Добавил:
ivanov666
Опубликованный материал нарушает ваши авторские права? Сообщите нам.
Вуз:
Предмет:
Файл:Химия (Для студентов-иностранцев). Учебное пособие
.pdf
Количество вещества катализатора, вводимого в систему,
исх
v
v
v
v
обычно в тысячи меньше, чем количества реагирующих веществ.
В качестве катализаторов могут выступать многие вещества, находящиеся в периодической системе химических элементов
Д. И. Менделеева, а также их соединения. Среди самых распространенных ускорителей выделяют: никель, железо, платину, кобальт, алюмосиликаты, оксиды марганца.
Катализаторы, которые увеличивают скорость реакции, называются положительными. Например, скорость реакции разложения хлората калия увеличивается в присутствии оксида марганца (IV): MnO
2
2KClO3 → 2KCl + 3O2.
Катализаторы, которые замедляют ход реакции, называются
отрицательными или ингибиторами. Таким катализатором является, например, тетраэтилсвинец Pb(C2H5)4, который противодействует детонации топлива в двигателях внутреннего сгорания.
Пример 1. Как изменится скорость реакции водорода c хло-
ром, если концентрации исходных веществ увеличить в 3 раза?
Дано:
с(Н
) = 3с
2
с(Cl2) = 3с
Найти:
исх(Н2
(Cl2)
исх
)
1. Согласно закону действующих
масс скорость химической реакции прямо
Решение
H2 + Cl2= 2HCl
пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ:
= k · с
исх
исх(H2
) · с
исх
(Cl2).
2. Если концентрации исходных веществ увеличить в 3 раза, то
= k ·с(H2) ·с(Cl2)= k ·3с
v
=
v
исх
исх(H2
) ·3с
(Cl2) = 9k ·с
исх
××
cck
××
cck
) ·с
исх(H2
)(Cl)H(9
2исх2исх
.9
=
Cl)()H(
2исх2и сх
исх
(Cl2).
Ответ: скорость реакции водорода и хлора увеличится в 9 раз.
Пример 2. Как изменится скорость реакции: 2Н2+ О2= 2Н2О,
если давление системы увеличить в 2 раза?
111
Дано:
v
Решение
Дано:
v
γ
= 3
Решение
v
P
2
2
Найти:
=
P
1
2
v
1
1. Согласно закону Бойля-Мариотта:
P1·V1= P2·V2,
повышение давления в 2 раза приводит к
уменьшению объемов газов в 2 раза:
V2= V1/2.
2. Так как молярная концентрация показывает число молей
вещества в объеме раствора этого вещества:
с(Х) = n(X) / V(раствора Х),
то уменьшение объема в 2 раза приводит к росту концентраций
реагирующих веществ тоже в 2 раза:
с
) = 2c1(H2); с2(O2) = 2c1(O2).
2(H2
3. Скорости реакции до и после повышения давления сис-
темы соответственно равны: v1 = k ·с
v2 = k ·с
2
(H2) ·с2(O2) = k ·2
2
2
2
с
(H2) ·2с1(O2) = 8k ·с
1
v
2
v
1
1
=
1
2
(H2) ·с1(O2),
1
2
××
cck
2
O)()H(
××
cck
)(O)H(8
212
=
212
2
(H2) ·с1(O2).
1
.8
Ответ: скорость реакции водорода и кислорода увеличится в 8 раз.
Пример 3. На сколько градусов надо повысить температу-
ру газообразной реакции, чтобы ее скорость увеличить в 81 раз?
Температурный коэффициент скорости реакции равен 3.
Исходя из зависимости скорости реакции от температуры, которая определяется
правилом Вант-Гоффа:
10
×=
g
12
Найти:
∆t = t2 – t
2
81
=
v
1
1
находим:
∆t =
tt
12
2
y
v
1
log10log10
=×=×=-
3
Ответ: температуру газообразной реакции надо повысить
на 40оС.
112
ttvv-
12
,
î
.4081
4.6. Необратимые и обратимые реакции.
Химическое равновесие
Словарь
Русский Английский Французский Арабский
равновесие equilibrium uilibre نزاﻮﺘﻣ
прямой direct Ppr la ligne droite ﺮﺷﺎﺒﻣ)مﺎﻣﻻا ﻰﻟا(
обратный back inverse عﻮﺟﺮﻟا
смещение
равновесия
константа
равновесия
displacement
of equilibrium
equilibrium
constant
déplacement de
équilibre
constante de
équilibre
ﻂﻠﺘﺨﻣ نزاﻮﺗ
نزاﻮﺘﻟا ﺰﻛﺮﻣ
Реакции, которые протекают только в одном направлении и
завершаются полным превращением исходных реагирующих веществ в конечные вещества, называются необратимыми.
Reactions that proceed in only one direction and end with the complete tr an sforma tion of th e ini tial r eact ing su bstan ces int o final substan ces
are called irr eversible.
Les réa cti on s q ui se d éroul ent dan s un e seu l e dir ect i on et qui se t er min en t
par l a tr an sfor mat i on comp lèt e des su bst ances in iti ales en subst an ces fi n a les sont dites irréversible s.
تﻼﻋﺎﻔﻤﻠﻟ ﻲﻠﻜﻟا لﻮﺤﺘﻟا ﻊﻣ ﻞﻤﺘﻜﺗو ﺪﺣاو هﺎﺠﺗا ﻲﻓ ﻂﻘﻓ ﺀﻲﻀﺗ ﻲﺘﻟا ﻞﻌﻔﻟا دودر
.ﺎﮭﯿﻓ ﺔﻌﺟر ﻻ ﻰﻤﺴﺗ ،ﺔﯿﺋﺎﮭﻨﻟا داﻮﻤﻟا ﻲﻓ ﻲﻟوﻷا
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.
Reactions that take place simultaneously in two mutually opposing
directions are called reversible.
Les réactions qui ont lieu simultanément dans deux direction s mu-
tuellement opposées sont dites réversibles.
.ﺎﮭﺴﻜﻋ ﻰﻤﺴﺗ ﻦﯿﻟدﺎﺒﺘﻤﻟا ﻦﯿﺴﻛﺎﻌﻤﻟا ﻦﯿھﺎﺠﺗﻻا ﻦﻣ ﻦﯿﻨﺛا ﻲﻓ ﺪﺣاو ﺖﻗو ﻲﻓ ﻞﻘﺘﻨﺗ ﻲﺘﻟا ﻞﻌﻔﻟا دودر
В уравнениях обратимых реакций между левой и правой
частями ставят две стрелки, направленные в противоположные
113
стороны. Примером обратимой реакции является взаимодействие
v
v
v
v
v
v
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.
The st ate of a r eversible reacti on in which the rat es of the f orward
and reverse reactions are equal is called chemical equilibrium.
L'éta t d'un e r éaction r éver sible dan s leq uel l es vit esses d es réa cti ons
avant et ar rière son t égales est appelé équilibre ch im ique.
،ﺔﯿﺴﻜﻌﻟاو ةﺮﺷﺎﺒﻤﻟا تﻼﻋﺎﻔﺘﻟا تﺎﻋﺮﺳ ﻰﻤﺴﺗ ﺚﯿﺣ ،ﺲﻜﻌﻠﻟ ﻞﺑﺎﻘﻟا ﻞﻌﻔﻟا در ﺔﻟﺎﺣ ﻰﻤﺴﺗ
.ﻲﺋﺎﯿﻤﯿﻜﻟا نزاﻮﺘﻟا
При химическом равновесии прямая и обратная реакции не
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 (
Скорость обратной реакции (
) равна:
пр
обр
) равна:
= k1· с(H2) ·с(I2).
пр
= k2· с2(HI).
обр
Тогда константа равновесия равна:
k
1
K
==
k
2
2
)HI(
c
.
)I()H(
cc
×
22
В общем виде обратимая реакция выражается уравнением:
aA + bB = cC + dD.
В состоянии равновесия
=
пр
, поэтому:
обр
k1· сa(A ) ·сb(B) = k2· сc(C) · сd(D) и
k
1
K
114
==
k
2
dc
)D()C(
cc
×
×
.
ba
)B()A
cc
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.
Equilibrium shift prin ciple (Le Chatelier principle): if the conditions
under which a system is in equilibr ium are changed, the equilibr ium shifts
in the direction of processes that counteract this change.
Prin cipe de dépl acement de l'équil ibre (prin cipe d e Le Chatel ier): si
les conditions dans lesquelles un système est en équilibre sont modifiées,
l'équ ilibre se d éplace d ans l a direct ion des p rocessus qui co ntrecar rent ce
changem ent.
ﻲﻓ مﺎﻈﻨﻟا ﺎﮭﯿﻓ نﻮﻜﯾ ﻲﺘﻟا طوﺮﺸﻟا ﺖﻧﺎﻛ اذإ (reiletahC Le أﺪﺒﻣ) نزاﻮﺘﻟا نزاﻮﺗ أﺪﺒﻣ
.ﺮﯿﯿﻐﺘﻟا اﺬھ ضرﺎﻌﺗ ﻲﺘﻟا تﺎﯿﻠﻤﻌﻟا هﺎﺠﺗا ﻲﻓ نزاﻮﺘﻟا ﻞﯾﻮﺤﺗ ﻢﺘﯾ ،ﻞﯾﻮﺤﺘﻟا نﺈﻓ ،نزاﻮﺗ ﺔﻟﺎﺣ
Рассмотрим влияние внешних параметров на смещение рав-
новесия на примере реакции синтеза аммиака из азота и водорода:
N
2 (г)
+ 3H
2NH
2 (г)
; ∆Ho= - 92 кДж.
3 (г)
Влияние концентрации реагирующих веществ. Повыше-
ние концентрации исходных веществ смещает равновесие реакции вправо, то есть в сторону образования конечных веществ и,
наоборот, рост концентрации конечных веществ смещает равновесие реакции влево, то есть в сторону образования исходных
веществ. В нашем примере повышение концентраций азота или
водорода смещает равновесие реакции в сторону уменьшения
этих концентраций, то есть в сторону образования аммиака.
Влияние температуры. При повышении температуры рав-
новесие смещается в сторону эндотермической реакции, а при
понижении температуры – в сторону экзотермической реакции.
Прямая реакция (синтез аммиака) – это экзотермическая реакция,
а обратная реакция (разложение аммиака на азот и водорода) –
115
это эндотермическая реакция. 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 равнове-
сие 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 равновесие
смещается влево – в сторону образования азота и водорода.
Если в процессе обратимой реакции объемы газов не изменяются, например, при синтезе йодоводорода (H2 + I2 2HI), то
изменение давления не влияет на состояние равновесия системы.
Влияние катализаторов. Катализаторы не смещают хи-
мического равновесия, так как они одинаково влияют на скорость
прямой и обратной реакции, но в их присутствии равновесие наступает быстрее.
Пример 1. Как надо изменить концентрацию, давление и тем-
пературу системы: N
2 (г)
+ O
2NO
2 (г)
; ∆Ho = 180,8 кДж,
(г)
чтобы сместить равновесие в сторону образования оксида азота (II)?
Для смещения равновесия реакции в сторону образования
оксида азота (II) необходимо:
- повысить концентрации азота или кислорода, так как это
смещает равновесие реакции в сторону уменьшения концентраций этих веществ, то есть в сторону образования оксида азота (II);
- повысить температуру, потому что прямая реакция (образование оксида азота (II)) - эндотермическая.
Давление не вияет на смещение равновесия, так как объемы
газов обратимой реакции не изменяются Vm(N2) + Vm(О2) = 2Vm(NO).
116
Пример 1. Равновесие реакции: N2 + О2 2NО достигает-
v
будет уменьшаться на
v
ся, если равновесные концентрации равны: с(N2) = 0,15 моль/дм3,
с(О2) = 0,05 моль/дм3, с(NО) = 0,5 моль/дм3. Определите исход-
ные концентрации азота и кислорода.
Дано:
с(N2)
равн.
с(О2)
равн.
с(NО)
равн.
Найти:
с(N2)
исх.
c(О2)
исх.
= 0,15 моль/дм
= 0,05 моль/дм
= 0,5 моль/дм
3
1. Из уравнения реакции видно, что
3
для получения 2 молей оксида азота
3
(II) NO необходимо взять 1 моль ки-
слорода и 1 моль азота. Следовательно, для получения 0,5 моля NO израсходуется 0,25 моль N2 и 0,25 моль O2.
Решение
2. Исходные концентрации веществ равны сумме равновес-
ных и израсходованных на реакцию концентраций:
с(N2)
с(O2)
исх.
исх.
= с(N2)
= с(O2)
равн.
+ с(O2)
равн.
+ с(N2)
= 0,15 + 0,25 = 0,40 моль/дм3;
изр.
= 0,05 + 0,25 = 0,30 моль/дм3.
изр.
Ответ: исходные концентрации азота и водорода соответст-
венно равны 0,40 и 0,30 моль/дм3.
Пример 2. Исходные концентрации азота и водорода соот-
ветственно 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)?
Дано:
с
с
) = 0,8 моль/дм
исх(N2
) = 2,4 моль/дм
исх(Н2
∆с(N2) = 0,3 моль/дм
k = 0 ,3
Найти:
3
3
3
1. Из уравнения реакции видно,
что на 1 моль азота N2 приходится
3 моля водорода H2. Следовательно,
если концентрация N2 уменьшается
на 0,3 моль/дм3, то концентрация
водорода H
Решение
2
0,9 моль/дм3.
2. Согласно закону действующих масс скорость химиче-
ской реакции прямо пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ:
= 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.
117
Задачи и упражнения для самостоятельной работы
1. Закончите уравнения реакций и расставьте коэффициен-
ты 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:
2SO
объемом 4,48 дм3 (н.у.) выделяется 28 кДж теплоты.
взаимодействии выделилось 34 кДж теплоты:
(образуется CO2) если концентрации исходных веществ уменьшить в 2 раза?
если давление системы уменьшить в 4 раза?
0,48 моль/(дм3 · с). Какая скорость реакции при 20оС, если температурный коэффициент скорости равен 3?
разной реакции, чтобы ее скорость увеличить в 729 раз? Температурный коэффициент скорости реакции равен 3.
если с(N2) = 0,3 моль/дм3, с(H2) = 0,9 моль/дм3,
с(NH3) = 0,4 моль/дм3. Определите исходные концентрации азота
водорода.
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)?
2 (г)
+ O
2 (г)
= 2SO
, если при сгорании оксида серы (IV)
3 (ж)
3. Определите объемы водорода и кислорода, если при их
2Н
2 (г)
+ О
= 2Н2О
2 (г)
; DНо= -136 кДж.
(ж)
4. Как изменится скорость реакции углерода c кислородом,
5. Как изменится скорость реакции: 2N2O = 2N2 + O2,
6. При температуре 60оС скорость реакции равна
7. На сколько градусов надо повысить температуру газооб-
8. Равновесие реакции: N2 + 3H2 2NH3 достигается,
9. Исходные концентрации водорода и йода соответственно
118
ГЛАВА 5. РАСТВОРЫ. ТЕОРИЯ
ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКОЙ ДИССОЦИАЦИИ
5.1. Понятие о растворах. Растворимость
Словарь
Русский Английский Французский Арабский
раствор solution solution ﻞﺋﺎﺳ
растворитель (dis)solvent dis solva nt ﻞﺤﻤﻟا
растворенное
вещество
растворимость solubility dissolubilité ﻞﺤﻨﻤﻟا ﻞﺋﺎﺴﻟا
насыщенный saturated saturé ﻊﺒﺸﻤﻟا
взаимодействие interaction co op ération طﺎﺒﺗرﻻا ﺔﺟرد
разрушение destruction destruction ﺮﺨﺘﻟاﺐﯾ
диффузия Diffusion diffusion طﺎﺒﺗرﻻا ﺔﻠﺣﺮﻣ
кристаллогидрат crystalhy drate hydrate cristallisé ﺔﯿﺋﺎﯿﻤﯿﻜﻟا داﻮﻤﻟا ﺮﯿﻐﻧ
сольватация solvation solvation ﻞﺤﻠﺤﺘﻟا
гидратация hydratation hydratation ءﺎﻤﻟا ﺔﻓﺎﺿإ
solute substance diluée ﺔﻠﺤﻨﻤﻟا
ﺔﻟدﺎﻌﻤﻟﺎﺑ
ﻰﻟا ﺔﻠﺣﺮﻣ ﻦﻣ
ﺔﯿﻟﺎﺘﺳﺮﻜﻟا ﺔﻠﺣﺮﻤﻟا
Раствор – это гомогенная система, которая состоит из двух
или более компонентов: растворителя, растворенных веществ и
продуктов их взаимодействия.
A sol uti on i s a h omogen eou s sys tem con sist ing of t wo or mor e comp o-
nents: the solvent, the dissolved substances and the products of their interaction.
Une solution est un système h omogène comp osé de deux ou plusieurs
éléme nts: le so lvant, les substances dissoutes et les produits de leur interaction.
.ﺎﮭﻠﻋﺎﻔﺗ تﺎﺠﺘﻨﻣ و setuloS ،تﺎﺒﯾﺬﻤﻟا تﺎﺒﯾﺬﻤﻟا :ﺮﺜﻛأ وأ ﻦﯿﻧﻮﻜﻣ ﻦﻣ نﻮﻜﺘﯾ ﺲﻧﺎﺠﺘﻣ مﺎﻈﻧ ﻮھ ﻞﺤﻟا
Так, например, раствор серной кислоты состоит из растворителя – воды, растворенного вещества – кислоты и продуктов
их взаимодействия – гидратированных ионов: H+, HSO
-
4
, SO
2-
.
4
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 и т. д.);
119
- твердыми (сплавы металлов, например, сталь – сплав же-
леза с углеродом и другими элементами (Mn, Si, S, P), бронза –
сплав меди с другими металлами));
- газообразными (воздух, другие смеси газов).
В 1887 году Д.И. Менделеев создал гидратную теорию
растворов. При растворении образуются сольваты – нестойкие
химические соединения растворенного вещества с растворителем
(в случае водных растворов – гидраты).
When di ssolved, s olvates (i n the case of aqueous solut i ons, h ydr at es)
are formed - unstable chemical compounds of the dissolved substance with
the solvent.
Lorsqu'ils sont dissous, des solvates (dans le cas des solutions
aqueuses, des hydrates) se forment - des composés chimiques instables de
la substance dissoute avec le s olvant .
ﺔﯿﺋﺎﯿﻤﯿﻜﻟا تﺎﺒﻛﺮﻤﻟا - (تارﺪﯿھ - ﺔﯿﺋﺎﻤﻟا لﻮﻠﺤﻟا ﺔﻟﺎﺣ ﻲﻓ) ﻞﺤﻨﻤﻟا ﻞﯿﻜﺸﺗ ﻢﺘﯾ ،ﻞﺤﻟا ﺀﺎﻨﺛأ
.تﺎﺒﯾﺬﻤﻟا ﻊﻣ ﺔﺒﺋاﺬﻟا ةدﺎﻤﻠﻟ ةﺮﻘﺘﺴﻤﻟا ﺮﯿﻏ
Эта теория совместно с гипотезой ионизации шведского
ученого Аррениуса стала основой современной теории раство-
ров, которая рассматривает растворение как совокупность следующих стадий:
- взаимодействие растворителя с частицами растворенного
вещества – протекает с образованием связей с выделением энергии (отрицательный тепловой эффект);
- разрушение структуры растворяемого вещества - осуществляется с поглощением энергии (положительный тепловой
эффект);
- диффузия – равномерное распределение сольватированных частиц в объеме растворителя.
В зависимости от соотношения значений этих тепловых
эффектов процесс растворения может быть экзо- или эндотермическим. Подтверждением реальности процесса сольватации является образование кристаллогидратов. При растворении сульфата
меди (II) белого цвета в воде образуется раствор синего цвета.
При осторожном выпаривании раствора выделяются кристаллы
синего цвета, в состав которых входят CuSO4 и вода в соотношении один к пяти (CuSO4∙ 5H2O). При более интенсивном нагрева-
120
Соседние файлы в предмете [НЕСОРТИРОВАННОЕ]