- •Контрольные работы общая химия
- •1. Классы неорганических соединений
- •1.1. Классификация неорганических веществ
- •1.2. Понятие о степени окисления
- •1.3. Оксиды
- •1.4. Основания
- •1.5. Кислоты
- •1.6. Соли
- •1.7. Примеры решения задач
- •1.8. Задачи для самостоятельного решения
- •2. Химическая термодинамика
- •2. 1. Основные понятия
- •2.2. Первый закон термодинамики. Энтальпия
- •2.3. Термохимия
- •2.4. Энтропия. Энергия Гиббса
- •2.5. Примеры решения задач
- •2.6. Задачи для самостоятельного решения
- •3. Химическая кинетика и равновесие химических реакций
- •3.1 Кинетика химических реакций
- •3.1.1 Зависимость скорости от концентрации
- •3.1.2.Зависимость скорости от температуры
- •3.1.3. Зависимость скорости реакции от катализатора
- •3.2. Равновесие химических реакций
- •3.2.1. Равновесие в гомогенных системах
- •3.2.2. Равновесие в гетерогенных системах
- •3.3. Примеры решения задач
- •3.4. Задачи для самостоятельного решения
- •4. Растворы
- •4.1. Общие свойства растворов
- •4.1.1. Классификации растворов
- •4.1.2. Коллигативные свойства растворов
- •4.2 Свойства растворов электролитов
- •4.2.1. Равновесие в растворах электролитов
- •4.2.2. Ионно-обменные реакции в растворах электролитов
- •4.2.3. Ионное произведение воды
- •4.2.4. Гидролиз солей
- •4.3. Примеры решения задач
- •4.4. Задачи для самостоятельного решения
- •5. Электрохимические процессы
- •5.1. Степень окисления элемента
- •6.2. Окислительно-восстановительные реакции
- •5.3. Основные понятия электрохимических процессов
- •5.4. Ряд напряжений металлов
- •5.5. Гальванический элемент
- •5.6. Электролиз
- •5.7. Явление поляризации. Напряжение разложения
- •5.8. Примеры решения задач
- •5.9. Задачи для самостоятельного решения
- •Контрольные вопросы
- •6. Коррозия металлов
- •6.1.1. Классификация коррозионных процессов
- •Катодные процессы при коррозии
- •6.2. Методы защиты от коррозии
- •6.3. Примеры решения задач
- •6.4. Задачи для самостоятельного решения
- •Контрольные вопросы
- •7. Химия металлов
- •7.1. Металлическая связь
- •7.2. Зонная теория кристаллов
- •7.3. Химические свойства металлов
- •7.4. Способы получения металлов
- •7.5. Способы очистки металлов
- •10.6. Сплавы металлов
- •7.6. Диаграммы состояния веществ, образующих
- •7.2. Диаграммы состояния веществ с неограниченной растворимостью
- •7.3. Диаграммы состояния веществ, образующих
- •7.7. Примеры решения задач
- •7.8. Задачи для самостоятельного решения
- •Контрольные вопросы
- •8. Химическая идентификация и анализ вещества
- •8.1. Качественный анализ
- •Кислотно-основная классификация катионов
- •Некоторые реагенты для идентификации катионов
- •8.2. Количественный анализ
- •8.3. Инструментальные методы анализа
- •8.4. Примеры решения задач
- •8.5. Задачи для самостоятельного решения
- •Контрольные вопросы
- •Библиографический Список Основная литература
- •Дополнительная литература
- •Перечень задач для выполнения контрольных работ
- •Список важнейших кислот
- •Константы диссоциации некоторых кислот и оснований
- •Приближенные значения коэффициентов активности ионов в водных растворах
- •Стандартные электродные потенциалы металлов
3.2.2. Равновесие в гетерогенных системах
Гетерогенные системы содержат, по меньшей мере, две фазы.
Равновесие, которое устанавливается между фазами при физических процессах перехода веществ из одной фазы в другую, называется фазовым равновесием.
Для описания фазового равновесия систем, содержащих жидкие и газообразные фазы, например система
2Н2 (г) + О2 (г) ⇄ 2Н2О(ж),
применим закон действующих масс и принцип Ле Шателье. Однако для описания системы, изменяющей свои параметры необходим количественный закон, управляющий равновесием между фазами.
К общим законам гетерогенного равновесия относится правило фаз Гиббса: число степеней свободы системы равно числу независимых компонентов минус число фаз плюс число параметров системы.
Числом независимых компонентов(К) называется число веществ в системе, достаточное для образования всех фаз данной системы. Например, в системе
CaCO3(тв)⇄ СаО (тв)+CO2 (г)
число компонентов 3, а число независимых компонентов 2.
Число степеней свободысистемы (С) – это число независимых термодинамических параметров (n) (температура, давление, электрическое поле и др.), которые можно произвольно менять в некоторых пределах без изменения числа фаз в системе.
С = К ─ Ф + n. |
(6.2.4) |
На фазовое равновесие обычно влияют температура и давление, в этом случае n = 2 и правило фаз можно записать:
С = К ─ Ф + 2. |
(6.2.5) |
Диаграммы, по которым можно определить условия устойчивости фаз и фазового равновесия, называются диаграммами состояния. Для однокомпонентных систем правило фаз имеет вид:
С = 3 ─ Ф.
Однофазная система имеет две степени свободы (С = 2) и называется бивариантной. Двухфазная система имеет одну степень свободы (С = 1) и называется моновариантной, трёхфазная система не имеет степеней свободы (С = 0) и называется инвариантной.
3.3. Примеры решения задач
Пример 1.Определить массу аммиака, объемом 1м3, который подвергнется разложению за 40 секунд, если реакция:
2NH3(г)⇄N2(г)+3H2(г)
идет со скоростью 0,02 моль/л.
Решение
Запишем математическое выражение скорости гомогенной реакции:
Отсюда количество молей должно быть равно:
∆n=υ·V · ∆τ = 0,02 · 1 · 40 = 0,8 моль.
По уравнению
0,8 · 2 = 1,6 моль,
тогда масса аммиака, подвергшегося разложению:
27,2 г
Пример 2. Записать кинетическое уравнение и вычислить, как изменяется скорость прямой реакции, если:
а) уменьшить давление в системе в 3 раза.
б) увеличить в 3 раза концентрацию вещества А.
2А (г)+ В (г)⇄ 3С(г)
Решение
Согласно ЗДМ кинетическое уравнение прямой реакции до изменения условий запишется следующим образом:
υ пр = k[А]2[В]
а) уменьшение давления в системе в 3 раза приведет к увеличению объема газообразной системы также в 3 раза и как следствие уменьшение концентрации также в 3 раза, тогда скорость этой реакции примет вид:
υ пр1=.
Беря соотношение скоростей, определяем, что скорость реакции уменьшилась в 27 раз.
б) увеличение концентрации одного из реагентов, вызовет изменение скорости реакции и кинетическое уравнение примет вид:
υ пр1=k·[3A]2· [B] = 9 k·[A]2· [B]
Беря соотношения скоростей, определяем, что скорость реакции увеличилась в 9 раз.
Пример 3
Температурный коэффициент некоторой реакции равен 3. Определить, как изменится скорость реакции при увеличении температуры с 20 °С до 60°С.
Решение.Приближенно зависимость скорость химической реакции выражается эмпирическим правилом Ван-Гоффа, математическая запись которого выглядит так:
,
В данном примере. Т2 –Т1= 60 °С – 20 °С = 40 °С, тогда
= 81 раз.
Пример 4
Найдите температурный коэффициент скорости реакции разложения, если при увеличении температуры на 60.°С скорость реакции возрастает в 64 раза.
Решение. Воспользуемся эмпирическим правилом Ван-Гоффа. Температурный коэффициент можно определить:
64 = ,lg64 = 6 ·lgγ,lgγ=γ= 2.
Пример 5. Рассчитайте энергию активации реакции, в которой при температуре 273 К константа скорости реакции равна 4,04 · 10– 5с– 1, при увеличении температуры до 280 К константа скорости равна 7,72 ·10– 5с-1.
Решение.Воспользуемся уравнением Аррениуса в прологарифмированной форме.
из которого энергия активации равна.
Пример 6.Как изменится равновесие реакций:
а) Н2 (г)+ Br2 (г)⇄2НBr(г);
б) 2H2S(г)+ SO2 (г)⇄3S(тв)+ 2Н2О(г),
при увеличении давления?
Решение
а) из двух объемов газа образуется два объема газа. Увеличение давления не изменит равновесия.
б) из трех объемов газа исходных веществ образуется 2 объема газа продуктов реакции. Согласно принципу Ле-Шателье при увеличении давления равновесие сместится в сторону продуктов реакции.
Пример 7
Найти значение константы равновесия для реакции:
Н2(г) + I2(г) ⇄2НI(г),
если исходные концентрации Н2и I2равны 0,2 моль/л и 0,1 моль/л, а к моменту равновесия прореагировало 20 % иода.
Решение.Выражение константы имеет вид:
.
К моменту равновесия прореагировало 20 % или 0,02 моль/л I2и столько же Н2, а осталось: 0,1 – 0.02 = 0,18 моль/л Н2. Так как из 1 моля I2и 1 моля Н2образуется 2 моля HI, то из 0,02 моля I2и 0,02 моля Н2образуется 0,04 моля HI. Таким образом, равновесные концентра (моль/л):
[H2]равн= 0,18 ; [HI]р= 0,040.
Кр= 0,042/0,180,08 = 0,11.
Пример 8
Реакция протекает по уравнению
Д (г)+ С(г)⇄ 2А(г).
Определите равновесные концентрации реагирующих веществ, если исходные концентрации веществ Д и С соответственно равны 0,5 и 0,7 моль/л, а константа реакции Кр = 50.
Решение
К моменту равновесия концентрации веществ Д и С понизятся. а концентрация вещества А увеличится. Так как на каждый моль веществ Д и С образуется 2 моля вещества А, то если понижение концентраций веществ Д и С обозначим через х молей, тогда увеличение концентрации вещества А будет равно 2хмолей.
Равновесные концентрации реагирующих веществ будут равны ( моль/л):
[Д]р = (0,5─х); [С]р= (0,7─х); [А]р= 2х.
В соответствии с этим:
46x2+ 60x+ 17,5 = 0.
Решая это уравнение, получаем: x1 = 0,86;x2= 0,44. По условию задачи подходит значениеx2. Следовательно равновесные концентрации веществ равны: (моль/л ):
[Д]р = 0,5 ─ 0,44 = 0,06; [С]р= 0,7─0,44 = 0,26;
[А]р= 2 ∙ 0,44 = 0,88.