Тема 4. Закономерности протекания химических реакций. Химическое равновесие

Химическая кинетика изучает: а) протекание процесса во времени; б) взаимодействие веществ на атомно-молекулярном уровне.

Обратимые реакции не доходят до конца и заканчиваются установлением химического равновесия - состояния, при котором скорости прямой и обратной реакций равны. При этом в системе образуется продукта ровно столько, сколько его распадается. В 1884 г. французский ученый Ле Шателье установил закономерное влияние внешних условий на положение равновесия обратимых реакций – принцип смещения равновесия (принцип Ле Шателье): если на систему, находящуюся в состоянии химического равновесия, производится какое - либо внешнее воздействие (изменяется концентрация, температура или давление), то равновесие смещается в сторону того процесса, который ослабляет внешнее воздействие.

Задания для самостоятельной работы:

1. В закрытом сосуде объемом 2 л протекает реакция 2NO_(г) + O_2(г) = 2NO_2(г). В некоторый момент времени количество вещества оксида азота (IV) составляло 0,12 моль. Через 8 секунд количество вещества NO₂ в сосуде стало 0,36 моль. Чему равна средняя скорость данной реакции в указанный промежуток времени?

2. В сосуде вместимостью 2 л смешали 4,5 моль газа H₂ и 3 моль Cl₂. Через 2 с в реакционной системе образовался газ HCl, количеством вещества 1 моль. Определите среднюю скорость реакции. Рассчитайте количества веществ H₂ и Cl₂, которые не прореагировали.

3. Напишите кинетические уравнения для реакций:

4NH_3(г) + 5O_2(г) = 4NO_(г) + 6H₂O_(г)

C_(тв) + O_2(г) = CO_2(г)

Fe₃O_4(тв) + H_2(г) = 3FeO_(тв) + H₂O

4. Напишите выражение для скорости химической реакции, протекающей в гомогенной системе по уравнению: N_2(г) + 3H_2(г) = 2NH_3(г). Определите, как изменится скорость этой реакции, если: а) концентрация N₂ увеличится в 2 раза; б) концентрация Н₂ увеличится в 2 раза; б) давление в системе уменьшится в 2 раза?

5. При 20°С скорость реакции составляет 0,5. Чему равна скорость той же реакции при 70^oС, если температурный коэффициент равен 2?

6. На сколько градусов нужно понизить температуру для уменьшения в 27 раз скорости реакции, температурный коэффициент которой равен трем?

7. Скорость химической реакции 2NO_(г) + O_2(г) = 2NO_2(г) при концентрации реагирующих веществ [NO] = 0,3 моль/л и[O₂] = 0,15 моль/л cоставила 1,2·10^-3 моль/л·с. Вычислить значение константы скорости реакции. Одинакова ли размерность констант для разных реакций?

8. Записать выражения для констант равновесия следующих обратимых реакций:

BaO_(тв) + CO_2(г) ⇄ BaCO_3(тв)

Fe₃O_4(тв) + 4H_2(г) ⇄ 3Fe_(тв) + 4H₂O_(г)

N_2(г) + 3H_2(г) ⇄ 2NH_3(г)

4NH_3(г) + 5O_2(г) ⇄ 4NO_(г) + 6H₂O_(г)

9. В какую сторону будет смещаться равновесие в системах:

H₂S_(г) ⇄ H_2(г) + S_(тв) – 20,1 кДж

N₂O_4(г) ⇄ 2NO_2(г) – 66,5 кДж

2CO_(г) + O_2(г) ⇄ 2CO_2(г) + 565,13 кДж

H_2(г) + I_2(г) ⇄ 2HI_(г) + 25,1 кДж

при увеличении концентрации реагентов; при увеличении давления; температуры?

Тема 5. Водные растворы. Способы выражения концентрации растворов. Электролитическая диссоциация. Гидролиз солей

Раствором называется твердая или жидкая гомогенная (однородная) система, состоящая из двух или более компонентов. Необходимыми компонентами раствора являются растворитель и растворенное вещество. В одном растворителе может находиться несколько растворенных веществ. Количество растворенного вещества в определенном количестве раствора или растворителя, которое может колебаться в очень широких пределах, называется концентрацией раствора.

Электролитическая диссоциация – распад электролитов на ионы при растворении их в воде или расплавлении.

Основные положения теории электролитической диссоциации (ТЭД), были сформулированы шведским ученым Сванте Аррениусом в 1887 г. Для количественной оценки силы электролита вводится понятие «степень электролитической диссоциации». Степень диссоциации зависит от природы электролита, его концентрации и температуры. Степень диссоциации возрастает с разбавлением и с повышением температуры.

Гидролиз – обменное взаимодействие ионов соли с водой, приводящее к образованию слабого электролита. Любую соль можно представить, как продукт взаимодействия основания и кислоты. Различают четыре случая гидролиза.

Задания для самостоятельной работы:

1. Выполнить домашнюю контрольную работу по вариантам:

Вариант 1

1. Рассчитайте массовую долю соли в растворе, полученном при растворении 1,3 г цинка в 36,5 г 10% раствора соляной кислоты.

2. В какой массе раствора с массовой долей Na₂SO₄ 10% нужно растворить 200 г Na₂SO₄10H₂O, чтобы получить раствор с массовой долей сульфата натрия 16%?

3. В каком объеме воды следует растворить 11,2 л оксида серы (IV) (н. у.), чтобы получить раствор сернистой кислоты с массовой долей 1%?

4. Вычислите массовую долю (в %) гидроксида бария в растворе, который получен растворением в 200 г воды навески бария, содержащей 1,505∙10²³ атомов металла.

Вариант 2

1. Через 150 г 5%-ного раствора нитрата свинца пропустили 0,448 л (н.у.) сероводорода. Рассчитайте массовую долю азотной кислоты в полученном растворе

2. Сероводород объемом 2,24 л (н. у.) пропустили через 125 г 12%-ного раствора хлорида меди (II). Рассчитайте массовую долю хлороводородной кислоты в полученном при этом растворе.

3. Нитрат аммония осторожно прокалили, а выделившийся оксид азота (I) смешали с 8 л (н. у.) водорода и смесь взорвали. Оказалось, что после взрыва в смеси остался непрореагировавший водород объемом 1,28 л (н. у.). Рассчитайте, какая масса нитрата аммония подверглась разложению.

4. В каком массовом соотношении нужно смешать 10%-ные растворы гидроксида натрия и серной кислоты для получения нейтрального раствора соли? Какова концентрация соли в полученном растворе?

2. Выполнить домашнюю работу по вариантам:

Вариант 1

1. Растворы каких веществ относятся к электролитам: CuO, Ca(NO₃)₂, H₂SO₄, AgNO₃, NaCl, KOH, Fe(OH)₃, HCl, Na₂CO₃, AgCl, Al₂S₃, CaCO₃, BaSO₄, Mg₃(PO₄)₂, H₂SiO₃? Ответ мотивируйте.

2. Составьте молекулярные и ионные уравнения реакций: а) карбонат натрия + соляная кислота, б) нитрат свинца (II) + иодид калия, в) сульфат меди (II) + гидроксид натрия.

3. Составьте формулы электролитов, содержащих в молекулах анионы элементов с порядковыми номерами 17, 35, 53.

4. Напишите молекулярные и ионные уравнения реакций между высшими гидроксидами элементов с порядковыми номерами 6 и 3, 17 и 37, 34 и 56, 19 и 25, 15 и 30.

5. Составьте молекулярные и ионные уравнения реакций по следующим сокращенным:

а) P₂O₅ + 6 OH^- → 2 PO₄^3- + 3H₂O;

б) Pb²⁺ + S^2- → PbS↓.

Вариант 2

1. Из данного перечня веществ выберите электролиты: азот, хлорид кальция, соляная кислота, сахароза (сахар), кислород, нитрат бария, метан, гидроксид калия, сера.

2. Из данного перечня выберите сильные электролиты: нитрат натрия, нитрат бария, сероводородная кислота, гидроксид бария, сульфид натрия, угольная кислота, карбонат калия.

3. Напишите уравнения диссоциации следующих веществ:нитрата калия, карбоната калия, хлорида магния, гидроксида бария, азотной кислоты. В каждом случае обозначьте класс, к которому относится то или иное вещество.

4. Подберите по три примера веществ, при диссоциации которых в растворе будет присутствовать ион: а) OH^–, б) SO₄^2– , в) NO₃^–, г) PO₄^3–.

5. Подберите по три примера веществ, при диссоциации которых в растворе будет присутствовать ион: а) H⁺ (H₃O⁺), б) K⁺ , в) Mg²⁺, г) Ba²⁺.

3. Составьте молекулярные и ионные уравнения реакций гидролиза, протекающих в водных растворах сульфата цинка, нитрата магния, карбоната калия, сульфита бария, сульфида железа (II), фторида цинка.

4. Какую реакцию среды обнаруживают водные растворы нитрита калия, нитрата серебра (I), сульфат свинца (II); карбоната рубидия, бромида бария, хлорид алюминия?

5. Напишите уравнения реакций, происходящих при опускании кусочка цинка в раствор хлорида цинка. Опишите внешние признаки протекающих процессов.