- •1. Важнейшие классы неорганических соединений (оксиды, гидроксиды, соли)
- •Сложные неорганические соединения
- •Диссоциацию кислой соли можно выразить уравнением
- •Лабораторная работа Получение и свойства оксидов, гидроксидов и солей Цель работы
- •Контрольные вопросы и упражнения
- •2. Скорость химической реакции. Катализ
- •Катализ
- •Лабораторная работа Химическая кинетика. Катализ
- •Опыт 2. Зависимость скорости гомогенной реакции от температуры
- •Контрольные вопросы и упражнения
- •3. Химическое равновесие
- •Лабораторная работа Химическое равновесие
- •Контрольные вопросы и упражнения
- •4. Растворы электролитов. Электролитическая диссоциация
- •Лабораторная работа Электролитическая диссоциация
- •Контрольные вопросы и упражнения
- •5. Растворы
- •5.1 Растворимость веществ в воде. Свойства растворов
- •Лабораторная работа Растворимость веществ в воде. Свойства растворов
- •5.2 Концентрация растворов. Приготовление водных растворов
- •Приготовление раствора заданной концентрации по правилу смешения из более концентрированного раствора и воды или из двух растворов с известным процентным содержанием
- •Лабораторная работа Приготовление растворов
- •Плотность растворов NaCl и kCl
- •Контрольные вопросы и упражнения
Контрольные вопросы и упражнения
-
Что изучает химическая кинетика?
-
Что называется скоростью химической реакции?
-
Что такое средняя и истинная скорость реакции?
-
Сформулируйте закон действия масс.
-
В чём смысл константы скорости химической реакции? Какие факторы влияют на величину константы скорости?
-
Какие факторы влияют на скорость химической реакции?
-
Что такое энергия активации? В каких единицах она выражается?
-
Напишите уравнение Аррениуса. Какую зависимость оно устанавливает?
-
Почему катализатор увеличивает скорость реакции?
-
Во сколько раз увеличится скорость реакции, если температура повысится на 400? Температурный коэффициент равен 2.
-
На сколько градусов нужно повысить температуру, чтобы скорость реакции возросла в 81 раз? Температурный коэффициент скорости равен 3.
-
Исходные концентрации реагирующих веществ в системе
2 NO + O2 ⇄ 2 NO2
были равны (моль/л): СNO = 0,8, СО2 = 0,6. Как изменится скорость реакции, если концентрацию кислорода увеличить до 0,9 моль/л, а оксида азота – до 1,2 моль/л?
-
Во сколько раз следует увеличить давление, чтобы скорость образования NO2 по реакции
2 NO + O2 ⇄ 2 NO2
возросла в 1000 раз?
-
Константа скорости некоторой реакции при 273 К равна 1,17 л ∙ моль-1 ∙ мин-1, а при 298 К 6,56 л ∙ моль-1 ∙ мин-1. Рассчитать температурный коэффициент скорости реакции и энергию активации.
3. Химическое равновесие
Все химические реакции можно разделить на две группы: необратимые и обратимые. Необратимые реакции протекают до конца – до полного израсходования одного из реагирующих веществ, т.е. протекают только в одном направлении. Обратимые реакции протекают не до конца. При обратимой реакции ни одно из реагирующих веществ не расходуется до конца. Обратимая реакция может протекать как в прямом, так и в обратном направлении.
Пример необратимой реакции
Zn + 4 HNO3 → Zn(NO3)2 + 2 NO2↑ + 2 H2O.
Пример обратимой реакции
H2 + J2 ⇄ 2 HJ.
В начале процесса прямая реакция идет с большой скоростью:
V1 = K1[H2][J2].
Постепенно концентрация исходных реагентов уменьшается и уменьшается скорость V.
По мере накопления HJ все с большей скоростью начинает протекать обратный процесс разложения HJ.
V2 = K2[HJ]2.
Через некоторое время скорости прямой и обратной реакции становятся равными:
V1 = V2; K1[H2]∙[J2] = K2[HJ]2
или
K1/K2 = K , или [HJ]2/([H2]∙[J2]),
где К – константа равновесия.
Химическое равновесие – это такое состояние системы, при котором скорости прямой и обратной реакций равны.
Для обратимой реакции
mA + nB ⇄ pC + qD
константа химического равновесия равна
К = ([C]P [D]q)/([A]m [B]n).
В обратимых химических реакциях равновесие устанавливается в тот момент, когда отношение произведения концентраций продуктов, возведенных в степени, равные стехиометрическим коэффициентам, к произведению концентраций исходных веществ, также возведенных в соответствующие степени, равно некоторой постоянной величине, называемой константой химического равновесия.
Константа химического равновесия зависит от природы реагирующих веществ и от температуры. Концентрации, при которых устанавливается равновесие, называются равновесными. Изменение внешних условий (концентрации, температуры, давления) вызывает смещение химического равновесия в системе и переход ее в новое равновесное состояние.
Подобный переход реакционной системы из одного состояния к другому называется смещением (или сдвигом) химического равновесия.
Направление смещения химического равновесия определяется принципом Ле Шателье: если на систему, находящуюся в состоянии химического равновесия, производить какое-либо внешнее воздействие (изменять концентрацию, температуру, давление), то в этой системе самопроизвольно возникают процессы, стремящиеся ослабить произведенное воздействие.
Повышение концентрации одного из исходных реагентов сдвигает равновесие вправо (усиливается прямая реакция); повышение концентрации продуктов реакция смещает равновесие влево (усиливается обратная реакция).
Если реакция протекает с увеличением числа молекул газа (т.е. в правой части уравнения реакции суммарное число молекул газов больше, чем число молекул газообразных веществ в левой части), то повышение давления препятствует реакции, а уменьшение давления – благоприятствует реакции.
При повышении температуры равновесие смещается в сторону эндотермической реакции, а при понижении – в направлении экзотермической реакции.
Катализатор изменяет в одинаковое число раз как скорость прямой, так и обратной реакции. Поэтому катализатор не вызывает сдвиг равновесия, а лишь сокращает или увеличивает время, необходимое для достижения равновесия.