Начальный курс химии. В 2 частях. Ч.2. Учебное пособие

Пример 2. Как изменится скорость реакции: 2Н2 + О2 = 2Н2О, если давление системы увеличить в 2 раза?

то уменьшение объема в2 раза приводит к росту концентраций реагирующих веществ тоже в 2 раза:

с2(H2) = 2c1(H2); с2(O2) = 2c1(O2).

3. Скорости реакции до и после повышения давления сис-

темы соответственно равны: v1 = k ·с12(H2) ·с1(O2),

v2 = k ·с22(H2) ·с2(O2) = k ·22с12(H2) ·2с1(O2) = 8k ·с12(H2) ·с1(O2).

v2 = 8k ×c12 (H 2 ) ×c1 (O2 ) = 8.

v1 k ×c12 (H 2 ) ×c1 (O) 2

Ответ: скорость реакции водорода и кислорода увеличится в 8 раз. Пример 3. На сколько градусов надо повысить температуру газообразной реакции, чтобы ее скорость увеличить 81в раз?

Температурный коэффициент скорости реакции равен 3.

Ответ: температуру газообразной реакции надо повысить на 40 оС.

21

Контрольные задания

1. Во сколько раз увеличится скорость реакции взаимодействия водорода и йода, если концентрации исходных веществ увеличить в 4 раза?

2. При температуре 50 оС скорость реакции равна 0,32 моль/(дм3 ∙ с). Какая скорость реакции при 10 оС, если температурный коэффициент скорости равен 2?

3.Как изменится скорость реакции: 2Fe + 3Cl2 = 2FeCl3, если давление системы увеличит в 3 раза?

4.На сколько градусов надо повысить температуру газообразной реакции, чтобы ее скорость увеличить в243 раза? Температурный коэффициент скорости реакции равен 3.

5.Как изменится скорость химической реакции соединения фосфора и кислорода(образуется Р2О5), если концентрации исходных веществ увеличить в 2 раза?

6.Определите скорость химической реакции образования воды при 50 оС (температурный коэффициент равен 3), если при 20 оС концентрации равны: водорода 0,2 моль/дм3, кислорода 0,1 моль/дм3 (константа скорости равна 0,5).

Контрольные вопросы

1.Что такое скорость химической реакции?

2.Какие факторы и как влияют на скорость реакции?

3.Как формулируется закон действующих масс?

4.В чем заключается физический смысл константы скорости реакции?

5.Какую математическую запись имеет правило -Вант

Гоффа?

6.Что такое энергия активации?

7.Какой процесс называется катализом?

8.Что такое ингибиторы?

22

1.6. Необратимые и обратимые реакции. Химическое равновесие

Словарь

Реакции, которые протекают только в одном направлении и завершаются полным превращением исходных реагирующих веществ в конечные вещества, называются необратимыми.

Примером такой реакции может служить взаимодействие меди и концентрированной азотной кислоты

Cu + 4HNO3 = Cu(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O.

Эта реакция идет только в одном направлении. При пропускании оксида азота (IV) через раствор нитрата меди (II) металлическая медь и азотная кислота не образуются.

Реакции, которые одновременно протекают в двух взаимно противоположных направлениях, называются обратимыми.

В уравнениях обратимых реакций между левой и правой частями ставят две стрелки, направленные в противоположные стороны. Примером обратимой реакции является взаимодействие водорода с йодом:

H2 + I2 2HI.

Обратимые реакции не доходят до конца и заканчиваются установлением химического равновесия. Например, в реакции синтеза йодоводорода равновесие наступает тогда, когда в единицу времени образуется столько же молекул йодоводорода, сколько их распадается на водород и йод.

Состояние обратимой реакции, при котором скорости прямой и обратной реакций равны, называется химическим равновесием. При химическом равновесии прямая и обратная реакции не

23

прекращаются, а идут с одинаковыми скоростями. В состоянии равновесия концентрации компонентов реакции остаются неизменными и называются равновесными концентрациями.

Состояние химического равновесия характеризуется константой равновесия (K) – это отношение констант скоростей прямой и обратной реакций: K = k1/ k2.

Скорость прямой реакции ( v пр) равна: v пр = k1 · с(H2) ·с(I2). Скорость обратной реакции ( v обр) равна: v обр = k2 · с2(HI). Тогда константа равновесия равна:

В общем виде обратимая реакция выражается уравнением: aA + bB = cC + dD.

K = k1 = cc (C) ×cd (D) . k2

На состояние химического равновесия оказывает влияние концентрации реагирующих веществ, температура, а для газов – и давление. При изменении одного из этих параметров равновесие нарушается, и концентрации всех реагирующих веществ изменяются до тех пор, пока не установится новое равновесие, но уже при иных равновесных концентрациях.

В 1884 году французский ученый Ле Шателье установил влияние внешних условий на положение равновесия обратимых химических реакций – принцип смещения равновесия (прин-

цип Ле Шателье): если условия, при которых система находится в равновесии, изменить, то равновесие смещается в направлении процессов, противодействующих этому изменению.

Рассмотрим влияние внешних параметров на смещение

равновесия на примере реакции синтеза аммиака из азота и водо-

рода: N2 (г) + 3H2 (г) 2NH3 (г); ∆Ho = - 92 кДж.

24

Влияние концентрации реагирующих веществ. Повыше-

ние концентрации исходных веществ смещает равновесие реакции вправо, т. е. в сторону образования конечных веществ и, наоборот, рост концентрации конечных веществ смещает равновесие реакции влево, т. е. в сторону образования исходных веществ.

В нашем примере повышение концентраций азота или водорода смещает равновесие реакции в сторону уменьшения этих концентраций, т. е. в сторону образования аммиака.

Влияние температуры. При повышении температуры равновесие смещается в сторону эндотермической реакции, при понижении температуры – в сторону экзотермической реакции. Прямая реакция (синтез аммиака) – это экзотермическая реакция, а обратная реакция (разложение аммиака на азот и водорода) – это эндотермическая реакция. Следовательно, повышение температуры увеличивает скорость эндотермической реакции, и равновесие смещается влево – в сторону образования азота и водорода. Понижение температуры смещает равновесие реакции вправо– в сторону образования аммиака.

В реакциях, которые протекают без тепловых эффектов, изменение температуры не вызывает смещение равновесия. В этом случае повышение температуры способствует более быстрому установлению равновесия реакции.

Влияние давления. Повышение давления смещает равновесие системы в сторону образования меньших объемов, а понижение давления – в сторону образования больших объемов. Прямая реакция синтеза аммиака протекает с уменьшением объема газообразных веществ, поэтому, чтобы сметить равновесие вправо, надо повысить давление. Понижение давления увеличивает скорость обратной реакции, (объемы газов увеличиваются) и рав-

изменение давления не влияет на состояние равновесия системы. Влияние катализаторов. Катализаторы не смещают хи-

мического равновесия, так как они одинаково влияют на скорость

25

прямой и обратной реакции, но в их присутствии равновесие наступает быстрее.

Пример 1. Равновесие реакции: N2 + О2 2NО достигается, если равновесные концентрации равны: с(N2) = 0,15 моль/дм3, с(О2) = 0,05 моль/дм3, с(NО) = 0,5 моль/дм3. Определите исходные концентрации азота и кислорода.

2. Исходные концентрации веществ равны сумме равновес-

ных и израсходованных на реакцию концентраций:

с(N2)исх. = с(N2)равн. + с(N2)изр. = 0,15 + 0,25 = 0,40 моль/дм3; с(O2)исх. = с(O2)равн. + с(O2)изр. = 0,05 + 0,25 = 0,30 моль/дм3.

Ответ: исходные концентрации азота и водорода соответственно равны 0,40 и 0,30 моль/дм3.

Пример 2. Исходные концентрации азота и водорода соответственно равны 0,8 и 2,4 моль/дм3. Чему равна скорость прямой реакции: N2 + 3H2 2NH3 через некоторое время, когда исходная концентрация азота уменьшится на 0,3 моль/дм3 (k = 0,2)?

26

2. Согласно закону действующих масс скорость химической реакции прямо пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ:

v = k · с(N2) · с3(H2) = 0,3·(0,8 – 0,3)·(2,4 – 0,9)3 = 0,51 моль/дм3·с.

Ответ: скорость реакции азота и водорода после уменьшения концентрации азота на 0,3 моль/дм3 равна 0,51 моль/дм3·с.

Контрольные задания

1. Как надо изменить концентрацию, давление и температуру системы: N2 (г) + O2 (г) 2NO (г); ∆Ho = 180,8 кДж, чтобы

сместить равновесие в сторону образования оксида азота (II)?

2. Равновесие реакции: 2Н2 + О2 2Н2О достигается, если с(Н2) = 0,2 моль/дм3, с(О2) = 0,05 моль/дм3, с(Н2О) = 0,5 моль/дм3. Определите исходные концентрации водорода и кислорода.

3.Как надо изменить концентрацию, давление и температуру системы: PCl5 (г) PCl3 (г) + Cl2 (г); ∆Ho = 129,7 кДж, чтобы сместить равновесие в сторону образования PCl5?

4.Исходные концентрации оксида азота(II) и кислорода соответственно равны 0,6 и 0,3 моль/дм3. Чему равна скорость

Контрольные вопросы

1.Какие реакции называются обратимыми и необратимыми?

2.Что такое химическое равновесие системы?

3.Какую математическую запись имеет константа равновесия обратимой химической реакции?

4.Как формулируется принцип смещения химического равновесия (принцип Ле Шателье)?

5.Какие внешние параметры влияют на смещение установившегося химического равновесия?

27

Задачи и упражнения для самостоятельной работы

1. Закончите уравнения реакций и расставьте коэффициенты методом электронного баланса:

а) Mn(OH)2 + Cl2 + KOH ® MnO2 + …; б) H2S + Cl2 + H2O ® H2SO4 + …;

в) I2 + H2O2 ® HIO3 + …;

г) MnO2 + O2 + KOH ® K2MnO4 + …;

д) МnO2 + КClO3 + КОН ® К2МnO4 + ….

2. Определите тепловой эффект реакции:

2SO2 (г) + O2 (г) = 2SO3 (ж), если при сгорании оксида серы(IV) объемом 4,48 дм3 (н.у.) выделяется 28 кДж теплоты.

3. Определите объемы водорода и кислорода, если при их взаимодействии выделилось 34 кДж теплоты:

2Н2 (г) + О2 (г) = 2Н2О (ж); DНо= -136 кДж.

4.Как изменится скорость реакции углерода c кислородом,

(образуется CO2) если концентрации исходных веществ уменьшить в 2 раза?

5.Как изменится скорость реакции: 2N2O = 2N2 + O2, если давление системы уменьшить в 4 раза?

6. При температуре 60 оС скорость реакции равна 0,48 моль/(дм3 · с). Какая скорость реакции при 20 оС, если температурный коэффициент скорости равен 3?

7.На сколько градусов надо повысить температуру газообразной реакции, чтобы ее скорость увеличить в 729 раз? Температурный коэффициент скорости реакции равен 3.

8.Равновесие реакции: N2 + 3H2 2NH3 достигается,

если с(N2) = 0,3 моль/дм3, с(H2) = 0,9 моль/дм3, с(NH3) = 0,4 моль/дм3. Определите исходные концентрации азота водорода.

9. Исходные концентрации водорода и йода соответственно равны 0,8 и 0,4 моль/дм3. Чему равна скорость прямой реакции: H2 + I2 2HI через некоторое время, когда исходная концентрация йода уменьшится на 0,2 моль/дм3 (k = 0,3)?

28

3.На сколько градусов надо понизить температуруреакции, чтобы ее скорость уменьшить в 81 раз (γ = 3)?

6.Во сколько раз увеличится скорость реакции взаимодействия Н2 и Cl2, если концентрации увеличить в три раза?

7. Какое количество теплоты образуется при сгорании 32 г

29

ГЛАВА 2. РАСТВОРЫ. ТЕОРИЯ ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКОЙ ДИССОЦИАЦИИ

2.1. Понятие о растворах. Растворимость

Словарь

Раствор – это гомогенная система, которая состоит из двух или более компонентов: растворителя, растворенных веществ и продуктов их взаимодействия.

Так, например, раствор серной кислоты состоит из растворителя – воды, растворенного вещества – кислоты и продуктов их взаимодействия – гидратированных ионов: H+, HSO4-, SO42-.

Вещество в растворе раздроблено до молекулярного или атомного уровня и равномерно распределено между молекулами растворителя. Такие растворы называются истинными. Растворы бывают:

-жидкими (растворы солей, сахара, спирта в воде, йода в спирте и т. д.);

-твердыми (сплавы металлов, например, сталь – сплав железа с углеродом и другими элементами (Mn, Si, S, P), бронза – сплав меди с другими металлами);

-газообразными (воздух, другие смеси газов).

30