Методические рекомендации по теме "Химические реакции"

ФЕДЕРАЛЬНОЕ ГОСУДАРСТВЕННОЕ БЮДЖЕТНОЕ ОБРАЗОВАТЕЛЬНОЕ УЧРЕЖДЕНИЕ

ВЫСШЕГО ОБРАЗОВАНИЯ

«РОССИЙСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ УНИВЕРСИТЕТ ПРАВОСУДИЯ»

Приволжский филиал

КАФЕДРА ОБЩЕОБРАЗОВАТЕЛЬНЫХ ДИСЦИПЛИН

ЕСТЕСТВОЗНАНИЕ

ХИМИЧЕСКИЕ РЕАКЦИИ

УЧЕБНО-МЕТОДИЧЕСКОЕ ПОСОБИЕ

для студентов очной формы обучения

факультета непрерывного образования

Специальность 030912 Право и организация социального обеспечения

Автор: Малышева Г.И. – преподаватель кафедры общеобразовательных дисциплин ПФ ФГБОУВО «РГУП»

Нижний Новгород

2015

Оглавление

ПОЯСНИТЕЛЬНАЯ ЗАПИСКА.. 3

Цели и задачи курса. 3

Глава 12. Химические реакции. 5

Химические реакции. 6

Как проходят реакции. 6

Закон сохранения массы.. 7

Химические уравнения. 7

Классификация химических реакций. 7

1.По наличию границы раздела фаз. 7

2.По изменению степеней окисления реагентов. 9

3.По тепловому эффекту реакции. 9

4.По типу превращений реагирующих частиц. 10

5.По признаку направления протекания. 10

6. По признаку участия катализаторов. 11

Скорость химической реакции. 11

Факторы, влияющие на скорость реакции. 12

1. Природа реагирующих веществ    ………………………………………………………………………………………13

2. Температура                       ……………………………………………………………………………………………….13

3. Концентрации реагентов. 13

4. Наличие катализатора          ……………………………………………………………………………………………..14

5. Скорость гетерофазных реакций зависит также от состояния поверхности. 14

Вычисление скорости реакции вследствие изменения концентрации реагирующих веществ. 14

Вычисление скорости реакции с газовыми компонентами вследствие изменения давления. 17

Вычисление скорости реакции вследствие изменения температуры.. 20

Химическое равновесие. 22

1. Вычисление константы химического равновесия. 23

2. Вычисление равновесных концентраций по исходным концентрациям реагирующих веществ и наоборот. 23

3. Смещение химического равновесия. 27

Основная литература. 30

Дополнительная литература. 31

Интернет – источники. 31

Приложение 1. 33

Скорость химической реакции. Химическое равновесие. 33

Приложение 2. 37

Упражнения и задачи. 37

Приложение 3. 39

Задачи для самостоятельного решения. 39

ПОЯСНИТЕЛЬНАЯ ЗАПИСКА

     Программа курса «Естествознание» разработана для студентов факультета непрерывного образования по подготовке специалистов  для судебной системы  РГУП с учетом особенностей  специальности «Право и организация социального обеспечения» среднего профессионального образования.

Одна из ключевых проблем современного естественнонаучного образования – это разрыв теоретических знаний на уровне модельного описания и практики самостоятельного применения полученных знаний учащимися в повседневной жизни.

        Цели и задачи курса

       Познание истины (законов природы) — непосредственная или ближайшая цель естествознания, содействие их практическому использованию — конечная цель.  

Частная цель для темы «Химические реакции»: сформировать более целостный и законченный круг знаний о химической кинетике, создать условия для развития интереса к изучению химии, умения самостоятельно приобретать и применять знания, наблюдать и описывать результаты наблюдений, делать выводы.

         Главная задача курса – формирование на межпредметной основе общенаучных  и общеинтеллектуальных умений и навыков целостной естественнонаучной картины мира.

освоение знаний о современной естественнонаучной картине мира и методах естественных наук; знакомство с наиболее важными идеями и достижениями естествознания, оказавшими определяющее влияние на представления человека о природе; развитие техники и технологий; о возможностях науки и научного знания в деле решения проблемы выживания человечества;

-         получение необходимых конкретных знаний о строении и развитии мира неживой и живой природы и их взаимной обусловленности;

-         формирование в мировоззрении студентов  гуманитарных специальностей достаточно целостной естественнонаучной картины окружающего мира и  место в ней человека;

-         понимание  не противоречивости, а взаимной необходимости рационального (естественнонаучного) и образного (гуманитарного) отражения окружающего мира;

-         преодоление психологического барьера гуманитариев перед естественнонаучным знанием;

-         овладение умениями применять полученные знания для объяснений явлений окружающего мира, критической оценки и использования естественнонаучной информации, содержащейся в СМИ, ресурсах Интернета и научно-популярной литературе; осознанного определения собственной позиции по отношению к обсуждаемым в обществе проблемам науки;

-         развитие интеллектуальных, творческих способностей и критического мышления в ходе проведения простейших исследований, анализа явлений, восприятия и интерпретации естественнонаучной информации;

-         воспитание убежденности в возможности познания законов природы и использования достижений естественных наук для развития цивилизации; стремления к обоснованности высказываемой позиции и уважения к мнению оппонента при обсуждении проблем; осознанного отношения к возможности опасных экологических и этических последствий, связанных с достижениями естественных наук;

-         формирование личностных принципов «здорового образа жизни» и «экологического стиля поведения»;

-         использование естественнонаучных знаний в повседневной жизни для обеспечения безопасности жизнедеятельности, охраны здоровья, окружающей среды, энергосбережения; 

    Химия представлена как еще одна наука о сложной системе окружающего нас мира, состоящей из множества подсистем и элементов, которые находятся во взаимосвязи друг с другом и образуют в совокупности определенную целостность. В основу изложения теорий неорганической и органической химии положены квантово-механические, структурные, термодинамические и кинетические закономерности.

Задача курса в том, чтобы сформировать основы естественнонаучной культуры и как можно более наглядно показать, какую роль играют естественные науки в развитии цивилизации, формировании материального окружения человека, знаний человека о самом себе.          

              При таком подходе курс естествознания органически преломляется через предметное знание отдельных естественных наук, составляя в целом единую, целостную естественнонаучную картину мира, позволяя студентам «подняться» над мозаикой раздробленных наук, увидеть красоту, гармоничность и неоднозначность, загадочность мироздания в той мере, которая соответствует их возрастным возможностям. Понимание, основанное на синтезе всех знаний, добытых современной наукой о природе, является главной целью преподавания материала курса.

Глава 12. Химические реакции

         Химическая реакция. Химическое уравнение.  Закон сохранения массы вещества при химических реакциях. Скорость химических реакций и факторы, от которых она зависит (концентрация, температура, катализаторы и др.). Классификация химических реакций. Химическое равновесие. Принципы смещения химического равновесия Ле- Шателье.     Окислительно-восстановительные реакции в природе и технике, их значение.

В теме даются представления по химической кинетике: о прямой и обратной реакциях, скорости реакции и изменении скорости под влиянием различных факторов, катализе и катализаторах, закон действия масс, константа скорости химической реакции, константа равновесия, принцип Ле Шателье, предусмотрен ряд практических занятий и решение расчетных задач по данной теме (Приложение 2, Приложение 3). Завершается изучение курса выполнением контрольного теста, упражнений и задач (Приложение 1).

Студент должен

знать/понимать:

·        сущность химических реакций; факторы, влияющие на скорость химических реакций;

·        классификацию химических реакций;

·        принципы смещения химического равновесия

уметь:

·        классифицировать реакции, в т.ч. с точки зрения окисления-восстановления;

·        объяснять  зависимости скорости химической реакции от различных факторов (температуры, катализатора, концентрации);

работать с естественнонаучной информацией, содержащейся в сообщениях СМИ, ресурсах Интернета, научно-популярных статьях

Химические реакции

В окружающем нас мире постоянно проходят химические реакции — перевариваем ли мы пищу, печем ли пироги, ездим ли на машинах. В ходе химической реакции атомы веществ (реагентов) перегруппировываются, образуя новые вещества (продукты реакции). Результат реакции зависит от элементов, из которых состоят реагенты. При ударе молнии азот воздуха реагирует с кислородом, образуя диоксид азота.

Как проходят реакции

В ходе химической реакции связи между атомами веществ разрываются и атомы образуют связи с новыми партнерами. Ниже показано, как вода и углекислый газ образуют угольную кислоту. Молекула воды (Н₂0) состоит из двух атомов водорода и одного атома кислорода. Молекула углекислого газа (СО₂) состоит из двух атомов кислорода и связанного с ними атома углерода. Связи между атомами в молекулах рвутся, и возникают другие связи. Так образуется молекула угольной кислоты: H₂O + CO₂ = H₂CO₃.

Для разрушения связей и возникновения новых требуется энергия, поэтому любая химическая реакция сопровождается энергетическим обменом с окружающей средой. Как правило, выделяется или поглощается тепловая энергия, но в некоторых реакциях участвует свет. Если при ре­акции выделяется тепло, то реакция называется экзотермической. При эндотермической реакции тепло поглощается. У глубоководных рыб есть особые клетки, в которых происходят реакции, в ходе которых излучается свет. При физических упражнениях в клетках тепла происходят реакции с выделением, т.е. экзотермические реакции.

Многие химические реакции не могут начаться без подвода определенного количества энергии, как правило, тепловой. Тепло заставляет молекулы двигаться быстрее, они сталкиваются друг с другом и вступают в реакцию. Минимальная энергия, не­обходимая для начала реакции, называется энергией активации. Трение спички о коробок вызывает химическую реакцию, приводящую к возгоранию спички.

Закон сохранения массы

В ходе химических реакций вещество не создается и не уничтожается. В этом и состоит закон сохранения массы. В ходе реакции соединения железа с серой между атомами устанавливаются новые связи. После реакции число атомов не изменилось.

Химические уравнения

Реакция записываются в форме уравнений. В уравнении 2H₂ (r) + O₂ (r) = 2H₂O (ж) помещаются химические формулы веществ, вступивших в реакцию (реагентов), справа — форму­лы образовавшихся веществ (продуктов реакции). Это уравнение показывает реакцию кислорода и водорода с образованием воды. В обеих сторонах уравнения содержится одинаковое количество атомов. Между реагентами и продуктами ставится стрелка или знак равенства. Если присутствует катализатор, он обозначается над стрелкой. В уравнении также особыми символами может быть указано агрегатное состояние веществ — газ, жидкость, твердое вещество, растворенное вещество (см. статью "Твердые тела, жидкости и газы"). По закону сохранения массы обе части уравнения должны содержать одно и то же число атомов.

Классификация химических реакций

Существует большое количество признаков, по которым можно классифицировать химические реакции.

1.По наличию границы раздела фаз все химические реакции подразделяются на гомогенные и гетерогенные.

Химическая реакция, протекающая в пределах одной фазы, называется гомогенной химической реакцией. Химическая реакция, протекающая на границе раздела фаз, называется гетерогенной химической реакцией. В многостадийной химической реакции некоторые стадии могут быть гомогенными, а другие — гетерогенными. Такие реакции называются гомогенно-гетерогенными.

В зависимости числа фаз, которые образуют исходные вещества и продукты реакции, химические процессы могут быть гомофазными (исходные вещества и продукты находятся в пределах одной фазы) и гетерофазными (исходные вещества и продукты образуют несколько фаз). Гомо- и гетерофазность реакции не связана с тем, является ли реакция гомо- или гетерогенно[. Поэтому можно выделить четыре типа процессов:

Гомогенные реакции (гомофазные). В реакциях такого типа реакционная смесь является гомогенной, а реагенты и продукты принадлежат одной и той же фазе. Примером таких реакций могут служить реакции ионного обмена, например, нейтрализация кислоты и щелочи в растворе:

NaOH(раств.) + HCl(раств.) → NaCl(раств.) + H₂O(ж.)

Гетерогенные гомофазные реакции. Компоненты находятся в пределах одной фазы, однако реакция протекает на границе раздела фаз, например, на поверхности катализатора. Примером может быть гидрирование этилена на никелевом катализаторе:

C₂H₄(газ) + H₂(газ) → C₂H₆(газ)

Гомогенные гетерофазные реакции. Реагенты и продукты в такой реакции существуют в пределах нескольких фаз, однако реакция протекает в одной фазе. Так может проходить окисление углеводородов в жидкой фазе газообразным кислородом.

Гетерогенные гетерофазные реакции. В этом случае реагенты находятся в разном фазовом состоянии, продукты реакции также могут находиться в любом фазовом состоянии. Реакционный процесс протекает на границе раздела фаз. Примером может служить реакция солей угольной кислоты (карбонатов) с кислотами Бренстеда:

MgCO₃(тв.) + 2HCl(раств.) → MgCl₂(раств.) + CO₂(газ) + H₂O(ж.)

2.По изменению степеней окисления реагентов

В данном случае различают

Окислительно-восстановительные реакции, в которых атомы одного элемента (окислителя) восстанавливаются, то есть понижают свою степень окисления, а атомы другого элемента (восстановителя) окисляются, то есть повышают свою степень окисления. Частным случаем окислительно-восстановительных реакций являются реакции конпропорционирования, в которых окислителем и восстановителем являются атомы одного и того же элемента, находящиеся в разных степенях окисления.

Пример окислительно-восстановительной реакции — горение водорода (восстановитель) в кислороде (окислитель) с образованием воды:

2H₂ + O₂ = 2H₂O

Пример реакции конпропорционирования — реакция разложения нитрата аммония при нагревании. Окислителем в данном случае выступает азот (+5) нитрогруппы, а восстановителем — азот (-3) катиона аммония:

NH₄NO₃ = N₂O + 2H₂O (до 250 °C)

Не относятся к окислительно-восстановительным реакции, в которых не происходит изменения степеней окисления атомов, например,

BaCl₂ + Na₂SO₄ = 2NaCl + BaSO₄(осадок)

3.По тепловому эффекту реакции

Все химические реакции сопровождаются выделением или поглощением энергии. При разрыве химических связей в реагентах выделяется энергия, которая в основном идёт на образование новых химических связей. В некоторых реакциях энергии этих процессов близки, и в таком случае общий тепловой эффект реакции приближается к нулю. В остальных случаях можно выделить:

экзотермические реакции, которые идут с выделением тепла, (положительный тепловой эффект) например, указанное выше горение водорода эндотермические реакции в ходе которых тепло поглощается (отрицательный тепловой эффект) из окружающей среды.

4.По типу превращений реагирующих частиц

соединения: 

разложения: 

замещения: 

обмена (в т.ч. тип реакции-нейтрализация): 

Химические реакции всегда сопровождаются физическими эффектами: поглощением или выделением энергии, изменением окраски реакционной смеси и др. Именно по этим физическим эффектам часто судят о протекании химических реакций.

Реакция соединения-химическая реакция, в результате которой из двух или большего числа исходных веществ образуется только одно новое.В такие реакции могут вступать как простые, так и сложные вещества.

Реакция разложения-химическая реакция, в результате которой из одного вещества образуется несколько новых веществ. В реакции данного типа вступают только сложные соединения, а их продуктами могут быть как сложные, так и простые вещества.

Реакция замещения-химическая реакция,в результате которой атомы одного элемента, входящие в состав простого вещества, замещают атомы другого элемента в его сложном соединении. Как следует из определения, в таких реакциях одно из исходных веществ должно быть простым, а другое сложным.

Реакции обмена- реакция, в результате которой два сложных вещества обмениваются своими составными частями.

5.По признаку направления протекания химические реакции делятся на необратимые и обратимые.

Необратимыми называют химические реакции, протекающие лишь в одном направлении ("слева направо"), в результате чего исходные вещества превращаются в продукты реакции. О таких химических процессах говорят, что они протекают "до конца". К ним относят реакции горения, а также реакции, сопровождающиеся образованием малорастворимых или газообразных веществ Обратимыми называются химические реакции, протекающие одновременно в двух противоположных направлениях ("слева направо" и "справа налево"). В уравнениях таких реакций знак равенства заменяется двумя противоположно направленными стрелками. Среди двух одновременно протекающих реакций различают прямую(протекает "слева направо") и обратную(протекает "справа налево"). Поскольку в ходе обратимой реакции исходные вещества одновременно и расходуются и образуются, они не полностью превращаются в продукты реакции. Поэтому об обратимых реакциях говорят, что они протекают "не до конца". В результате всегда образуется смесь исходных веществ и продуктов взаимодействия.

6. По признаку участия катализаторов химические реакции делятся на каталитические и некаталитические.

Каталитическими называют реакции, протекающие в присутствии катализаторов. В уравнениях таких реакций химическую формулу катализатора указывают над знаком равенства или обратимости, иногда вместе с обозначением условий протекания(температура t, давление p). К реакциям данного типа относятся многие реакции разложения и соединения.

Некаталитическими называются многие реакции, протекающие в отсутствие катализаторов. Это, например, реакции обмена и замещения.

Скорость химической реакции

Скорость гомофазной реакции - отношение изменения концентрации реагента или продукта реакции ко времени протекания реакции.

Единица измерения скорости:

Скорость гетерофазной реакции - отношение изменения количества вещества реагента или продукта реакции ко времени протекания реакции и площади соприкосновения реагирующих веществ.

Единица измерения скорости:

Факторы, влияющие на скорость реакции.
1. Природа реагирующих веществ (состав, строение, энергия активации).

Энергия активации (Ea) - избыточная энергия (по сравнению со средней), необходимая для эффективного соударения реагирующих частиц. 
Чем меньше энергия активации, тем больше скорость реакции, и, чем больше энергия активации, тем меньше скорость реакции. Например, реакции обмена в водных растворах, приводящие к образованию осадка протекают очень быстро, так как у них очень маленькая энергия активации. Напротив, реакция получения аммиака из водорода и азота при комнатной температуре практически не идет, так как у нее очень большая энергия активации.
2. Температура. При увеличении температуры увеличивается скорость движения молекул и их кинетическая энергия, уменьшается прочность связей, все это приводит к возрастанию числа частиц с энергией, равной энергии активации, и увеличению скорости реакции.
Правило Вант-Гоффа. При увеличении температуры на 10oС скорость реакции возрастает в 2 ... 4 раза.

или

3. Концентрации реагентов. Чем больше концентрация реагирующих веществ, тем чаще их частицы соударяются, и тем больше скорость реакции. Для реакции aA + bB = dD, протекающей в одну стадию, скорость реакции v = k·(cA)a·(cB)b. Это выражение называется законом действующих масс для скорости реакции. Постоянная (при постоянной температуре) величина k называется константой скорости реакции. Она равна скорости реакции при единичных концентрациях реагентов.
4. Наличие катализатора. Катализатор — это вещество, влияющее на скорость химической реакции, но само при этом не изменяющееся. Одни ката­лизаторы ускоряют ход реакции, другие — ингибиторы — замедляют реакцию. Ка­тализаторы, ускоряющие реакции в живых организмах, называются ферментами. Паук впрыскивает в жертву ферменты. Ферменты ускоряют ход реакции и разлагают добычу паука. Действие катализатора основано на том, что он понижает энергию активации, т.е. минимальную энергию, необходимую для начала реакции. С катализатором реакция начинается легче. Катализатор — не какое-то особое вещество; это просто вещество, играющее определенную роль в реакции. Катализаторами часто бывают металлы. Каталитические нейтрализато­ры, удаляющие ядовитые вещества из выхлопных га­зов, содержат два металла-катализатора — платину и родий. В каталитическом нейтрализаторе ядовитый угарный газ и углеводороды в присутствии металлов вступают в реакцию и образуют углекислый газ и воду.                                               

Действие ферментов, как и других ка­тализаторов, избирательно. Каждый фермент способствует только одному типу реакций. Разнообразные ферменты, имеющиеся в пищеварительной системе животных, ускоряют реакции, разлагающие пищу на составные части. Ученые считают, что дыра в озоновом слое атмосферы растет быстрее из-за хлора, действующего как катализатор и реакции разложения озона (О₃) на кислород (О₂). Хлор поступает в атмосферу при распа­де хлорфторуглеродов.

5. Скорость гетерофазных реакций зависит также от состояния поверхности (например, чистая или загрязненная), характера образующихся продуктов (например, растворимы продукты или нет), условий подвода реагентов и отвода продуктов реакции (например, используется перемешивание, или нет).
Если реакция протекает на границе газовой фазы и твёрдой (или жидкой) фазы, то на скорость реакции не влияют концентрации жидких и твердых веществ, а если на границе жидкой и твёрдой фазы, то - концентрации твердых веществ.

Вычисление скорости реакции вследствие изменения концентрации реагирующих веществ

Зависимость скорости реакции от концентрации реагирующих веществ выражается законом действующих масс: скорость химической реакции при постоянной температуре прямо пропорциональна произведению молярных концентраций реагирующих веществ.

Так, для гомогенной реакции mА + nВ ® продукты выражение скорости реакции записывается: υ = k[A]m[B]n, где: [А], [В] – молярные концентрации реагирующих веществ, моль/л;

m, n – стехиометрические коэффициенты уравнения реакции;

k – коэффициент пропорциональности, называемый константой скорости, не зависящей от концентрации реагентов и постоянный только при данной температуре.

Начальные (исходные) молярные концентрации реагирующих веществ и продуктов реакции обозначаются [ ]0.

П р и м е р 1.

Гомогенная реакция между уксусной кислотой и спиртом протекает по уравнению:

СН₃ООН + С₂Н₅ОН = СН₃СООС₂Н₅ + Н₂O.

Начальные концентрации кислоты и спирта соответственно равны 0,1 моль/л и 0,06 моль/л. Рассчитайте:

а) начальную скорость реакции;

б) скорость реакции, когда концентрация спирта уменьшится до 0,04 моль/л.

Дано:

а) [СН₃СООН]0 = 0,1 моль/л

[С₂Н₅ОН]0 = 0,06 моль/л

υ0 – ?

б) [С₂Н₅ОН] = 0,04 моль/л

υ – ?

Решение:

а) Если в условии задачи не указана константа скорости, ее величина принимается за единицу.

υ0 = k[СН₃СООН]0 [С₂Н₅ОН]0 = 1 · [10–1] [6 · 10–2] = 6 · 10–3 моль/л·с.

б) Кислота и спирт реагируют в молярном отношении 1: 1, поэтому уменьшение концентрации спирта на 0,02 моль (0,06 – 0,04 = = 0,02) соответствует начальному изменению концентрации кислоты до 0,08 моль/л (0,1 – 0,02 = 0,08). Скорость реакции в этом случае будет следующей:

υ = k[СН₃СООН] [С₂Н₅ОН] = 1 · [8 · 10–2] [4 · 10–2] = 3,2 · 10–3 моль/л·с.

Ответ: а) 6 · 10–3 моль/л·с;  б) 3,2 · 10–3 моль/л·с.

П р и м е р 2.

Реакция протекает по уравнению:

Fe₂O₃(т) + ЗСО(г) = 2Fe(т) + 3СО₂(г)

Напишите математическое выражение скорости реакции и определите, во сколько раз следует увеличить концентрацию СО, чтобы скорость реакции возросла в 125 раз по сравнению с начальной.

Дано:

υ = 125υ0

[СО] – ?

Решение:

Твердая фаза характеризуется величиной поверхности, поэтому в выражении скорости гетерогенной реакции не фигурирует.

υ0 = k[CO]03

Константу скорости реакции принимаем за единицу:

125υ0 = [СО]0   или   [СО]0 =  = 5.

Ответ: Начальную концентрацию оксида углерода (II) следует увеличить в 5 раз.

П р и м е р 3.

Определить величину константы скорости реакции, протекающей по уравнению 2А + В ⇄ С, если в некоторый момент времени при скорости реакции, равной 7,5 · 10–5 моль/л·с, концентрации реагирующих веществ А и В стали соответственно равны 0,05 моль/л и 0,1 моль/л.

Дано:

[A] = 0,05 моль/л

[B] = 0,1 моль/л

υ = 7,5 · 10–5 моль/л·с

k – ?

Решение:

Записываем выражение скорости реакции (1.2) и определяем величину константы скорости реакции:

υ = k[A]² [B],

k = υ /[A]² [B] = 7,5 · 10^–5/[5 · 10^–2]² [10^–1] = 7,5 · 10^–5/25 · 10^–5 = 0,3.

Ответ: 0,3.

Пример 4.

Рассчитайте среднюю скорость гомогенной химической реакции CО₂ + Н₂ = СО + Н₂О, если через 40 секунд после начала реакции молярная концентрация паров воды была равна 0,24 моль/л, а через 2 минуты стала равной 0,28 моль/л.

Дано:

с₁ = 0,24 моль/л

с₂ = 0,28 моль/л

t₁ = 40 с

t₂ =2 мин (120 с)

υ – ?

Решение:

Исходя из соотношения (1.1) находим среднюю скорость реакции:

х = (с₂ (Н₂О) – с₁(Н₂О)) / (t₁ – t₂) =

= (0,28 – 0,24 ) / (120 – 40) = 5 · 10^–4 моль/ л·с

Ответ: 5 · 10^–4 моль/л·с.

Вычисление скорости реакции с газовыми компонентами вследствие изменения давления

В соответствии с газовыми законами изменение давления газовой системы влечет за собой изменение ее объема и концентраций реагирующих веществ. Исходя из схемы р­, V¯, [ ]­ и р¯, V­, [ ] ¯, следует помнить: молярная концентрация реагирующего вещества [ ] увеличивается во столько раз, во сколько раз повышается давление р или понижается объем системы V и, наоборот, понижению молярной концентрации вещества способствует эквивалентное понижение давления или увеличение объема системы.

П р и м е р 1.

Гомогенная реакция протекает по уравнению 2NO + О₂ = 2NО₂. Как изменится скорость реакции, если:

а) повысить давление в системе в 3 раза;

б) увеличить объем системы в 2 раза?

Дано:

а) p­ в 3 раза

б) V­ в 2 раза

υ₀, υ – ?

Решение:

Записываем выражение начальной скорости реакции:

υ₀ = [NО]₀²[О₂]₀

а) при увеличении давления в системе в 3 раза начальные концентрации реагирующих веществ тоже увеличиваются в 3 раза, что приводит к увеличению скорости реакции:

[NO] = [3NO]₀;        [О₂] =[3О₂];

υ = k[NО]²[О₂] = k[3NO]₀²[3О₂]₀ = 27υ₀.

б) увеличение объема системы приводит к понижению концентраций реагирующих веществ в 2 раза:

[NO] = [1/2NO]₀;       [O₂] = [1/2O₂]₀.

и понижению скорости реакции

v = k[NО]²[О₂] = k[1/2NO]₀²[1/2O₂]₀= υ₀/8.

Ответ: а) Скорость возрастет в 27 раз.

б) Скорость понизится в 8 раз.

П р и м е р 2.

Взаимодействие алюминия с хлором протекает по уравнению:

2А1_(Т) + ЗС1_2(г) =2А1С1_3(т)

Начальная концентрация хлора равна 0,05 моль/л. Константа скорости реакции 0,2. Напишите математическое выражение скорости реакции и определите, как изменится скорость реакции по сравнению с начальной, если давление в системе увеличить в 6 раз?

Дано:

[С1₂]₀ = 0,05 моль

k = 0,2

p­ в 6 раз

υ₀, υ – ?

Решение:

В соответствии с выражением (1.2) определяем начальную скорость химической реакции:

υ₀ = k[C1₂]₀³ = 2 · 10^–1 [5 · 10^–2]³ = 2,5 · 10^–5 моль/л·с.

При увеличении давления в системе увеличивается концентрация хлора и возрастает скорость реакции:

[С1₂] = [6С1₂]₀ = 6 · 5 · 10^–2 = 3 · 10^–1 моль/л.

υ = k [С1₂]³ = 2 · 10^–1 [3 · 10^–1]³ = 5,4 · 10^–3 моль/л·с.

Ответ: υ₀ = 2,5 · 10^–5 моль/л·с; υ = 5,4 · 10^–3 моль/л·с.

Пример 3.

Реакция протекает по уравнению:

2Н₂S_(г) + SO_2(г) = 3S_(т) + 2Н₂О_(г)

Начальные концентрации сероводорода и сернистого газа соответственно равны 0,5 моль/л и 0,2 моль/л. Константа скорости реакции равна 1,2. Как изменится скорость реакции по сравнению с начальной, если:

а) увеличить давление газовой смеси в 2 раза;

б) увеличить концентрацию сероводорода в 4 раза?

Дано:

[H₂S]₀ = 0,5 моль/л

[SO₂]₀ = 0,2 моль/л

k = 1,2

а) p­ в 2 раза

б) [H₂S] = [4H₂S]₀

υ₀, υ – ?

Решение:

Рассчитываем начальную скорость реакции:

υ₀ = k [H₂S]₀² [SО₂]₀ = 1,2 [5 · 10^–1]² [2 · 10^–1] = 6 · 10^–2 моль/л·с.

а) При увеличении давления в системе увеличивается скорость реакции:

[H₂S] = [2H₂S]₀ = 2 · 0,5 = 1 моль/л,

[SО₂] = [2SО₂]₀ = 2 · 0,2 = 0,4 моль/л,

υ = k [H₂S]² [SО = 1,2[1]²[4 · 10^–1] = 4,8 · 10^–1моль/л·с.

б) Увеличение концентрации одного из реагирующих веществ приводит к увеличению скорости реакции:

[H₂S] = [4H₂S]₀ = 4 · 0,5 = 2 моль/л,

υ = k[H₂S]²[SO₂]₀ = 1,2[2]²[2 · 10^–1] = 9,6 · 10^–1 моль/л·с.

Ответ: а) 4,8 · 10^–1 моль/л·с;

б) 9,6 · 10^–1 моль/л·с.

Вычисление скорости реакции вследствие изменения температуры

Зависимость скорости реакции от температуры определяется правилом Вант-Гоффа:

υ(t₂) = υ(t₁) · g^{0,1(t1 – t2)}

где: υ(t₂) – скорость реакции при температуре t₂, до которой нагревалась или охлаждалась система; υ(t₁) – скорость реакции при начальной температуре t₁; g – температурный коэффициент, который показывает во сколько раз увеличивается скорость реакции при повышении температуры на каждые 10 °С (для большинства реакций g  = 2/4).

П р и м е р 1.

Во сколько раз увеличится скорость реакции при повышении температуры от 40 °С до 100 °С, принимая температурный коэффициент равным 2?

Дано:

t₁= 40 °С

t₂ = 100 °С

g = 2

υ(t₂) – ?

Решение:

В соответствии с правилом Вант-Гоффа находим, во сколько раз изменится скорость реакции при увеличении температуры:

υ(100°) = υ(40°) · 2^{0,1(100 – 40)} = υ(40°) · 2⁶ = 64υ(40°).

При температуре 100 °С скорость реакции возрастает по сравнению со скоростью этой же реакции при 40 °С в 64 раза.

Ответ: Увеличится в 64 раза.

П р и м е р 2.

Реакция при температуре 50 °С протекает за 2 мин 15 с. За какой период времени закончится эта реакция при температуре:

а) 70 °С;

б) 30 °С, если температурный коэффициент реакции равен 3?

Дано:

t₁= 2 мин 15 с =135 с

g = 3

а) t₂ = 70 °С

б) t₂ = 30 °C

Решение:

а) Находим скорость реакции при 70 °С:

υ(70°) = υ(50°) · 3^{0,1(70 – 50)} = υ(50°) · 3² = 9υ(50°)

Скорость реакции при повышении температуры на 20 °С выше начальной возрастет в 9 раз.

С другой стороны, скорость реакции обратно пропорциональна времени протекания реакции, следовательно, при 70 °С время протекания реакции сократится в 9 раз.

t₂ = t₁/9 = 135 c/9 = 15 с.

б) Рассчитаем, во сколько раз скорость реакции при 50 °С превышает скорость той же реакции при 30 °С:

υ(50°) = υ(30°) · 3^{0,1(50 – 30)} = υ(30°) · 3² = 9υ(30°).

Скорость реакции при 30 °С в 9 раз меньше скорости реакции при 50 °С, следовательно, время ее протекания в 9 раз больше:

t₂ = t₁ · 9= 135 c · 9 = 1215 с = 20 мин 15 с.

Ответ: а) 15 с;   

б) 20 мин 15 с.

П р и м е р 3.

При температуре 30 °С реакция протекает за 25 мин, при 50 °С – за 4 мин. Рассчитать температурный коэффициент реакции.

Дано:

t₁ = 30 °С

t₂ = 50 °С

t₁ = 25 мин

t₂ = 4 мин

g – ?

Решение:

Исходим из соотношения (1.3):

υ(50°) = υ(30°) · g^{0,1(50 – 30)} = υ(30°)g²

g = .

Поскольку скорость реакции есть обратная величина времени протекания реакции, рассчитываем температурный коэффициент реакции:

g =

Ответ: g = 2,5.

Химическое равновесие

Химические реакции, в результате которых исходные вещества полностью превращаются в продукты реакции, называют необратимыми. Реакции, продукты которых в тех же условиях способны реагировать друг с другом, образуя исходные вещества, называют обратимыми. Реакцию между исходными веществами называют прямой, ее скорость обозначается υ^→. Реакцию между образовавшимися веществами называют  о б р а т н о й, ее скорость обозначается υ^←. В соответствии с законом сохранения масс в начальный момент времени величина скорости прямой реакции имеет максимальное значение, тогда как величина скорости обратной реакции равна нулю. Со временем концентрация исходных веществ уменьшается, а концентрация продуктов реакции, напротив, возрастает. Как следствие, уменьшается скорость прямой реакции и растет скорость обратной реакции. В тот момент, когда обе скорости становятся равными, система переходит в равновесное состояние. Молярные концентрации участвующих в реакции веществ перестают изменяться, их называют равновесными, обозначая [ ]_р.

Например, для гомогенной реакции 2SO₂ + О₂ = 2SО₃:

υ^→ = k^→[SО₂]²[О₂]    и     υ^← = k^←[SО₃]².

С наступлением химического равновесия: υ^→ = υ^←

k^→[SO₂]²_р [O₂]_р = k^←[SOз]²_р

К_х·р = k^→/k^← = [SO₃] ²_p / [SO₂]²_p [O₂]_p,   

где: К_х·р  – константа химического равновесия;

[SO₂]_р, [O₂]_p, [SO₃]_р – молярное равновесие концентрации.

При величине К_х·р > 1 выход продуктов реакции большой; при К_х·р < 1 выход продуктов реакции незначителен.

1. Вычисление константы химического равновесия

П р и м е р.

Вычислите константу химического равновесия для обратимой гомогенной реакции, СО + Н₂О = СО₂ + Н₂, исходя из того, что равновесие концентрации веществ:

[СО]_р = 0,045 моль/л,

[Н₂О]_р = 0,064 моль/л,

[СО₂]_р = 0,18 моль/л.

Дано:

[СО]_р = 0,045 моль/л

[Н₂О]_р = 0,064 моль/л

[СО₂]_р = 0,18 моль/л

К_х._р – ?

Решение:

Молярное отношение продуктов реакции 1:1, поэтому

[СО₂]_р = [Н₂]_р = 0,18 моль/л.

Исходя из выражения (2.1) рассчитываем величину константы химического равновесия:

К_х.р = [СО₂]_р [Н₂]_р / [СО₂]_р [Н₂О]_р = 0,18 · 0,18/0,045 · 0,064

Ответ: 11,25.

2. Вычисление равновесных концентраций по исходным концентрациям реагирующих веществ и наоборот

П р и м е р 1.

Обратимая газовая реакция протекает по уравнению:

СО + CI₂ = COCI₂.

Исходные концентрации реагирующих веществ:

[СО]₀ = 0,03 моль/л;

[Cl₂]₀ = 0,02 моль/л.

После наступления равновесия концентрация угарного газа стала:

[СО]_р = 0,021 моль/л.

Вычислить равновесные концентрации остальных веществ и величину константы химического равновесия.

Дано:

[СО]₀ = 0,03 моль/л

[С1₂]₀ = 0,02 моль/л

[СО]_р = 0,021 моль/л

[CI₂]_p, [COCI₂]_p, K_x._p – ?

Решение:

К моменту равновесия изменение концентрации СО составило:

∆[СО] = [СО]₀ – [СО]_р = 0,03 – 0,021 = 0,009 моль/л.

Поскольку молярное отношение веществ, участвующих в реакции 1:1:1, то изменение концентрации всех веществ одинаково:

[С1₂]_р = [С1₂]₀ – ∆[С1₂] = 0,02 – 0,009 = 0,011 моль/л,

[СОС1₂]_р = 0,009 моль/л,

К_х·р = [СОС1₂]_Р / [СО]_Р [С1₂]_р = 0,009/0,021 · 0,011 = 39.

Результаты вычислений внесем в таблицу, где знаки «+» и «–» означают соответственно увеличение или понижение концентрации вещества.

Начальная концентрация, моль/л	Изменение концентрации, моль/л	Равновесная концентрация, моль/л
[CO]0 = 0,03 [Cl2]0 = 0,02 [COCl2]0 = 0	∆[CO] = –0,009 ∆[Cl2] = –0,009 ∆[COCl2] = +0,009	[CO]p = 0,021 [Cl2] = 0,011 [COCl2] = 0,009

Ответ: [С1₂]_р = 0,011 моль/л; [СОС1₂]_р = 0,009 моль/л; К_х·р = 39.

П р и м е р 2.

Равновесные концентрации веществ, участвующих в обратимой реакции 2NO + О₂ = 2NО₂, следующие (моль/л):

[NО]_р = 0,056;

[О₂] = 0,028;

[NO₂]_р = 0,044.

Рассчитать начальные концентрации исходных веществ.

Дано:

[NО]_р = 0,056 моль/л

[O₂]_р = 0,028 моль/л

[NO₂]_р = 0,044 моль/л

[NO]₀, [О₂]₀ – ?

Решение:

Начальная концентрация оксида азота (IV) была [NO₂]₀ = 0, а ее изменение к моменту равновесия составляет ∆[NО₂] = 0,044 моль/л.

Молярное отношение NO и NО₂ в реакции 2:2 (1:1), следовательно, начальная концентрация NO будет:

[NO]₀ = [NO]_р + 0,044 = 0,056 + 0,044 = 0,1 моль/л.

Молярное отношение О₂ и NO₂ составляет 1:2, отсюда начальная концентрация О₂ будет:

[О₂]₀ = [О₂]_р + 0,044/2 = 0,028 + 0,022 = 0,05 моль/л.

Результаты вычислений записываем в таблицу

Равновесная концентрация, моль/л	Изменение концентрации, моль/л	Начальная концентрация, моль/л
[NO2]p = 0,044 [NO]p = 0,056 [O2]p = 0,028	∆[NO2]p = +0,044 ∆[NO]p = –0,044 ∆[O2]p = –0,022	[NO2]0 = 0 [NO]0 = 0,1 [O2]0 = 0,05

Ответ: [NО]₀ = 0,1 моль/л;  [О₂]₀ = 0,05 моль/л.

П р и м е р 3.

Реакция синтеза аммиака протекает по уравнению ЗН₂ + N₂ = 2NH₃. Начальные концентрации исходных веществ равны (моль/л): водорода – 0,05; азота – 0,04: константа скорости реакции равна 0,3. Рассчитать: а) начальную скорость реакции; б) скорость реакции, когда концентрация аммиака стала равной 0,02 моль/л.

Дано:

а) [Н₂]₀ = 0,05 моль/л

[N₂]₀ = 0,04 моль/л

k =0,3

υ₀ – ?

б) [NH₃] = 0,02 моль/л

k = 0,3

υ – ?

Решение:

а) В соответствии с законом действующих масс находим начальную скорость реакции:

υ₀ = k[H₂]₀³[N₂]₀ = 3 · 10^–1 [5 · 10^–2]³ [4 · 10^–2] = 1,5 · 10^–6 моль/л·с.

б) Исходя из уравнения реакции молярное отношение водорода и аммиака 3:2. Увеличение концентрации аммиака на 0,02 моль/л вызывает уменьшение концентрации водорода на 0,03 моль/л (0,02 – 3/2 = 0,03).

Таким образом, к моменту когда концентрация аммиака выросла на 0,02 моль/л, концентрация водорода уменьшилась до 0,02 моль/л (0,05 – 0,03 = 0,02). Молярное отношение азота и аммиака 1:2. Концентрация азота уменьшится на 0,01 моль (0,02 – 1/2 = = 0,01) и станет равной 0,03 моль/л (0,04 – 0,01 = 0,03). Скорость реакции с уменьшением концентрации реагирующих веществ также понизится:

υ = k[H₂]³[N₂] = 3 · 10^–1[2 · 10^–2]³[3 · 10^–2] = 7,2 · 10^–8 моль/л·с.

Ответ: а) 1,5 · 10^–6 моль/л·с; б) 7,2 · 10^–8 моль/л·с.

П р и м е р 4.

Реакция протекает по уравнению 2NO + О₂ = 2NO₂, через некоторое время после начала реакции концентрации всех веществ, участвующих в реакции, стали: [NO] = 0,04 моль/л; [О₂] = 0,01 моль/л; [NО₂] = 0,02 моль/л. Рассчитать начальные концентрации исходных веществ и начальную скорость реакции, если константа скорости реакции k = 1.

Дано:

[NO] = 0,04 моль/л

[О₂] = 0,01 моль/л

[N0₂] = 0,02 моль/л

k = 1

[NO]₀, [O₂]₀, x₀ – ?

Решение:

В соответствии с уравнением реакции молярное отношение NO и NO₂ равно 2:2 (1:1).

Увеличение концентрации продукта реакции NO₂ до 0,02 моль/л вызвало уменьшение концентрации NO на 0,02 моль. Следовательно, начальная концентрация оксида азота (II) была:

[NО]₀ = [NO] +0,02 = 0,04 + 0,02 = 0,06 моль/л.

Молярное отношение О₂ и NO₂ составляет 1:2, поэтому повышение концентрации NO₂ до 0,02 моль вызвало уменьшение концентрации кислорода на 0,01 моль (0,02 · 1/2 = 0,01). В результате начальная концентрация кислорода была:

[О₂]₀ = [О₂] + 0,01 = 0,01 + 0,01 = 0,02 моль/л.

Начальная скорость реакции

υ₀ = k[NO]₀²[O₂]₀ = 1 [6 · 10^–2]²[2 · 10^–2] = 7,2 · 10^–5 моль/л·с.

Ответ: [NO]₀ = 0,06 моль/л; [О₂]₀ = 0,02 моль/л;

х₀ = 7,2 · 10^–5моль/л·с.

3. Смещение химического равновесия

Химическое равновесие сохраняется до тех пор, пока остаются неизменными условия, в которых система находится. Изменение условий (концентрация веществ, температура, давление) вызывает нарушение равновесия. Через некоторое время химическое равновесие восстанавливается, но уже в новых, отличных от предыдущих условиях. Такой переход системы из одного равновесного состояния в другое называется смещением (сдвигом) равновесия. Направление смещения подчиняется принципу Ле Шателье.

При увеличении концентрации одного из исходных веществ равновесие смещается в сторону большего расхода этого вещества, усиливается прямая реакция. Уменьшение концентрации исходных веществ смещает равновесие в сторону образования этих веществ, так как усиливается обратная реакция. Повышение температуры смещает равновесие в сторону эндотермической реакции, при понижении температуры – в сторону экзотермической реакции. Увеличение давления смещает равновесие в сторону уменьшения количеств газообразных веществ, то есть в сторону меньших объемов, занимаемых этими газами. Напротив, при понижении давления равновесие смещается в сторону возрастания количеств газообразных веществ, то есть в сторону больших объемов, образуемых газами.

П р и м е р 1.

Как повлияет увеличение давления на равновесное состояние следующих обратимых газовых реакций:

а) SO₂ + C1₂=SO₂CI₂;

б) Н₂ + Вr₂=2НВr.

Решение:

Используем принцип Ле Шателье, согласно которому повышение давления в первом случае (а) смещает равновесие вправо, в сторону меньшего количества газообразных веществ, занимающих меньший объем, что ослабляет внешнее воздействие возросшего давления. Во второй реакции (б) количество газообразных веществ, как исходных, так и продуктов реакции, равны, как равны и занимаемые ими объемы, поэтому давление не оказывает влияния и равновесие не нарушается.

П р и м е р 2.

В реакции синтеза аммиака (–Q) 3Н₂ + N₂ = 2NН₃ + Q прямая реакция экзотермическая, обратная – эндотермическая. Как следует изменить концентрацию реагирующих веществ, температуру и давление для увеличения выхода аммиака?

Решение:

Для смещения равновесия вправо необходимо:

а) увеличить концентрации Н₂ и N₂;

б) понизить концентрацию (удаление из сферы реакции) NH₃;

в) понизить температуру;

г) увеличить давление.

П р и м е р 3.

Гомогенная реакция взаимодействия хлороводорода и кислорода обратима:

4НС1 + O₂ = 2С1₂ + 2Н₂O + 116 кДж.

1. Какое влияние на равновесие системы окажут:

а) увеличение давления;

б) повышение температуры;

в) введение катализатора?

Решение:

а) В соответствии с принципом Ле Шателье повышение давления приводит к смещению равновесия в сторону прямой реакции.

б) Повышение t° приводит к смещению равновесия в сторону обратной реакции.

в) Введение катализатора не смещает равновесия.

2. В каком направлении сместится химическое равновесие, если концентрацию реагирующих веществ увеличить в 2 раза?

Решение:

Начальные скорости прямой и обратной реакций следующие:

υ^→ = k^→[HCl]₀²[O₂]₀²;   υ₀^← = k^←[H₂O]₀²[Cl₂]₀²

После увеличения концентраций скорость прямой реакции стала:

υ^→ = k^→[2HCl]⁴[2O₂] = 32 k^→[HCl]₀⁴[O₂]₀

то есть возросла по сравнению с начальной скоростью в 32 раза. Аналогичным образом скорость обратной реакции возрастает в 16 раз:

υ^← = k^←[2H₂O]²[2Cl₂]² = 16k^←[Н₂O]₀²[С1₂]₀².

Увеличение скорости прямой реакции в 2 раза превышает увеличение скорости обратной реакции: равновесие смещается вправо.

П р и м е р 4.

В какую сторону сместится равновесие гомогенной реакции:

PCl₅ = РС1₃ + Сl₂ + 92 КДж,

если повысить температуру на 30 °С, зная, что температурный коэффициент прямой реакции равен 2,5, а обратной – 3,2?

Решение:

Поскольку температурные коэффициенты прямой и обратной реакций не равны, повышение температуры по-разному скажется на изменении скоростей этих реакций. Пользуясь правилом Вант-Гоффа (1.3), находим скорости прямой и обратной реакций при повышении температуры на 30 °С:

υ^→(t₂) = υ^→(t₁) = υ^→(t₁)2,5^0,1·30 = 15,6υ^→(t₁);

υ^←(t₂) = υ^← (t₁)  = υ^→(t₁)3,2^0,1·30 = 32,8υ^← (t₁)

Повышение температуры увеличило скорость прямой реакции в 15,6 раза, обратной – в 32,8 раза. Следовательно, равновесие сместится влево, в сторону образования РСl₅.

П р и м е р 5.

Как изменятся скорости прямой и обратной реакций в изолированной системе С₂Н₄ + H₂ ⇄ С₂Н₆ и куда сместится равновесие при увеличении объема системы в 3 раза?

Решение:

Начальные скорости прямой и обратной реакций следующие:

υ₀ = k[C₂H₄]₀ [H₂]₀; υ ₀ = k[C₂H₆]₀.

Увеличение объема системы вызывает уменьшение концентраций реагирующих веществ в 3 раза, отсюда изменение скорости прямой и обратной реакций будет следующим:

υ ₀ = k[1/3 С₂Н₄] [1/3Н₂] = 1/9υ₀

υ = k[1/3C₂H₅] = 1/3υ₀

Понижение скоростей прямой и обратной реакций неодинаково: скорость обратной реакции в 3 раза (1/3 : 1/9 = 3) превышает скорость обратной реакции, поэтому равновесие сместится влево, в сторону, где система занимает больший объем, то есть в сторону образования С₂Н₄ и Н₂.

Основная литература

Ерохин Ю. М. Химия (СПО), 15-е издание. М.: «Академия», 2010

Ахмедова Т. И., Мосягина О.В.  Естествознание. Учебное пособие. М.: РАП, 2012

Ахмедова Т. И., Мосягина О.В.  Естествознание. CD. М.: РАП, 2013

Глинка Н. А. Общая химия. Ленинград: Химия, 1988.

Дополнительная литература

Ахмедова Т. И. Химия. Теоретические основы курса. Учебное пособие. М.: РАП, 2006

Габриелян О. С., Остроумов И. Г. Химия (СПО), 7-е издание. М.: «Академия»,  2011

Габриелян О. С., Остроумов И. Г. Химия (для профессий и специальностей социально-экономического и гуманитарного профилей. М.: «Академия», 2010

Кузнецова Н.Е., Гара Н.Н. Химия 10. М.: ВЕНТАНА-ГРАФ, 2008

Кузнецова Н.Е., Гара Н.Н. Химия 11. М.: ВЕНТАНА-ГРАФ, 2008

Рудзитис Г. Е., Фельдман Ф. Г. Химия. Учебник для 10 класса общеобразоват. учрежд. М.: Просвещение,  2010

Рудзитис Г. Е., Фельдман Ф. Г. Химия. Учебник для 11 класса общеобразоват. учрежд. М.: Просвещение, 2010

Степин, Б. Д., Аликберова, Л. Ю. Книга по химии для домашнего чтения. Научно-популуярная литература. – М.: Химия, 1994.

Браун, Т., Лемей, Г. Химия в центре наук. – М.: Мир, 1985.

Бабич, Л. В., Балезин, С. А., Гликина, Ф. Б. и др. Практикум по неорганической химии. – М.: Просвещение, 1978.

Дьякович, С. В. Методика факультативных занятий по химии. – М.: Просвещение, 1985.

Кузьменко, Н. Е., Еремин В. В. Химия. Пособие для средней школы 8–11 классы. – М.: Экзамен. Оникс 21 век, 2001.

Мильчев, В. А., Ковалева З. С. Типовые расчетные задачи по химии для учащихся 9 классов на базе учебного стандарта. – М.: Аркти, 2002.

Хомченко, Г. П., Хомченко, И. Г. Сборник задач по химии для поступающих в вузы. – М.: Новая волна, 1996.

Интернет – источники

http://www.polnaja-jenciklopedija.ru/nauka-i-technika/chimicheskie-reaktsii.html

http://prosto-o-slognom.ru/chimia/18_chim_reak.html

http://www.yaklass.ru/materiali?mode=lsntheme&themeid=147

https://ru.wikipedia.org/wiki/%D0%A5%D0%B8%D0%BC%D0%B8%D1%87%D0%B5%D1%81%D0%BA%D0%B0%D1%8F_%D1%80%D0%B5%D0%B0%D0%BA%D1%86%D0%B8%D1%8F

http://www.xumuk.ru/

http://www.alhimikov.net/elektronbuch/Page-13.html

Приложение 1

Скорость химической реакции. Химическое равновесие

I вариант

I. Закон действующих масс выражается формулой:

1) k = Ac-Ea/RT       2) V = k ·

3)        4)

II. Размерность величины скорости химической реакции:

1) моль/л·с           2) м³/с

III. Способ, смещающий равновесие реакции

CO_(г) + С1_2(г) ⇄ CCl₂O_(г)   вправо, – это:    

1) увеличение концентрации продукта;

2) увеличение концентрации хлора;

3) уменьшение концентрации хлора.

IV. Способ, смещающий равновесие реакции

PCl_3(г) + Cl_2(г) ⇄ PCl_5{r)   влево, – это:        

1) увеличение концентрации продукта;

2) увеличение концентрации хлора;

3) уменьшение концентрации хлора.

V. Способ, смещающий равновесие реакции

2СО_(г) ⇄ С_(т) +СО_2(г)   вправо, – это:         

I) увеличение концентрации угарного газа;

2) увеличение концентрации углекислого газа;

3) уменьшение концентрации твердого продукта.

VI. При повышении давления равновесие реакции

2Н₂О ⇄ 2H₂ + О₂   сместится влево.    

1) да;     2) нет;     3) не знаю.

VII. При понижении давления равновесие реакции

2H₂S + 3О₂ ⇄ 2SO₂ + 2H₂O сместится влево.

1) да;     2) нет;     3) не знаю.

VIII. При повышении давления равновесие реакции

S_(т) + 2HI ⇄ I₂ + H₂S сместится влево.

1) да;     2) нет;     3) не знаю.

IX. При понижении температуры равновесие реакции

H₂ + S ⇄ H₂S + Q сместится влево.

1) да;     2) нет;     3) не знаю.

X. При повышении температуры равновесие реакции

N₂ + О₂ ⇄ 2NO – Q сместится влево.

1) да;     2) нет;     3) не знаю.

XI. При повышении температуры равновесие реакции

CaCО₃ ⇄ CaO + CО₂ – 46 кДж сместится влево.

1) да;     2) нет;     3) не знаю.

XII. В какую сторону сместится равновесие реакции

СО_(г) + Н₂О_(в) ⇄ СО_2(г) + Н_(г) при повышении давления?

1) равновесие не нарушится;

2) вправо;

3) влево.

XIII. При одновременном повышении температуры и понижении давления равновесие в реакции

СО + 2Н₂ ⇄ СН₃ОН_(ж) + Q сместится вправо.

1) да;     2) нет;     3) не знаю.

XIV. При одновременном повышении давления и температуры равновесие в реакции

С_(т) +2N₂O ⇄ CO₂ +2N₂ +Q сместится:

1) вправо;     2) влево;     3) не сместится.

II вариант

I. Константа скорости химической реакции – это:

1) скорость данного процесса в начальный момент времени;

2) скорость данной реакции при концентрациях реагентов, равных 1 моль/л;

II. Какой математической функцией описывается зависимость скорости реакции от температуры?

1) линейной;                    3) степенной;

2) логарифмической;       4) показательной.

III. Способ, смещающий равновесие реакции

2SO_2(г) +О_2(г) ⇄ 2SО_3(г) вправо, – это:

1) уменьшение концентрации продукта;

2) уменьшение концентрации кислорода;

3) увеличение концентрации продукта.

IV. Способ, смещающий равновесие реакции

FeO_(т) + CO_(г) ⇄ Fe_(т) + CО_2(г) вправо, – это:

1) увеличение концентрации угарного газа;

2) увеличение концентрации углекислого газа;

3) уменьшение концентрации твердого продукта.

V. Способ, смещающий равновесие реакции

2СuО_(т) + СО ⇄ Сu₂O_(т) + СО₂ вправо, – это:        

1) увеличение концентрации угарного газа;

2) увеличение концентрации углекислого газа;

3) уменьшение концентрации твердого продукта.

VI. При повышении давления равновесие реакции

4НС1 + О₂ ⇄ 2Сl₂ + 2Н₂О сместится вправо.

1) да;     2) нет;     3) не знаю.

VII. При понижении давления равновесие реакции

СО + Н₂О ⇄ СО₂ + Н₂ сместится влево.

1) да;     2) нет;     3) не знаю.

VIII. При повышении давления равновесие реакции

Н₂ + СО ⇄ Н₂О + С_(т) сместится вправо.

1) да;     2) нет;     3) не знаю.

IX. При понижении температуры равновесие реакции

2SO₃ ⇄ 2SO₂ + О₂ – Q сместится вправо.

1) да;     2) нет;     3) не знаю.

X. При повышении температуры равновесие реакции

2СО + О₂ ⇄ 2СО₂ + Q сместится влево.

1) да;     2) нет;     3) не знаю.

XI. При повышении температуры равновесие реакции

FeO + СО ⇄ Fe + СО₂ +17 кДж сместится вправо.

1) да;     2) нет;     3) не знаю.

ХII. Сместить равновесие реакции

Н₂ + S ⇄ H₂S + Q вправо, можно:

1) повысив температуру; 2) понизив температуру.

XIII. При одновременном повышении температуры и понижении давления равновесие в реакции

2HBr ⇄ H₂ + Вr_2(ж) – Q сместится вправо.

1) да;     2) нет;     3) не знаю.

XIV. Выход продуктов реакции

3Fe_(т) + 2СО ⇄ Fe₃C_(т) + CO₂ + 149 кДж при одновременном повышении давления и понижения температуры:

1) увеличится;  2) уменьшится;  3) не изменится.

Приложение 2

Упражнения и задачи

1. Написать математическое выражение скорости для следующих реакций:

Н₂ + С1₂ = 2НС1

2Н₂ + О₂ = 2Н₂О

СuО + Н₂ = Сu + Н₂О

2. Чему равна константа скорости химической реакции? Каков физический смысл этой величины?

3. Как изменяется скорость реакции

2NO + O₂ = 2NO₂:

а) при увеличении концентрации NO в два раза;

б) при одновременном увеличении концентрации NO и О₂ в три раза?

4. Во сколько раз реакция горения серы в чистом кислороде должна протекать быстрее, чем в воздухе?

5. Как изменится скорость химической реакции 2А + 2В = С, если концентрацию одного из реагирующих веществ увеличить в три раза, а температуру смеси понизить на 30 °С? Температурный коэффициент равен 2.

6. Написать математическое выражение константы химического равновесия для следующих реакций:

N₂ + 3H₂ = 2NH₃

2NO₂ = N₂O₄

7. В какую сторону сместятся равновесия реакций:

2СО + O₂ =2СO₂ + 568,48 кДж

2SO₂ + O₂ = 2SO₃ + 172,38кДж

2НВг = Н₂ + Вг₂ – 59,83 кДж

2N₂ + O₂ = 2N₂O – 56,90 кДж

а) при понижении температуры;

б) при повышении давления?

8. Равновесие реакции Н₂ + I₂ = 2HI установилось при следующих концентрациях участвующих в ней веществ: [H₂] = 0,3 моль/л, [I₂] = 0,08 моль/л, [HI] = 0,35 моль/л. Определить исходные концентрации йода и водорода.

9. Скорость образования HI из йода и водорода при 443 °С в момент, когда [Н₂] = [I₂] = 1, составляет 1,5 · 10^–2 моль/с. Скорость распада йодоводорода при той же температуре и при [Н₂I] = 1 составляет 3 · 10^–4 моль/с. Определить константу равновесия реакции при 443 °С.

10. Исходные концентрации йода и водорода при синтезе йодоводорода составляли каждая 1 моль/л. Вычислить равновесные концентрации веществ при 450 °С, если константа химического равновесия при этой температуре равна 50.

11. Определить константу равновесия реакции N₂O₄ = 2NO₂, если исходная концентрация N₂О₄ = 0,02 моль/л и к моменту равновесия диссоциация его составляет 60 %.

12. При некоторой температуре равновесные концентрации в системе 2SО₂ + О₂ = 2SО₃ составляли соответственно: [SO₂] = 0,04 моль/л, [О₂] = 0,06 моль/л, [SО₃] = 0,02 моль/л. Вычислить константу равновесия и исходные концентрации оксида серы (IV) и кислорода.

Приложение 3

Задачи для самостоятельного решения

1. Концентрация газа равна 0,125 моль/л. Какой станет концентрация газа:

а) при увеличении объема в 5 раз;

б) при уменьшении объема в 3 раза?

Ответ: а) 0,025 моль/л; б) 0,375 моль/л.

2. Реакция протекает по уравнению Fe₂O_3(т) + 3CO_(r) = 2Fe_(т) + + 3СО₂. Как надо изменить концентрацию СО и давление в системе, чтобы увеличить выход металла?

Ответ: Увеличить концентрацию СО; давление не влияет.

3. Окисление сернистого газа протекает по уравнению

2SO₂ + О₂ = 2SO₃ + 284 кДж.

Как следует изменить концентрацию исходных веществ и температуру для усиления процесса окисления?

Ответ: Увеличить концентрации SO₂ и О₂, понизить температуру.

4. Реакция протекает по уравнению Nа₂S₂О_3(ж) + Н₂SО_4(ж) = Nа₂SО_3(ж) + S_(n) + Н₂О. Как изменится скорость реакции при разбавлении реагирующей смеси в 2 раза?

Ответ: Уменьшится в 4 раза.

5. Во сколько раз увеличится скорость химической реакции при повышении температуры на 100 °С, принимая температурный коэффициент скорости равным 3?

Ответ: Увеличится в 59 049 раз.

6. При 20 °С реакция протекает за 2 минуты. За сколько времени будет протекать эта же реакция:

а) при 0 °С;

б) при 50 °С, принимая температурный коэффициент реакции равным 2?

Ответ: а) за 8 мин; б) за 15 с.

7. Определить температурный коэффициент химической реакции, если при понижении температуры на 40 °С реакция замедлилась в 40 раз?

Ответ: 2,5.

8. Реакция идет по уравнению N₂ + О₂ = 2NO. Концентрации исходных веществ были (моль/л): азота – 0,049 и кислорода – 0,01. Вычислите концентрации участвующих в реакции веществ в момент, когда концентрация продукта реакции стала 0,005 моль/л.

Ответ: N₂ – 0,0465 моль/л; 0₂ – 0,0075 моль/л.

9. Окисление аммиака идет по уравнению 4NH₃ + 5О₂ =4NO + 6Н₂О. Через некоторое время после начала реакции концентрации участвующих в ней веществ были (моль/л): аммиака – 0,009, кислорода – 0,00125, оксида азота (II) – 0,003.

Вычислить:

а) концентрацию водяного пара в этот момент;

б) исходные концентрации аммиака и кислорода.

Ответ: а) Н₂О – 0,0045 моль/л; б) NH₃ – 0,012 моль/л, О₂ – 0,005 моль/л.

10. Реакция протекает по уравнению 4НС1_(г) + О_2(г) = 2С1_2(г) + 2Н₂О_(п). Через некоторое время после начала реакции установились концентрации (моль/л): хлороводорода – 0,85, кислорода – 0,44, хлора – 0,3. Рассчитайте начальные концентрации исходных веществ.

Ответ: HCI – 1,45 моль/л; О₂ – 0,59 моль/л.

11. В процессе реакции, протекающей по уравнению 2А + 3В = С за определенный период времени концентрация вещества А уменьшилась на 0,3 моль/л. Как изменилась при этом концентрация вещества В?

Ответ: Уменьшилась на 0,45 моль/л.

12. При синтезе аммиака 3Н₂ + N₂ = 2NH₃ к данному моменту времени прореагировало 0,9 моль/л водорода, а начальная концентрация была равна 1,4 моль/л. Определите концентрацию оставшегося водорода и прореагировавшего азота.

Ответ: Н₂ – 0,5 моль/л; N₂ – 0,3 моль/л.

13. Исходные концентрации сернистого газа и кислорода в гомогенной системе 2SO₂ + O₂=2SO₃ были соответственно равны 0,03 и 0,015 моль/л. К моменту наступления равновесия концентрация сернистого газа стала равной 0,01 моль/л. Вычислите равновесные концентрации остальных веществ, участвующих в реакции.

Ответ: О₂ – 0,005 моль/л; SO₃ – 0,02 моль/л.

14. Реакция протекает по уравнению Н_2(г) + I_2(г) = 2HI_(г). Константа скорости реакции равна 0,16. Начальные концентрации исходных веществ были (моль/л): водорода – 0,04, паров йода – 0,05. Вычислите начальную скорость реакции и скорость ее, когда концентрация водорода стала равной 0,03 моль/л.

Ответ: 3,2.10^–4 моль/л·с; 1,9 · 10^–4 моль/л·с.

15. Омыление уксусноэтилового эфира протекает по уравнению

СН₃СООС₂Н_5(ж) + NaОН_(ж) = СН₃СООNa_(ж) + С₂H₅ОН_(ж).

Константа скорости реакции равна 0,1. Начальные концентрации исходных веществ (моль/л): эфира – 0,01, щелочи – 0,05. Вычислите начальную скорость реакции v и скорость ее, когда концентрация эфира стала равной 0,008 моль/л.

Ответ: 5 · 10^–5 моль/л·с; 3,84 · 10^–5 моль/л·с.

16. Для обратимых систем

а) 3О₂ = 2О₃;

б) N₂ + О₂ = 2NO;

в) 2SO₂ + O₂ = 2SО₃

напишите математическое выражение константы химического равновесия (К_х._р) и определите, в какой из систем изменение давления не будет вызывать смещение равновесия.

Ответ: а) К_р = ;   б) К_р = ;   в) К_р = .

17. Изменением каких параметров (концентрация, давление, температура) можно добиться смещения равновесия в сторону образования продукта реакций:

а) Н_2(г) + Вr_2(г) = 2НВr_(г) + 68 кДж;

б) 2SO_2(г) + О_2(г) = 2SО_3(r) + 284 кДж;

в) С_(т) + СО_2(г) = 2СО_(г) – 172 кДж?

Ответ: Повысить концентрации исходных газообразных веществ: а), б), в); давление повысить: б); – понизить: в); температуру повысить: в) – понизить: а), б).

18. Как повлияет на выход метилового спирта в обратимой реакции

СО_(г)+ 2Н₂ = СН₃ОН_(ж) + 128 кДж

и куда будет смещаться равновесие при: а) увеличении объема системы; б) повышении концентрации водорода; в) введении катализатора?

Ответ: а) снижение выхода продукта, смещение равновесия влево; б) увеличение выхода продукта, смещение равновесия вправо; в) не влияет.

19. Как изменятся скорости прямой и обратной реакций и в какую сторону сместится равновесие обратимой системы

SO_3(г) + С_(т) = SО_2(г) + СО_(г)

при увеличении объема системы в 8 раз?

Ответ: Скорость прямой реакции превысит скорость обратной реакции в 8 раз; равновесие сместится вправо.

20. Как изменятся скорости реакций при увеличении давления
в 2 раза:

а) 4NO_2(r) + O_2(r) + 2H₂O_(r) = 4HNO_3(ж);

б) 8NH_3(r) + Br_2(ж) = 6NH₄Br_(т) + N_2(г)?

Ответ: Скорость увеличится: а) в 128 раз; б) в 256 раз.