- •Сборник задач и упражнений
- •1.Эквивалент. Закон эквивалентов
- •Эквивалент в данной химической реакции
- •Задачи для самостоятельного решения Эквиваленты основных классов соединений, закон эквивалентов
- •Эквивалент в данной химической реакции
- •2. Состав растворов
- •500 Г раствора - 100 %
- •50 Г растворенного вещества - х %,
- •Пересчет См в Сн и наоборот
- •Пересчет Сн и См в массовую долю и обратно
- •Смешение растворов
- •Задачи для самостоятельного решения Массовая доля
- •Молярная и нормальная концентрации
- •Пересчет концентраций в массовую долю и наоборот
- •Смешивание растворов
- •3. Закон эквивалентов для растворов
- •Задачи для самостоятельного решения
- •Реакции окисления-восстановления Классификация окислительно-восстановительных реакций
- •Восстановители и окислители
- •Важнейшие восстановители
- •Составление уравнений овр методом полуреакций
- •Эквивалент вещества в овр
- •Окислительно-восстановительный потенциал. Уравнение Нернста. Эдс реакции
- •Задачи для самостоятельного решения
- •5. Химическая кинетика
- •Влияние концентрации (давления)
- •Влияние температуры
- •137 КДж/моль.
- •Влияние катализатора
- •Химическое равновесие
- •Задачи для самостоятельного решения Необратимые реакции
- •Химическое равновесие
- •6. Элементы химической термодинамики
- •Направление химических реакций
- •Задачи для самостоятельного решения Термохимические расчеты
- •Химическая термодинамика и направление процессов
- •Электролитическая диссоциация. Водородный показатель
- •Расчет концентрации ионов в растворе одного вещества
- •Расчет концентрации ионов в растворе нескольких веществ
- •Задачи для самостоятельного решения
- •8. Гидролиз солей
- •Задачи для самостоятельного решения
- •9. Растворимость. Равновесие осадок - раствор Растворимость
- •Равновесие осадок-раствор. Произведение растворимости.
- •Влияние посторонних веществ на растворимость
- •Задачи для самостоятельного решения Растворимость
- •Равновесие осадок-раствор. Пр
- •Влияние посторонних веществ на растворимость
- •Комплексные соединения
- •Задания для самостоятельной работы
- •11. Электронное строение атомов
- •Физический смысл квантовых чисел
- •Строение электронных
- •Правила заполнения электронных орбиталей
- •Электронное строение атомов и таблица химических элементов
- •Валентность атомов
- •Задания для самостоятельной работы
- •Приложение
- •1.Константы диссоциации воды и некоторых слабых кислот и оснований в водных растворах (0.1 n)
- •2.Произведение растворимости труднорастворимых в воде веществ при 25оС
- •3.Константы нестойкости некоторых комплексных ионов
- •4.Стандартные окислительно-восстановительные потенциалы некоторых систем в водных растворах при 25оС
- •5.Стандартные энтальпии образования н0f , энтропии s0 и энергии Гиббса образования g0f некоторых веществ
- •Литература
- •Содержание
137 КДж/моль.
2). Из правила Вант - Гоффа и закона действующих масс следует
k 2/ k 1= v2/ v1 = t/10
1n (k 2/ k 1)= (t/10) 1n
1n =(10/t)1n (k 2/ k 1)=(10/50)ln(6.710-2/ 5,8810-4)= 0.947
= 2.58
Влияние катализатора
Катализатор увеличивает скорость реакции, но сам в ней при этом не расходуется и не входит в состав конечных продуктов. Он направляет реакцию на путь с меньшей энергией активации.
Пример 9
Энергия активации некоторой реакции без катализатора составляет 75 кДж/моль, а с катализатором - 50 кДж/моль. Во сколько раз возрастает скорость химической реакции в присутствии катализатора, если реакция протекает при 25°С?
Решение
Из уравнения Аррениуса следует
k 2/ k 1 = еxp[-Ea2/(RТ)]/еxp[-Ea1/(RТ)] = еxp[(Ea1-Еа2)/(RТ)]
v2/ v1 = k 2/ k 1 = еxp[(75 000-50 000)/(8.31298)] = 24 231.
Таким образом, снижение энергии активации на 25 кДж привело к увеличению скорости в 24 231 раз.
Химическое равновесие
Химические реакции, в которых исходные вещества целиком превращаются в продукты реакции, называются необратимыми. Значительно чаще происходят обратимые реакции, идущие одновременно в двух противоположных направлениях - прямом и обратном:
прямая реакция ---------
аА + вВ сС + dD
-------- обратная реакция
Химическим равновесием называется состояние системы, в котором скорости прямой и обратной реакций равны. В состоянии равновесия всегда выполняется равенство
Кс= ([C]cp[D]dp) / ([A]ap[B]bp) , (2)
где [C]p, [D]p, [A]p, [B]p - равновесные концентрации веществ; a, b, c и d - стехиометрические коэффициенты в уравнении реакции; Кс - константа химического равновесия (индекс «с» означает, что она связывает концентрации участников реакции). Константа равновесия зависит только от температуры и природы реагирующих веществ. Уравнение (2) представляет собой выражение закона действующих масс для обратимых реакций.
Если в реакции участвуют вещества, находящиеся в разных фазах, то в уравнение (2) включают концентрации веществ, находящихся в одной фазе; при этом установлена строгая система приоритетов:
предпочтение отдается газовой фазе;
если газообразных веществ нет, то в уравнения включают концентрации веществ в растворе;
твердые вещества никогда не включают в выражение для закона действия масс; главное требование к таким веществам - их обязательное присутствие (хотя бы в минимальных количествах) в рассматриваемой системе.
Для реакций, протекающих с участием газообразных веществ, часто используют константу равновесия Кр, связывающую парциальные давления Pi веществ в состоянии равновесия:
Кр = (PcCPdD) / (PaAPbB).
Пример 10
Вычислить константу равновесия обратимой реакции А + 2В С и начальные концентрации [А]о и [Во, если равновесные концентрации [А]р = 0,3 моль/л, [В]р =1,1 моль/л и [С]р = 2,1 моль/л.
Решение
Выражение константы равновесия для данной реакции имеет вид
Кс= [C]p / ([A]p[B]2p)
Кс = 2.1/(0.31.12) = 5.79.
Из уравнения реакции видно, что для образования 2,1 моля вещества С требуется израсходовать 2,1 моля вещества А и 2,12 = 4,2 моля вещества В. Учитывая количества израсходованных веществ и равновесные концентрации, можно определить начальные концентрации:
[Ао = 0,3 +2,1 = 2,4 (моль/л),
[В]о = 1,1 + 4,2 = 5,3 (моль/л).
Пример 11
Вычислить константу равновесия реакции Н2+J2 2HJ, если начальные концентрации [Н2 ]o = 0,03 моль/л; [ J2]о= 0,05 моль/л, а равновесная концентрация [HJ]р = 0,04 моль/л.
Решение
В уравнение для константы равновесия входят значения равновесных концентраций. Величины равновесных концентраций могут быть определены из следующей таблицы.
Содержание веществ в 1 л, моль |
Н2 + |
J2 |
2HJ |
Исходное |
0.03 |
0.05 |
0 |
Израсходовано |
0.02 |
0.02 |
- |
Равновесное (конечное) |
0.01 |
0.03 |
0.04 |
В этой таблице количество израсходованных веществ Н2 и J2 определены как 1/2 от равновесной концентрации HJ в соответствии с коэффициентами в уравнении реакции. Равновесные концентрации Н2 и J2 рассчитаны как разница между исходным содержанием и количеством прореагировавших веществ. В соответствии с уравнением процесса
Кс= [HJ]2p / ([H2]p[J2]p)=0.042/(0.010.03)=5.33.
Пример 12
Константа равновесия реакции А+В = С+D при комнатной температуре равна 4. Рассчитать равновесные концентрации участников реакции, если в сосуде V = 1л были смешаны 2 моля вещества А и 1 моль вещества В.
Решение
Составим таблицу аналогично предыдущему примеру, приняв за х количество прореагировавшего вещества А и учитывая коэффициенты в уравнении рассматриваемого процесса.
Содержание веществ в 1 л, моль |
А + В С + D | |||
Исходное
|
2 |
1 |
0 |
0 |
Израсходовано |
х |
х |
- |
- |
Равновесное (конечное) |
2-х |
1-х |
х |
х |
Применяя закон действия масс для данного процесса, получим уравнение
Кс= ([C]p[D]p) / ([A]p[B]p) 4 = х2/[(1-х)(2-х)].
Его решением являются два корня x1 = 3,15 и х2 = 0,85. Первый корень для нашего случая нe подходит, т. к. х не может быть больше 2. Следовательно, окончательно имеем [С]=[D]= 0,85 моль/л, [А]=1,15 моль/л, [В] = 0,15 моль/л
Состояние химического равновесия подчиняется принципу Ле Шателье: если на систему, находящуюся в равновесии, оказать какое - либо внешнее воздействие (изменить концентрацию, температуру, давление), то это воздейстие благоприятствует протеканию той из двух противоположных реакций, которая ослабляет оказанное воздействие.
Пример 13
В каком направлении сместится равновесие в системе
N2 + 3Н2 2NНз, Н = - 92,4 кДж
1) при увеличении концентрации Н2 или N2;
2) при увеличении концентрации NН3;
3) при повышении температуры;
4) при введении катализатора.
Решение
1). Повышение концентрации веществ, стоящих в левой части уравнения реакции, по принципу Ле Шателье должно вызывать процесс, стремящийся ослабить оказанное воздействие и привести к уменьшению этих концентраций, т.е. равновесие должно сместиться вправо. Это видно из выражения для константы равновесия:
Кс=NНз]р2/ ([N2р[Н2]р3).
Увеличение |N2]р или [H2]р приводит к росту знаменателя. Поскольку Кс не зависит от концентрации при постоянной температуре, увеличение знаменателя должно привести к росту числителя, т.е. росту равновесной концентрации [NH3р, что свидетельствует об образовании дополнительных количеств NН3, т.е. смещению химического равновесия вправо.
Аналогичными рассуждениями можно прийти к заключению, что увеличение концентрации NН3 должно привести к смещению химического равновесия влево.
2). Реакция синтеза аммиака экзотермическая. Повышение температуры в этом случае должно вызвать смещение равновесия влево - в сторону протекания эндотермической реакции, ослабляющей оказанное воздействие.
3). Прямая реакция протекает с уменьшением количества газообразных веществ, что при неизменном объеме реакционного сосуда будет приводить к уменьшению давления. Следовательно, искусственное увеличение давления будет способствовать протеканию именно прямой реакции, т. е. при повышении давления химическое равновесие сместится вправо.
Это заключение может быть доказано исходя из закона действия масс. Предположим, что давление в системе возросло в 2 раза. Это приведет к увеличению в 2 раза концентраций всех участников процесса. Следовательно, скорость прямой реакции v = k23 возрастает в 16 раз, а скорость обратной реакции v = k [NH3]2 - только в 4 раза. Это обуславливает смещение химического равновесия в сторону протекания прямой реакции.
4). Введение катализатора не повлияет на положение химического равновесия, т. к. катализатор в равной степени ускоряет протекание и прямой, и обратной реакций.