- •Министерство образования Российской Федерации
- •Хабаровская государственная академия экономики и права
- •Кафедра естественнонаучных дисциплин
- •Химия
- •Учебное пособие
- •Хабаровск 2003
- •Министерство образования Российской Федерации
- •Хабаровская государственная академия экономики и права
- •Кафедра естественнонаучных дисциплин
- •И.А. Жарская
- •Н.Л. Мара
- •Химия
- •Часть 1
- •Химия. Часть 1. Общая химия: Пособие для абитуриентов и учащихся школы «Юный товаровед-эксперт» очной и заочной форм обучения/ И.А. Жарская, Н.Л. Мара. – Хабаровск: РИЦ ХГАЭП, 2003. – 91с.
- •Утверждено издательско-библиотечным советом академии в качестве учебного пособия для абитуриентов
- •Редактор Г.С. Одинцова
- •Уч.-изд. _____. Тираж_______экз. Заказ №_____
- •Обучающая задача 2
- •Решение:
- •Из закона Авогадро следует, что при одном и том же давление и одинаковых температурах массы (m) равных объемов газов относится как их молярные массы (М).
- •Форма и ориентация электронных орбиталей
- •Обучающая задача 1
- •Электронные
- •ХИМИЧЕСКАЯ СВЯЗЬ
- •ковалентная
- •связь
- •CuOHCl
- •основные
- •Способы выражения состава раствора
- •Важнейшие индикаторы
- •Твердый
- •Жидкий
- •Разбавленный
- •1 - 20. Написать уравнения диссоциации следующих электролитов
- •Тест 2
- •ТЕМА 2. СТРОЕНИЕ АТОМОВ
- •Тест 3
- •Тест 4
- •Тест 5
- •Тест 6
- •Тест 7
- •Тест 8
- •Тест 9
- •Тест 10
- •Тест 11
- •Тест 12
- •Тест 12
- •Тест 14
- •Тест 15
- •Кислоты
- •Тест 16
- •Соли
- •Тест 17
- •Тест 18
- •Тест 19
- •Тест 20
- •Тест 21
- •Тест 22
27
4. КЛАССИФИКАЦИЯ НЕОРГАНИЧЕСКИХ СОЕДИНЕНИЙ
|
Вещества |
|
|
Простые вещества |
Сложные вещества |
||
металлы |
неметаллы |
бинарные |
многоэлемент- |
|
|
соединения |
ные |
оксиды
несолеобразующие
CO, NO
солеобразующие
CO2, N2O5, Na2O
основные
Na2O, CaO, MnO, CrO
амфотерные
ZnO, BeO, Al2O3,
MnO2, Cr2O3
кислотные
SO3, CO2, Mn2O7, CrO3
прочие
HCl, H2S, NH3
гидроксиды
основные
NaOH, Ca(OH)4, Mn(OH)2, Cr(OH)2
амфотерные
Zn(OH)4, Be(OH)2, Al(OH3), Mn(OH)4, Cr(OH)2
кислотные
HNO3, H2SO4, HMnO4,
H2CrO4
соли
cредние
K2SO4, AlCl3
кислые
NaHCO3
основные
CuOHCl
двойные
KАl(SO4)2
смешанные
CaCl(OCl)
комплексные
K4[Fe(CN)6]
Оксиды – сложные вещества, состоящие из двух элементов, один из которых кислород
28
Получение оксидов
1.Соединение простого вещества с кислородом.
C + O2 = CO2. 4Li + O2 = 2Li2O.
2.Горение сложных веществ:
4CH3NH2 + 9O2 = 4CO2 + 2N2 + 10H2O.
3.Разложение при нагревании кислородных соединений:
CaCO3 = CaO + CO2;
|
t |
2Сu(NO3)2 |
2CuO + 4NO2 + O2; |
|
t |
2Fe(OH)3 |
Fe2O3 + 3H2O. |
t |
|
Cu(OH)2 |
CuO + H2O. |
Химические свойства оксидов
1. Взаимодействие с водой:
Основного оксида Na2O + H2O = 2NaOH. Кислотного оксида CO2 + H2O = H2CO3.
Несолеобразующие оксиды с водой не взаимодействуют. 2. Взаимодействие с кислотами:
Основные оксиды MgO + H2SO4 = MgSO4 + H2O. Амфотерные оксиды ZnO + 2HCl = ZnCl2 + H2O.
Кислотные оксиды не взаимодействуют друг с другом.
3.Взаимодействие с основаниями:
Кислотные оксид SO3 + 2NaOH = Na2SO4 + H2O. Амфотерные оксиды Al2O3 + 2NaOH = 2NaAlO2 + H2O.
Основные оксиды не взаимодействуют с основаниями.
4.Взаимодействие кислотных и основных оксидов друг с другом:
CaO + CO2 = CaCO3.
Гидроксиды основные и амфотерные – сложные вещества, состоящие из ионов металла и ионов гидроксогрупп
29
Получение гидроксидов
1.Взаимодействие щелочных металлов с водой:
2Na + H2O = 2NaOH + H2↑.
2.Взаимодействие оксидов щелочных и щелочноземельных металлов с водой:
CaO + H2O = Ca(OH)2 ↓. 3.Взаимодействие солей со щелочами:
MnCl2 + 2NaOH = Mn(OH)2 ↓ + 2NaCl.
Al(NO3)3 + 3KOH = Al(OH)3 ↓ + 3KNO3.
4.Электролиз растворов солей на инертных электродах:
2KCl + 2H2O 2KOH + H2↑ + Cl2↑.
Химические свойства основных и амфотерных гидроксидов
1.Водные растворы диссоциируют на ионы металла и гидроксид иона: KOH → K + + OH-.
Zn(OH)2 |
OH- + ZnOH+. |
ZnOH+ |
OH- + Zn2+. |
2.Взаимодействие с водой растворимых оксидов
CaO + H2O = Ca(OH)2.
3.Взаимодействие с кислотными оксидами:
2NaOH + SiO2 = Na2SiO3 + H2O.
4.Взаимодействие с кислотами:
КОН + HCl = KCl + H2O. Al(OH)3 + 3HCl = AlCl3 + 3H2O.
5.Взаимодействие с растворами солей:
2 KOH + CuSO4 = Cu(OH)2↓ + K2SO4.
6.Взаимодействие щелочей с амфотерными гидроксидами (в водных раство-
рах):
Al(OH)3 + NaOH = Na[Al(OH)4].
30
КИСЛОТЫ
вещества, состоящие из ионов водорода и ионов кислотного остатка
число |
|
по способности к |
|
по содержанию |
ионов водорода |
|
диссоциации |
|
кислорода |
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
Одноосновные |
|
|
cильные |
|
|
бескислородные |
HCl, HNO3 |
|
|
электролиты |
|
|
HCl, HCN |
|
|
|
HNO3, H2SO4 |
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
кислородо- |
двухосновные |
|
|
|
|
|
содержащие |
|
|
слабые |
||||
|
|
|
|
H2CO3, HClO4 |
||
H2S, H2SO4, |
|
|
|
|
||
|
|
электролиты |
|
|
|
|
H2CrO4 |
|
|
|
|
|
|
|
|
H2CO3, H2S |
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
трехосновные |
|
|
|
|
|
|
H3PO4, H3AlO4 |
|
|
|
|
|
|
Название бескислородных кислот: неметалл + о + водородная кислота.
Например, HCl – хлороводородная кислота
Название кислородосодержащих кислот образуются от названия неметалла (металла) в зависимости от степени окисления: если степень окисления равна номеру группы, то окончание –ная, -вая; с уменьшением степени окисления –оватая, -истая, -оватистая.
HCl+7O4 |
– хлорная кислота |
HCl+1O – хлорноватистая кислота |
HCl+5O3 |
– хлорноватая кислота |
HMn+7O4 – марганцовая кислота |
HCl+3O2 |
– хлористая кислота |
H2Mn+6O4 – марганцовистая кислота |
Получение кислот
1.Соединение водорода с неметаллом с последующим растворением в воде:
H2 + Br2 = 2HBr.
2.Взаимодействие оксида неметалла с водой:
31
SO3 + H2O = H2SO4.
3.Взаимодействие соли с кислотой:
Na2SiO3 + H2SO4 = Na2SO4 + H2SiO3↓.
4.Окисление простых веществ:
Br2 + 2Cl2 + 3H2O = HBrO3 + 4HCl.
Химические свойства кислот
1. В водном растворе диссоциируют на положительные заряженные ионы водорода и отрицательно заряженные ионы кислотного остатка:
HBr → H+ + Br –.
H2SO3 |
H+ + HSO 3 . |
|
HSO |
3 |
Н+ + SO 2 . |
|
3 |
2. Разложение некоторых кислот:
H2CO3 СO2↑ + H2O.
3.Взаимодействие с металлами:
2HCl + Zn = ZnCl2 + H2 ↑.
Cu + 2H2SO4к = CuSO4 + 2H2O + SO2↑.
4.Взаимодействие с основными и амфотерными оксидами:
H2SO4 + MgO = MgSO4 + H2O. H2SO4 + ZnO = ZnSO4 + H2O.
5.Взаимодействие с основными и амфотерными гидроксидами:
H2SO4 + 2KOH = K2SO4 + 2H2O. 3HCl + Al(OH)3 = AlCl3 + 3H2O.
6.Взаимодействие с солями:
H2SO4 + K2SiO3 = H2SiO3↓ + K2SO4.
Названия некоторых кислот и их солей
Формула |
Традиционное название кислот |
Названия |
|
средних солей |
|||
|
|
||
HNO3 |
Азотная |
Нитраты |
|
HNO2 |
Азотистая |
Нитриты |
|
H3BO3 |
Ортоборная |
Ортобораты |
|
H2CO3 |
Угольная |
Карбонаты |
32
H2SiO3 |
Метакремниевая (кремниевая) |
Метасиликаты |
Н2SiO4 |
Ортокремниевая |
Ортосиликаты |
H3PO4 |
Ортофосфорная |
Ортофосфаты |
|
|
(фосфаты) |
HPO3 |
Метафосфорная |
Метафосфаты |
H2SO4 |
Серная |
Сульфаты |
H2SO3 |
Сернистая |
Сульфиты |
HClO |
Хлорноватистая |
Гипохлориты |
HClO2 |
Хлористая |
Хлориты |
HClO3 |
Хлорноватая |
Хлораты |
HClO4 |
Хлорная |
Перхлораты |
H2SeO3 |
Селенистая |
Селениты |
H2SeO4 |
Селеновая |
Селенаты |
H3AlO3 |
Ортоалюминиевая |
Ортоалюминаты |
HAlO2 |
Метаалюминипиевая |
Метаалюминаты |
H2ZnO2 |
Цинковая |
Цинкаты |
H2SnO2 |
Оловянистая |
Станниты |
H2SnO3 |
Оловянная |
Станнаты |
H2PbO2 |
Свинцовистая |
Плюмбиты |
H2PbO3 |
Свинцовая |
Плюмбаты |
H3SbO4 |
Сурьмяная |
Стибаты |
H2CrO4 |
Хромовая |
Хроматы |
H2Cr2O7 |
Дихромовая |
Дихроматы |
HCrO2 |
Хромистая |
Хромиты |
HMnO4 |
Марганцовая |
Перманганаты |
H2MnO4 |
Марганцовистая |
Манганаты |
H2MoO4 |
Молибденовая |
Молибдаты |
HCN |
Циановодородная (синильная) |
Цианиды |
HCl |
Хлороводородная (соляная) |
Хлориды |
HBr |
Бромоводородная |
Бромиды |
HJ |
Иодоводородная |
Иодиды |
H2S |
Сероводородная |
Сульфиды |
Соли – это сложные вещества, состоящие из ионов металла и ионов кислотного остатка
Название средних солей состоят из названия кислотного остатка и названия иона металла или другого положительного иона. Например:
33
Ca(NO3)2 – нитрат кальция; MnCl2 – хлорид марганца (II); (NH4)SO4 – сульфат аммония.
Название кислых солей образуются так же, как и средних, но при этом добавляют приставку «гидро», указывающую на наличие незамещенных атомов водорода, число которых обозначается греческими числительными (ди, три и т.д.). Например: Na2HPO4 – гидрофосфат натрия; Ba(HCO3)2 – гидрокарбонат бария; NaH2PO4 – дигидрофосфат натрия.
Название основных солей образуется подобно названиям средних солей, но при этом добавляют приставку «гидроксо», указывающую на наличие незамещенных гидроксогрупп, число которых обозначаются греческими числительными. Например: FeOHCl – хлорид гидроксожелеза (II); (FeOH)2SO4 – сульфат гидроксожелеза (II); Al(OH)2NO3 – нитрат дигидроксоалюминия.
Получение солей
1.Взаимодействие металлов с неметаллами:
Fe + S t FeS. 2K + Cl2 = 2KCl.
2.Взаимодействие основных и кислотных оксидов
CaO + SO3 = CaSO3.
3.Средние соли получают полным замещением ионов водорода кислоты на катионы:
H2SO4 + 2NaOH = Na2SO4 + 2H2O.
H2SO4 + 2NH4OH = (NH4)2SO4 + H2O.
Кислые соли получают неполным замещением ионов водорода кислоты на катион:
H2SO4 + NaOH = NaHSO2 + H2O.
Основные соли получают неполным замещением гидроксогрупп основания на кислотный остаток:
Mg(OH)2 + HCl = MgOHCl + H2O.
4.Взаимодействие металла с кислотой
Mg + 2HCl = MgCl2 + H2↑.
3Cu + 8HNO3р + 3Сu(NO3)2 + 4H2O + 2NO↑.
34
5.Взаимодействие кислоты с солью
H2SO4 + Na2SiO3 = H2SiO3↓ + Na2SO4.
6.Взаимодействие солей
BaCl2 + Na2SO4 = BaSO4 + 2NaCl.
7.Взаимодействие металлов с солями:
Zn + Cu(NO3)2 = Zn(NO3)2 + Cu.
8.Взаимодействие основных и амфотерных оксидов с кислотами:
CuO + H2SO4 = CuSO4 + H2O. Al2O3 + 6HCl = 2AlCl3 + 3H2O.
9.Взаимодействие кислотных оксидов с основаниями:
N2O5 + Ba(OH)2 = Ba(NO3)2 + 3H2O.
10.Взаимодействие щелочей с солями:
2KOH + CuCl2 = Cu(OH)2 + 2KCl.
11. Взаимодействие кислот с солями:
NaCl+ H2SO4 = NaHSO4 + HCl↑.
Свойства солей
1. В водных растворах соли диссоциируют:
Na2SO4 = 2Na+ + SO 42 . |
|
NaHCO3 = Na+ + HCO 3 ; |
HCO 3 = H+ + CO 32 . |
CuOHCl = CuOH+ + Cl-; |
CuOH+ = Cu2+ + OH-. |
2.Разложение некоторых солей
CaCO3 t CaO + CO2↑.
3.Взаимодействие с металлами:
Fe + CuSO4 = Cu + FeSO4.
4.Взаимодействие с кислотами:
Na2S + 2HCl = H2S↑ + 2HCl.
5.Взаимодействие со щелочами:
CuSO4 + 2NaOH = Cu(OH)2↓ + Na2SO4.
6.Взаимодействие с солями:
CaCl2 + Na2CO3 = 2HCl + CaCO3↓.
35
7. Взаимодействие с водой – гидролиз солей, приводит к изменению рН среды. Гидролизу не подвергаются соли, образованные сильным основанием и сильной кислотой. Соли, образованные слабой кислотой и сильным основанием, подвергаются гидролизу по аниону:
KCN + H2O |
KOH + HCN (среда щелочная, рН > 7). |
K+ + CN- + H2O K+ + HCN + OH-. |
|
СN- + H2O |
HCN + OH-. |
Соли, образованные сильной кислотой и слабым основанием, подвергаются гидролизу по катиону:
NH4Cl + H2O NH4OH + HCl (среда кислая, рН < 7). NH 4 + Cl- + H2O NH4OH + H+ + Cl-.
NH 4 + H2O NH4OH + H+.
Соли, образованные слабыми основаниями и слабой кислотой подвергаются
гидролизу по катиону и аниону: |
|
|
NH4CN + H2O NH4OH + HCN. |
|
|
NH 4 + CN- + H2O |
NH4OH + HCN. |
|
Генетическая связь между классами неорганических соединений |
||
Металл |
Основный оксид |
Основание |
+ |
|
Соль |
+ |
|
|
|
|
Неметалл |
Кислотный оксид |
Кислота |
Обучающая задача № 1
Какая из двух солей NaCl и CuCl2 подвергается гидролизу в водном растворе? Ответ подтвердите с помощью молекулярной и ионно-молекулярных реакций. Укажите рН среды.
Решение
Соль NaCl в водном растворе находится в виде ионов Na+ и Cl-, принадлежащих сильным электролитам. Поэтому эти ионы не могут взаимодействовать
36
с молекулами воды с образованием ионов или молекул слабого электролита; рН среды не изменяется. Данная соль гидролизу не подвергается
Соль CuCl2 в водном растворе находится в виде ионов Cu2+ , принадлежащих слабому электролиту Cu(OH)2 и Cl-, принадлежащих сильному электролиту HCl. Поэтому соль CuCl2 в водном растворе подвергается гидролизу по катиону, разрушая молекулы воды и высвобождая ионы водорода H+; среда становится кислая (рН <7). Т.к. ион слабого электролита двухзаряден, то гидролиз может идти по двум ступеням.
I ступень |
|
|
|
Cu2+ |
+ H2O |
CuOH+ + H+ |
|
Cu2+ |
+ 2Cl- + H2O |
CuOH+ + H+ + 2Cl- |
|
CuCl2 + H2O |
CuOHCl + HCl |
||
II ступень |
|
|
|
CuOH+ + H2O |
Cu(OH)2 + H+ |
||
CuOH+ + Cl- + H2O Cu(OH)2 + H+ + Cl- |
|||
CuOHCl + H2O |
Cu(OH)2 + HCl |
Задания для самоподготовки:
1. Напишите уравнения реакций, с помощью, которых можно осуществить следующие превращения. Назовите вещества и укажите, к какому классу они относятся.
№ |
Схема процесса |
|
варианта |
||
|
||
1 |
CuO → CuSO4 → Cu(OH)2 → CuCl2 |
|
|
NaCrO2 |
|
2 |
Cr2O3 → Cr(NO3)3 → Cr(OH)3 |
|
|
Cr2(SO4)3 |
3PbO → Pb(NO3)2 → Pb(OH)2 → Na2PbO2
4SiO2 → Na2SiO3 → H2SIO3 → Ca(HSiO3)2
5CO2 → H2CO3 → CuCO3 → Ca(HCO3)2
|
Al(NO3)3 |
6 |
Al → AlCl3 → Al(OH)3 |
|
Na[Al(OH)4] |
7 |
SO2 → SO3 → H2SO4 → BaSO4 |
8 |
Na2ZnO2 |
37
ZnO → ZnSO4 → Zn(OH)2
Zn(NO3)2
9 KHCO3 → CO2 → CaCO3 → Ca(OH)2
10 Si → SiO2 → K2SiO3 → H2SiO3
ZnCl2
11 Zn → ZnSO4 → Zn(OH)2
Na2ZnO2
12Ag → Ag2O AgNO3 → AgCl → AgOH
13Ca → CaO → CaCl2 → Ca(OH)2
|
NaAlO2 |
14 |
Al2O3 |
AlCl3 Al(OH)3
15NaNO2 → HNO2 → HNO3 → Cu(NO3)2
16Al → Al2(SO4)3 → Na[Al(OH)4] → AlCl3
17Mg → MgO → MgCl2 → Mg(OH)2 → MgSO4
18CuO → CuSO4 → Cu(OH)2 → CuOHCl
19Cr2O3 → CrCl3 → Cr(OH)3 → Cr(NO3)3
20S → SO2 → Na2SO3 → H2SO3
21Mg → MgO → Mg(OH)2 → MgOHCl
22NO → NO2 → HNO3 → CuOHNO3
23NH3 → NH4OH → NH4Cl → (NH4)2SO3
24K2O → KOH → K2S → H2S
25CaO → CaCO3 → Ca(HCO3)2 → Ca(OH)2
2.Напишите молекулярные и ионно-молекулярные уравнения возможного гидролиза следующих солей, укажите тип гидролиза и рН среды.
1. CuSO4 и Na2S |
12. NH4Cl и Na2S |
||
2. AlCl3 и K2CO3 |
13. Na2CO3 и Cu(NO3)2 |
||
3. NaHCO3 и ZnSO4 |
14. MgCl2 |
и NaCl |
|
4. AgNO3 |
и AlCl3 |
15. KNO2 |
и MnCl2 |
5. KNO2 и Zn(NO3)2 |
16. FeCl2 и Na2CO3 |
||
6. Fe(NO3)3 и KHSiO3 |
17. KNO3 и MgBr2 |
||
7. Na3PO4 |
и Ca(HCO3)2 |
18. NaHCO3 и ZnSO4 |
|
8. FeBr3 и NH4Cl |
19. Mg(NO3)2 и КF2 |
||
9. MgCl2 и Na2SO3 |
20. NaHSO3 и CuCl2 |
||
10. MnCl2 |
и CuOHCl |
21. NH4Cl и K2SO3 |
|
11. K2SO4 |
и AlCl3 |
22. Fe(NO3)2 и Na2S |
38
5. КЛАССИФИКАЦИЯ ХИМИЧЕСКИХ РЕАКЦИЙ
По числу и составу исходных и образующихся веществ
Реакция |
Определение |
|
|
Пример |
|
||||
Разложения |
Реакция, в которой из од- |
|
2Hg t |
|
|
|
|||
|
ного исходного |
вещества |
|
2Hg + O2 |
|
||||
|
образуется несколько но- |
|
|
t |
|
|
|||
|
|
CaCO3 |
CaO CO2 |
|
|||||
|
вых веществ |
|
|
|
|
||||
|
|
|
|
|
|
|
|
||
Замещения |
Реакция между простым и |
|
Mg + Cu(NO3)2 = |
|
|||||
|
сложным веществами, в ре- |
|
MgSO4 + Cu |
|
|||||
|
зультате |
которой |
атомы |
|
|
|
|
|
|
|
простого |
вещества |
заме- |
|
|
|
|
К |
|
|
|
C6H6+ |
|
Cl2 |
|
||||
|
щают атомы одного из эле- |
|
|
|
|||||
|
ментов сложного вещества |
|
C6H5Cl + HCl |
|
|||||
|
|
|
|
|
|
||||
Обмена |
Реакция, в результате кото- |
|
AgNO3 + HCl = |
|
|||||
|
рой два вещества обмени- |
|
Ag2Cl↓ + HNO3 |
|
|||||
|
ваются своими составными |
|
NaOH |
+ |
HCl |
= |
|||
|
частями, образуя два новых |
|
NaCl + H2O |
|
|||||
|
вещества |
|
|
|
|
|
|
|
|
Соединения |
Реакция, в результате кото- |
|
H2 + Cl2 = 2HCl |
|
|||||
|
рой из двух или нескольких |
|
HCl |
+ |
NH3 |
= |
|||
|
веществ |
образуется |
одно |
|
NH4Cl↓ |
|
|
||
|
новое |
|
|
|
|
|
|
|
|
По агрегатному состоянию реагирующих веществ |
|
|
|||||||
Гомогенные |
Реагирующие |
вещества |
|
2COг + O2г = |
|||||
|
находятся в одном агрегат- |
|
2CO2г |
|
|
|
|||
|
ном состоянии |
|
|
|
|
|
|
|
|
Гетерогенные |
Реагирующие |
вещества |
|
С(т) |
+ О2(г) = |
||||
|
находятся в различных аг- |
|
СО2(г) |
|
|
||||
|
регатных состояниях, реак- |
|
|
|
|
|
|||
|
ция протекает на поверхно- |
|
Zn(т) + H2SO4 (ж) |
||||||
|
сти раздела фаз |
|
|
|
= ZnSO4(ж) + H2(г) |
||||
|
По признаку обратимости |
|
|
|
|
|
|||
Обратимые |
Такая реакция, которая в |
|
3H2 + N2 |
2NH3 |
|||||
|
данных условиях протекает |
|
Br2 |
+ |
H2O |
|
|||
|
одновременно в двух вза- |
|
HBrO + HBr |
|
|||||
|
имно |
противоположных |
|
|
|
|
|
||
|
направлениях |
|
|
|
|
|
|
|
|
Необратимые |
Такая реакция, которая в |
|
C + O2 = CO2 + |
||||||
|
данных условиях протекает |
|
H2O |
|
|
|
|||
|
до конца, |
т. е. до полного |
|
H2SO4 + BaCl2 = |
|||||
|
превращения исходных ве- |
|
BaSO4↓ |
+ 2HCl |
|||||
|
ществ в продукты реакции. |
|
|
|
|
|
39
|
|
Признаки необратимости: |
|
|
|
|
|
|||||
|
|
образование |
в |
продуктах |
|
2Mg + O2 = 2MgO |
||||||
|
|
реакции осадка, газообраз- |
|
+ Q |
|
|
||||||
|
|
ного или малодиссоциируе- |
|
|
|
|
|
|||||
|
|
мого вещества, а также вы- |
|
|
|
|
|
|||||
|
|
деление |
большого количе- |
|
|
|
|
|
||||
|
|
ства теплоты |
|
|
|
|
|
|
|
|||
|
|
По тепловому эффекту |
|
|
|
|
||||||
Эндотермическая |
Реакция, проходящая с погло- |
|
N2 + O2 = 2NO – |
|||||||||
|
щением теплоты |
|
|
|
Q |
|
|
|||||
Экзотермическая |
Реакция, проходящая с выде- |
|
H2 + Cl2 = 2HCl |
|||||||||
|
лением теплоты |
|
|
|
|
+ Q |
|
|
||||
По изменению степени окисления |
|
|
||||||||||
Происходящая без |
Реакция, в которой степень |
|
2AlCl3 + 3Na2S + |
|||||||||
изменения степени |
окисления каждого атома оста- |
|
6H2O |
|
= |
|||||||
окисления |
ется неизменной |
|
|
|
2Al(OH)3 |
+ |
||||||
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
3H2S + 6NaCl |
||
Окислительно- |
Реакции, протекающие с изме- |
|
2K+1J- |
+ |
Cl 0 = |
|||||||
восстановительные |
нением |
степени |
окисления |
|
|
|
2 |
|||||
|
+1 |
-1 |
|
|||||||||
реакции |
атомов элементов |
|
|
|
2K Cl |
|
|
|||||
|
|
|
|
|
|
|||||||
Электрохимические |
Электролиз |
- |
окислительно- |
|
расплав NaCl |
|||||||
реакции |
восстановительный |
процесс, |
|
|
|
электролиз |
||||||
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
протекающий |
на |
электродах |
|
2NaCl |
|
|
|||||
|
при |
прохождении |
электриче- |
|
2Na + Cl2 |
|
||||||
|
ского |
тока |
через раствор или |
|
раствор NaCl |
|||||||
|
расплав электролита |
|
2H2O |
+ |
2NaCl |
|||||||
|
|
электролиз |
|
|
||||||||
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
H2 + Cl2 |
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
+ 2NaOH |
|
Схема электролиза расплава NaCl (электроды инертные)
NaClрасплав → Na+ + Cl-
(+) Анод: 2Cl- - 2ē = Cl2 |
(–) Катод: Na+ + ē = Na0 |
окисление |
восстановление |
|
электролиз |
2NaCl |
2Na + Cl2 |
Схема электролиза раствора NaCl (электроды инертные)
(+) Анод: 2Сl- - 2ē = Cl2 |
(–) Катод: 2H2O + 2ē = 2OH- + H2 |
окисление |
восстановление |
40
2H2O + 2Cl- электролиз |
H2 + Cl2 + 2OH- или |
электролиз |
|
2H2O + 2NaCl |
H2 + Cl2 + 2NaOH |
41
Анодные процессы
на нерастворимом аноде
Cl-, Br-, J-, OH-
S2-
окисляются в расплаве и водных растворах
SO 24 ; NO 3
не окисляются, окисляются молекулы воды, выделяется кислород:
2H2O - 4ē = O2 + 4H+
(кислая и нейтральная среда)
4OH- - 4ē = 2O2 + 2H2O
на растворимом аноде
Me |
+n |
nē |
анод |
Me |
|
||
↓ |
↓ |
↓ |
растворяется |
|
|||
металл анода |
уходят в раствор |
уходят во внешнюю цепь |
|
Катодные процессы
Увеличение окислительной способности ионов металлов
Li+; K+; Ca2+; Na+; |
Zn2+; Cr3+; Fe2+; |
H+ Cu2+; Ag+; Hg2+; Au3+ |
Mg2+; Al3+ |
Ni2+ |
|
не восстанавливаются |
восстанавливаются |
восстанавливаются в |
на катоде в растворе, |
на катоде вместе с |
растворе на катоде |
восстанавливаются |
молекулами воды |
при электролизе |
молекулы воды |
|
|
Окислительно-восстановительные реакции
Межмолекулярная (межатомная)
Окислитель и восстановитель находится в разных молекулах (атомах)
H2S-2 + O 02 = S0 + H2O-2
Внутримолекулярная
Окислитель и восстановитель в одном веществе:
а) атомы различных элементов t
2K+1Cl+5O 3 2
2K+1Cl-1 + 3O 02
б) атомы одного элемента
(диспропорционирование)
3NaCl+1O → NaCl+5 + 2NaCl-1
42
Важнейшие окислители и восстановители
Окислители |
Восстановители |
1. Простые вещества: галогены (F2, |
1. Простые вещества: металлы; |
Cl2, Br2, I2); кислород (О2), озон (О3) |
водород Н2, углерод С при нагре- |
|
вании |
2.Оксиды элементов с высокими 2. Оксиды в низших степенях
степенями окисления (MnO2, CrO3, окисления элемента: СO, SO2
SO3, NO2, HgO)
3.Кислоты, содержащие элементы с 3. Бескислородные кислоты, со-
высокими степенями окисления: держащие элемент в отрицательокисляющие ионом водорода (HCl, ной степени окисления (HCl, HF, H2SO4р); окисляющие ионом кислотHBr, H2S)
остатка (HNO3, H2SO4конц,
4. Соли, содержащие элемент с высо- |
4. Водородные соединения (NH3, |
|||||
кой степенью окисления |
(KMnO4, |
PH3, CH4 и др.) |
||||
K2Cr2O7, KClO3) |
|
|
|
|
|
|
5. Ионы металлов |
в высокой степе- |
5. Ионы металлов в низших сте- |
||||
ни окисления или ионы малоактив- |
пенях окисления (Sn+2, Cr+2, Fe+2), а |
|||||
ных металлов (Fe |
3 |
, Cu |
2 |
|
+ |
также гидрид-ион Н– |
|
|
, Ag ) |
|
|||
6. Анод при электролизе |
|
|
6. Катод при электролизе |
|||
|
|
|
|
|
|
7. Органические вещества (спир- |
|
|
|
|
|
|
ты, альдегиды, амины, муравьиная |
|
|
|
|
|
|
и щавелевая кислоты, глюкоза) |
Вещества, содержащие элементы в промежуточной степени окисления, могут быть как окислителями, так и восстановителями (H2O2, SO2, HNO2 и др.)
Обучающая задача 1
Расставить коэффициенты, используя метод электронного баланса в следующей реакции:
HClO3 + P → H3PO4 + HCl
Решение:
1. В уравнении реакции определяем элементы, изменяющие степень
5 |
0 |
5 |
1 |
окисления: H Сl O3 + P → H3 P O4 + H Cl
43
2. Записываем полуреакции окисления и восстановления, определяем число отданных восстановителем и принятых окислителем электронов, находим дополнительным множители и сбалансируем заряды.
|
0 |
|
5 |
|
||
Окисление, восстановитель |
P – 5 е = P |
6 |
||||
|
5 |
|
|
1 |
|
|
Восстановление, окислитель |
Сl + 6 е = Cl |
5 |
||||
|
|
|
|
|
|
|
3. Суммируем полуреакции в полное уравнение, находим коэффициенты при окислители, восстановителе и других реагирующих веществах.
5HClO3 + 6P = 6H3PO4 + 5HCl
Обучающая задача 2
Используя ионно-электронный метод, расставить коэффициенты в реакции, схема которой приведена ниже:
H2S + KMnO4 + H2SO4 S + MnSO4 + K2SO4 + H2O
Решение:
1. Находим окислитель и восстановитель, определяем, какие ионы существуют
H2S S0 + 2H+; |
MnO 4 |
Mn+2 |
2. Записываем полуреакции окисления и восстановления, определяем |
||
число отданных восстановителем |
и принятых окислителем электронов, |
находим дополнительным множители. Чтобы сбалансировать заряды записываем в полуреакции восстановления ионы водорода Н+, которые связывают кислород с образованием воды
Окисление |
H2S – 2 |
|
= S0 + 2H+ |
|
5 |
|||
е |
|
|||||||
Восстановление |
MnO 4 + 8Н+ + 5 |
|
= Mn+2 + 4Н2О |
|
2 |
|||
е |
|
|||||||
|
||||||||
3. |
Суммируем полуреакции в полное уравнение |
|
|
|||||
|
5H2S + 2MnO 4 + 16H+ = 5S + 10H+ + 2Mn+2 + 8H2O |
|||||||
4. |
Ионы Н+ сокращаем на 10 |
|
|
|||||
|
5H2S + 2MnO 4 + 6H+ = 5S + 2Mn+2 + 8H2O |
|||||||
5. |
Записываем уравнения в ионно-молекулярной и молекулярной фор- |
мах
44
5H2S + 2MnO 4 + 6H+ + 2K+ + 3SO 42 = 5S + 2Mn+2 + 8H2O + 2K+ + 3SO 42
5H2S + 2KMnO4 + 3H2SO4 = 5S + 2MnSO4 + K2SO4 + 8H2O
Задания для самоподготовки
Расставить коэффициенты в окислительно-восстановительных реакциях, используя метод электронного баланса или ионно-электронный метод, указать окислитель и восстановитель; определить тип окислительновосстановительной реакции.
1. |
H2 + Na |
NaH |
|
|
|
KI + H2O2 + H2SO4 I2 + K2SO4 + H2O |
|||
2. |
CuO + H2 |
Cu + H2O |
|
|
|
H2O + KMnO4 + H2SO4 |
O2 + K2SO4 + MnSO4 + H2O |
||
3. |
NaH + H2O |
NaOH + H2 |
|
|
|
KMnO4 + HCl |
MnCl2 + Cl2 + KCl + H2O |
||
4. |
Ca + H2 |
CaH2 |
|
|
|
FeCl3 + H2S |
S + FeCl2 + HCl |
||
5. |
NaH + H2O |
NaOH + H2 |
|
|
|
K2SO3 + KMnO4 + KOH |
K2MnO4 + K2SO4 + H2O |
||
6. |
LiH + HCl |
LiCl + H2 |
|
|
|
K2Cr2O7 + HCl |
Cl2 + KCl + CrCl3 + 7H2O |
||
7. H2O2 H2O + O2 |
|
|||
|
Cr + HCl + O2 |
CrCl3 + H2O |
||
8. |
MnO2 + HCl |
MnCl2 + Cl2 + H2 |
||
|
HI + HClO |
I2 + HCl + H2O |
||
9. |
Cl2 + HCl |
t |
Br2 + HCl |
|
|
|
|||
|
KMnO4 |
K2MnO4 + MnO2 + O2 |
||
10.KI + O3 + H2O |
I2 + O2 + KOH |
|||
|
Ag + H2SO4к Ag2SO4 + SO2 + H2O |
|||
11.MnO2 + HBr |
MnBr2 + H2O |
|
|
|
|
|
45 |
KCl |
t |
KCl + O2 |
|
||
|
|
||||
12.MnO2 + KI + H2SO4 |
I2 + K2SO4 + MnSO4 + H2O |
||||
H2S + H2SO4к |
S + SO2 + H2O |
||||
13.F2 + H2O |
|
HF + O2 |
|
||
Fe + H2SO4к |
t |
Fe2(SO4)3 + SO2 + H2O |
|||
|
|||||
14.Cl2 + H2O |
|
HCl + HClO |
|||
K2Cr2O7 |
t |
K2CrO4 + Cr2O3 + O2 |
|||
|
|||||
15.Cl2 + KOH |
KCl + KClO + H2O |
||||
Cu + HNO3к Cu(NO3)2 + NO2 + H2O |
|||||
16.H2S + FeCl3 |
FeCl2 + S + HCl |
||||
Cl2 + KOH |
t |
KCl + KClO3 + H2O |
|||
|
|||||
17.LiH + O2 |
|
Li2O + H2O |
|||
HNO2 + HI |
I2 + NO + H2O |
||||
18.PH3 + O2 |
|
P2O5 + H2O |
|||
KMnO4 + HCl |
KCl + MnCl2 + Cl2 + H2O |
||||
19.Zn + NaOH + H2O |
Na2[Zn(OH)4] + H2 |
||||
HBr + K2Cr2O7 |
KBr + CrBr3 + Br2 + H2O |
||||
20.P + Cl2 |
|
PCl3 |
|
|
|
K2Cr2O7 + HCl |
Cl2 + KCl + CrCl3 + H2O |
||||
21.Br + H2S |
|
S + HBr |
|
||
HI + Fe2(SO4)3 |
I2 + FeSO4 + H2SO4 |
||||
22.V2O5 + H2 |
|
V2O3 + H2O |
|||
Na2SO3 + H2SO4 |
Na2SO4 + SO2 + H2O |
||||
23.I2 + SO2 + H2O |
H2SO4 + HI |
||||
Fe + HNO3к |
t |
Fe(NO3)3 + NO2 + H2O |
|||
|
|||||
24.P + I2 + H2O |
H3PO3 + HI |
||||
Fe(OH)2 + O2 + H2O |
Fe(OH)3 |
||||
25.FeS2 + O2 |
|
Fe2O3 + SO2 |
|||
HBr + H2SO4к |
Br2 + SO2 + H2O |
46
26.Составьте схему электролиза расплава хлорида магния и вычислите объем хлора, выделившегося при н.у. из соли масса 19,0 г.
27.При электролизе расплава хлорида калия выделилось 22,4 л хлора (н.у.). Какое количество соли подверглось электролизу
28.Какие вещества выделяются на электродах при электролизе раствора соли AgNO3. Составьте схему электролиза.
29.Вычислите объем газа, выделившийся при электролизе раствора сульфата меди (II), если при этом на катоде образовалась 16,0 г меди.
30.Какое вещество будет содержаться в растворе по окончании электролиза водного раствора KCl?
31.Вычислите массу серебра, выделившуюся при пропускании через раствор нитрата серебра тока в 8 А в течение 15 мин.
7. ЭНЕРГЕТИКА ХИМИЧЕСКИХ РЕАКЦИЙ
Первый закон термодинамики
U = U2 – U1 = Q – A,
где U – изменение внутренней энергии системы при переходе ее из состояния 1 в состояние 2; Q – теплота, полученная системой при переходе;
А– работа, совершенная системой.
Энтальпия
H = U + PV,
где Р – давление; V – объем.
Тепловой эффект химической реакции (при постоянном давлении) или изменение энтальпии – количество теплоты выделившееся или поглощенное системой при протекании в ней химической реакции (Q = -∆H).
Закон Гесса: тепловой эффект химической реакции не зависит от пути протекания реакции, а определяется только состоянием исходных веществ и продуктов реакции.
47
Следствие из закона Гесса: тепловой эффект химической реакции равен разности сумм теплот образования продуктов реакции и сумм теплот образования исходных веществ с учетом стехиометрических коэффициентов
aA + bB → cC + dD
Ho c Ho обр С d Ho обр D (a Ho обр A b Ho обр В) ,
где ∆H 0обр – изменение энтальпии при стандартных условиях.
Стандартное состояние – состояние вещества при давлении 101
кПа (1 атм, 760 мм. рт. ст.) и T = 298 К (25 0С).
Если < 0, теплота выделяется, то реакция экзотермическая. Если > 0, теплота поглощается, то реакция эндотермическая.
Обучающая задача 1
Вычислите по термохимическому уравнению количество теплоты, выделяемой при сгорании 1 кг серы:
S + O2 = SO2 + 297 кДж
Решение:
Данное термохимическое уравнение показывает, что при сгорании 1 моль серы (32 г) выделяется 297 кДж теплоты. Учитывая это записываем:
при сгорании 32 г серы выделяется 297 кДж
при сгорании 1 000 г |
выделяется х кДж |
||||
32 : 1000= 297 : х; х = |
1000 |
297 |
9281; х = 9281 кДж |
||
|
32 |
||||
|
|
Ответ: при сгорании 1 кг серы выделяется 9281 кДж теплоты.
Обучающая задача 2
По термохимическому уравнению С + О2 = СО2 + 402,24 кДж
вычислите, сколько сгорело угля, если в реакции выделилось 33 520 кДж теплоты.
Решение:
Данное термохимическое уравнение показывает, что при сгорании 1 моль угля, т.е. 12 г, выделяется 402, 24 кДж теплоты.
Учитывая это, записываем:
48
если выделилось 402,24 кДж, то сгорело 12 г угля, если выделилось 33 520 кДж, то сгорело х г угля
402,24 : 33 520 = 12 : х; х = |
33520 12 |
1000; |
|
402,24 |
|||
|
|
х = 1 000 г
Ответ: 33 520 кДж теплоты выделяется при сгорании 1 кг угля.
Задания для самоподготовки
1.При соединении 4,2 г железа с серой выделилось 7,15 кДж теплоты. Составьте термохимическое уравнение этой реакции.
2.При взаимодействии 1,8 г алюминия с кислородом выделилось 54,7 кДж теплоты. Вычислите теплоту образования оксида алюминия. Составьте термохимическое уравнение этой реакции.
3.При полном сжигании 42 л метана (н.у.) выделилось 1 674 кДж теплоты. Составьте термохимическое уравнение реакции горения метана.
4.По термохимическому уравнению реакции
СО + 2Н2 СН3ОН + 109 кДж вычислите количество выделившейся теплоты при образовании 6,4 г мета-
нола?
5. По термохимическому уравнению реакции С2Н4 + Н2О С2Н5ОН + 46 кДж
вычислите объем взятого этилена (н.у.), если известно, что выделенная в этом процессе теплота составила 184 кДж.
6. Термохимическое уравнение реакции горения фосфора: 4Р + 5О2 = 2Р2О5 + 3 010 кДж.
Сколько теплоты выделится при сгорании 62 г фосфора?
7. По термохимическому уравнению реакции горения этилена С2Н4 + 3О2 = 2СО2 + 2Н2О + 1 400 кДж
рассчитайте, сколько выделится теплоты, если в реакцию вступило 5,6 л этилена (н.у.).
8. По термохимическому уравнению реакции горения ацетилена
2С2Н2 + 5О2 = 4СО2 + 2Н2О + 2 610 кДж рассчитайте, сколько выделится теплоты, если в реакцию вступило:
а) 1 моль ацетилена; б) 5,2 г ацетилена; в) 67,2 л ацетилена (н.у.).
49
9. По термохимическому уравнению реакции горения спирта С2Н2ОН + 3О2 = 2СО2 + 3Н2О + 1 374 кДж
вычислите, сколько выделится теплоты и какое количество вещества кислорода вступило в реакцию, если сгорело 3 моль спирта.
10. По термохимическому уравнению реакции горения метана СН4 + 2О2 = СО2 + 2Н2О + 803 кДж
рассчитайте, какое количество теплоты выделится при сгорании 5 м3 метана (н.у.) и какое количество вещества кислорода потребуется на это горение.
11. По термохимическому уравнению
2Н2О = 2Н2 + О2 – 571 кДж рассчитайте количество теплоты, поглощенной при образовании 2,24 л во-
дорода (н.у.).
12.При сжигании 2 моль фосфора выделяется 1 504 кДж теплоты. Составьте термохимическое уравнение реакции горения фосфора.
13.Возобновление кислорода в атмосферу осуществляется реакцией фотосинтеза:
6СО2 + 6Н2О = С6Н12О6 + 6О2 – 2 815,8 кДж.
Рассчитайте количество вещества оксида углерода (IV) и количество поглощенной теплоты при образовании 7,2 кг глюкозы.
14. По термохимическому уравнению горения водорода
2Н2 + О2 = 2Н2О + 484 кДж рассчитайте объем водорода (н.у.) и количество вещества воды, если в
результате реакции выделилось 24,2 кДж теплоты.
15. Используя термохимическое уравнение реакции
CuO + H2 = Cu + H2O + 80 кДж,
рассчитайте количество теплоты, выделяющейся при восстановлении: а) 5 моль оксида меди (II); б) 1,6 г оксида меди (II).
16. В промышленности водород получают по уравнению:
CH4 + 2H2O = CO2 + 4H2 – 165 кДж.
Каков расход воды (в г), метана (в л) и теплоты при получении 250 м3 водорода (н.у.).
50
17.Составьте термохимическое уравнение реакции горения метилового спирта, при сжигании 0,8 г которого выделилось 18,2 кДж теплоты.
18.По термохимическому уравнению реакции
2Al + FeO3 = Al2O3 + 2Fe + 848 кДж
рассчитайте, сколько выделится теплоты при вступлении в реакцию: а) 10,8 г алюминия; б) 0,2 моль оксида железа (III).
19. По термохимическому уравнению реакции
2H2S + 3O2 = 2SO2 + 2H2O + 857,3 кДж
вычислите, какое количество теплоты образуется при сжигании: а) 3 моль Н2S; б) 17 г Н2S; в) 2,24 л Н2S.
20. По термохимическому уравнению реакции
2Al + 3Cl2 = 2AlCl3 + 1 394,8 кДж
вычислите, какое количество теплоты выделилось при взаимодействии с алюминием: а) 1 моль Cl2; б) 4,48 л Cl2; в) 7,1 г Cl2.
21. По термохимическому уравнению реакции
2Na + Cl2 = 2NaCl + 819 кДж
вычислите объем (н.у.) и количество вещества хлора, вступившего в реакцию, если известно, что выделилось 81,90 кДж теплоты.
22. По термохимическому уравнению реакции
Fe + S = FeS + 95,4 кДж
вычислите количество теплоты, образуемое при окислении 11,2 г железа, и количество вещества сульфида железа (II), полученного при этом.
23.Составьте термохимическое уравнение реакции, если известно, что при сгорании 6 г водорода в кислороде выделяется 858 кДж теплоты. Вычислите, какое количество вещества воды выделилось при этом.
24.Составьте термохимическое уравнение реакции, если известно, что при взаимодействии 14 г железа с серой выделилось 24,3 кДж теплоты.
25.По термохимическому уравнению реакции
3Fe + O2 = Fe3O4 + 1 116 кДж
вычислите количество теплоты, выделившееся при сжигании 1 кг железа, содержащего 6 % примеси.
51
7.СКОРОСТЬ ХИМИЧЕСКИХ РЕАКЦИЙ. ХИМИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ
Скорость химической реакции (v) – показывает изменение количества реагирующих веществ в единице реакционного пространства в единицу времени. Для гомогенной (однородной) системы скорость химической реакции характеризуется изменением концентрации реагирующих веществ в единицу времени в единице объема. Для гетерогенной системы скорость химической реакции характеризуется изменением количества вещества на границе раздела фаз.
v = |
С2 |
С1 |
|
C |
, |
t2 |
t1 |
|
t |
где v – средняя скорость химической реакции за время t,
С2 и С1 – концентрации вещества в моменты времени t2 и t1.
52
ФАКТОРЫ, ВЛИЯЮЩИЕ НА СКОРОСТЬ РЕАКЦИИ
Природа реагирующих веществ
Условия протекания реакций
концентра- |
|
Температу- |
|
присутствие |
|
ция (С) |
|
ра (Т) |
|
катализатора |
|
|
|
|
|
|
|
давление |
|
измельче- |
|
радиоактив- |
|
(для газовых |
|
ние (для |
|
ное излучение |
|
|
|
|
|||
реакций) |
|
твердых ве- |
|
|
|
|
|
ществ) |
|
|
|
Основной закон химической кинетики (закон действия масс): скорость химической реакции пропорциональна произведению концентрации реагирующих веществ в степенях их стехиометрических коэффициентах.
аА + bВ = cС + dD v = k C аА C bB ,
где v – скорость химической реакции, моль/(л-с), CA и CВ – концентрации веществ А и В, моль/л, k – константа скорости реакции
Правило Вант-Гоффа: при повышении температуры на каждые 10 0 скорость большинства реакций увеличивается в 2-4 раза.
v2 |
|
t2 t1 |
|
|
γ |
10 , |
|||
v1 |
||||
|
|
|
где v t1 , v t2 – скорость реакции соответственно при t1 – начальной тем-
пературе, t2 – конечной температуре, γ – температурный коэффициент скорости реакции.
53
КАТАЛИЗ И КАТАЛИЗАТОРЫ
Катализаторами называются вещества, изменяющие скорость химических реакций
Отрицательный катализ (ингибирование) – катализатор
(ингибитор) замедляет реакцию
Положительный катализ – катализатор ускоряет реакцию
Гомогенный катализ –
реагирующие веществ и катализатор образуют однофазную систему.
Например:
2SO2(г) + O2(г) |
NO(г) |
2SO3(г) |
|
Гетерогенный катализ –
реагирующие вещества и катализатор образуют систему из разных фаз.
Например:
C6H6(ж) + Cl2(г) |
Fe(тв) |
|
|
C6H5Cl(ж) + HCl(г) |
ХИМИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ
Кинетическое условие равновесия
скорости прямой и обратной ре-
акции равны ( V V )
K = [C]c [D]d [A]a [B]b
Факторы, влияющие на смещение равновесия
Концентрация ТемДавлереагирующих перание (для веществ тура газообразных веществ)
Катализатор на смещение равновесия влияния не оказыва-
ет
Принцип Ле-Шателье или принцип подвижного равновесия
если на систему, находящуюся в равновесии, производится какое-либо внешнее воздействие (изменяется концентрация, температура, давление), то оно благоприятствует протеканию той из двух противоположных реакций, которая ослабляет это воздействие.
54
Обучающая задача 1
Написать выражения закона действия масс для реакций а) 2NO(г) + Cl2(г) 2NOCl(г)
б) CaCO3(к) CaO(к) + CO2(г)
Решение:
Используя закон действующих масс, записываем выражение для скоростей прямой реакции
а) v = k [NO]2[Cl2];
б) поскольку карбонат кальция – твердое вещество, концентрация которого не изменяется в ходе реакции, то выражение для скорости прямой реакции будет иметь вид: v = k, т.е. в данном случае скорость реакции при определенной температуре постоянна.
Обучающая задача 2
Как изменится скорость реакции
2NO(г) + O2(г) = 2NO2(г),
если уменьшить объем реакционного сосуда в 3 раза?
Решение:
До изменения объема скорость реакции выражалась уравнением v = k [NO]2[O2]
Вследствие уменьшения объема концентрация каждого из реагирующих веществ возрастет в 3 раза. Следовательно, выражение скорости реакции будет иметь вид
v/ = k(3[NO])2(3[O2]) = 27k [NO]2[O2]
Ответ: скорость прямой реакции увеличится в 27 раз.
Обучающая задача 3
Температурный коэффициент скорости реакции равен 2. Во сколько раз возрастет скорость реакции при повышении температуры от 20 до 50 0С?
Решение:
Обозначим скорости при 20 0С и 50 0С соответственно через v1 и v2; t2-t1= = 70 – 20 = 50. Используя правило Вант-Гоффа
|
|
|
55 |
|
v2 |
|
t2 t1 |
50 |
|
γ 10 |
210 = 25 = 32. |
|||
v1 |
||||
|
|
|
Ответ: скорость реакции увеличится в 32 раза.
Обучающая задача 4
Какое влияние на смещение равновесия в системе
4HCl(г) + O2(г) 2Cl2(г) + 2H2O(г), 0 = -116,4 кДж
окажут: а) увеличение давления; б) повышение температуры; в) введение катализатора.
Решение:
Так как все вещества в системе – газы, то в соответствии с принципом Ле-Шателье повышение давления приводит к смещению равновесия в сторону реакции, сопровождающейся уменьшением количества вещества газа, т. е. в сторону образования Cl2 и H2O.
Поскольку прямая реакция экзотермическая, то повышение температуры будет способствовать протеканию процесса с поглощением температуры, т.е. равновесие сместится в сторону протекания эндотермической реакции
– образования HCl и О2.
Катализатор в одинаковой степени ускоряет прямую и обратную реакции, поэтому в его присутствии равновесные количества веществ не изменятся, что не влияет на смещение химического равновесия.
Задания для самоподготовки
1. |
Как изменится скорость реакции |
|
|
2NO(г) + O2(г) |
2NO2(г), |
|
если объем реакционного сосуда уменьшить в 4 раза? |
|
2. |
Как изменится скорость реакции |
|
|
N2(г) + 3H2(г) |
2HN3(г), |
|
если увеличить давление в системе в 2 раза? |
|
3. |
Как изменится скорость реакции |
|
|
С(тв) + О2(г) = СО2(г), |
|
|
если увеличить концентрацию кислорода в 5 раз? |
|
4. |
Как изменится скорость реакции |
|
|
4Fe(к) + 3O2(г) = 2Fe2O3(к), |
56
если уменьшить концентрацию кислорода в 2 раза? 5. Как изменится скорость реакции
2SO2(г) + O2(г) 2SO3(г), если уменьшить давление в 3 раза? 6. Как изменится скорость реакции
Н2(г) + Сl2(г) = 2HCl(г),
если уменьшить объем реакционного сосуда в 2 раза?
7.На сколько градусов надо увеличить температуру, чтобы скорость реакции возросла в 27 раз? Температурный коэффициент скорости реакции равен 3.
8.Чему равен температурный коэффициент скорости реакции, если при увеличении температуры на 30 0С скорость реакции возрастает в 8 раз?
9.Температурный коэффициент скорости некоторой реакции равен 4. Во сколько раз увеличится скорость этой реакции, если повысить температуру на 20 0С?
10.На сколько градусов нужно уменьшить температуру, чтобы скорость реакции уменьшилась в 4 раза? Температурный коэффициент скорости реакции равен 2.
11.Чему равен температурный коэффициент скорости реакции, если при увеличении температуры на 50 0С скорость реакции возрастет в 32 раз?
12.Температурный коэффициент скорости некоторой реакции равен 3. Во сколько раз уменьшится скорость этой реакции, если понизить температуру на 20 0С?
13.Как повлияет уменьшение температуры на равновесие в следующих системах:
|
a) A + B = 2C, > 0; |
б) A + B = 2C, < 0. |
14. |
Как надо изменить температуру и давление, чтобы равновесие в ре- |
|
акции сместилось в сторону продуктов разложения |
||
|
CaCO3(г) CaO(г) + CO2(г), = 178 кДж. |
|
15. |
Как повлияет уменьшение давления на равновесие в реакциях: |
|
|
а) N2O4 |
2NO2; |
|
б) 2NO + O2 |
2NО2; |
|
в) 3Fe2O3(к) + CO(г) |
2Fe3O4(к) + CO2(г)? |
|
|
57 |
|
|
16. |
В каком направлении сместится равновесие |
|
||
|
2CO(г) + O2(г) |
2CO2(г); |
0 = -566 кДж: |
|
|
а) при понижении температуры; б) при повышении давления? |
|||
17. |
В каком направлении сместится равновесие |
|
||
|
N2(г) + O2(г) |
2NO(г); |
0 = 180 кДж |
|
|
а) понижение температуры; б) повышение давления? |
|||
18. |
Как повлияет на равновесие следующей реакции |
|||
|
2Н2(г) + О2(г) |
2Н2О |
0 = -483,6 кДж: |
|
|
а) понижение температуры; б) повышение давления? |
|||
19. |
Как повлияет на равновесие следующей реакции |
|||
|
СaCO3(к) CaO(к) + CO2(г) 0 = 179 кДж: |
|||
|
а) при понижении температуры; б) при повышении давления? |
|||
20. |
Указать, какими изменениями концентраций реагирующих веществ |
|||
можно сместить вправо равновесие реакции |
|
|||
|
СО2(г) + С(графит) |
2СО(г). |
|
|
21. |
Во сколько раз увеличится скорость реакции горения аммиака |
|||
|
4NH3(г) + 3O2 = 2N2 + 6H2О(ж) |
|
||
|
при увеличении давления в 2 раза? |
|
|
|
22. |
Как изменится скорость гетерогенной реакции |
|
||
|
C2H5OH(ж) + 3O2(г) = 2CO2(г) + 3H2O(ж) |
|||
|
при увеличении давления в 3 раза? |
|
|
|
23. |
В каком направлении произойдет смещение равновесия системы |
|||
|
СО(г) + Н2О СО2(г) + Н2(г), |
> 0, |
||
|
если: а) повысить давление; б) понизить температуру. |
|||
24. |
В каком направлении произойдет смещение равновесия при пони- |
|||
жении давления в системах: |
|
|
|
|
|
а) N2 + 3H2 |
2NH3 |
|
|
|
б) 2SO2 + O2 |
2SO3 |
|
|
25. |
В каком направлении произойдет смещение равновесия при увели- |
|||
чении давления в системах: |
|
|
|
а)4HBr(г) + O2(г) 2H2O(г) + 2Br2(г)
б)H2(г) + S(т) H2S(г)