- •Газовые законы
- •§ 5. Устойчивость комплексных соединений
- •Р е ш е н и е. Диссоциация соли происходит по уравнению
- •Химическая кинетика, химическое равновесие. Термохимические уравнения и расчеты. Элементы химической термодинамики
- •§ 1. Химическая кинетика
- •Решение. Подставив в уравнение (8) известные величины, получим
- •Решение. Подставим в уравнение Вант-Гоффа исходные данные
- •Решение. Приведенную выше формулу представим в форме
- •§ 2. Химическое равновесие
- •Подставим сюда указанные в условии задачи равновесные концентрации
- •4. Направление химических реакций (элементы химической термодинамики)
- •Решение. При стандартной температуре 298 к изменение энтальпии в реакции
- •Константы равновесия равны
- •Растворы
- •§ 1. Концентрация растворов. Приготовление растворов различной концентрации
- •20 Г соли ¾ 100 г раствора
- •18 Г щелочи ¾ 198 г раствора
- •14 Г соли ¾ 100 г раствора
- •§ 3. Свойства разбавленных растворов неэлектролитов Осмотическое давление
- •Криоскопия и эбулиоскопия
- •§ 4. Растворы электролитов Степень диссоциации и константа диссоциации слабого электролита
- •Сильные электролиты. Активность. Ионная сила
- •Ионное произведение воды. Водородный показатель. Буферные растворы
- •Гидролиз солей
- •Произведение растворимости
- •Если малорастворимый электролит диссоциирует по уравнению
- •Глава 7 §2. Константа равновесия окислительно-восстановительного процесса
- •Глава 8 электрохимические свойства металлов
- •§ 1. Гальванический элемент. Ряд напряжений
- •Электролиз в водном растворе
Решение. Подставив в уравнение (8) известные величины, получим
k = (2,303/t)lg[a/(a – x)] = (2,303/15)lg[0,48/(0,48 – 0,37)] = 0,0985 мин–1
Зависимость скорости химической реакции от температуры описывается эмпирическим уравнением Вант-Гоффа
v2 = v1 . g(t2–t1)/10
где v1 — скорость реакции при температуре t1, v2 — скорость реакции при температуре t2, g — температурный коэффициент скорости реакции (коэффициент Вант-Гоффа), для большинства реакций лежащий в интервале 2—4. Указанная зависимость может быть выражена в виде следующего правила: при повышении температуры на каждые 10° скорость реакции: возрастает в 2—4 раза.
Пример 6. Вычислить, во сколько раз возрастет скорость реакции при повышении температуры с 20 до 40 °С. Температурный коэффициент скорости равен 3.
Решение. Подставим в уравнение Вант-Гоффа исходные данные
v400 = v 200 . 3 (40-20)/10 = v200 . 32 = 9v200
Следовательно, при повышении температуры с 20 до 40 °С скорость реакции возрастет в 9 раз.
Зависимость скорости реакции от температуры точнее может быть выражена уравнением Аррениуса
k=C • е–Еакт/RT ,
где k – константа скорости реакции; С — постоянная; Еакт – энергия активации; R – универсальная газовая постоянная; е – основание натуральных логарифмов; Т – абсолютная температура.
После преобразований (перехода от натуральных к десятичным логарифмам с помощью коэффициента 2,303 и подстановки R=8,314 Дж/моль К) уравнение Аррениуса для двух температур T1 и Т2 может быть приведено к удобной для вычисления форме
Еакт = 19,15 lg (kT2/kT1) [T2T1/(T2 - T1)]
Пример 7. Константа скорости некоторой реакции при 20 °С равна 2 . 10-2, а при 40°С 3,6.10–1. Вычислить энергию активации.
Решение.
Еакт = 19,15 lg (3,6 10–1/2 10–2) (293 313/20) = 110290 Дж/моль =110,3 кДж/моль.
Пример 8. За какое время (t2) пройдет реакция при. 60 °С, если при 20 °С она заканчивается за 40с (t1). а энергия активации равна 125,5 кДж/моль?
Решение. Приведенную выше формулу представим в форме
lg(kT2/kT1) = Eакт(Т2–Т1)/19,15Т2Т1
затем подставим в нее известные величины, имея в виду, что k = 1/t:
lgkT2 – lg(1/40) = 125500 . 20/(19,15 . 293 . 333)
откуда kT2 =0,55, а время прохождения реакции t2 = 1/ kT2 = 1,8 с.
§ 2. Химическое равновесие
Химические реакции, в которых исходные вещества целиком превращаются в продукты реакции, называются необратимыми:
2КС10з==2КС1+302
Значительно чаще происходят обратимые реакции, идущие одновременно в двух противоположных направлениях — прямом и обратном:
С+СO2 ¬®2СО.
Состояние, при котором скорости прямой и обратной реакций равны между собой, называется химическим равновесием.
Уравнение обратимой реакции в общем виде:
тА+nВ¬®рС+qD.
По определению, при химическом равновесии KC = [C]p[D]q/[A]m[B]n
где Кс – константа химического равновесия, выраженная через молярные концентрации. Приведенное математическое выражение нередко называют законом действия масс для обратимой химической реакции: отношение произведения равновесных концентрации продуктов реакции к произведению равновесных концентраций исходных веществ есть величина постоянная при постоянной температуре (последнее требование обусловлено тем, что KC = kпр/kобр, а константы скорости зависят от температуры). Таким образом, константа химического равновесия зависит от температуры и не зависит от концентрации реагирующих веществ.
Для реакций, протекающих между газообразными веществами, константа равновесия записывается через парциальные давления реагирующих веществ. В этом случае она обозначается Кр.
Пример 1. Написать выражения констант равновесия Кс и Кр для следующих обратимых реакций:
Cl2 + H2O ¨ H+ + ClР+ HClO
KC = [H+] [Cl–] [HClO]/ [Cl2] [H2O]
Как упоминалось выше (см. § 1), в выражение закона действия масс входят концентрации только газообразных и жидких фаз (растворов).
Пример 2. Вычислить константу равновесия обратимой pеакции, протекающей в гомогенной системе, А+2В¬®С, если равновесные концентрации [A]=0,3 моль/л; [В]=1,1 моль/л; [С]=2,1 моль/л.
Решение. Выражение константы равновесия для данной реакции имеет вид
KC = [C]/[A] [B]2