- •Общая химия Учебное пособие
- •Предисловие
- •Глава 1. Основные понятия химии. Современная номенклатура неорганических веществ. Химические свойства и способы получения неорганических соединений. Химические реакции Основные понятия общей химии
- •Важнейшие классы неорганических соединений и их номенклатура
- •Важнейшие химические свойства и способы получения оксидов, оснований, кислот, амфотерных гидроксидов и солей
- •Химические реакции. Классификация химических реакций
- •I. Классификация реакций по числу и составу реагирующих веществ
- •II. Классификация реакций по тепловому эффекту
- •III. Классификация реакций по фазовому составу веществ
- •IV. Классификация химический реакций
- •Примеры решения типовых задач
- •Литература
- •Тема: Важнейшие химические свойства и способы получения оксидов, оснований, кислот, амфотерных гидроксидов и солей
- •Тема: Классификация химических реакций
- •Контрольная работа №1 Задание 1.
- •Задание 2.
- •Задание 3.
- •Задание 4.
- •Глава 2. Строение атома. Периодическая система и Периодический закон д.И. Менделеева в свете современных представлений о строении атома. Химическая связь. Комплексные соединения Строение атома
- •Последовательность заполнения электронных состояний в атоме:
- •Периодический закон и периодическая система д. И. Менделеева в свете современных представлений о строении атома
- •Химическая связь
- •Механизмы образования химической связи (метод валентных связей)
- •Комплексные соединения
- •Литература
- •Карапетьянц м.Х., Дракин с.И. Общая и неорганическая химия. – м.: Химия, 1993. – 558 с.
- •Примеры решения типовых задач
- •Задачи и упражнения для самостоятельной работы Тема: Строение атома
- •Тема: Периодическая система элементов
- •Тема: Химическая связь и строение молекул
- •Тема: Комплексные соединения
- •Контрольная работа №2
- •Глава 3. Термодинамика химических процессов Основные понятия термодинамики
- •Первый закон термодинамики
- •Второй закон термодинамики
- •Третий закон термодинамики
- •Энергия Гиббса
- •Литература
- •Карапетьянц м.Х., Дракин с.И. Общая и неорганическая химия. – м.: Химия, 1993. – 558 с.
- •Примеры решения типовых задач
- •Задачи и упражнения для самостоятельной работы
- •Глава 4. Химическая кинетика. Обратимость химических реакций. Химическое равновесие Основные понятия химической кинетики
- •Факторы, влияющие на скорость химических реакций
- •Обратимость химических реакций. Химическое равновесие
- •Смещение химического равновесия
- •Литература
- •Карапетьянц м.Х., Дракин с.И. Общая и неорганическая химия. – м.: Химия, 1993. – 558 с.
- •Примеры решения типовых задач
- •Задачи и упражнения для самостоятельной работы Тема: Химическая кинетика
- •Тема: Обратимость химических реакций. Химическое равновесие
- •Контрольная работа №3 по разделам «Термодинамика» и «Химическая кинетика»
- •Задание 3.
- •Задание 4.
- •Задание 5.
- •Итоговый тест Вариант 1
- •Вариант 2
- •Вариант 3
- •Вариант 4
- •Вариант 5
- •Литература
- •Карапетьянц м.Х., Дракин с.И. Общая и неорганическая химия. – м.: Химия, 1993. – 558 с.
- •Некоторые константы и величины
- •Соотношение между некоторыми единицами в различных системах.
- •Значения газовой постоянной в различных единицах измерения
- •Электродные потенциалы
- •Содержание
- •Для заметок
Задачи и упражнения для самостоятельной работы
Укажите гомогенную систему:
а) 3Fe + 4Н2О(пар) = Fe3O4 + 4Н2(г) ; б) С (тв) + О2(г) = СО2(г);
в) СО(г) + 2Н2(г) =СН3ОН(г); г)2Сr (тв) + ЗС12(г) =2СгС13(тв).
Предскажите знак изменения энтропии в реакции: 2Н2(г)+О2(г)=2Н2О(ж):
Тепловой эффект реакции SO2(г) + 2H2S(г) = 3S(тв) + 2Н2О(ж) равен –234,50 кДж. Определите стандартную теплоту (энтальпию) образования H2S(г) , если ∆H°298(SO2)=–296,9 кДж/моль; ∆Н0298(Н2О(ж)) = –285,8 кДж/моль.
Окисление аммиака протекает по уравнению:
4NH3(г) + 3О2(г) = 2N2(г) + 6Н2О(ж); ∆Н° = –1528кДж.
Определите стандартную теплоту образования NH3(г), если ∆Н°298(Н2О(ж))=–285,8 кДж/моль.
Определите тепловой эффект реакции (∆Н°298):
Fe2O3 + 2A1 = 2Fe + А12О3, если ∆Н°298(А12О3)= –1676,0 кДж/моль; ∆H0298(Fe2O3)= – 822,2 кДж/моль.
Определите тепловой эффект реакции:
NaH(к)+ Н2О(ж)=NaOH(р)+ Н2(г) по стандартным теплотам образования веществ, участвующих в реакции, если ∆H°298(NaHк) = –56,94 кДж/моль, ∆Н°298 (NaOHp) = – 469,47 кДж/моль, ∆Н0298(Н2Ож) = –285,8 кДж/моль.
Исходя из теплот реакций окисления As2O3кислородом и озоном
As2O3 + O2 = As2O5, ΔH° = – 271кДж,
3As2O3 + 2О3 = 3As2O5, ΔH° = – 1096кДж ,
вычислите теплоту образования озона из молекулярного кислорода.
Пользуясь значениями ΔG° образования отдельных соединений, вычислитеΔG° реакций:
а) СОСl2(г) =CO(г) +Cl2(г) ;б)SO2(г) +NO2(г) =SO3(г)+NO(г).
Определите возможность протекания реакций в стандартных условиях.
При сгорании 1 л ацетилена, взятого при нормальных условиях, выделяется 58,2 кДж. Вычислить теплоту образования С2Н2(г), если теплоты образования СО2и Н2О(ж)равны –393 и –286 кДж/моль.
При восстановлении 12,7 г оксида меди (II) углем (с образованием СО) поглощается 8,24 кДж. Определить ∆Н0298 образования СuО.
Определите знак изменения энтропии для реакции: АВ(к)+ В2(г)= АВ3(г). Возможно ли протекание этой реакции в стандартных условиях?
Определите знаки ∆Н, ∆S, ∆Gдля реакции: 2А2(к)+ В2(г)= 2А2В(ж), протекающей при температуре 298 К в прямом направлении. Будет ли ∆Gвозрастать или убывать с ростом температуры?
Рассчитайте значения ∆ G°298 следующих реакций и установите, в каком направлении они могут протекать самопроизвольно в стандартных условиях при 25 °С:
а) NiO(к)+ Рb(к)=Ni(к)+ РbО(к); б) Рb(к)+ СuО(к)= РbО(к)+ Сu(к);
в) 8Аl(к)+ 3Fe3O4(к)= 9Fe(к)+ 4А12О3(к).
Какие из перечисленных оксидов могут быть восстановлены алюминием при 298 К: CaO,FeO,CuO, РbО,Fe2O3,Cr2O3?
Вычислите значение ∆Н0298 для протекающих в организме реакций превращения глюкозы: а) С6Н12О6 (к)=2С2Н5ОН (ж)+ 2CO2(г);
б) С6Н12О6 (к)+ 6О2(г)=6Н2О (ж)+ 6CO2(г).
Какая из этих реакций поставляет организму больше энергии?
Глава 4. Химическая кинетика. Обратимость химических реакций. Химическое равновесие Основные понятия химической кинетики
Химическая кинетика – раздел химии, который изучает скорость химических реакций и ее зависимость от различных факторов.
Скорость химических реакций определяется изменением концентрации одного из веществ, участвующих в реакции, в единицу времени:
υ ср= ±∆С/∆t (моль / л · с),
где υ ср– средняя скорость; С – молярная концентрация вещества; ∆ – знак разности; t – время.
Знак (+) берется в том случае, если скорость определяется по изменению концентрации продуктов реакции; знак (–) – если скорость определяется по изменению концентрации исходных веществ.
Понятие «концентрация» применимо лишь к гомогенной системе, поэтому приведенное выше определение скорости может быть дано только для гомогенных реакций: газофазных или протекающих в растворах.
В гетерогенных реакциях взаимодействие протекает на границе раздела двух фаз. Для таких реакций скорость определяется изменением количества вещества в единицу времени на единице поверхности раздела фаз:
υ = ±∆n/∆t · S (моль / с · м2),
где n – количество вещества; ∆t – промежуток времени от t1до t2; S – поверхности раздела фаз.
Изменение количества вещества, по которому определяют скорость химической реакции, –это внешний фактор, наблюдаемый исследователем. По сути, все процессы осуществляются на микроуровне. Для того чтобы частицы прореагировали, они, как минимум, должны столкнуться, причем столкнуться эффективно: чтобы в них разрушились или ослабли существующие связи и смогли образоваться новые. Для этого реагирующие частицы должны обладать достаточной энергией.
Минимальный избыток энергии, которым должны обладать частицы исходных веществ по сравнению со средней энергией молекул, чтобы произошло их результативное столкновение, называют энергией активации. Таким образом, на пути всех частиц, вступающих в реакцию, имеется энергетический барьер, равный энергии активации Еа. Если барьер невелик, то большинство частиц может его преодолеть, поэтому скорость реакции высокая; если энергия активации значительна, реакция протекает медленно.