- •Методические указания и задания к домашним контрольным работам по химии
- •Содержание.
- •Введение.
- •Образец оформления титульного листа.
- •Образец оформления рабочей страницы.
- •Методические указания и задания к контрольной работе: Классы неорганических соединений.
- •1.Методы получения неорганических соединений.
- •2. Расчеты по уравнениям реакций и химическим формулам.
- •2. Оксиды.
- •3. Кислоты.
- •4. Основания.
- •5. Соли.
- •Кислота Анион
- •6. Амфолиты.
- •7. Комплексные соединения.
- •Комплексный ион (заряженный комплекс) – сложная частица, состоящая
- •8. Реакции ионного обмена.
- •9. Оформление и порядок сдачи контрольной работы.
- •2.Задания по контрольной работе «Классы неорганических соединений».
- •1. Методические указания.
- •1. Общие положения.
- •2. Термохимические расчёты.
- •В термохимических расчётах теплоты реакций, как правило, определяются для стандартных условий, для которых формула (2.1) приобретает вид:
- •3. Энергия Гиббса химической реакции.
- •4. Химическая кинетика.
- •5. Химическое равновесие.
- •6. Смещение химического равновесия.
- •2.Задания к контрольной работе «Закономерности химических процессов».
- •2.Строение электронных оболочек атомов. (Задачи №№ 0120)
- •2.1.Квантовые числа.
- •2.2. Принцип Паули. Электронная ёмкость атомной орбитали, энергетических подуровней и энергетических уровней.
- •2.3. Электронные формулы атомов.
- •2.4. Правило Хунда.
- •3. Периодическая система химических элементов д.И. Менделеева. (Задачи №№ 2140)
- •3.1. Связь между строением атомов и периодической системой химических элементов.
- •3.2. Периодическое изменение окислительно-восстановительных свойств элементов.
- •4. Химическая связь.
- •4.1. Метод валентных связей (метод вс). (Задачи №№ 4180)
- •4.2. Метод молекулярных орбиталей (метод мо). (Задачи №№ 81100)
- •2.Задания к контрольной работе «Строение вещества».
- •Методические указания и задания к контрольной работе по химии: «Растворы электролитов».
- •1. Растворы и их концентрация.
- •2. Растворы электролитов.
- •3. Реакции ионного обмена.
- •4. Гидролиз солей.
- •4.1. Гидролиз солей сильных оснований и слабых кислот.
- •4.2. Гидролиз солей слабых оснований и сильных кислот.
- •4.3. Гидролиз солей сильных оснований и сильных кислот.
- •2.Задания к контрольной работе «Растворы электролитов».
- •Методические указания и задания к контрольной работе по химии : «Окислительно-восстановительные процессы».
- •Основные понятия.
- •2. Составление уравнений окислительно-восстановительных реакций.
- •2.1. Метод электронных уравнений.
- •2.2. Метод электронно-ионных уравнений.
- •3. Гальванический элемент.
- •4. Электролиз.
- •2.Задания к контрольной работе «Окислительно-восстановительные процессы».
- •Термодинамические характеристики химических соединений и простых веществ.
- •Стандартные электродные потенциалы окислительно-восстановительных пар.
- •Растворимость солей и оснований в воде.
- •Варианты и номера задач контрольных заданий
4. Химическая кинетика.
(Задачи №№41 — 60)
Как уже отмечалось, химическая кинетика — это раздел химии, изучающий скорости реакций и влияние на них различных факторов.
В гомогенном (однофазном) процессе реакция протекает во всём объёме системы и её скорость характеризуется изменением концентрации любого реагента, или любого продукта в единицу времени. Различают среднюю скоростьVср = ±С/t, где C — изменение молярной концентрации за период времени t , и истинную скорость в момент времени t, представляющую собой производную от концентрации по времени: V = ±dС/dt. Скорость каждой конкретной реакции в отсутствие катализатора зависит от концентраций реагентов и от температуры. Скорость гетерогенных реакций, протекающих на межфазной поверхности раздела, зависит также от величины этой поверхности.
Влияние концентраций реагентов на скорость реакций устанавливается законом действующих масс: при фиксированной температуре скорость реакции пропорциональна произведению концентраций реагентов в степенях, равных стехиометрическим коэффициентам. Для реакции аА + bВ = сС + dD математическое выражение закона действующих масс, называемое кинетическим уравнением реакции, записывается:
V = kСАаСBb (4.1)
где k — коэффициент пропорциональности, носящий название константы скорости, СA и СB — молярные концентрации реагентов, а и b — их стехиометрические коэффициенты. Сумма показателей степеней в кинетическом уравнении называется порядком реакции.
Пример 4.1. Кинетическое уравнение реакции 2Н2(г) + О2(г) = 2Н2О(г) записывается:
V = kСH22 СО2. Теоретический порядок данной реакции равен трём.
В кинетических уравнениях реакций концентрации веществ в конденсированном состоянии ввиду их неизменности не указываются. Эти постоянные концентрации в качестве составных частей входят в константу скорости.
_____________________________________________________________________________
4) Согласно определению, стандартная энергия Гиббса образования простых веществ равна нулю.
5) G°298,O2 в выражении не фигурирует ввиду её равенства нулю.
Пример 4.2. Кинетическое уравнение гетерогенной реакции, протекающей согласно уравнению 2С(т) + О2(г) = 2СО(г), имеет вид: V = кСО2 — реакция первого порядка.
Согласно закону действующих масс, скорость реакции изменяется при изменении концентраций реагентов.
Пример 4.3. Расчёт изменения скорости реакции 2Н2(г) + О2 (г) = 2Н2О(г) при уменьшении концентрации водорода в 2 раза.
Согласно уравнению (4.1). начальная скорость реакции V1 = kСH22 СО2, а скорость реакции при концентрации водорода в 2 раза меньшей определяется соотношением:V2= k(СH2/2)2СО2 В итоге имеем V2/V1 = 1/4, т.е. скорость реакции уменьшается в 4 раза.
В реакциях с участием газов изменение концентраций реагентов и, следовательно, изменение скорости легче всего осуществить изменением объёма системы путём изменения давления. Согласно уравнению Менделеева — Клапейрона, объём газа уменьшается, а его молярная концентрация увеличивается во столько раз, во сколько раз увеличивается давление.
Пример 4.4. Расчёт изменения скорости реакции 2Н2(г) + О2 (г) = 2Н2О(г) при увеличении давления в 2 раза.
Скорость реакции до увеличения давления V1 = kСH22 СО2 При увеличении давления в 2 раза объём системы уменьшается в 2 раза, в связи с чем концентрация каждого газа увеличивается в 2 раза и становится равной для водорода — 2 СН2 для кислорода — 2СО2 В новых условиях скорость реакции будет выражаться кинетическим уравнением: V2= k(2СH2) 2 2СО2 — Отношение скоростей V2/V1 = 8, т.е. в результате увеличения давления в 2 раза скорость реакции увеличивается в 8 раз.
Зависимость скорости химических реакций от температуры устанавливается правилом Вант — Гоффа: при увеличении температуры на каждые 10 градусов скорость большинства химических реакций увеличивается в 2 — 4 раза. Соответственно, при таком же уменьшении температуры скорость реакций уменьшается в такое же число раз. Математически правило Вант— Гоффа записывается:
V2 = V1 (Т2 – T1)/10 или k2 = k1 (Т2 – T1)/10 (4.2)
где V2 и Vi, k2 , k1 — соответственно, скорости и константы скоростей реакции при температурах Т2 и Т1 а у= 2 — 4 — температурный коэффициент скорости реакции.
Пример 4.5. Расчёт изменения скорости реакции, температурный коэффициент которой равен 3, при уменьшении температуры на 30 градусов.
В соответствии с уравнением (4.2). отношение скоростей V2/V1 = З -30/10 = 1/27. т.е. при уменьшении температуры на 30 градусов скорость реакции уменьшается в 27 раз.