Файл: Методические указания и задания к занятиям семинарского типа, контрольной и самостоятельной работе по дисциплине Неорганическая химия.docx

Методические указания
Для выполнения заданий по указанной теме внимательно изучите теоретический материал по любому учебному пособию, содержащему данную тему, и используйте предложенные рекомендации.

Химическая кинетика изучает скорость химической реакции и факторы, влияющие на скорость.

По агрегатному состоянию реагирующих веществ различают гомогенные реакции и гетерогенные. В гомогенных реакциях реагирующие вещества находятся в одной фазе (газообразной или жидкой), а в гетерогенных – в разных фазах (газ или жидкость и твердое вещество).

Скорость гомогенной реакции определяется изменением концентрации одного из реагирующих веществ или одного из продуктов реакции за единицу времени в единице объема системы. Единица измерения скорости химической реакции [моль / (л·с)].

Зависимость скорости химической реакции от концентрации реагирующих веществ определяет закон действующих масс [ЗДМ], математическое выражение которого для реакции (m A + n B = c D) имеет вид

u = k · [A] ^m · [B] ⁿ,
где u – скорость химической реакции, моль / (л·с);

k – константа скорости химической реакции, моль / (л·с);

[А], [B] – концентрации реагирующих веществ А и В, моль / л;

m, n – стехиометрические коэффициенты.
В случае гетерогенных реакций в выражении скорости химической реакции учитываются концентрации веществ, находящихся только в газовой фазе или в растворе. Концентрации веществ, находящихся в твердой фазе, обычно представляют собой постоянную величину и поэтому входят в значение константы скорости.

Влияние температуры на скорость химической реакции определяет правило Вант Гоффа, математическое выражение которого имеет вид

u _t = u _о · g ^{Dt / 10},

где u _t – скорость реакции при температуре t, моль / (л·с);

u_о – скорость начальная, моль / (л·с);

g – температурный коэффициент (g = k _{t + 10} / k _t);

D t – изменение температуры,  С.
По направлению химических реакций различают реакции необратимые и обратимые. Характерной особенностью обратимых реакций является достижение состояния химического равновесия, при котором скорости прямой и обратной реакций равны.

Количественной характеристикой состояния химического равновесия обратимой реакции является константа химического равновесия (К

---

_рав.), которая равна отношению произведения равновесных концентраций продуктов реакции к произведению равновесных концентраций исходных веществ.

Направление смещения равновесия в обратимых реакциях определяет принцип Ле Шателье, из которого можно сформулировать следующие следствия:

а) повышение концентрации исходных веществ смещает равновесие в сторону прямой реакции ();

б) повышение концентрации продуктов реакции смещает равновесие в сторону обратной реакции ();

в) повышение давления в системе смещает равновесие в сторону образования меньшего количества вещества (моль) газов, а понижение – в сторону образования большего количества вещества газов;

г) повышение температуры в системе смещает равновесие в сторону эндотермической реакции, а понижение – в сторону экзотермической реакции, тип которых определяют только на конкретных примерах реакций.

Большинство химических процессов протекает при постоянном давлении, то есть в изобарных условиях. Изменение энергии в изобарных процессах характеризует термодинамическая функция энтальпия [D Н ], которая равна разности значений энтальпии конечного и начального состояния системы:  Н  = Н ₂ - Н ₁.

Для экзотермической реакции  Н  < 0, так как в результате реакции энергия системы уменьшается (Н ₂ < Н ₁), а для эндотермической реакции  Н  > 0 - система поглощает энергию (Н ₂ > Н ₁).

Следует учесть также, что:

а) повышение давления в системе соответствует увеличению концентрации всех ее компонентов;

б) объем системы и давление в ней находятся в пропорциональной обратной зависимости, то есть при уменьшении объема системы давление в ней повышается, а при увеличении объема - понижается.

При выполнении расчетных заданий следует уяснить содержание вопроса, использовать соответствующие закономерности, их математические выражения и логически представить себе ход решения.

Так, если требуется вычислить изменение скорости реакции при увеличении концентрации реагирующих веществ, повышении давления и температуры в системе, то используют соответствующие формулы закона действующих масс и правила Вант Гоффа.

---

При вычислении концентраций исходных веществ, продуктов реакции или равновесных концентраций применяют логическую взаимосвязь друг с другом разных видов концентрации:

а) С _исх. = С _рав. + С _реаг.; б) С _рав. = С _исх.  С _реаг.,

где С _исх.  исходная концентрация вещества, моль / л;

С _рав.  равновесная концентрация вещества, моль / л;

С _реаг.  концентрация прореагировавшего вещества, моль / л.

В подобных задачах предварительно (по указанным уравнениям) составляют соответствующие пропорции и проводят по ним необходимые вычисления.
Задача 1. Во сколько раз возрастет величина скорости гомогенной реакции 2СО + О₂ = 2СО₂, если концентрацию СО увеличить в 3 раза, а концентрацию О₂ – в 2 раза?
Решение.1. Записать выражения начальной и конечной скоростей реакции [ _нач.] и [ _кон.]:

 _нач. = k·[CO] ² · [O₂] моль / (л·с);

 _кон. = k·[3CO] ² · [2O₂] = 3 ² · 2 · k·[CO] ² · [O₂] =

= 18· k·[CO] ² · [O₂] моль / (л·с).
2. Вычислить изменение скорости:

 _кон. /  _нач. = 18· k·[CO] ² · [O₂] / k·[CO] ² · [O₂] = 18 раз.
Задача 2. Вычислить равновесные концентрации СО и О₂ и значение константы равновесия гомогенной реакции 2СО + О₂ 2СО₂, используя данные:

С _исх.(СО) = 5 моль/л; С _исх.(О₂) = 3 моль/л; С _рав.(СО₂) = 4 моль/л.
Решение.1. Вычислить равновесную концентрацию СО:

а) составить пропорцию по уравнению реакции:

2 моль СО₂  2 моль СО;

4 моль СО₂  С _реаг. (СО);

б) вычислить концентрацию реагирующего СО [С_реаг. (СО)]:

С _реаг. (СО) = 4 · 2 / 2 = 4 моль / л;

в) вычислить равновесную концентрацию СО [С_рав. (СО)]:

С _рав. (СО) = С _исх.(СО)  С _реаг.(СО) = 5 – 4 = 1 моль / л.
2. Вычислить равновесную концентрацию О₂:

а) составить пропорцию по уравнению реакции:

2 моль СО₂  1 моль О₂;

4 моль СО₂  С _реаг. (О₂);

б) вычислить концентрацию реагирующего О₂ [С_реаг. (О₂)]:

С _реаг. (О₂) = 4 · 1 / 2 = 2 моль / л;

в) вычислить равновесную концентрацию О

---

₂ [С _рав. (О₂)]:

С _рав. (О₂) = С _исх.(О₂)  С _реаг.(О₂) = 3 – 2 = 1 моль / л.

3. Вычислить значение константы равновесия [К _рав.]:

К _рав. = [CO₂] ² / {[CO] ² · [O₂]} = 4 ² / (1 · 1) = 16.
Задача 3. Вычислить исходные концентрации СО и О₂ и значение константы химического равновесия гомогенной реакции

2СО + О₂ 2СО₂, используя данные:

С _рав. (СО) = 5 моль/л; С _рав.(О₂) = 3 моль/л; С _рав. (СО₂) = 4 моль/л.
Решение. 1. Вычислить исходную концентрацию СО:

а) составить пропорцию по уравнению реакции:

2 моль СО₂  2 моль СО;

4 моль СО₂  С _реаг. (СО);

б) вычислить концентрацию реагирующего СО [С _реаг. (СО)]:

С _реаг. (СО) = 4 · 2 / 2 = 4 моль / л;

в) вычислить исходную концентрацию СО [С_исх. (СО)]:

С _исх. (СО) = С _рав. (СО)  С _реаг. (СО) = 5  4 = 9 моль / л.
2. Вычислить исходную концентрацию О₂:

а) составить пропорцию по уравнению реакции:

2 моль СО₂  1 моль О₂;

4 моль СО₂  С _реаг. (О₂);

б) вычислить концентрацию реагирующего О₂ [С_реаг. (О₂)]:

С _реаг. (О₂) = 4 · 1 / 2 = 2 моль / л;

в) вычислить исходную концентрацию О₂ [С_исх. (О₂)]:

С _исх. (О₂) = С _рав.(О₂)  С _реаг.(О₂) = 3  2 = 5 моль / л.
3. Вычислить значение константы равновесия [К _рав.]:

К _рав. = [CO₂] ² / {[CO] ² · [O₂]} = 4 ² / (5 ² · 3) = 0,213.
4.5. Растворы электролитов
Задания 51 – 60
Вопросы заданий

1. Составить формулы продуктов реакций (А, Б) и написать все уравнения в молекулярном, полном и сокращенном ионном виде.

2. Написать уравнения реакций гидролиза солей (В) в ионной и молекулярной форме. Отметить реакцию среды раствора соли, значение рН и окраску индикаторов.

3. Указать условия усиления и подавления гидролиза каждой соли и вычислить значение константы гидролиза соли, выделенной курсивом.

№ задания	Электролитическая диссоциация		Гидролиз солей
	А	Б	В
51	CrCI3 + KOH	BaSO3 + HNO3	K2HPO4, FeSO4
52	Pb(OH)2 + HNO3	AgNO3 + NaBr	Na2SiO3, CrCI3
53	Zn(OH)2 + NaOH	MgCO3 + HCI	NaHSO3, CoSO4
54	Cr(OH)3 + H2SO4	Ba(NO3)2 + K2SO4	Li2CO3, PtCI2
55	Fe(OH)2 + HNO3	NiSO4 + Na2S	Li2S, Mn(NO3)2
56	Cu(OH)2 + H2SO4	CaCI2 + Li3PO4	NaH2AsO4, MgCI2
57	Сr(NO3)3 + KOH	K2SiO3 + HNO3	Pb(NO3)2, KHCO3
58	Co(OH)3 + H2SO4	KJ + Pb(NO3)2	BeCI2, Ba(NO2)2
59	BiCI 3 + NaOH	Li2SiO3 + H2SO4	Na2CrO4, KCN
60	KOH + Sb(OH)3	ZnCI2 + Na2CО3	Na2HPO4, CoSO4

---

---