- •1. Класифікація неорганічних сполук
- •1.1. Оксиди
- •Гідроксиди
- •2. Приклади розв’язання типових задач з теми 1
- •3. Основні поняття та закони хімії. Атомно-молекулярне вчення Програмні питання
- •3.1. Основні поняття та закони хімії
- •3.2. Запитання для самостійної підготовки
- •Приклади розв’язання типових задач з теми 3
- •Будова атома. Періодичний закон і періодична система д. І. Менделєєва
- •5.1. Будова атома
- •Основні характеристики елементарних частинок
- •5.2. Періодичний закон і періодична система д. І. Менделєєва
- •5.3. Запитання для самостійної підготовки
- •Приклади розв’язання типових завдань з теми 5
- •Набір квантових чисел для електронів, які характеризуються станом 4d7
- •Набір квантових чисел для атома з електронною конфігурацією 1s22s22p63s23р2
- •2P; 3s; 3d; 4p; 5s; 4d; 6s; 4f (табл. 6.3).
- •Розрахунок енергій ао за правилами Клечковського
- •7. Хімічний зв’язок. Будова молекул. Кристалічний стан речовини
- •7.1. Ковалентний хімічний зв’язок
- •Будова молекул
- •7.3. Іонний та металічний хімічні зв’язки. Міжмолекулярна взаємодія
- •Кристалічний стан речовини
- •Запитання для самостійної підготовки
- •Приклади розв’язання типових завдань з теми 7
- •Валентність Брому і за електронною конфігурацією
- •Елементи хімічної термодинаміки Програмні питання
- •9.1. Короткі теоретичні відомості
- •9.2. Запитання для самостійної підготовки
- •10. Приклади розв’язання типових задач
- •32 Г сірки (1 моль) виділяється 296,9 кДж;
- •Вплив температури на можливість перебігу хімічних процесів
- •11. Хімічна кінетика і хімічна рівновага Програмні питання
- •11.1. Кінетика хімічних процесів
- •11.2. Рівноважні процеси
- •Константа рівноваги
- •11.3. Запитання для самостійної підготовки
- •12. Приклади розв’язання типових задач з теми 11
- •За формулою (9.4) розраховуємо зміну вільної енергії Гіббса у хімічній реакції
- •13. Розчини. Загальні властивості розчинів неелектролітів Програмні питання
- •Властивості розчинів неелектролітів
- •13.3. Запитання для самостійної підготовки
- •Приклади розв’язання типових задач з теми 13
- •Тиск насиченої пари над розчином розраховуємо за формулою:
- •15. Розчини електролітів
- •15.1. Електролітична дисоціація у розчинах електролітів
- •15.2. Особливості розчинів електролітів
- •15.3. Напрям перебігу процесів у розчинах електролітів. Іонно-молекулярні рівняння
- •Тобто реакція зліва направо не перебігає. Слід пам’ятати, що серед основ сильними електролітами є тільки основи лужних та лужно-земельних металів:
- •15.4. Електролітична дисоціація води. Водневий показник рН
- •15.5. Добуток розчинності
- •15.6. Гідроліз солей
- •У молекулярному вигляді:
- •15.7. Запитання для самостійної підготовки
- •16. Приклади розв’язання типових задач
- •Використовуючи формулу (13.7), знаходимо ізотонічний коефіцієнт
- •Стандартні ентальпії утворення , ентропії та енергії Гіббса утворення деяких речовин при 298 к
- •Інтегральні теплоти розчинення деяких речовин у воді
- •Список рекомендованої та додаткової літератури
11.2. Рівноважні процеси
Процес називають оборотним, якщо за однакових умов можливий перебіг
реакції і у прямому, і у зворотному напрямах.
Термодинамічна умова хімічної рівноваги це мінімальне значення вільної енергії Гіббса.
Кінетична умова хімічної рівноваги досягається, якщо швидкість прямої
та зворотної реакцій однакова:
vпр = vзв.
Кількісною характеристикою стану рівноваги, яка визначає повноту проходження процесу, є константа рівноваги Kр, яка показує у скільки разів константа швидкості прямої реакції відрізняється від константи швидкості зворотної реакції.
Константа рівноваги
,
де kпр константа швидкості прямого процесу; kзв константа швидкості зворотного процесу. Фізичний зміст константи хімічної рівноваги легко зрозуміти. Якщо kпр > kзв, то Kр > 1, тобто реакція перебігає необоротно у прямому напрямку до кінця. Якщо kпр < kзв, то Kр < 1, тобто реакція проходить необоротно у зворотному напрямку.
Константа рівноваги залежить від природи та агрегатного стану реагуючих речовин, температури і не залежить від концентрацій (або тисків) реагуючих речовин, наявності каталізатора.
Для гетерогенного процесу запис виразу константи рівноваги має певні особливості: він містить тільки концентрації рідких (якщо реакція відбувається у розчині) або газоподібних речовин, якщо реакція відбувається у газовій фазі (або парціальні тиски газів). Концентрації твердих речовин у гетерогенних процесах вважають сталими, а тому не вводять до виразу константи рівноваги процесу.
Хімічна рівновага має динамічний характер і залежить від параметрів стану системи (концентрації, тиску, температури тощо). Зі зміною хоча б одного з параметрів стану системи рівновага в системі порушується, причому в системі відбуватимуться процеси, які сприяють послабленню впливу даного фактора. У такому випадку одна з реакцій (пряма або зворотна) перебігає з більшою швидкістю, поки не встановиться інший стан рівноваги вже за нових рівноважних концентрацій. Цей процес називають зміщенням хімічної рівноваги.
Напрям зміщення стану хімічної рівноваги можна визначити за допомогою принципу Ле Шательє (принципу протидії):
“Зміна будь-якого параметра стану рівноважної системи збільшує швидкість тієї реакції, яка протидіє цій зміні”.
Цей принцип використовують для цілеспрямованого зміщення стану рівноваги у напрямі максимального виходу потрібного продукту реакції, для оптимізації промислових процесів, під час проведення наукових досліджень і вирішення більшості екологічних проблем.
11.3. Запитання для самостійної підготовки
1. Що називають швидкістю хімічної реакції? Як її можна визначити?
2. Які основні фактори та як саме вони впливають на швидкість хімічної реакції (гомогенної, гетерогенної)? Назвіть умови результативних зіткнень.
3. Сформулюйте і запишіть математичний вираз закону діючих мас. Який фізичний зміст константи швидкості хімічної реакції? Від яких факторів вона залежить?
4. Через які стадії проходить гетерогенний процес? У чому полягають
особливості виразу закону діючих мас для гетерогенних реакцій?
Відповідь обґрунтуйте, наведіть приклади.
5. Чому швидкість реакції сильно зростає під час підвищення темпе-ратури? Як можна визначити температурний коефіцієнт швидкості хімічної реакції, який у нього фізичний зміст?
6. У чому суть теорії хімічної взаємодії Арреніуса? Що таке енергія активації ЕА за теорією Арреніуса, від яких факторів вона залежить? Як впливає величина ЕА на швидкість хімічної реакції?
7. Як можна знайти енергію активації реакції? Яке сучасне визначення
енергії активації?
8. Що таке каталіз, каталізатор, інгібітор? Як впливає каталізатор на швидкість хімічної реакції та на зміну енергії активації процесу?
9. Які реакції називають оборотними? Як характеризують стан хімічної рівноваги з погляду термодинаміки, кінетики?
10. Який фізичний зміст константи рівноваги хімічної реакції? Від яких факторів вона залежить? Навести приклади виразів констант рівноваги для гомогенних і гетерогенних процесів.
11. Як зв’язані константа рівноваги процесу і зміна вільної енергії Гіббса?
12. Сформулюйте принцип Ле Шательє. Як можна передбачити вплив температури на зміщення стану хімічної рівноваги? Поясніть на прикладах.
13. Як можна змістити хімічну рівновагу при сталій температурі? Як впливає тиск, концентрації вихідних речовин і продуктів реакції на рівно-важний вихід?
14. Чому введення каталізатора не зміщує стан рівноваги?