История развития хранилищ для нефти: Первые склады нефти появились в XVII веке. Они представляли собой землянные ямы-амбара глубиной 4…5 м...
Архитектура электронного правительства: Единая архитектура – это методологический подход при создании системы управления государства, который строится...
Топ:
Генеалогическое древо Султанов Османской империи: Османские правители, вначале, будучи еще бейлербеями Анатолии, женились на дочерях византийских императоров...
Выпускная квалификационная работа: Основная часть ВКР, как правило, состоит из двух-трех глав, каждая из которых, в свою очередь...
Интересное:
Лечение прогрессирующих форм рака: Одним из наиболее важных достижений экспериментальной химиотерапии опухолей, начатой в 60-х и реализованной в 70-х годах, является...
Берегоукрепление оползневых склонов: На прибрежных склонах основной причиной развития оползневых процессов является подмыв водами рек естественных склонов...
Инженерная защита территорий, зданий и сооружений от опасных геологических процессов: Изучение оползневых явлений, оценка устойчивости склонов и проектирование противооползневых сооружений — актуальнейшие задачи, стоящие перед отечественными...
Дисциплины:
2018-01-14 | 313 |
5.00
из
|
Заказать работу |
|
|
Б2.В.1 ОСНОВЫ ОБЩЕЙ И НЕОРГАНИЧЕСКОЙ ХИМИИ
Модуль 1 Теоретические основы общей химии
направление подготовки бакалавра
Продукты питания животного происхождения
Уфа - 2013
УДК
Рекомендовано к изданию методической комиссией
факультета пищевых технологий
(протокол №_______ от «______» ________________________ 2013 г.)
\
Составитель: доцент Ганиева Е.С.
Рецензент:
доцент кафедры химии Шабаева Г.Б.
Ответственный за выпуск:
заведующий кафедрой химии профессор Исламова Р.М.
ВВЕДЕНИЕ
Данное методическое указание составлено для студентов 1 курса факультета пищевых технологий направления подготовки 260200 Продукты питания животного происхождения для выполнения домашней работы (эссе) по дисциплине Б2.В.1 Основы общей и неорганической химии. Оно включает в себя теоретический материал и контрольные задачи по темам «Эквивалент. Моль - эквивалент. Молярная масса эквивалента» и «Основные закономерности химических процессов», которые входят в «Модуль 1. Теоретические основы общей химии». Данные задания помогут усвоить теоретический материал и подготовиться к рубежной контрольной работе по модулю 1.
Для выполнения этих заданий необходимо проработать лекционный материал и учебные пособия. Студент выполняет задания своего варианта, номер которого укажет преподаватель. Работа оформляется на бумаге формата А4, причем приводится условие задачи и подробное решение задачи. В конце работы необходимо привести список использованной литературы.
Модуль 1 Теоретические основы общей химии
СОДЕРЖАНИЕ
Эквивалент. Моль - эквивалент. Молярная масса эквивалента.
|
Закон эквивалентов. с.5
Основные закономерности химических процессов с.14
Основы химической термодинамики с.14
Основы химической кинетики с.21
Основы химического равновесия с.24
Основы фазового равновесия с.27
ПРИЛОЖЕНИЕ с.35
ЛИТЕРАТУРА с.37
Эквивалент. Моль - эквивалент. Молярная масса эквивалента.
Закон эквивалентов.
Эквивалент - одно из стехиометрических понятий химии, указывает на равноценность количественных отношений исходных и образующихся веществ в химической реакции. Такая равноценность обуславливается равенством числа разрывающихся химических связей в исходных веществах и образующихся - в продуктах реакции.
Пример:
Fe(OH)3 + 3HCl → FeCl3 + 3H2O
1 моль 3 моль 1 моль 3 моль
В графической форме:
1Fe(OH)3, 1HCl, 1FeCl3, 1HOН содержат различное число реакционно-способных химических связей и в этом смысле указанные количества этих веществ не равноценны, не эквивалентны.
Реакция произойдет, если на 3 разрывающиеся химические связи в Fe(OH)3 будет приходиться 3 связи в HCl, что соответствует 3HCl. Как показывает приведенное выше уравнение, равноценными (другими словами, эквивалентными) по числу связей будут 1Fe(OH)3, 3HCl, 1FeCl3, 3HOН. Эквивалентными будут и такие доли молекул веществ, которые соответствуют возможности образования одной химической связи. Для 1 моля сложного вещества эта доля определит 1 моль-экв.
Масса одного моль – эквивалента сложного вещества, называемая молярной массой эквивалента, равна:
Число реакционноспособных химических связей в зависимости от состава и строения вещества можно выразить более конкретно:
Типы соединений | nх. св. |
Кислоты | nH+ |
Основания | nOH- |
Соли | nkt · Zkt = nAn · ZAn |
Оксиды | nэлем. · Zэлем. = nO · ZO |
В рассматриваемой реакции:
Значения масс эквивалентов сложных веществ можно выразить через массы эквивалентов, элементов или ионов его составляющих. Заменив в выражении молярную массу на численно равную относительную молекулярную (Мr), молярную массу эквивалента – на эквивалентную (Э), получим:
|
Эквивалентность реагирующих и образующихся веществ отражает закон эквивалентов, которому можно придать различные математические выражения:
1) nЭ,1 = nЭ,2 = nэ,3 = …
nЭ – число моль-эквивалентов
m – масса;
V – объем;
VЭ – объем одного моль-эквивалента газообразного вещества.
2)
3)
Объем 1 моль - эквивалента газов имеет различные значения:
1 моль Н2 22,4 л х = 11,2 л
1 моль-экв→ ½ моль х л
1 моль О2 22,4л х = 5,6 л
1 моль-экв → ¼ моль х л
Перед решением задач необходимо вспомнить:
1) простое и сложное вещество;
2) валентность элемента;
3) основные классы неорганических соединений;
4) номенклатура неорганических соединений;
5) графические формулы неорганических соединений;
6) понятие основность кислоты;
7) понятие кислотность основания;
8) электролитическая диссоциация неорганических соединений;
9) относительная атомная масса элемента;
10) относительная молекулярная масса вещества;
11) молярная масса вещества;
12) эквивалент;
13) моль – эквивалент,
14) молярная масса эквивалента;
15) закон эквивалентов.
Контрольные задания
Задание 1.
1 – 30. A: Назовите вещество, укажите к какому классу неорганических соединений оно относится. Вычислите молярную массу эквивалента.
В: Сколько моль – эквивалентов содержится в образце.
С: Какой объем занимает газ (н.у.)?
Номер варианта | A | B | C |
1,16 | Fe в Fe2O3, Cl2O7, NaAlO2, Mg(OH)2, H2SO4 | 30 г Mg(OH)2 15 г K2CO3 | 0,5 моль – эквивалентов H2, 1,5 моль – эквивалентов Cl2 |
2,17 | Cl в Cl2O5, KOH, H3PO4, K2CO3, CaO | 1,5 г H3PO4 3,7 г Ba(OH)2 | 3,8 моль – эквивалентов F2, 1,5 моль – эквивалентов O2 |
3,18 | P в P2O3, Al2(SO4)3, Fe(OH)2, H3PO4, Al2O3 | 8,7 г K2HPO4 10 г Pb(OH)2 | 9,7 моль – эквивалентов N2, 3,5 моль – эквивалентов Br2 |
4,19 | N в N2O3, H3PO4, Ba(OH)2, NaNO2, P2O5 | 10 г K2Cr2O7 2,3 г Zn(OH)2 | 3,2 моль – эквивалентов Ar, 6,6 моль – эквивалентов H2 |
5,20 | Si в SiO, H2SiO3, Fe(OH)3, K2HPO4, Na2O | 6,1 г Ca3(PO4)2, 2,1 г HCl | 2,1 моль – эквивалентов O2, 7,6 моль – эквивалентов H2 |
6,21 | C в СO2, K2Cr2O7, Zn(OH)2, H4P2O7, P2O5 | 8,1 г Mg(OH)2 3,4 г HNO3 | 9,3 моль – эквивалентов Ar, 6,6 моль – эквивалентов Cl2 |
7,22 | Ca3(PO4)2, MnO2, Pb(OH)2, V в V2O7, V2O7 | 15 г Na2S 67 г Na2SO3 | 6,8 моль – эквивалентов H2, 9,5 моль – эквивалентов F2 |
8,23 | CuOHNO3, Cu(OH)2, KMnO7, CrO, Сr в CrO | 33 г Fe2O3 27 г H2CrO4 | 1,8 моль – эквивалентов O2, 13,5 моль – эквивалентов F2 |
9,24 | NaHSO4, Fe(OH)3, HCl, As2O3, As в As2O3 | 5 г CrO3, 3,3 г NaBiO3 | 13,7 моль – эквивалентов N2, 28,8 моль – эквивалентов H2 |
10,25 | CrCl3, Sn(OH)2, H3AlO3, CO, C в СO | 1,7 г Cu(OH)2 5,2 г Ca3(PO4)2 | 4,5 моль – эквивалентов O2, 11,5 моль – эквивалентов F2 |
11,26 | Cr2(SO4)3, H2SnO2, Mg(OH)2, SO2, S в SO2 | 7 г As2O3 7,8 г NaHSO4 | 23,5 моль – эквивалентов Cl 2, 13,5 моль – эквивалентов H2 |
12,27 | Na2S, H2S, S в SO3, Ni(OH)2, SO3 | 6,3 г Mg(OH)2, 1,3 г HCl | 7,8 моль – эквивалентов О2, 4,7 моль – эквивалентов Cl2 |
13,28 | Na2SO3, KOH, H2CrO4, CrO3, Cr в CrO3 | 9 г Fe(OH)3 8,3 г MnO2 | 17,8 моль – эквивалентов N 2, 4,7 моль – эквивалентов Ar |
14,29 | KI, NH4OH, HNO2, Fe2O3, Fe в Fe2O3 | 5,8 г CuOHNO3, 4,3 г KOH | 23,5 моль – эквивалентов О2, 14,7 моль – эквивалентов Ar |
15,30 | NaBiO3, Fe(OH)3, Al2O3, Al в Al2O3, HNO3 | 9,8 г H3PO4, 15 г K2CO3 | 44,5 моль – эквивалентов О2, 64,7 моль – эквивалентов H2 |
|
Задание 2. Эквивалент вещества в химической реакции
1-30. Определите, чему равен 1 моль-экв исходных веществ, как доля от 1 моля.
Номер варианта | Уравнения реакций |
Fe(OH)3 + HCl → Fe(OH)2Cl + H2O | |
Fe(OH)3 + 2HCl → FeOHCl2 + 2H2O | |
2Fe(OH)3 + 3H2SO4 → Fe2(SO4)3 + 6H2O | |
CuOHNO3 + H2S → CuS + HNO3 + H2O | |
Na2HPO4 + AlCl3 → AlPO4 + 2NaCl + HCl | |
Ca(HCO3)2 + 2HCl → CaCl2 + 2H2O + 2CO2 | |
Al(OH)2Cl + KOH → Al(OH)3 + KCl | |
H3PO4 + 3NaOH → Na3PO4 + 3H2O | |
H3PO4 + 2NaOH → Na2HPO4 + 2H2O | |
H3PO4 + NaOH → NaH2PO4 + H2O | |
Fe(OH)2CH3COO + 3HNO3 → Fe(NO3)3 + CH3COOH + 2H2O | |
KH2PO4 + KOH → K2HPO4 + H2O | |
KH2PO4 + 2KOH → K3PO4 + 2H2O | |
Bi(OH)2NO3 + KOH → Bi(OH)3 + KNO3 | |
Fe(OH)2Cl + 2HCl → FeCl3 + 2H2O | |
K2HPO4 + KOH → K3PO4 + H2O | |
Na2HPO4 + CaCl2 → CaHPO4 + 2NaCl | |
K2CO3 + 2HNO3 → 2KNO3 + H2O + CO2 | |
2FeSO4 + 2KOH → (FeOH)2SO4 + K2SO4 | |
FeSO4 + 2KOH → Fe(OH)2 + K2SO4 | |
H3PO4 + KOH → K3PO4 + 3H2O | |
Al(OH)Cl2 + 2KOH → Al(OH)3 + 2KCl | |
Bi(OH)(NO3)2 + 2KOH → Bi(OH)3 + 2KNO3 | |
PbCl2 + H2O → Pb(OH)Cl + HCl | |
H2SO4 + PbCl2 → PbSO4 + 2HCl | |
H2SO4 + KOH → KHSO4 + H2O | |
Fe(OH)2NO3 + 2HNO3 → Fe(NO3)3 + 2H2O | |
Al(OH)3 + KOH ® K[Al(OH)4] | |
Al(OH)3 + HNO3 ® Al(OH)2NO3 + H2O | |
Al(OH)3 + 2HNO3 ® Al(OH)(NO3)2 + 2H2O |
Задание 2. Закон эквивалентов.
Задание 2.1. 1 – 30.Решите задачу.
1. На нейтрализацию 7,330 г фосфорноватистой кислоты Н3РО2 пошло 4,444 г NaOH. Вычислите эквивалентную массу кислоты, ее основность (nН+) и напишите уравнение реакции нейтрализации.
2. При восстановлении 6,50 г оксида образовалось 4,45 г металла. Вычислите молярные массы эквивалентов металла и его оксида.
|
3. При нейтрализации 9,8 г ортофосфорной кислоты израсходовано 8 г NaOH. Вычислите эквивалентную массу и основность (nН+) кислоты в этой реакции. На основании расчета напишите уравнение реакции.
4. В какой массе NaOH содержится столько же моль – эквивалентов, что и в 140 г КОН?
5. При взаимодействии 2,5 г карбоната металла с азотной кислотой образовалось 4,1 г нитрата этого же металла. Вычислите эквивалентную массу металла.
6. Из 3,31 г нитрата металла получается 2,78 г его хлорида. Вычислите молярную массу эквивалента этого металла.
7. Некоторый элемент образует кислородное соединение, содержащее 31,58 % кислорода. Вычислите эквивалентную и атомную массу этого элемента, если в данном оксиде он трехвалентен. Составьте формулу оксида.
8. Чему равен при н.у. эквивалентный объем кислорода? На сжигание 1,5 г двухвалентного металла требуется 0,69 л кислорода (н.у.). Вычислите массу эквивалента металла; чему равна его атомная масса?
9. Какой объем (н.у.) занимает 1 моль – эквивалент водорода? Сколько литров водорода (н.у.) выделилось при растворении в кислоте 0,45 г металла, молярная масса эквивалента которого равна 20 г/моль-экв?
10. В 2,48 г оксида одновалентного металла содержится 1,84 г металла. Вычислите молярную массу эквивалента металла; чему равна его атомная масса?
11. Является ли эквивалент элемента постоянной величиной? Чему равны эквивалентные массы хрома в его оксидах, содержащих 68,42 % и 52,00 % хрома. Определите валентность хрома в каждом из этих оксидов и составьте их формулы.
12. Трехвалентный элемент образует оксид, содержащий 31,58 % кислорода. Вычислите эквивалентную и атомную массу этого элемента. Составьте формулу оксида.
13. При окислении 8,37 г двухвалентного металла образовалось 10,77 г оксида. Вычислите молярную массу эквивалента металла; чему равна его атомная масса?
14. При взаимодействии 1,62 г трехвалентного металла с кислотой выделяется 2,015 л водорода (н.у.).Вычислите молярную массу эквивалента металла; чему равна его атомная масса?
15. Из 1,35 г оксида металла получается 3,15 г его нитрата. Вычислите молярную массу эквивалента этого металла.
16. При окислении 1,674 г двухвалентного металла образовалось 2,154 г оксида. Вычислите молярную массу эквивалента металла; чему равна его атомная масса?
17. Для растворения 16,8 г металла потребовалось 14,7 г серной кислоты. Определите эквивалентную массу металла и объем выделившегося водорода (н.у.).
18. Сколько моль – эквивалентов извести Ca(OH)2 потребуется для нейтрализации 196 г фосфорной кислоты для получения одно-, двух- и трехзамещенного фосфата кальция?
19. По реакциям нейтрализации серной кислоты и ортофосфорной одинаковым количеством щелочи образовались соответственно сульфат и дигидрофосфат. Каково отношение масс этих кислот, пошедших на нейтрализацию.
|
20. Оксид металла содержит 28,65% кислорода, а соединение того же металла с галогеном – 48,72 % галогена. Рассчитайте молярную массу эквивалента галогена.
21. Некоторое количество металла, эквивалентная масса которого равна 27,9 г/моль-экв, вытесняет из кислоты 700 мл водорода, измеренного при н.у. Определить массу металла.
22. 1,6 г кальция и 2,61 г цинка вытесняют из кислоты одинаковые количества водорода. Вычислить эквивалентную массу цинка, зная, что эквивалентная масса кальция равна 20 г/моль-экв.
23. Вычислите молярную массу эквивалента карбоната магния, если на растворение 8,4 г этой соли было израсходовано 33,2 мл 20% - ного раствора HCl (r = 1,1 г/моль).
24. Вычислите молярную массу эквивалента серной кислоты, если 98,08 г ее реагируют с 24, 32 г магния.
25. При восстановлении 2,4 г оксида двухвалентного металла водородом получено 0,54 г воды. Вычислите молярную массу эквивалента металла и его оксида и назовите металл.
26. Сколько литров кислорода, измеренного при н.у., расходуется при сгорании 2,4 г металла, молярная масса эквивалента которого равна 12 г/моль – экв..
27. При нагревании 20,06 г металла получено 21,55 г оксида. Вычислите молярную массу эквивалента металла.
28. Металл массой 16,8 г взаимодействует с 14,7 г серной кислоты. Рассчитайте молярную массу эквивалента металла и объем выделившегося водорода. (н.у.)
29. При взаимодействии 5,95 г некоторого вещества с 2,75 г хлороводорода получилось 4,40 г соли. Вычислить эквивалентные массы вещества и образовавшейся соли.
30. Эквивалентная масса металла в 2 раза больше, чем эквивалентная масса кислорода. Во сколько раз масса оксида больше массы металла?
Задание 2.2
1 – 30. Рассчитайте массу (или объем) продуктов реакции, если прореагировано указанное количество моль эквивалентов одного из веществ при нормальных условиях.
Номер варианта | Реакция | Количество моль эквивалентов исходного вещества |
Zn + H2SO4 → ZnSO4 + H2 | 0,2 моль - экв Zn | |
H2O2 + O3 → H2O + 2O2 | 0,3 моль - экв O3 | |
4FeS2 + 11O2 → 2Fe2O3 + 8 SO2 | 1 моль - экв O2 | |
Cu(OH)2 + HCl → CuOHCl + H2O | 0,5 моль - экв HCl | |
Cu(OH)2 + 2HCl → CuCl2 + 2H2O | 0,5 моль - экв HCl | |
H2SO4 + 2KOH → K2SO4 + 2H2O | 4 моль - экв KOH | |
SO2 + 1/2O2 → SO3 | 0,1 моль - экв O2 | |
CO + H2O → CO2 + H2 | 2 моль - экв H2O | |
N2 + O2 → 2NO | 3 моль - экв N2 | |
2H2 + O2 → 2H2O | 0,6 моль - экв H2 | |
Fe2O3 + 3H2 → 2Fe + 3H2O | 0,4 моль - экв H2 | |
2H2O2 → 2H2O + O2 | 0,1 моль - экв H2O2 | |
3H2 + N2 →2NH3 | 3 моль - экв H2 | |
N2O4 → 2NO2 | 1 моль - экв N2O4 | |
2NH4NO3 → 4H2O + O2 + 2N2 | 0,2 моль - экв NH4NO3 | |
4HCl + O2 → 2Cl2 + 2H2O | 0,4 моль - экв O2 | |
SO2 + 2H2 → S + 2H2O | 0,5 моль - экв H2 | |
CH4 + 2O2 → 2H2O + CO2 | 2 моль - экв O2 | |
4NH3 + 3O2 → 2N2 + 6H2O | 3 моль - экв O2 | |
4NH3 + 5O2 → 4NO + 6H2O | 5 моль - экв O2 | |
Fe2O3 + 3H2 → 2Fe + 3H2O | 0,4 моль - экв Fe2O3 | |
4FeS2 + 11O2 → 2Fe2O3 + 8 SO2 | 1,5 моль - экв FeS | |
4NH3 + 3O2 → 2N2 + 6H2O | 3,5 моль - экв NH3 | |
SO2 + 2H2 → S + 2H2O | 0,5 моль - экв SO2 | |
N2 + O2 → 2NO | 1,5 моль - экв O2 | |
4HCl + O2 → 2Cl2 + 2H2O | 0,6 моль - экв HCl | |
CO + H2O → CO2 + H2 | 2,5 моль - экв CO | |
N2O4 → 2NO2 | 1 моль - экв NO2 | |
3H2 + N2 →2NH3 | 3 моль - экв N2 | |
CH4 + 2O2 → 2H2O + CO2 | 2 моль - экв CH4 |
Основы химической кинетики
С помощью химической термодинамики можно определить направление любой химической реакции при заданных условиях, однако она ничего не может сказать о том, осуществима ли данная реакция и за какое время она закончится. Понятие время в химию вводит химическая кинетика.
Химическая кинетика изучает скорости химических реакций, их механизмы и закономерности протекания.
Основные различия между химической термодинамикой и кинетикой:
1) в химической термодинамики нет времени, она предсказывает только конечный результат процесса. Химическая кинетика изучает только изменяющиеся (динамические) системы.
2) Равновесные свойства определяются состоянием как исходных веществ, так и продуктов реакции. Для термодинамики важны левая и правая части химического уравнения. Скорость реакции определяется только состоянием исходных веществ. Для кинетики важна только левая часть уравнения реакции.
3) Термодинамические свойства определяются термодинамической активностью веществ, кинетические свойства - их концентрацией.
Скорость химической реакции в газовой фазе или растворе определяется изменением числа молекул (или числа молей n) вещества в единицу времени в единице объема:
,
Где «+» - скорость определяется по продукту реакции;
«-» - скорость определяется по исходному веществу;
Если реакция протекает при постоянном объеме, то скорость выражают через молярную концентрацию: , которая имеет размерность моль/л.
Для реакций, протекающих в газовой фазе, скорость реакции можно определять также через парциальные давления веществ. Скорость реакции выражают в различных единицах: моль/л с, Па/с.
Большинство химических реакций состоит из нескольких стадий, называемых элементарными реакциями. Под элементарной реакцией обычно понимают образование или разрыв химической связи, протекающий через образование переходного комплекса.
Переходный или активированный комплекс – конфигурация ядер, соответствующая переходу от реагентов к продуктам. Обычно переходному комплексу отвечает область вблизи максимума на энергетической кривой химической реакции.
Число частиц, участвующих в элементарной реакции, называют молекулярностью реакции. Элементарные реакции бывают трех типов.
1. Мономолеклярные реакции – элементарные реакции распада и изомеризации, в которых участвует только одна молекула:
Разрыв связей в исходной молекуле происходит под действием света или при нагревании, например:
CH3Br CH3 + Br.
2. В бимолекулярных реакциях происходит стокновение двух частиц:
При этом одни связи разрываются, а другие образуются, например:
H + Cl2 ® HCl + Cl
Бимолекулярные реакции - самый распространенный тип элементарной реакции.
3. В тримолекулярных реакциях одновременно сталкиваются три молекулы:
2 NO + O2 ® 2NO2
.
По характеру разрыва химической связи элементарные реакции подразделяются на гомолитические и гетеролитические. В гомолитической реакции электронная пара разрывается. В гетеролитической реакции оба электрона двухэлектронной химической связи переходят к одному из атомов.
В зависимости от фазового состояния компонентов различают гомогенные и гетерогенные реакции. Гомогенные реакции – реакции, протекающие в одной фазе, к гетерогенным реакциям – реакции, протекающие на границе двух фаз. Гомофазные реакции – все компоненты находятся в одной фазе, гетерофазные реакции – компоненты реакции находятся в разных фазах.
Сложная реакция состоит из нескольких элементарных реакций. Совокупность элементарных реакций называют механизмом сложной реакции. Скорость сложной реакции определяется скоростью самой медленной ее стадии – лимитирующей.
Скорость реакции зависит от природы реагирующих веществ, их концентрации, температуры и наличия катализатора. Зависимость скорости реакции от концентрации описывается основным постулатом химической кинетики - законом действующих масс (Гульдберг, Вааге, 1864 - 1867).
Для элементарных или простых реакций скорость химической реакции в каждый момент времени пропорциональна текущим концентрациям реагирующих веществ, возведенных в степени, равные стехиометрическим коэффициентам.
Для химической реакции аА + bВ → продукты
,
Где k – константа скорости химической реакции; СА и СВ– молярные концентрации реагирующих веществ,
а и b – стехиометрические коэффициенты.
а – порядок реакции по веществу А;
b – порядок реакции по веществу В.
n = a + b – общий порядок реакции.
При CA = CB = 1 моль/л, v = k. Следовательно, константа скорости реакции - это удельная скорость (т.е. она равна скорости реакции при концентрации реагирующих веществ, равной единице).
Скорость большинства реакций увеличивается с ростом температуры, т.к. при этом возрастает энергия сталкивающихся частиц и повышается вероятность того, что при столкновении произойдет химическое превращение.
Для количественного описания температурных эффектов в химической кинетике используют два основных соотношения – правило Вант – Гоффа и уравнение Аррениуса.
Правило Вант – Гоффа (1884). При увеличении температуры на 10 градусов скорость химической реакции возрастает в 2 – 4 раза.
,
Где g = 2 ¸ 4 - температурный коэффициент скорости – коэффициент Вант – Гоффа;
. и - скорость реакции при температуре Т1 и Т2.
По закону действующих масс скорость реакции и константа скорости пропорциональны друг другу, поэтому правило Вант – Гоффа можно записать так:
,
Где . и - константы скорости реакции при температуре Т1 и Т2.
Правило Вант – Гоффа приближенно описывает экспериментальные данные и применимо только в очень ограниченном интервале температур.
Гораздо более точным является уравнение Аррениуса, описывающее температурную зависимость константы скорости:
,
Где Еакт – энергия активации, кДж;
А – предэкспоненциальный множитель;
R = 8,31 Дж/моль × К – универсальная газовая постоянная;
Т, К – температура.
В логарифмическом виде уравнение Аррениуса имеет вид:
Зная и , можно рассчитать энергию активации:
Гетерогенные реакции идут на поверхности раздела фаз, которая и служит реакционным пространством. Поэтому первой особенностью кинетики этих реакций является влияние площади реакционной поверхности на скорость реакции
Где с – концентрация реагента (газообразного или жидкого).
Если в реакции непосредственно участвует твердое вещество, то в кинетическое уравнение не входит его концентрация
Например, для реакции CaO (т) + CO2 (г) «CaCO3 (т) по закону действующих масс .
Химическое равновесие
Для многих химических реакций при определенных внешних условиях наступает такое состояние, когда соотношение между концентрациями продуктов реакции и исходных веществ становится постоянным. Подобное состояние соответствует состоянию устойчивого химического равновесия, а концентрации реагентов называются равновесными.
При достижении химически равновесного состояния число молекул веществ перестает меняться и остается постоянным во времени. Для химического равновесия характерны следующие признаки:
1) равенство скоростей прямой и обратной реакций;
2) постоянство концентраций (парциальных давлений) компонентов при постоянстве внешних условий;
3) подвижность, то есть способность самопроизвольно восстанавливаться при небольших смещениях;
4) при р, Т=const величина G достигает минимального значения (dG =0 или ΔG =0);
5) равновесие достигается как прямым, так и обратным течением реакции.
Состояние химического равновесия характеризуется константой химического равновесия. Для химической реакции aA + bB dD + eE, протекающей в жидкой фазе
,
где Kc – константа химического равновесия, выраженная через концентрации
компонентов;
– концентрации компонентов, определенные в состоянии равновесия.
Если указанная реакция является газофазной, то вместо концентрации компонентов используют их равновесные парциальные давления:
Если все реагенты газообразные и их поведение подчиняется законам идеальных газов, то связь между Kp и Kc можно выразить уравнением:
Kp = Kc (RT) Dn,
Где Dn - изменение числа молей газов в результате реакции:
Dn = (d + e) – (a + b).
Если изменить концентрацию хотя бы одного из компонентов равновесной системы, то концентрации всех остальных компонентов (реагентов и продуктов) будут изменяться до тех пор, пока не будут выполнены все приведенные выше 5 условий. То же самое происходит, если изменить температуру. Подобные изменения свидетельствуют о подвижном характере химического равновесия. При этом говорят о смещении равновесия в сторону образования либо исходных веществ (влево), либо продуктов реакции (вправо). Суть смещения состояния равновесия заключается в том, что при изменении концентрации и температуры претерпевают резкие изменения скорости прямой и обратной реакций. Это нарушает условие их равенства. Изменение скоростей вызывает изменение соотношения концентраций компонентов, а это в свою очередь снова приводит к выравниванию скоростей прямой и обратной реакций – возникает новое равновесное состояние.
Введение в систему других веществ, например, катализатора, не меняет постоянства соотношения равновесных концентраций реагентов, так как приводит к изменению в одинаковое число раз скорости прямой и обратной реакций.
Направление смещения равновесия в качественной форме определяется принципом Ле Шателье: если на систему, находящуюся в равновесии, оказывается внешнее воздействие, то равновесие смещается в том направлении, которое ослабляет влияние этого воздействия.
О влиянии изменения концентрации можно судит из уравнения изотермы химической реакции. Для приведенной выше реакции оно имеет следующий вид:
,
где – неравновесные концентрации компонентов, моль/л;
– разница между свободными энергиями данного состояния и равновесного состояния системы;
Т – температура системы, К;
R – универсальная газовая постоянная;
Кс – константа равновесия при данной температуре Т;
DG° = -RT×lnKc – стандартная энергия Гиббса химической реакции.
Если система находится в состоянии равновесия, то в уравнении 4.3 первый член внутри скобки становится равным lnKc и DG = 0. Последний параметр является термодинамическим условием состояния равновесия.
После введения в равновесную систему исходных реагентов концентрация их возрастает и DG< 0, то есть смещение равновесия происходит в направлении протекания прямой реакции (слева направо). Такой же результат дает удаление из равновесной системы продуктов реакции. Последним методом смещения равновесия нередко пользуются в технологических процессах для увеличения выхода продуктов равновесных процессов.
Температура также влияет на направление смещения химического равновесия (изобара химической реакции):
,
где DН – тепловой эффект прямой реакции, Дж/моль;
R – универсальная газовая постоянная, Дж/(моль×К);
K1 и K2 – константы равновесия данной реакционной системы при температурах Т1 и Т2.
Действительно, если прямая реакция является экзотермическим (DН<0), то повышение температуры от Т1 до Т2 предполагает образование соотношения < 0. Это свидетельствует о том, что в новом равновесном состоянии концентрация продуктов становится меньше, а исходных больше. Следовательно, повышение температуры приводит к смещению равновесия в сторону обратной эндотермической реакции (справа налево).
Температура, при которой наступает химическое равновесие, равна:
Основной особенностью константы гетерогенного равновесия является то, что в уравнение константы гетерогенного равновесия не входят никакие члены, относящиеся к твердым веществам, участвующим в прямой и обратной реакциях. Так как прямая и обратная реакции протекают на одной же поверхности раздела фаз, то площадь поверхности раздела фаз также не входит в уравнение константы химического равновевсия.
Фазовое равновесие
Равновесие процесса перехода вещества из одной фазы в другую без изменения химического состава называется фазовым равновесием. Примерами фазового равновесия могут быть следующие процессы:
Твердое вещество при плавлении превращается в жидкость;
Жидкость при кристаллизации превращается в твердое вещество;
Жидкость при испарении превращается в пар;
Пар при конденсации превращается в жидкость.
Твердое вещество при возгонке превращается в газ;
Газ при сублимации превращается в твердое вещество.
Фазовое равновесие является динамическим, т.е скорость прямого процесса равна скорости обратного процесса. Как и в случае химического равновесия, условием фазового равновесия является равенство энергии Гиббса процесса нулю: D G° = 0.
К наиболее общим законам гетерогенного равновесия (химического и фазового) относится правило фаз Гиббса, согласно которому числа степеней свободы С, фаз Ф, независимых компонентов К и внешних условий n, влияющих на равновесие, взаимосвязаны соотношением
С + Ф = К + n,
где С – число степеней свободы, число внешних условий, которые можно изменять в определенных пределах без изменения числа и вида фаз,
n – число внешних параметров, которые оказывают влияние на систему,
К – количество компонентов – химически однородная составная часть вещества, которая может быть выведена из системы.
Ф – число фаз – часть системы, однородная во всех ее точках по химическому составу и свойствам и отделенная от других фаз системы поверхностью раздела.
Перед решением задач необходимо усвоить сл<
Индивидуальные и групповые автопоилки: для животных. Схемы и конструкции...
Биохимия спиртового брожения: Основу технологии получения пива составляет спиртовое брожение, - при котором сахар превращается...
Папиллярные узоры пальцев рук - маркер спортивных способностей: дерматоглифические признаки формируются на 3-5 месяце беременности, не изменяются в течение жизни...
Опора деревянной одностоечной и способы укрепление угловых опор: Опоры ВЛ - конструкции, предназначенные для поддерживания проводов на необходимой высоте над землей, водой...
© cyberpedia.su 2017-2024 - Не является автором материалов. Исключительное право сохранено за автором текста.
Если вы не хотите, чтобы данный материал был у нас на сайте, перейдите по ссылке: Нарушение авторских прав. Мы поможем в написании вашей работы!