- •Глава 1. Основні поняття та закони хімії
- •1.1. Основні поняття хімії
- •1.2. Фундаментальні та стехіометричні закони хімії
- •1.2.1. Закон збереження маси речовини
- •1.2.2. Закон сталості складу речовин
- •1.2.3. Закон кратних відношень
- •1.2.4. Закон еквівалентів.
- •1.3. Закони газового стану
- •1.3.1. Закон об’ємних відношень гей-люсака
- •1.3.2. Закон авогадро
- •1.3.3. Закон бойля – маріотта
- •Контрольні завдання
- •Б) Із закону Авогадро випливає, що об’єм 0,025 моль h2s за нормальних умов
- •В) Відомо, що 1 моль будь-якої речовини містить 6,02 · 1023 молекул. Молярний об’єм газу за нормальних умов складає 22,4 л. Тому справедливо
- •Приклад 3. Який об’єм за нормальних умов займуть 4 10-4 м3 газу, що знаходиться при 50оС й тиску 9,54 104 Па?
- •Приклад 4. При згорянні 5 г металу утворилося 9,44 г оксиду металу. Визначити еквівалентну масу металу.
- •Приклад 5. Деяка кількість металу, еквівалентна маса якого дорівнює 28 г/моль, витісняє з кислоти 1,4 л водню, виміряного за нормальних умов. Визначити масу металу.
- •Розв’язання. Відповідно до закону еквівалентів (1.1), маси взаємодіючих речовин пропорційні їхнім еквівалентним масам:
- •Зі співвідношення (1.8) знаходимо еквівалентну масу h3ро4:
- •Приклад 8. Обчислити точну атомну масу металу, якщо питома теплоємність металу дорівнює 0,23 кДж/(кг к), а хлорид цього металу містить 61,2% металу.
- •Приклад 10. Визначити формулу речовини, якщо відомо, що її густина за воднем дорівнює 29, а масові частки елементів наступні: с – 82,76%, н – 17,24%.
- •Глава 2. Класи неорганічних сполук
- •2.1. Оксиди.
- •2.1.1. Способи одержання оксидів
- •2.1.2. Класифікація та хімічні властивості оксидів
- •2.2. Гідроксиди металів
- •2.2.1. Способи одержання гідроксидів
- •2.2.2. Хімічні властивості гідроксидів металів
- •2.3. Кислоти
- •2.3.1. Способи одержання кислот
- •2.3.2. Хімічні властивості кислот
- •2.4.1.Основні способи одержання солей
- •Контрольні завдання
- •Приклади виконання завдань і розв’язання задач
- •3.2. Корпускулярно-хвильова природа електрона
- •3.3. Принцип невизначеності
- •3.4. Періодичний закон
- •3.5. Періодична система елементів
- •3.6. Електронні хмари
- •3.7. Квантові числа
- •3.8. Принцип паулі
- •3.9. Послідовність заповнення електронами енерґетичних рівнів у багатоелектронних атомах
- •Контрольні завдання
- •Приклади виконання завдань і розв’язання задач
- •Приклад 8. Які найвищий та найнижчий ступені окислення у фосфору, сульфуру та хлору? Скласти формули сполук даних елементів, що відповідають цим ступеням окислення.
- •Приклад 12. Як залежать кислотно-основні властивості оксидів і гідроксидів від ступеня окиснення атомів елементів, що їх утворюють?
- •Приклад 13. Відомо, що кремній є неметалом з напівпровідниковими властивостями. Які властивості будуть виявляти алюміній і фосфор?
- •Приклад 15. Як змінюються властивості вищих оксидів елементів третього періоду?
- •4.1.1. Характерні властивості ковалентного зв’язку
- •4.1.1.1. Насиченість ковалентного зв’язку
- •Мал. 4.3. Різновиди σ-зв’язків.
- •Мал. 4.3. Різновиди π-зв’язків.
- •4.1.1.3. Полярність і поляризованість ковалентного зв’язку.
- •4.3. Водневий зв’язок
- •4.5. Міжчастинкові взаємодії
- •Контрольні завдання
- •Приклади виконання завдань і розв’язання задач Приклад 1. Довжина диполя молекули дорівнює 2,2 10-11 м. Обчисліть дипольний момент молекули.
- •Приклад 2. Обчислити довжину зв’язку в молекулі hBr, якщо між’я-дерні відстані у молекулах h2 та Br2 відповідно дорівнюють 7,4 · 10-11 м та 2,28 10-10 м.
- •Приклад 3. Яка гібридизація електронних хмар має місце в атомі карбону при утворенні молекули cf4? Якою є просторова конфігурація цієї молекули?
- •Приклад 4. Якими є валентні можливості атома фосфору в основному та збудженому станах?
- •Приклад 5. Визначте, що є донором електронної пари при утворенні йона bh4-.
- •Глава 5. Основи хімічної термодинаміки
- •5.2. Перший закон термодинаміки
- •5.3. Закони термохімії
- •5.4. Поняття про ентропію
- •5.5. Другий закон термодинаміки
- •5.6.Третій закон термодинаміки
- •5.7. Вільна енергія Ґіббса
- •Приклад 1. Складіть термохімічне рівняння реакції горіння 1 моль ацетилену, якщо при цьому виділяється 1255,61 кДж теплоти.
- •Приклад 3. Не здійснюючи обчислень, поясніть, як змінюється ентропія системи (s): а) при переході води в пару; б) у реакції:
- •Приклад 4. Обчисліть зміну енерґії Ґіббса у хімічній реакції
- •І зробіть висновки про можливість мимовільного перебігу даної реакції за стандартних умов.
- •Стандартні зміни енерґій Ґіббса простих речовин прийнято вважати рівними нулю. Для даної системи:
- •6.1. Поняття про швидкість хімічної реакції
- •6.2. Основний закон хімічної кінетики – закон діючих мас.
- •Межі застосування закону діючих мас.
- •6.3. Молекулярність реакції.
- •6.4. Порядок реакції.
- •6.5. Особливості кінетики гетероґенних реакцій.
- •6.6. Механізм хімічних реакцій.
- •6.7. Вплив температури на швидкість реакції. Правило Вант-Гоффа.
- •6.8. Рівняння Арреніуса. Енерґія активації
- •Вихідні Активов. Продукти
- •Мал.6.3. Енерґетична діаграма Мал.6.4. Розподіл молекул за
- •Глава 7. Хімічна рівновага.
- •7.1. Константа хімічної рівноваги
- •7.2. Зсув хімічної рівноваги. Принцип Ле-Шательє
- •7.3. Рівновага у гетероґенних системах
- •Константа рівноваги.
- •Глава 8. Поняття про каталіз.
- •8.1. Автокаталіз
- •8.2.Промотори та каталітичні отрути
- •8.3. Селективність каталізаторів
- •8.4. Механізми гомоґенного та гетероґенного каталізу
- •Підставляючи дані нашої задачі, одержуємо:
- •Глава 9. Розчини
- •9.1. Процес розчинення. Типи розчинів
- •9.2. Способи виразу концентрації речовин
- •9.3. Хімічна (гідратна) теорія розчинів д.І. Менделєєва
- •9.4. Теплові ефекти розчинення
- •9.5. Розчинність
- •Глава 10. Властивості розчинів
- •10.1. Тиск пари розчинника над розчином
- •10.2. Температури замерзання та кипіння розчинів
- •10.3. Осмотичний тиск
- •Глава 11. Електролітична дисоціація.
- •11.1. Основні положення теорії електролітичної дисоціації
- •11.2. Ступінь дисоціації
- •11.3. Слабкі електроліти. Константа дисоціації слабких електролітів
- •11.4. Вплив однойменних іонів на дисоціацію слабких електролітів
- •11.5. Розчини сильних електролітів
- •11.6. Електролітична дисоціація води. Йонний добуток води. Водневий показник
- •11.7. Поняття про індикатори
- •11.8. Іонні реакції
- •11.8. Гідроліз солей
- •Типові випадки гідролізу.
- •11.8.1. Ступінь і константа гідролізу
- •Глава 12. Комплексні сполуки
- •12.1. Основні положення координаційної теорії а.Вернера
- •12.2. Класифікація комплексних сполук
- •12.3. Номенклатура комплексних сполук
- •12.3.1. Назви катіонних комплексних сполук
- •12.3.2. Назви аніонних комплексних сполук
- •12.3.3. Назви нейтральних комплексних сполук
- •12.4. Ізомерія комплексних сполук
- •12.5. Дисоціація комплексних сполук
- •Якщо у гібридизації беруть участь d-орбіталі передостаннього рівня, тоді йон називається внутрішньоорбітальним. Іноді у комплексах проявляється йонно-дипольний зв’язок, наприклад в аквакомплексах.
- •Глава 13. Електрохімічні процеси
- •13.1. Хімічні процеси на електродах
- •13.2. Електродний потенціал
- •13.3. Електрохімічний ряд напруг металів
- •13.4. Гальванічний елемент
- •13.5. Окисні й відновні потенціали
- •13.6. Рівняння Нернста
- •13.7. Акумулятори
- •13.8. Паливні елементи
- •13.9. Електроліз
- •13.9.1. Закони Фарадея
- •1. Кількість речовини, що виділяється на електроді під час електролізу, пропорційна кількості електрики, яка пройшла крізь електроліт.
- •2. Однакова кількість електрики виділяє на електродах під час електролізу еквівалентну кількість різних речовин.
- •13.10. Корозія металів
- •0,01 Моль/л 0,1 моль/л
- •Глава 14. Окисно-відновні реакції складання рівнянь окисно-відновних реакцій
- •Контрольні завдання
- •Додатки
- •Додаток 6 – Перехідні коефіцієнти
- •Предметний покажчик
- •Відновлення 18-19, 77, 81, 124, 126, 128, 135-139
- •Водень 14, 17, 37, 75, 125, 130-132, 139
- •Ізомерія 119
- •Лантаноїди 25
- •Натрій 20-21, 69, 89
- •Термодинамічні 8, 54
- •Атомів 33, 50
- •Список рекомендованої літератури
- •Глава 1. Основні поняття та закони хімії ........................ 5
6.2. Основний закон хімічної кінетики – закон діючих мас.
Норвезькі хіміки К.Гульдберг і П.Вааге у 1879 році запропонували загальний вираз кінетичної форми закону діючих мас, який базується на положенні, що швидкість реакції визначається ймовірністю зіткнення реагуючих частинок.
Згідно законові діючих мас швидкість необоротної реакції:
аА + bB → продукти (6.3.)
що перебігає при сталій температурі у гомоґенному середовищі та в одну стадію, пропорційна добуткові концентрацій реагуючих речовин, узятих у ступенях їхніх стехіометричних коефіцієнтів:
v = k · CAa · CBb, (6.4.)
де CА та CB – концентрації реагуючих речовин, а a та b стехіометричні коефіцієнти у даному рівнянні реакції; k – коефіцієнт пропорційності, який було визначено як константу швидкості реакції. Рівняння (6.4.) називається кінетичним рівнянням реакції (6.3.)
Фізичний зміст константи швидкості стає зрозумілим, якщо прийняти, що CА = CB = 1 моль/л, тоді v = k, тобто константа швидкості – це швидкість реакції при концентраціях реагуючих речовин рівних одиниці. Константа швидкості реакції k не залежить від концентрації реаґентів, але залежить від їхньої природи та температури.
Межі застосування закону діючих мас.
Закон є справедливим:
для найпростіших реакцій, тобто таких що перебігають в одну стадію; якщо реакція перебігає у кілька стадій, то загальна швидкість реакції визначається швидкістю найповільнішої стадії;
для реакцій, що перебігають у газовій фазі, лише у межах застосовності законів ідеальних газів;
для реакцій, що перебігають у розчинах, тільки при великих розведеннях (низьких концентраціях) розчинених речовин.
6.3. Молекулярність реакції.
Хімічні реакції поділяють на елементарні (одностадійні) та складні (багатостадійні).
Механізм реакції описується таким поняттям як молекулярність реакції. Число молекул, яке беру участь у елементарному акті хімічної взаємодії, називається молекулярністю реакції.
Мономолекулярна реакція – реакція, в елементарному акті якої бере участь одна молекула. Наприклад: Н2(г) → 2Н(г); v = .
Бімолекулярна реакція – реакція, в елементарному акті якої беруть участь дві молекули, наприклад: 2НІ(г) → Н2(г) + І2(г); v = .
Тримолекулярна реакція – реакція, в елементарному акті якої беруть участь три молекули, наприклад:
Cl2(г) + 2NO(г) → 2NOCl(г); v = k C(Cl2)C(NO)2;
2NO(г) + Н2(г) → N2O(г) + Н2О(г); v = k C(NO)2C(Н2);
2NO(г) + О2(г) → 2NО2(г); v = k C(NO)2C(О2).
Тримолекулярні реакції дуже рідкісні, оскільки одночасне зіткнення трьох молекул дуже малоймовірне. Молекулярності реакцій вище трьох невідомі. Молекулярність реакції являє собою молекулярно-кінетичну характеристику системи.
6.4. Порядок реакції.
Поняття про порядок реакції випливає з формально-кінетичного опису. Показник ступеню концентрації реагуючої речовини у кінетичному рівнянні:
аА + bB → продукти ; v = k · CAa · CBb
Коефіцієнти a та b називаються порядками реакції за даною речовиною А чи В, відповідно. Загальним порядком хімічної реакції чи просто порядком реакції називається величина, що дорівнює сумі показників ступенів концентрацій реаґентів у кінетичному рівнянні реакції (для даної реакції ця величина дорівнює a + b).
Для простих гомоґенних реакцій, що перебігають в одну стадію порядок і молекулярність співпадають. Для складних реакцій, які перебігають у декілька стадій, у яких можуть брати участь не лише молекули, а й іони, вільні радикали, активні комплекси, порядок реакції з молекулярністю чисельно не співпадає.
У випадку складних реакцій рівняння реакції лише фіксує вихідний та кінцевий стани системи, не розкриваючи механізму процесу. Для багатостадійних реакцій порядки реакцій за реаґентами, як правило не співпадають зі стехіометричними коефіцієнтами, а загальний порядок не дорівнює сумі стехіометричних коефіцієнтів. У випадку складних реакцій різноманітні елементарні стадії накладаються одна на одну, даючи складну концентраційну залежність швидкості.
Кінетичне рівняння вигляду (6.4.) не має універсального характеру: не завжди швидкість реакції є ступеневою функцією концентрації, іншими словами, не завжди існує порядок реакції. Останній має фізичний зміст молекулярності лише для елементарних реакцій. В усіх інших випадках це емпіричний параметр, що показує залежність швидкості сумарного процесу від концентрацій реаґентів.
Тому існують реакції нульового порядку, наприклад каталітичний розклад аміаку на поверхні вольфраму:
NН3(г) –cat W→ ½N2(г) + 1½Н2(г);
v = k ; розклад NН3 відбувається на поверхні каталізатора (W) й швидкість розпаду NН3 не залежить від його концентрації в об’ємі. З цієї ж причини бувають реакції дробового порядку, наприклад, при багатостадійних процесах, якщо найбільш повільні стадії мають різний порядок, але їхні швидкості співставні. Наприклад швидкість реакції СО(г) + Cl2(г) → COCl2(г) описується емпіричним рівнянням: v = kС(СО)С(Cl2)3/2, згідно з яким порядок реакції за Cl2 становить 3/2, а загальний порядок реакції дорівнює 5/2. Причиною порушення простої залежності (6.4.) є участь у реакції її продуктів, наприклад, у якості каталізаторів. Прикладом такої реакції може слугувати синтез бромоводню: Н2(г) + +Br2(г) → 2HBr(г), яка спочатку описується рівнянням: v = kС(Н2)С(Br2)1/2, а потім, коли утворюються значні кількості бромоводню:
v = k1 С(Н2)С(Br2)3/2/(k2С(Br2) + C(HBr)).
Експериментальна оцінка формального порядку має велике значення у хімічній кінетиці, оскільки дозволяє припустити ймовірний механізм перебігу реакції.