Подписано в печать . Формат 60х90 1/16.

ГОСУДАРСТВЕННОЕ ОБРАЗОВАТЕЛЬНОЕ УЧРЕЖДЕНИЕ ВЫСШЕГО ПРОФЕССИОНАЛЬНОГО ОБРАЗОВАНИЯ

Самарский государственный университет путей сообщения

Кафедра «Общая и инженерная химия»

 

ХИМИЯ

 

Методические указания к выполнению самостоятельных работ

для студентов всех специальностей

 

 

Составители: Васильченко Л.М.

Сеницкая Г.Б.

Халикова А.В.

Сотова Н.В.

 

Самара 2011

 

УДК 546

 

Методические указания к выполнению самостоятельных работ для студентов всех специальностей. - Самара: СамГУПС, 2011. - 52 с.

 

 

Утверждено на заседании кафедры «Общая и инженерная химия ОИХ», протокол № 3 от 25.10.2011 г.

Печатается по решению редакционно-издательского совета университета

 

Методуказания содержат задания двух контрольных по 20-ти разделам курса общей химии.

 

 

Составители: Васильченко Лидия Михайловна

Сеницкая Галина Борисовна

Халикова Алла Викторовна

Сотова Наталья Васильевна

 

Рецензенты: к.х.н., доцент кафедры «Физическая химия и хроматография» Самарского государственного университета

Колосова Е.А.

к.т.н., доцент кафедры «Физика и экологическая теплофизика»

Самарского государственного университета путей сообщения

Вилякина Е.В.

 

Редактор:

Комп. верстка:

 

СТРОЕНИЕ АТОМОВ

Современная теория строения атомов и молекул базируется на законах движения микрочастиц, обладающих очень малой массой, порядка 10^-27 – 10^-31 кг. Эти законы были сформулированы в 1923-27 годах и привели к созданию новой науки – квантовой механики. Установлено, что поведение микрочастиц принципиально отличается от поведения микрообъектов, изучаемых классической механикой.

Применение законов квантовой механики к химическим явлениям привело к созданию квантовой химии, которая является основой современной теории химической связи и строения вещества.

Движение электрона в атоме имеет вероятностный характер. Околоядерное пространство, в котором с наибольшей вероятностью (0, 9-0, 95) может находиться электрон, называется атомной орбиталью (АО). Атомная орбиталь, как любая геометрическая фигура, характеризуется тремя параметрами (координатами), получившими название квантовых чисел ( n, l, m₁ ). Квантовые числа принимают не любые, а определенные, дискретные (прерывные) значения. Соседние значения квантовых чисел различаются на единицу. Квантовые числа определяют размер ( n ), форму ( l ) и ориентацию ( m₁ ) атомной орбитали в пространстве. Занимая ту или иную атомную орбиталь, электрон образует электронное облако, которое у электронов одного и того же атома может иметь различную форму. Формы электронных облаков аналогичны АО. Их также называют электронными или атомными орбиталями. Электронное облако характеризуется четырьмя числами ( n, l, m_l, и m_s ). Эти квантовые числа связаны с физическими свойствами электрона, и число n (главное квантовое число) характеризует энергетический (квантовый) уровень электрона; число l (орбитальное) – момент количества движения (энергетический подуровень), число m₁ (магнитное) – магнитный момент, m_s – спин. Спин электрона возникает за счет вращения его вокруг собственной оси. Электроны и атомы должны отличаться хотя бы одним квантовым числом (принцип Паули), поэтому на АО могут находиться не более двух электронов, различающихся своими спинами m_s = ± ¹/₂. Заполнение орбиталей происходит в порядке возрастания суммы квантовых чисел n + l , а при равной сумме – в порядке возрастания числа n . Соответственно по этому правилу последовательность заполнения энергетических уровней и подуровней следующая:

 

1s² < 2s² < 2p⁶ < 3s² < 3p⁶ < 4s² < 3d¹⁰ < 4p⁶ < 5s² < 4d¹⁰ < 5p⁶ < 6s²

< 5d¹ < 4f¹⁴ < 5d⁹ < 6p⁶ < 7s² < 6d¹ < 5f¹⁴ < 6d⁹ < 7p⁶ < 8s²……

 

Примеры решения задач

Пример 1. Напишите электронную формулу атома серы. К какому электронному семейству относится сера? Укажите валентные электроны, распределите их по энергетическим ячейкам в нормальном и возбужденных состояниях.

 

Решение . У атома серы порядковый номер 16 в таблице Д.И. Менделеева, поэтому – 16 электронов и последовательность заполнения энергетических уровней и подуровней совпадает с электронной формулой (что характерно для элементов с порядковыми номерами от 1 до 20):

₁₆S – 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁴

Последним заполняется p-подуровень, поэтому сера принадлежит к p-электронному семейству; содержит 6 валентных электронов – 3s² 3p⁴. Представим схему размещения валентных электронов в квантовых (энергетических) ячейках:

 

3s 3p 3d

₁₆S -...

 

Валентность серы в нормальном состоянии равна 2, например, в соединениях H₂S, Na₂S, CaS.

У атома серы на 3d-подуровне имеются вакантные орбитали. При возбуждении атома происходит разъединение пар электронов и переход их на свободные орбитали.

Представим электронные конфигурации атома серы в возбужденных состояниях:

 

3s 3р 3d

а) ₁₆S^* - …, ₁₆S* - … 3s²3p³3d¹

 

Валентность серы равна 4, например, в соединениях SO₂, H₂SO₃

 

3s 3p 3d

б) ₁₆S^*- … S^* - … 3s¹ 3p³ 3d²

 

Валентность серы равна 6, например, в соединениях: SO₃, H₂SO₄.

 

Вывод: валентность серы в соединениях 2, 4, 6.

 

Пример 2. Составьте электронную формулу атома титана и ионов титана Ti²⁺ и Ti⁴⁺. К какому электронному семейству относится титан? Приведите электронные аналоги титана.

Решение. Порядок заполнения энергетических уровней и подуровней следующий:

 

₂₂Ti – 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s² 3d²

Титан принадлежит к d-электронному семейству.

Электронная формула титана имеет вид:

 

₂₂Ti – 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 3d² 4s²

 

Подчеркнуты валентные электроны.

Электронно-графические формулы валентных электронов атома титана в нормальном и возбужденном состояниях:

 

3d 4s 4p 4d 4f

₂₂ Ti -…

 

 

Валентность титана в нормальном состоянии равна 2, например, в соединениях: TiO, TiCl₂. Такая валентность обусловлена двумя неспаренными электронами, но вакантные орбитали на 4p-подуровне вносят дополнительный вклад в валентность и титан в некоторых соединениях проявляет валентность, равную 3, например, в соединении TiCl₃.

При возбуждении атома титана происходит распаривание 4s-электронов и переход их на 4p-подуровень, валентность титана в этом состоянии равна 4 (TiO₂, TiCl₄):

 

3d 4s 4p 4d 4f

₂₂Ti*-…

 

₂₂ Ti^* - … 3d² 4s¹ 4p¹ 4d⁰ 4f⁰

 

Сокращенная электронная формула атома титана:

₂₂ Ti - … 3d² 4s²

Электронные аналоги титана:

₄₀ Zr - … 4d² 5s²; ₇₂ Hf - …5d² 6s²

 

Электронные формулы ионов титана Ti²⁺ и Ti⁴⁺ соответственно:

 

₂₂Ti²⁺ - … 3d² 4s⁰; ₂₂Ti⁴⁺ - … 3d⁰ 4s⁰.

 

Пример 3. Для атома с электронной структурой 1s²2s²2p¹ найдите значения четырех квантовых чисел n, l, m_l, m_s , определяющие каждый из электронов в нормальной состоянии.

 

Решение. Электронную формулу1s²2s²2p¹ имеет атом бора. Значения квантовых чисел для электронов атома бора надо определять с учетом принципа Паули, согласно которому в атоме не может быть даже двух электронов, у которых все четыре квантовых числа были бы одинаковыми.

1-й энергетический уровень атома бора содержит два электрона в s-состоянии. Эти электроны характеризуются следующим набором квантовых чисел: 1, 0, 0, ± ½.

Электроны в s-состоянии второго энергетического уровня имеют значения квантовых чисел: 2, 0, 0, ± 1/2.

Электроны в р-состоянии второго энергетического уровня имеют значения квантовых чисел: 2, 1, -1, + 1/2.

Примеры решения задач

 

Пример 1. Какой элемент 4 периода – марганец или бром проявляет металлические свойства?

Решение. Полные электронные формулы элементов:

 

₂₅Mn – 1s²2s²2p⁶ 3s²3p⁶3d⁵4s²

 

₃₅Br – 1s²2s²2p⁶ 3s²3p⁶ 3d¹⁰ 4s²4p⁵

 

Марганец является d-элементом VIIB подгруппы, а бром – p-элемент VIIA подгруппы. На внешнем энергетическом уровне у атома марганца два электрона, а у атома брома – семь. Атомы типичных металлов характеризуются наличием небольшого числа электронов на внешнем энергетическом уровне, а, следовательно, способны терять электроны. Они обладают только восстановительными свойствами и не образуют элементарных отрицательных ионов.

Элементы, атомы которых на внешнем энергетическом уровне содержат более трех электронов, обладают в основном сродством к электрону, а, следовательно, приобретают отрицательную степень окисления и образуют элементарные отрицательные ионы.

Таким образом, марганец, как и все металлы, обладает только восстановительными свойствами, тогда как для брома более свойственна окислительная функция. Общей закономерностью для всех групп, относящихся к d-электронному семейству, является преобладание металлических свойств. Следовательно, металлические свойства проявляет марганец.

 

Пример 2. Как зависят кислотно-основные свойства оксидов и гидроксидов от степени окисления образующих из атомов? Какие гидроксиды называются амфотерными (амфолитами)?

Решение. Если элемент проявляет переменную степень окисления и образует несколько оксидов и гидроксидов, то с увеличением степени окисления свойства их изменяются от основных к амфотерным и кислотным. Например: оксиды и гидроксиды хрома, марганца, ванадия и др. Это объясняется характером электролитической диссоциации (ионизации) гидроксидов ЭОН, которая в зависимости от сравнительной прочности и полярности связей Э-О и О-Н может протекать по двум направлениям:

 

основному - ЭОН D Э⁺ + ОН^- или

 

кислотному - ЭОН D ЭО ^- + Н⁺

 

Полярность связей, в свою очередь, определяется разностью электроотрицательностей и эффективными зарядами атомов. Приводим пример диссоциации амфотерных гидроксидов (амфолитов):

 

Э(ОН)_n D Эⁿ⁺ + nОН^-; Н_nЭО_n D nН⁺ + ЭО_n^n-

основной тип кислотный тип

диссоциации диссоциации

В кислой среде амфолит проявляет основной, а в щелочной среде – кислотный характер.

Рассмотрим амфотерные свойства оксидов и гидроксидов хрома.

Приводим сокращенную электронную формулу атомов хрома: ₂₄Cr - … 3d⁵4s¹.

 

Хром образует оксиды: Cr⁺²O, Cr₂⁺³O₃, Cr⁺⁶O₃, которым соответствуют следующие гидроксиды:

 

Cr⁺² (OH)₂, Cr⁺³ (OH)₃, H₂Cr⁺⁶ O₄ и H₂Cr⁺⁶₂ O₇.

 

Для CrO и Cr(OH)₂ характерны основные свойства, для Сr₂O₃ и Cr(OH)₃ –

 

амфотерные свойства, для CrO₃, H₂CrO₄ и H₂Cr₂O₇ – кислотные свойства.

Приводим амфотерные свойства тригидроксида хрома:

 

Cr(OH)₃ + 3NaOH = Na₃[Cr(OH)₆]; Cr(OH)₃ + 3OH^- = [Cr(OH)₆]^3-.

 

В данной реакции Cr(OH)₃ проявляет кислотные свойства.

 

Cr(OH)₃ + 3HCl = CrCl₃ + 3H₂О, Cr(OH)₃ + 3H⁺ = Cr³⁺ + 3H₂O.

 

В данной реакции Cr(OH)₃ проявляет основные свойства.

Пример 3. Опишите химические свойства элемента с порядковым номером 14 по его положению в периодической системе.

Решение. Элемент с порядковым номером 14 находится в III периоде, IV группе. Это кремний. Электронная формула:

₁₄Si 1s²2s²2p⁶3s²3p²,

 

сокращенная электронная формула 3s²3p². Это р-элемент. Атом кремния может отдать 2ē с р-подуровня, проявляя степень окисления +2 (образует SiO), а также 2ē с S-подуровня, при этом кремний проявляет степень окисления +4 и образует кислотный оксид SiO₂, которому соответствует кремниевая кислота H₂SiO₃. Кроме того, кремний образует газообразное водородное соединение SiH₄, где проявляет степень окисления –4, так как большинство элементов р-электронного семейства, в том числе кремний, обладают сродством к электронам, то есть присоединяют электроны до образования устойчивой 8-электронной структуры.

Пример 4. Р ассчитайте число протонов и нейтронов в ядре атома технеция (изотоп с атомной массой 99).

 

Решение. Относительная атомная масса равна сумме масс протонов Z и нейтронов N. Число протонов в ядре Z определяет положительный заряд ядра, который численно равен порядковому номеру, то есть 43.

A = Z + N

Отсюда: Z = 43 протона, a N = 99 – 43 = 56 нейтронов.

ХИМИЧЕСКАЯ СВЯЗЬ

Центральной проблемой химии является установление природы химической связи в молекулах. Впервые теория химического строения молекул А.М. Бутлерова была дана в 1861 году. Положениями этой теории являются: свойства веществ зависят не только от их состава, но и от химического строения и характера взаимного влияния атомов в молекулах.

Изучение природы взаимодействия атомов позволяет установить механизм образования и строения молекул и других частиц, что дает возможность предсказать реакционную способность, определить условия синтеза веществ с заданными свойствами.

Проблема установления химической связи получила дальнейшее развитие в работах Льюиса, Гейтлера, Лондона, Морковникова, Семенова, Полинга, Гунда и других.

По характеру распределения электронной плотности в молекулах химические связи традиционно подразделяются на ковалентные, ионные и металлические.

Для ковалентно-механического описания ковалентной связи и строения молекул применяются два подхода:

- метод валентных связей (МВС) и

- метод молекулярных орбиталей (ММО).

В основе МВС лежат следующие положения:

- ковалентная химическая связь образуется двумя электронами с противоположно направленными спинами;

- ковалентная связь тем прочнее, чем в большей степени перекрываются электронные облака взаимодействующих атомов.

Метод ВС прост, нагляден и позволяет предсказать свойства многих молекул, таких как пространственная конфигурация, полярность, энергия, длина связи и др.

Но метод валентных связей (ВС) не может объяснить целый ряд свойств и строение некоторых молекул: парамагнетизм молекулы О₂; большую прочность связей в молекулярных ионах F⁺₂ и O⁺₂ по сравнению с молекулами F₂ и O₂; мé ньшую прочность связи в ионе N⁺₂ , чем в молекуле N₂; существование молекулярного иона Не⁺₂ и неустойчивость молекулы Не₂ и т.д.

Более плодотворным оказался другой подход к объяснению ковалентной связи – метод молекулярных орбиталей (МО). В методе МО состояние молекулы описывается как совокупность электронных молекулярных орбиталей. При этом число молекулярных орбиталей равно сумме атомных орбиталей.

Молекулярной орбитали, возникающей от сложения атомных орбиталей (АО), соответствует более низкая энергия, чем исходным орбиталям. Такая МО имеет повышенную электронную плотность в пространстве между ядрами, способствующую образованию химической связи и называется связывающей.

Молекулярной орбитали, образовавшейся от вычитания атомных орбиталей соответствует более высокая энергия, чем атомной орбитали. Электронная плотность в этом случае сконцентрирована за ядрами атомов, а между ними равна нулю. Подобные МО энергетически менее выгодны, чем исходные АО, они приводят к ослаблению химической связи и называются разрыхляющими.

Электроны, занимающие связывающие и разрыхляющие орбитали, называются соответственно связывающими (св) и разрыхляющими (разр).

Заполнение молекулярных орбиталей происходит при соблюдении принципа Паули и правила Гунда.

Подобно электронным формулам, показывающим распределение электронов в атоме по атомным орбиталям, в методе МО составляют формулы молекул, отражающие их электронную конфигурацию. По аналогии с атомными s-, p-, d – орбиталями молекулярные орбитали обозначаются греческим буквами σ, π, δ, φ.

По возрастанию энергии МО орбитали двухатомных молекул первого периода и начала второго периода (до N₂) можно расположить в следующем порядке:

 

σ ^св 1s < σ ^разр 1s < σ ^св 2s < σ ^разр 2s < π ^cв 2p_y = π ^cв 2p_z < σ ^св2p_x < π ^разр 2p_y = π ^разр 2p_z < σ ^разр 2p_x

Молекулярные орбитали двухатомных молекул конца второго периода по возрастанию энергии располагаются в несколько иной ряд:

 

σ ^св 1s < σ ^разр 1s < σ ^св 2s < σ ^разр 2s < σ ^св 2p_x < π ^cв 2p_y = π ^cв 2p_z < π ^разр2p_y = π ^разр 2p_z < σ ^разр 2p_x

Порядок связи в молекуле определяется разностью между числом связывающих и разрыхляющих электронов, деленной на два. Порядок связи может быть равен нулю, когда молекула не существует, целому или дробному положительному числу.

 

Примеры решения задач

Пример 1. Объясните механизм образования молекулы SiF₆ и иона [SiF₆]^2-

Решение. Приводим электронную формулу атома кремния:

 

₁₄Si-1s² 2s² 2p⁶ 3s²3p²

 

Подчеркнуты валентные электроны кремния.

Графические схемы распределения электронов по энергетическим ячейкам в:

 

а) невозбужденном состоянии:

3s 3p 3d

₁₄Si -…

 

3s 3p 3d

б) при возбуждении: ₁₄Si^* - …

 

 

Четыре неспаренных электронов возбужденного атома кремния могут участвовать в образовании четырех ковалентных связей с атомами фтора:

 

(₉F – 1s² 2s² 2p⁵),

 

имеющему по одному неспаренному электрону с образованием молекулы.

 

Для образования иона [SiF₆]^4- к молекуле SiF₄ присоединяются два иона F^- (1s² 2s² 2p⁶), все валентные электроны которых спарены. Связь осуществляется по донорно-акцепторному механизму за счет пары электронов каждого из фторид-ионов и двух валентных 3d-орбиталей атома кремния.

Пример 2. Представьте электронную конфигурацию молекулы О₂ по методу МО.

Решение. Представим электронную конфигурацию молекулы О₂ по методу МО:

Электронная формула атома кислорода: ₈O – 1s²2s²2p²_x2p¹_y2p¹_z.

Размещение электронов по молекулярным орбиталям:

 

2O (1s²2s²2p_x²2p¹_y2p¹_z) =

 

= O₂{( σ ^св 1s)²(σ ^разр 1s)²(σ ^св 2s)²(σ ^разр 2s)² (σ ^св 2p_x )²(π ^cв 2p_y)²(π ^cв 2p_z)²(π ^разр2p_y)¹(π ^разр

2p_z)¹}

Определим порядок связи: П_св.= (10 – 6) / 2 = ⁴/₂ = 2

В молекуле кислорода две кратные ковалентные химические связи: O = O

Парамагнетизм молекулы кислорода объясняется тем, что на разрыхляющих π - молекулярных орбиталях содержится по одному неспаренному электрону.

 

Привет 3. В каком из соединений галогеноводородов связь является наиболее полярной?

 

Решение. Найдем разность относительных электроотрицательностей (ЭО) атомов галогенов и водорода.

 

	H – F	H – Cl	H – Br	H – I
ЭО	2, 1 - 4, 0	2, 1 - 3, 0	2, 1 - 2, 8	2, 1 - 2, 6
∆ ЭО	1, 9	0, 9	0, 7	0, 5

 

Вывод: Связь является наиболее полярной в молекуле HF

Примеры решения задач

Пример 1. Реакция горения жидкого этилового спирта выражается термохимическим уравнением:

C₂H₅OH(ж) + O₂(г) = 2CO₂(г) + 3H₂O(ж); Δ H =?

 

Вычислите тепловой эффект реакции, если известно, что мольная теплота парообразования C₂H₅OH(ж) равна +42, 36 кДж, а теплоты образования C₂H₅OH(г), CO₂(г) и H₂O(ж) соответственно равны, кДж/моль: -235, 31; -393, 51 и -285, 84.

 

Решение. Для определения Δ H реакции необходимо знать теплоту образования C₂H₅OH(ж), находим ее из данных:

C₂H₅OH(ж) D C₂H₅OH(г); Δ H = +42, 36 кДж

 

Из фазового перехода определим теплоту образования жидкого C₂H₅OH (ж):

+42, 36 = -235, 31 – Δ H _{C 2 H 5 OH(ж)};

 

Δ H _{C 2 H 5 OH(ж)} = -235, 31 – 42, 36 = -277, 67 кДж

 

Вычислим Δ H реакции, применяя следствие из закона Г.И. Гесса:

 

Δ H^o_х.р = 2 Δ H^o_CO2(г) + 3 Δ H ^o_H2O(ж) – Δ H^o _{C 2 H 5 OH(ж)}

 

Δ H^o_х.р. = 2(-393, 51) + 3(-285, 84) - ( - 277, 67) = -1366, 87 кДж.

 

Вывод: реакция горения жидкого этилового спирта протекает с выделением большого количества тепла -1366, 87 кДж.

ХИМИЧЕСКОЕ СРОДСТВО

Примеры решения типовых задач

 

Пример 1. Определите направление протекания при стандартных условиях реакции: Fe₂O_3(к) + 3H_2(г) = 2Fe_(т) + 3H₂O_(г)

Решение. Чтобы определить направление протекания реакции, нужно вычислить изменение стандартной энергии Гиббса

Согласно следствию из закона Гесса: Δ _rG = Σ Δ _fG⁰_кон – Σ Δ _fG⁰_нач

Выпишем из табл.11 [] значения энергий Гиббса образования для всех участников реакции

 

	Fe2O3(к)	H2(г)	Fe(т)	H2O(г)
, кДж/моль	–740, 3			–228, 6

Отсюда Δ _rG^° = (2∙ 0 + 3∙ -228, 6) – (1∙ -740, 3 + 3∙ 0) = 54, 5 кДж/моль.

Т.к. Δ _rG > 0, в стандартных условиях эта реакция идет в обратном направлении.

Пример 2. Определите знаки D_rН⁰, D_rS⁰ и D_rG⁰ для реакции

АВ_(к)+ В_2(г) = АВ_3(к),

протекающей при 298 К в прямом направлении. Будет ли DG⁰ возрастать или убывать с ростом температуры?

Решение. Поскольку известно, что реакция протекает в прямом направлении, следовательно, Δ _rG < 0.

В левой части уравнения 1 молекула газа (В₂), а в правой части уравнения газа нет, следовательно, при протекании данной реакции энтропия системы уменьшается, т.е. Δ _rS < 0.

Поскольку D_rН⁰, D_rS⁰ и D_rG⁰ реакции связаны друг с другом уравнением:

Δ _rG⁰ = Δ _rH⁰– T·Δ _rS⁰,

 

то знак изменения энтальпии системы может быть только отрицательным: DН_r< 0.

Т.к. энтропийная составляющая данной реакции положительна, то с ростом температуры D_rG будет возрастать, и выше некоторой температуры реакция будет протекать в обратном направлении.

Пример 3. При какой температуре начнетсяреакция:

 

С₆Н_{6 (ж)} + НNO_{3 (ж)} = С₆Н₅NO_2(ж) + Н₂О _(ж)?

 

При каких температурах реакция будет протекать в прямом, а при каких – в обратном направлении.

Решение. Температура начала реакции рассчитывается по формуле:

 

D_rН⁰ и D_rS⁰ рассчитывают по следствию из закона Гесса:

 

Δ _rH = Σ Δ _fH⁰_кон – Σ Δ _fH⁰_нач

 

Δ _rS = Σ S⁰_кон – Σ S⁰_нач,

 

используя значения энтальпий образования и абсолютных энтропий участников реакции из таблицы 11 []:

	С6Н6 (ж)	НNO3 (ж)	С6Н5NO2(ж)	Н2О (ж)
, кДж/моль	49, 03	-173, 00	15, 90	–285, 83
, Дж/моль К	173, 26	156, 16	224, 26	69, 95

 

Δ _rH = (15, 90-285, 83) – (49, 03-173, 00) = -145, 70 кДж

 

Δ _rS = (224, 26+69, 95) – (173, 26+156, 16) = -35, 21 Дж/ К = -0, 035 кДж/ К.

Данная реакция начнется при температуре

 

.

 

Поскольку в данной реакции энтальпийная составляющая отрицательная (DН_r< 0), а энтропийная – положительная( -Т Δ _rS > 0), то, в соответствии с уравнением:

Δ _rG⁰ = Δ _rH⁰– T·Δ _rS⁰,

 

при Т> 4162 К реакция будет идти в обратном направлении (Δ _rG > 0), а при Т< 4162 К - в прямом направлении (Δ _rG < 0).

 

СКОРОСТЬ ХИМИЧЕСКИХ РЕАКЦИЙ

 

Примеры решения типовых задач

 

Пример 1. Во сколько раз изменится скорость прямой и обратной реакции в системе

2NО (г) +О₂ (г) ↔ 2NО₂ (г), если объем газовой смеси уменьшить в три раза?

Решение. Обозначим концентрации реагирующих веществ: =а, =b, =с. Согласно закону действия масс скорости (v) прямой и обратной реакции до изменения объема

v_пр.= k_пр.а²b; v_обр. = k_обр.c²;

После уменьшения объема гомогенной системы в три раза концентрация каждого из реагирующих веществ увеличится в три раза: =За, =3b, =3с. При новых концентрациях скорости (v’) прямой и обратной реакции:

= k_пр. (За)² (3b) = 27k_пр.а²b;

= k_обр. (3с)² = 9k_обр.c².

Отсюда = = 27; = = 9.

 

Следовательно, скорость прямой реакции увеличилась,. в 27 раз, а обратной — в 9 раз.

 

Пример 2. Вычислите, во сколько раз увеличится скорость реакции, протекающей в газовой фазе, при повышении температуры от 50 до 70°С, если температурный коэффициент реакции равен 3.

Решение. Зависимость скорости химической реакции от температуры определяется эмпирическим правилом Вант-Гоффа по формуле:

= ;

= = = 9 .

Следовательно, скорость реакции ( ), протекающей при температуре 70°С, увеличилась по сравнению со скоростью реакции ( ), протекающей при температуре 50°С, в 9 раз.

 

Пример 3. Энергия активации реакции равна 33кДж/моль. Во сколько раз увеличится скорость реакции при нагревании реакционной смеси с 25 до 60^оС?

Решение. Зависимость константы скорости химической реакции от температуры определяется уравнением Аррениуса:

,

 

где Е_а - энергия активации реакции;

А - константа для данной реакции.

Записав выражения для констант скорости данной реакции k₂ и k₁ при температурах соответственно Т₂ и Т₁ и разделив первое уравнение на второе, получим:

или

 

отсюда ,

 

т.е. скорость данной реакции увеличится в 4 раза.

 

Пример 4. Начальные концентрации исходных веществ в реакции

СН_{4 (г)} +2Н₂S_(г) → CS_2(г), + 4H_2(г)

были равны 0, 3моль/л СН₄ и 0, 5моль/л Н₂S. Найдите концентрации этих веществ в тот момент, когда образовалось 0, 16 моль/л Н₂. Как изменилась при этом скорость реакции?

Решение. По закону действия масс скорость данной реакции описывается уравнением:

 

Начальная скорость реакции равна:

 

,

где - константа скорости реакции, не зависящая от концентраций ее участников.

1234Следующая ⇒

Поделиться:

Популярное:

1. ВРЕЗКА 4.3. ПЕЧАТЬ МАТЕРИАЛОВ ОТ НАЧАЛА ДО КОНЦА
2. Печать промежуточных значений
3. Работа с изображением на экране. Пространства модели и листа. Компоновка чертежа для вывода на печать.
4. Тема № 14. Печать в системе средств массовой информации
5. Упражнение 1. Установка параметров страницы. Создание разделов документа. Печать.