- •Контрольное задание I
- •1. Энергетика химических процессов. Термохимические расчеты
- •Контрольные задания
- •2. Химическое сродство. Направленность химических реакций
- •Контрольные задания
- •3. Химическая кинетика и химическое равновесие
- •3.1. Понятие о скорости химической реакции
- •3.3. Влияние температуры на скорость химической реакции
- •3.4. Химическое равновесие
- •3.5. Смещение химического равновесия
- •Контрольные задания
- •4. Электронные структуры атомов и периодическая система элементов
- •4.1. Электронные формулы атомов. Ковалентность атомов
- •Контрольные задания
- •5. Периодическое изменение свойств элементов
- •Контрольные задания
- •6. Химическая связь. Строение молекулы
- •6.1. Основные характеристики химической связи – длина связи, энергия связи
- •6.2. Типы химической связи и квантово-механическое объяснение ковалентной связи. Строение молекул
- •6.2.1. Определение типа химической связи по разности электроотрицательностей атомов, образующих связь
- •6.2.2. Нахождение электрического момента диполя связи и молекулы
- •6.2.3. Объяснение строения молекул по методу валентных связей (вс)
- •6.2.4. Определение типа гибридизации атомных орбиталей пространственной конфигурации молекулы по методу вс
- •6.2.5. Объяснение образования и свойств двухатомных молекул типа в2 по методу молекулярных орбиталей (мо)
- •Контрольные задания
- •7. Способы выражения количественного состава растворов
- •7.1. Массовая доля, титр, моляльная и молярная концентрации
- •7.2. Эквивалент, фактор эквивалентности, молярная концентрация эквивалентов
- •Контрольные задания
- •8. Ионно-обменные реакции
- •Контрольные задания
- •9. Гидролиз солей
- •Контрольные задания
- •10. Окислительно-восстановительные реакции
- •Степень окисления (со) атомов некоторых элементов
- •Контрольные задания
- •11. Гальванические элементы и эдс
- •Контрольные задания
- •12. Коррозия и защита металлов
- •Контрольные задания
- •13. Электролиз
- •Контрольные задания
- •14. Жёсткость воды и методы её устранения
- •Контрольные задания
- •Библиографический список
- •Оглавление
- •Длина связи (d)
- •Энергия связи (h)
- •Электрические моменты диполей молекул (дипольный момент)
- •Константы диссоциации некоторых электролитов в водных растворах при 25 оС
- •Растворимость кислот, оснований и солей в воде
- •Произведение растворимости некоторых малорастворимых электролитов
- •Стандартные электродные потенциалы
- •Потенциалы водородного и кислородного электродов
- •Перенапряжение выделения водорода н2 и кислорода о2
- •Стандартные электродные потенциалы некоторых окислительно-восстановительных и газовых
3.3. Влияние температуры на скорость химической реакции
Скорость химической реакции зависит от температуры. Влияние температуры на скорость химической реакции выражается в приближённой форме правилом Вант-Гоффа, согласно которому повышение температуры на каждые 10° увеличивает скорость реакции примерно в 2...4 раза:
, (1)
где – скорость реакции при температуре t1;
– скорость реакции при температуре t2;
– температурный коэффициент, т.е. число, показывающее, во сколько раз увеличится скорость реакции при повышении температуры на каждые 10°, или
. (2)
Пример 4. Как изменится скорость реакции, протекающей в газовой фазе, при повышении температуры от 20 до 60 °С, если γ = 2?
Решение. Используем выражение (1), в которое подставляем данные: t2 = 60 °C; t1 = 20 °С; γ = 2. Получаем
= · 24 = 16 ,
т.е. при повышении температуры на 40°С скорость реакции возросла в 16 раз ( = 16).
Пример 5. Некоторая реакция в газовой фазе при 100 °С заканчивается за 27 с. За сколько секунд закончится та же реакция при температуре 130 °С, если γ = 3?
Решение. Время протекания реакции обратно пропорционально скорости реакции. Поэтому в выражение (1) вместо подставляем τ1 = 27с, а вместо – время, необходимое для протекания реакции при 130 °С (τx), t2 = 130 °С, t1 = 100 °С, γ = 3, тогда
27 = х · = 27 · х.
Отсюда τ x = = 1с, т.е. при температуре 130 °С реакция закончится за 1с.
3.4. Химическое равновесие
Под химическим равновесием понимают такое состояние системы, когда скорость прямого процесса равна скорости обратного процесса:
a А + b B ↔ c C + d D.
Неизменные при данных температуре и давлении концентрации компонентов системы, в которой установилось равновесие, называют равновесными.
Отношение произведений продуктов реакции, взятых в степенях, равных их стехиометрическим коэффициентам, к произведению концентраций реагентов, также взятых в степенях, равных их стехиометрическим коэффициентам, является постоянной величиной. Эта постоянная называется константой равновесия.
Константа химического равновесия может выражаться через равновесные молярные концентрации реагентов (Кc) или через парциальные давления для гомогенных реакций между газами (К ).
Пример 6. Напишите выражения констант равновесия Кc и К для следующих реакций:
1) СO2(г) + H2(г) ↔ CO(г) + H2O(г);
2) С(к) + CO2 (г) ↔ 2CO(г).
Решение. Константы равновесия Кс и К для реакции 1:
Кс ; ,
для реакции 2: Кс ; .
Вещество C(тв) находится в твердом состоянии, его парциальное давление равно давлению его насыщенного пара, которое (при Т = const) постоянно и не вводится в константу равновесия.
Пример 7. При нагревании водорода и йода в замкнутом сосуде протекает реакция H2(г) + I2(г) ↔ 2HI(г). Равновесная смесь содержит 5,64 моль/л HI, 0,12 моль/л I2 и 5,28 моль/л Н2. Вычислите константу равновесия указанной реакции и исходные концентрации Н2 и I2.
Решение. Данная реакция идёт без изменения объема, и значение константы равновесия будет одинаково при всех способах выражения концентраций. Поэтому можно записать Кс = , подставив числа молей этих веществ, получим Кс = = 50,19.
Определяем исходные концентрации йода и водорода. Для образования 2 моль HI расходуется 1 моль Н2 и 1 моль I2. К моменту достижения равновесия в смеси образовалось 5,64/2 моль НI2 и 5,64/2 моль Н2. Находим исходные концентрации этих веществ:
= + 0,12 = 2,94 моль/л;
= + 5,28 = 8,1 моль/л.
Пример 8. При 1000 °С константа равновесия К2 реакции FeO(кр) + СО(г) ↔ ↔ Fe(кр) + СО2(г) равна 0,5. Каковы равновесные концентрации СО и СО2, если начальные концентрации этих веществ составляли: СCO = 0,05 моль/л; = 0,01 моль/л?
Решение. В гетерогенных системах реакция идёт на поверхности раздела фаз, поэтому концентрация оксида железа (II) и железа, образующих твёрдую фазу, остаются постоянными и не влияют на скорость реакции. Следовательно, в выражение константы равновесия, как и в выражения скорости реакции, они не входят.
Пусть к моменту равновесия в реакцию вступило х молей СО. Тогда согласно уравнению реакции образовалось х молей СО2. Таким образом, к моменту равновесия: [СО] = (0,05 – х) моль/л, [СО2] = (0,01 + х) моль/л.
Отсюда Кс = .
Подставив в это выражение Кс = 0,5, получим х = 0,01, а [СО] = 0,05 – 0,01 = 0,04 моль/л и [СО2] = 0,01 + 0,01 = 0,02 моль/л.