- •Химическая Кинетика, равновесия, термодинамика
- •1. Основные понятия кинетики [1, § 57; 2, § 6.2, 6.2.1]
- •1.1. Химическая кинетика
- •1.2. Понятие скорости реакции
- •2. Зависимость скорости гомогенной реакции
- •2.3. Лабораторная работа: определение порядка реакции тиосульфата натрия с кислотой в растворе
- •2.3.1. Постановка задачи
- •2.3.2. Зависимость скорости реакции от концентрации ионов водорода
- •2.3.3. Зависимость скорости реакции от концентрации ионов тиосульфата
- •3. Зависимость скорости реакции от температуры
- •3.3. Лабораторная работа: влияние температуры на скорость реакции
- •4. Катализ [1, § 60; 2, § 6.2.6]
- •5. Особенности кинетики гетерогенных реакций [1, § 61; 2, § 6.2.4]
- •5.1. Общие сведения
- •5.3. Реакции, лимитируемые химическим взаимодействием
- •5.4. Реакции, лимитируемые диффузией в растворе реагента
- •5.5. Реакции, лимитируемые образованием зародышей новой фазы
- •5.6. Демонстрационные опыты
- •6. Обзор факторов, влияющих на скорость
- •7. Общие сведения о Химическом равновесии [1, § 63; 2, § 6.2.8]
- •7.1. Истинное и ложное равновесия
- •7.2. Закон действующих масс (здм) для равновесия
- •7.3. Стандартные состояния веществ и стандартное представление
- •8. Частные случаи констант равновесия
- •8.1. Гомогенные равновесия в растворах электролитов
- •8.2. Гетерогенные равновесия
- •8.3. Квазихимические равновесия в кристаллах
- •9. Факторы, влияющие на смещение равновесия.
- •9.2. Влияние концентрации
- •9.3. Влияние разбавления раствора
- •9.4. Влияние давления
- •9.5. Влияние температуры
- •9.6. Факторы, влияющие на кинетику, но не на равновесие
- •9.7. Выбор оптимальных условий проведения реакций
- •10. Задачи и упражнения по химическому равновесию
- •11. Лабораторная работа по химическому равновесию
- •11.1. Прогноз направления реакций и его экспериментальная проверка
- •11.2. Влияние температуры и концентраций на химическое равновесие
- •12. Введение в химическую термодинамику.
- •12.1. Общие сведения
- •12.2. Первое начало термодинамики. Энтальпия
- •12.3. Закон Гесса и стандартные теплоты образования веществ
- •12.4. Ещё три следствия из закона Гесса
- •13. Направление процессов.
- •13.1. Второе начало термодинамики. Энтропия.
- •13.2. Критерии самопроизвольного протекания процессов
- •13.3. Связь между стандартным изменением энергии Гиббса и константой равновесия
- •13.4. Задачи и упражнения по термодинамике
13.4. Задачи и упражнения по термодинамике
Для закрепления материала глав 12 и 13 нужно решить ряд задач из сборника Глинки: № 283, 285, 308, 312, 364, 365 [3] или № 283, 285, 311, 315, 367, 368 [4].
Литература
1. Н.Л. Глинка. Общая химия. Л.: Химия. 1985. ИЛИ
2. Н.Л. Глинка. Общая химия. М.: Интеграл-Пресс. 2007.
3. Н.Л. Глинка. Задачи и упражнения по общей химии. Издания ≤ 1981. ИЛИ
4. Н.Л. Глинка. Задачи и упражнения по общей химии. Издания ≥ 1982.
Примечание. В последнем издании задачи те же самые, но добавлено несколько новых, поэтому нумерация сдвинута.
Приложение
Некоторые константы равновесий в водных растворах при 298 К
Константы ионизации (диссоциации) аммиака и слабых кислот |
Произведения растворимости (ПР) малорастворимых солей |
Константы нестойкости комплексов |
|||
NH3•H2O |
1,8´10–5 |
AgCl |
1,810–10 |
[Ag(NH3)2]+ |
610–8 |
H2O•CO2 K1 K2 |
4,5´10–7 |
AgBr |
5,310–13 |
[Ag(S2O3)2]3– |
3,510–14 |
4,8´10–11 |
AgI |
8,310–17 |
[Al(OH)4]3– |
10–33 |
|
CH3COOH |
1,7´10–5 |
Ag3PO4 |
1,310–20 |
[Co(NH3)6]3+ |
10–35 |
HF |
6,8´10–4 |
BaSO4 |
1,110–10 |
[Cu(NH3)2]+ |
1,310–11 |
H2O2 |
2´10–12 |
CaCO3 |
4,810–9 |
[Cu(NH3)4]2+ |
10–12 |
H3PO4 K1 K2 K3 |
7,6´10–3 |
CaF2 |
410–11 |
[Fe(CN)6]3– |
10–31 |
6,2´10–8 |
CoS |
410–21 |
[Fe(CN)6]4– |
10–24 |
|
4,2´10–13 |
CuS |
6,310–36 |
[FeF6]3– |
810–17 |
|
H2S K1 K2 |
10–7 |
FeS |
510–18 |
[Fe(SCN)4]– |
310–5 |
1,3´10–13 |
MnS |
2,510–10 |
[HgCl4]2– |
10–15 |
|
H2SO3 K1 K2 |
1,7´10–2 |
PbCl2 |
1,610–5 |
[HgI4]2– |
10–30 |
6,2´10–8 |
PbI2 |
1,110–9 |
[Ni(NH3)6]2+ |
10–8 |
|
H2Se K1 K2 |
1,7´10–4 |
PbS |
2,510-27 |
[Zn(NH3)4]2+ |
210–9 |
10–11 |
ZnS |
2,510–22 |
[Zn(OH)4]2– |
210–15 |
|
1 Площадь контакта редко удаётся точно измерить (особенно в реакциях с участием твёрдых фаз и там, где продукт закрывает поверхность контакта), поэтому часто скорость гетерогенной реакции относят не к единице площади поверхности, а к единице массы или количества вещества твёрдой фазы.
В учебнике Глинки [1, 2] в этой формуле вместо k ошибочно поставлена R.