H2S + KMnO4 + H2SO4 S + MnSO4 + K2SO4 + H2O

Решение:

1. Находим окислитель и восстановитель, определяем, какие ионы существуют

находим дополнительным множители. Чтобы сбалансировать заряды записываем в полуреакции восстановления ионы водорода Н+, которые связывают кислород с образованием воды

мах

44

5H2S + 2MnO 4 + 6H+ + 2K+ + 3SO 42 = 5S + 2Mn+2 + 8H2O + 2K+ + 3SO 42

5H2S + 2KMnO4 + 3H2SO4 = 5S + 2MnSO4 + K2SO4 + 8H2O

Задания для самоподготовки

Расставить коэффициенты в окислительно-восстановительных реакциях, используя метод электронного баланса или ионно-электронный метод, указать окислитель и восстановитель; определить тип окислительновосстановительной реакции.

46

26.Составьте схему электролиза расплава хлорида магния и вычислите объем хлора, выделившегося при н.у. из соли масса 19,0 г.

27.При электролизе расплава хлорида калия выделилось 22,4 л хлора (н.у.). Какое количество соли подверглось электролизу

28.Какие вещества выделяются на электродах при электролизе раствора соли AgNO3. Составьте схему электролиза.

29.Вычислите объем газа, выделившийся при электролизе раствора сульфата меди (II), если при этом на катоде образовалась 16,0 г меди.

30.Какое вещество будет содержаться в растворе по окончании электролиза водного раствора KCl?

31.Вычислите массу серебра, выделившуюся при пропускании через раствор нитрата серебра тока в 8 А в течение 15 мин.

7. ЭНЕРГЕТИКА ХИМИЧЕСКИХ РЕАКЦИЙ

Первый закон термодинамики

U = U2 – U1 = Q – A,

где U – изменение внутренней энергии системы при переходе ее из состояния 1 в состояние 2; Q – теплота, полученная системой при переходе;

А– работа, совершенная системой.

Энтальпия

H = U + PV,

где Р – давление; V – объем.

Тепловой эффект химической реакции (при постоянном давлении) или изменение энтальпии – количество теплоты выделившееся или поглощенное системой при протекании в ней химической реакции (Q = -∆H).

Закон Гесса: тепловой эффект химической реакции не зависит от пути протекания реакции, а определяется только состоянием исходных веществ и продуктов реакции.

47

Следствие из закона Гесса: тепловой эффект химической реакции равен разности сумм теплот образования продуктов реакции и сумм теплот образования исходных веществ с учетом стехиометрических коэффициентов

aA + bB → cC + dD

Ho c Ho обрС d Ho обрD (a Ho обрA b Ho обрВ) ,

где ∆H 0обр – изменение энтальпии при стандартных условиях.

Стандартное состояние – состояние вещества при давлении 101

кПа (1 атм, 760 мм. рт. ст.) и T = 298 К (25 0С).

Если < 0, теплота выделяется, то реакция экзотермическая. Если > 0, теплота поглощается, то реакция эндотермическая.

Обучающая задача 1

Вычислите по термохимическому уравнению количество теплоты, выделяемой при сгорании 1 кг серы:

S + O2 = SO2 + 297 кДж

Решение:

Данное термохимическое уравнение показывает, что при сгорании 1 моль серы (32 г) выделяется 297 кДж теплоты. Учитывая это записываем:

при сгорании 32 г серы выделяется 297 кДж при сгорании 1 000 г выделяется х кДж

Ответ: при сгорании 1 кг серы выделяется 9281 кДж теплоты.

Обучающая задача 2

По термохимическому уравнению С + О2 = СО2 + 402,24 кДж

вычислите, сколько сгорело угля, если в реакции выделилось 33 520 кДж теплоты.

Решение:

Данное термохимическое уравнение показывает, что при сгорании 1 моль угля, т.е. 12 г, выделяется 402, 24 кДж теплоты.

Учитывая это, записываем:

48

если выделилось 402,24 кДж, то сгорело 12 г угля, если выделилось 33 520 кДж, то сгорело х г угля

х = 1 000 г

Ответ: 33 520 кДж теплоты выделяется при сгорании 1 кг угля.

Задания для самоподготовки

1.При соединении 4,2 г железа с серой выделилось 7,15 кДж теплоты. Составьте термохимическое уравнение этой реакции.

2.При взаимодействии 1,8 г алюминия с кислородом выделилось 54,7 кДж теплоты. Вычислите теплоту образования оксида алюминия. Составьте термохимическое уравнение этой реакции.

3.При полном сжигании 42 л метана (н.у.) выделилось 1 674 кДж теплоты. Составьте термохимическое уравнение реакции горения метана.

4.По термохимическому уравнению реакции

СО + 2Н2 СН3ОН + 109 кДж вычислите количество выделившейся теплоты при образовании 6,4 г мета-

нола?

5. По термохимическому уравнению реакции С2Н4 + Н2О С2Н5ОН + 46 кДж

вычислите объем взятого этилена (н.у.), если известно, что выделенная в этом процессе теплота составила 184 кДж.

6. Термохимическое уравнение реакции горения фосфора: 4Р + 5О2 = 2Р2О5 + 3 010 кДж.

Сколько теплоты выделится при сгорании 62 г фосфора?

7. По термохимическому уравнению реакции горения этилена С2Н4 + 3О2 = 2СО2 + 2Н2О + 1 400 кДж

рассчитайте, сколько выделится теплоты, если в реакцию вступило 5,6 л этилена (н.у.).

8. По термохимическому уравнению реакции горения ацетилена

2С2Н2 + 5О2 = 4СО2 + 2Н2О + 2 610 кДж рассчитайте, сколько выделится теплоты, если в реакцию вступило:

а) 1 моль ацетилена; б) 5,2 г ацетилена; в) 67,2 л ацетилена (н.у.).

49

9. По термохимическому уравнению реакции горения спирта С2Н2ОН + 3О2 = 2СО2 + 3Н2О + 1 374 кДж

вычислите, сколько выделится теплоты и какое количество вещества кислорода вступило в реакцию, если сгорело 3 моль спирта.

10. По термохимическому уравнению реакции горения метана СН4 + 2О2 = СО2 + 2Н2О + 803 кДж

рассчитайте, какое количество теплоты выделится при сгорании 5 м3 метана (н.у.) и какое количество вещества кислорода потребуется на это горение.

11. По термохимическому уравнению

2Н2О = 2Н2 + О2 – 571 кДж рассчитайте количество теплоты, поглощенной при образовании 2,24 л во-

дорода (н.у.).

12.При сжигании 2 моль фосфора выделяется 1 504 кДж теплоты. Составьте термохимическое уравнение реакции горения фосфора.

13.Возобновление кислорода в атмосферу осуществляется реакцией фотосинтеза:

6СО2 + 6Н2О = С6Н12О6 + 6О2 – 2 815,8 кДж.

Рассчитайте количество вещества оксида углерода (IV) и количество поглощенной теплоты при образовании 7,2 кг глюкозы.

14. По термохимическому уравнению горения водорода

2Н2 + О2 = 2Н2О + 484 кДж рассчитайте объем водорода (н.у.) и количество вещества воды, если в

результате реакции выделилось 24,2 кДж теплоты.

15. Используя термохимическое уравнение реакции

CuO + H2 = Cu + H2O + 80 кДж,

рассчитайте количество теплоты, выделяющейся при восстановлении: а) 5 моль оксида меди (II); б) 1,6 г оксида меди (II).

16. В промышленности водород получают по уравнению:

CH4 + 2H2O = CO2 + 4H2 – 165 кДж.

Каков расход воды (в г), метана (в л) и теплоты при получении 250 м3 водорода (н.у.).

50

17.Составьте термохимическое уравнение реакции горения метилового спирта, при сжигании 0,8 г которого выделилось 18,2 кДж теплоты.

18.По термохимическому уравнению реакции

2Al + FeO3 = Al2O3 + 2Fe + 848 кДж

рассчитайте, сколько выделится теплоты при вступлении в реакцию: а) 10,8 г алюминия; б) 0,2 моль оксида железа (III).

19. По термохимическому уравнению реакции

2H2S + 3O2 = 2SO2 + 2H2O + 857,3 кДж

вычислите, какое количество теплоты образуется при сжигании: а) 3 моль Н2S; б) 17 г Н2S; в) 2,24 л Н2S.

20. По термохимическому уравнению реакции

2Al + 3Cl2 = 2AlCl3 + 1 394,8 кДж

вычислите, какое количество теплоты выделилось при взаимодействии с алюминием: а) 1 моль Cl2; б) 4,48 л Cl2; в) 7,1 г Cl2.

21. По термохимическому уравнению реакции

2Na + Cl2 = 2NaCl + 819 кДж

вычислите объем (н.у.) и количество вещества хлора, вступившего в реакцию, если известно, что выделилось 81,90 кДж теплоты.

22. По термохимическому уравнению реакции

Fe + S = FeS + 95,4 кДж

вычислите количество теплоты, образуемое при окислении 11,2 г железа, и количество вещества сульфида железа (II), полученного при этом.

23.Составьте термохимическое уравнение реакции, если известно, что при сгорании 6 г водорода в кислороде выделяется 858 кДж теплоты. Вычислите, какое количество вещества воды выделилось при этом.

24.Составьте термохимическое уравнение реакции, если известно, что при взаимодействии 14 г железа с серой выделилось 24,3 кДж теплоты.

25.По термохимическому уравнению реакции

3Fe + O2 = Fe3O4 + 1 116 кДж

вычислите количество теплоты, выделившееся при сжигании 1 кг железа, содержащего 6 % примеси.

51

7.СКОРОСТЬ ХИМИЧЕСКИХ РЕАКЦИЙ. ХИМИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ

Скорость химической реакции (v) – показывает изменение количества реагирующих веществ в единице реакционного пространства в единицу времени. Для гомогенной (однородной) системы скорость химической реакции характеризуется изменением концентрации реагирующих веществ в единицу времени в единице объема. Для гетерогенной системы скорость химической реакции характеризуется изменением количества вещества на границе раздела фаз.

где v – средняя скорость химической реакции за время t,

С2 и С1 – концентрации вещества в моменты времени t2 и t1.

52

ФАКТОРЫ, ВЛИЯЮЩИЕ НА СКОРОСТЬ РЕАКЦИИ

Природа реагирующих веществ

Условия протекания реакций

Основной закон химической кинетики (закон действия масс): скорость химической реакции пропорциональна произведению концентрации реагирующих веществ в степенях их стехиометрических коэффициентах.

аА + bВ = cС + dD v = k C аА C bB ,

где v – скорость химической реакции, моль/(л-с), CA и CВ – концентрации веществ А и В, моль/л, k – константа скорости реакции

Правило Вант-Гоффа: при повышении температуры на каждые 10 0 скорость большинства реакций увеличивается в 2-4 раза.

где v t1 , v t2 – скорость реакции соответственно при t1 – начальной тем-

пературе, t2 – конечной температуре, γ – температурный коэффициент скорости реакции.

54

Обучающая задача 1

Написать выражения закона действия масс для реакций а) 2NO(г) + Cl2(г) 2NOCl(г)

б) CaCO3(к) CaO(к) + CO2(г)

Решение:

Используя закон действующих масс, записываем выражение для скоростей прямой реакции

а) v = k [NO]2[Cl2];

б) поскольку карбонат кальция – твердое вещество, концентрация которого не изменяется в ходе реакции, то выражение для скорости прямой реакции будет иметь вид: v = k, т.е. в данном случае скорость реакции при определенной температуре постоянна.

Обучающая задача 2

Как изменится скорость реакции

2NO(г) + O2(г) = 2NO2(г),

если уменьшить объем реакционного сосуда в 3 раза?

Решение:

До изменения объема скорость реакции выражалась уравнением v = k [NO]2[O2]

Вследствие уменьшения объема концентрация каждого из реагирующих веществ возрастет в 3 раза. Следовательно, выражение скорости реакции будет иметь вид

v/ = k(3[NO])2(3[O2]) = 27k [NO]2[O2]

Ответ: скорость прямой реакции увеличится в 27 раз.

Обучающая задача 3

Температурный коэффициент скорости реакции равен 2. Во сколько раз возрастет скорость реакции при повышении температуры от 20 до 50 0С?

Решение:

Обозначим скорости при 20 0С и 50 0С соответственно через v1 и v2; t2-t1= = 70 – 20 = 50. Используя правило Вант-Гоффа

Ответ: скорость реакции увеличится в 32 раза.

Обучающая задача 4

Какое влияние на смещение равновесия в системе

4HCl(г) + O2(г) 2Cl2(г) + 2H2O(г), 0 = -116,4 кДж

окажут: а) увеличение давления; б) повышение температуры; в) введение катализатора.

Решение:

Так как все вещества в системе – газы, то в соответствии с принципом Ле-Шателье повышение давления приводит к смещению равновесия в сторону реакции, сопровождающейся уменьшением количества вещества газа, т. е. в сторону образования Cl2 и H2O.

Поскольку прямая реакция экзотермическая, то повышение температуры будет способствовать протеканию процесса с поглощением температуры, т.е. равновесие сместится в сторону протекания эндотермической реакции

– образования HCl и О2.

Катализатор в одинаковой степени ускоряет прямую и обратную реакции, поэтому в его присутствии равновесные количества веществ не изменятся, что не влияет на смещение химического равновесия.

Задания для самоподготовки

56

если уменьшить концентрацию кислорода в 2 раза? 5. Как изменится скорость реакции

2SO2(г) + O2(г) 2SO3(г), если уменьшить давление в 3 раза? 6. Как изменится скорость реакции

Н2(г) + Сl2(г) = 2HCl(г),

если уменьшить объем реакционного сосуда в 2 раза?

7.На сколько градусов надо увеличить температуру, чтобы скорость реакции возросла в 27 раз? Температурный коэффициент скорости реакции равен 3.

8.Чему равен температурный коэффициент скорости реакции, если при увеличении температуры на 30 0С скорость реакции возрастает в 8 раз?

9.Температурный коэффициент скорости некоторой реакции равен 4. Во сколько раз увеличится скорость этой реакции, если повысить температуру на 20 0С?

10.На сколько градусов нужно уменьшить температуру, чтобы скорость реакции уменьшилась в 4 раза? Температурный коэффициент скорости реакции равен 2.

11.Чему равен температурный коэффициент скорости реакции, если при увеличении температуры на 50 0С скорость реакции возрастет в 32 раз?

12.Температурный коэффициент скорости некоторой реакции равен 3. Во сколько раз уменьшится скорость этой реакции, если понизить температуру на 20 0С?

13.Как повлияет уменьшение температуры на равновесие в следующих системах:

а)4HBr(г) + O2(г) 2H2O(г) + 2Br2(г)

б)H2(г) + S(т) H2S(г)