Сдам Сам

ПОЛЕЗНОЕ


КАТЕГОРИИ







Периодический закон и периодическая система элементов





В 1869 году Дмитрий Иванович Менделеев показал, что свойства простых веществ, а также формы и свойства соединений элементов находятся в периодической зависимости от атомных весов элементов. Выражением этого периодического закона послужила таблица, отражающая эти закономерности и получившая название периодической системы элементов Д.И. Менделеева.

В 1914 году английский ученый Г.Мозли показал, что заряд ядра атома численно равен порядковому номеру элемента в периодической системе. Таким образом, заряд ядра атома или порядковый номер элемента определяют электронное строение атомов и соответственно свойства элемента. В настоящее время периодический закон имеет формулировку:свойства элементов и их соединений находятся в периодической зависимости от заряда ядра атома.

Периодическая система элементов отражает электронное строение атомов. Каждый период (горизонтальный ряд периодической системы) начинается элементом, в атоме которого появляется электрон с новым значением главного квантового числа n (номер периода совпадает со значением n для внешнего энергетического уровня).

Группы (вертикальные столбцы) содержат элементы с одинаковым числом валентных электронов, равным номеру группы. Они делятся на подгруппы – главную и побочную. К главным подгруппам принадлежат элементы, для валентных электронов которых n равно номеру периода, а l – нулю или единице, то есть все валентные электроны находятся на последнем энергетическом уровне. Элементы, в атомах которых валентные электроны находятся на s-подуровне, называются s-элементами. В том случае, когда валентные электроны элементов находятся на s- и р-подуровнях, они носят название р-элементов.



Элементы, у которых происходит формирование d- или f-подуровней, носят название d- и f-элементов. Они формируют побочные подгруппы периодической системы, в которых валентные электроны атомов занимают не только внешние, но и предвнешние подуровни.

Первый, второй и третий периоды периодической системы содержат элементы только главных подгрупп, остальные – элементы как главных, так и побочных подгрупп. Электронная структура атомов однозначно определяется зарядом ядра. По мере роста заряда происходит закономерная периодическая повторяемость электронных структур атомов, а следовательно, и повторяемость свойств элементов.

 

Изменение свойств химических элементов в периодах и группах периодической системы

Химические свойства элементов проявляются при взаимодействии их атомов. Периодическая система элементов отражает закономерное изменение этих свойств.

Свойства химических элементов можно разделить на металлические (восстановительные, т.е. свойство отдавать электроны) и неметаллические (окислительные, т.е. свойство принимать электроны).

Свойства химических элементов зависят от силы притяжения валентных электронов к положительно заряженному ядру атома и определяются следующими характеристиками:

Энергия ионизации (Ei) – это энергия, которую необходимо затратить для отрыва и удаления электрона от атома, иона или молекулы. Она выражается в джоулях или электронвольтах (1эВ = 1,6×10-19 Дж). Энергия ионизации является мерой металлических (восстановительных) свойств элементов: чем ниже значение Ei, тем сильнее металлические свойства. В группах при увеличении порядкового номера элемента энергия ионизации уменьшается, а в периоде – увеличивается.

Энергия сродства к электрону (Ea) – это энергия, которая выделяется при присоединении электрона к атому или молекуле. Она выражается в тех же единицах, что и энергия ионизации, и характеризует неметаллические (окислительные) свойства элементов: чем выше значение Ea, тем сильнее неметаллические свойства. В периодах слева направо энергия сродства к электрону и неметаллические (окислительные) свойства элементов возрастают, а в группах сверху вниз энергия сродства к электрону, как правило, уменьшается.

Полусумма энергии ионизации и энергии сродства к электрону называется электроотрицательностью атома. Она возрастает с увеличением неметаллических свойств элементов.

 

В периодической системе элементы – неметаллы располагаются в главных подгруппах и занимают ее правую верхнюю часть. Чем правее и выше находится элемент, тем сильнее его неметаллические свойства (самый активный неметалл – фтор). Элементы – металлы главных подгрупп находятся в левой нижней части периодической системы (самый активный металл – франций). Все элементы побочных подгрупп проявляют металлические свойства.

 

Примеры решения задач

Пример 8. Объясните, почему хлор - неметалл и марганец - металл помещают в одну группу периодической системы.

Решение. Электронные формы хлора и марганца можно изобразить следующим образом:

17Cl [Ne]3s23p5 25Mn [Ar]4s23d5

Oба элемента содержат по семь валентных электронов, поэтому имеют одинаковую максимальную положительную степень окисления +7. Однако, хлор относится к р-элементам (у него последним заполняется р-подуровень), поэтому он расположен в VII А группе, а у элемента Mn валентные электроны расположены на последнем четвертом энергетическом уровне s-подуровне и предпоследнем третьем уровне d-подуровне (он относится к d-металлам), поэтому он расположен в VII Б группе.

Пример 9. Составьте формулу высшего оксида мышьяка и соответствующей ему кислоты.

Решение. Мышьяк находится в пятой группе периодической системы, поэтому его максимальная степень окисления равна +5. Формула оксида – As2O5. Cогласно Периодическому закону мышьяк аналог фосфора и будет образовывать такие же кислоты. Кислоты образуются при взаимодействии кислотных оксидов с водой:

As2O5 + 3H2O = 2H3AsO4.

 

Пример 10. Какое из соединений: H2CO3, H2SiO3, HNO3 или H3PO4 имеет большие кислотные свойства?

Решение. Наибольшие кислотные свойства проявляет соединение, образованное наиболее активным неметаллом. Известно, что неметаллические свойства для элементов главных подгрупп возрастают сверху вниз, а в периодах при движении слева направо. Из приведенных выше кислотообразующих элементов: С, Si, N и Р – азот стоит правее и выше остальных, следовательно имеет самое высокое значение энергии сродства к электрону и большие неметаллические свойства.

Химическая связь

Строение химических соединений в основном определяется природой химической связи.

Химическая связьвозникает при взаимодействии атомов, обусловливающем образование химически устойчивой двух- или многоатомной системы (молекулы, кристалла и др.). Образование химической связи связано с общим понижением энергии системы взаимодействующих частиц.

Важнейшими характеристиками химической связи являются энергия, длина, углы между связями в молекуле.

Энергия связи – это количество энергии, выделяющейся при образовании химической связи. Обычно ее выражают в килождоулях на 1 моль образовавшегося вещества. Например, Есв(HF) = 536 кДж/моль; Есв(HCl) = 432 кДж/моль; Есв(HBr) = 360 кДж/моль; Есв(HI) = 299 кДж/моль. Чем больше энергия связи, тем прочнее связь.

Длина связи – это расстояние между ядрами атомов в молекуле. Длины связей обусловлены размерами реагирующих атомов и степенью перекрывания их электронных облаков.

 

По способу образования различают три основных вида химической связи: ионную, ковалентную, металлическую.

Ковалентная связь

Химическая связь между атомами, осуществляемая обобществленными электронами, называется ковалентной связью. Она возникает между одинаковыми атомами, образующими газообразные двухатомные молекулы, а также в конденсированном состоянии с участием атомов неметаллов.

Согласно одной из существующих теорий образования ковалентной связи (метода валентных связей), валентность атома в химическом соединении равна числу образованных общих пар электронов.

Атомы образуют ограниченное число связей, равное их валентности. Это соответствует насыщаемости ковалентной связи.

В зависимости от числа неспаренных электронов, атомы могут образовать одну, две или три ковалентные связи, т.е. ковалентная связь характеризуется кратностью.

Наиболее прочные химические связи возникают в направлении максимального перекрывания АО. Поскольку атомные орбитали имеют определенную форму, их максимальное перекрытие возможно при определенной пространственной ориентации. Поэтому ковалентная связь характеризуетсянаправленностью.

В зависимости от направления перекрывания различают s, p и d-связи.

s - связь образуется при перекрывании АО вдоль оси, соединяющей ядра атомов.

p - связь образуется за счет перекрывания по обе стороны от оси, соединяющей ядра атомов.

d - связь возникает при перекрывания двух d-орбиталей, расположенных в параллельных плоскостях.

 

ГибридизацияАО также влияет на направленность ковалентной связи.

 

Гибридизация– это смешивание АО разных подуровней атома, электроны которых участвуют в образовании эквивалентных химических связей.

В зависимости от типа гибридизации гибридные орбитали имеют определенное положение в пространстве.

sp - линейные, угол 180°

sp2 - треугольные, угол 120°

sp3 - треугольные, угол ~ 109°

sp3d - треугольно бипирамидальные, угол 90° и 120°

sp3d2 - октаэдр, угол 90°.

 

В том случае, когда химические связи, образованные одинаковыми атомами, имеют различную кратность связи, наблюдается тенденция к делокализации (образованию многоцентровых связей, в которых одна пара электронов распределяется между тремя ядрами). Например, аноин СО32- имеет треугольное строение за счет sp2-гибридизации атома углерода. Три валентных электрона образуют три s-связи, расположенных под углом 120°, а четвертый участвует в образовании одной p-связи. Валентное насыщение одного атома кислорода достигается за счет образования p-связи, а двух других – за счет присоединения электронов. Известно, однако, что все три связи в карбонат-анионе равноценны, что говорит о делокализации p-связи и отрицательного заряда на все атомы кислорода:

Общие пары электронов в молекуле смещаются к более электроотрицательному атому, таким образом ковалентная связь обладает свойством полярности. Молекулы, образованные одинаковыми атомами (Cl2, H2 и др.), имеют неполярные связи. Чем больше разность электроотрицательностей атомов, образующих химическую связь, тем она более полярна.

 

В зависимости от характера распределения электронной плотности между ядрами, молекулы подразделяются на полярные и неполярные. В неполярных молекулах центр тяжести положительных и отрицательных зарядов, полученных за счет полярности химических связей, совпадают. В полярных молекулах в одной части молекул преобладает положительный, а в другой отрицательный заряды.

Для образования полярной молекулы необходимо, чтобы молекула с ковалентными полярными связями была несимметрична. Молекулы N2 (линейная) и CCl4 (тетраэдрическая) симметричны, поэтому неполярны; молекула Н2О - угловая, несимметрична, поэтому полярна.

Например,

неполярная молекула полярная молекула
BH3 NH3
Тип гибридизации - sp2 Тип гибридизации – sp3
Форма молекулы – правильный треугольник Форма молекулы - пирамида

Полярные молекулы являются диполями.

Кроме обменного механизма, при котором каждый атом, образующий химическую связь, поставляет неспаренные электроны, существует также донорно-акцепторный механизм образования ковалентной связи, при котором один из атомов (донор) поставляет пару электронов, а другой (акцептор) – пустую орбиталь.

Например, при образовании иона аммония (NH4+) реализуются оба механизма образования ковалентной связи.

Электронная формула атома азота 7N 1s22s22p3 На последнем уровне он имеет пять электронов. Три из них - неспаренные, они принимают участие в образовании химических связей по обменному механизму. Пара электронов атома азота участвует в донорно-акцепторном взаимодействии с ионом Н+, не имеющем электронов на 1s-орбитали (азот выступает в качестве донора, а ион Н+ - акцептора электронов).

 

Метод валентных связей позволяет различить понятия валентность и степень окисления.

Валентность атома характеризует способность атома образовать химические связи и равна числу химических связей, образованных атомом.

Степень окисления – это условный заряд на атоме в молекуле, если предположить, что общие пары электронов полностью смещены к более электроотрицательному атому.

Например, валентность азота в молекуле NH3 равна III (атом азота образует три связи с атомами водорода). Т.к. электроотрицательность азота больше, чем электроотрицательность водорода, то общие пары электронов смещены в сторону азота, придавая ему отрицательный заряд (степень окисления равна -3). Валентность азота в ионе NH4+ равна IV. Три электрона водорода смещены в сторону азота, поэтому степень окисления равна -3.

 

Ионная связь

Ионная связь – это электростатическая связь между ионами противоположных зарядов. Ионная связь может рассматриваться как предельный случай ковалентной полярной связи (разность электроотрицательностей атомов, образующих химическую связь, превышает 2). Обычно считают, что ионная связь образуется при взаимодействии типичного металла и типичного неметалла.

Энергия ионной связи зависит:

1. от энергии электростатического взаимодействия между ионами, т.е. увеличивается с увеличением зарядов ионов и уменьшении их радиусов;

2. от энергии электронного сродства неметалла, которая увеличивается при увеличении неметаллических свойств элементов;

3. от энергии ионизации атомов.

 

Пример: образование молекулы хлорида натрия из атомов:

Na + Cl ® NaCl

Na ® Na+ + электрон Еi = 495 кДж (I)

Cl + электрон ® Cl - Еa = 345 кДж

Na+ + Cl - ® NaCl Eкул = 585 кДж

Есв = Екул + Еa – Еi = 435 кДж

 

Ионная связь ненаправленная и ненасыщаемая, что определяет большую устойчивость ионных кристаллов.

 

 

Взаимодействие молекул

(Конденсированное состояние вещества)

Химическая устойчивость молекул проявляется лишь в системах, где расстояние между молекулами много больше их размеров (r >>10-9м).

В том случае, если расстояние между молекулами составляет примерно 10-9 м, возникают Ван-дер-ваальсовы силы (при этом электронные облака соседних молекул не перекрываются и химическая связь не образуется).

Ван-дер-ваальсовы силы имеют электростатическую природу и подразделяются на:

1) ориентационные (диполь – дипольные);

2) индукционные (диполь – неполярная молекула);

3) поляризационные (дисперсионное взаимодействие мгновенно индуцированных диполей поляризуемых молекул). Притяжение между мгновенно индуцированными диполями увеличивается с увеличением поляризуемости молекул, то есть с увеличения их размеров и общего числа электронов. Так, среди галогенов поляризационное взаимодействие усиливается от хлора к иоду, поэтому Cl2 – газообразное вещество; Br2 – жидкость; I2 – кристаллическое вещество.

 

Ван-дер-ваальсово взаимодействие приводит к возникновению согласованного движения электронов в отдельных молекулах таким образом, что они все время находятся на максимальном расстоянии друг от друга.

 

Водородная связь имеет промежуточный характер между межмолекулярным взаимодействием и ковалентной связью. Это связь между положительно поляризованным атомом водорода и отрицательно поляризованными атомами с большой электроотрицательностью (F, O, N, S и др.).

За счет малых размеров атома водорода он имеет способность проникать в электрическую оболочку других атомов, где происходит взаимодействие, которое является промежуточным между электростатической и донорно-акцепторной связью.

Условно водородная связь записывается как Х – Н…Y (X, Y =F, O, N, S).

 

Донорно-акцепторное взаимодействие молекул возникает в том случае, когда один фрагмент молекул имеет свободные орбитали, а другой – пары электронов. Например, атом бериллия в молекуле BeCl2 имеет пустые орбитали на валентном уровне, а атомы хлора – пары электронов, поэтому в кристалле хлорид бериллия образует полимерные молекулы.

Донорно-акцепторное взаимодействие между разными молекулами приводит к образованию комплексных соединений:

AlCl3 + :NH3 ® H3N:AlCl3

Zn(OH)2 + 2 KOH ® K2[Zn(OH)4]

CuSO4 + 4NH3 ® [Cu(NH3)4]SO4

 

 

Примеры решения задач

Пример 11. Объясните образование молекулы хлорида бериллия.

Решение.

Рассмотрим электронные формулы бериллия и хлора:

В основном состоянии атом бериллия имеет спаренные валентные электроны, а в возбужденном состоянии - два неспаренных электрона, что и соответствует валентности Ве в молекуле BeCl2

4Ве 1s22s2.

Be ↑↓         + hν → Be*      
2s2 2s1 2p1

Неспаренные электроны атома бериллия находятся на различных (s- и p- ) орбиталях, а связи Ве – Cl в молекуле ВеCl2 одинаковые. Это объясняется sp2-гибридизацией АО, когда из одной s- и одной р- АО образуются две sp-гибридные орбитали, имеющие одинаковую энергию и располагающиеся в пространстве под углом 180º. Молекула линейна. Два неспаренных электрона на гибридных орбиталях взаимодействуют с одиночными электронами атомов хлора с образованием двух σ-связей, расположенных под углом 180º

 

Пример 12. Объясните образование молекулы СО.

Решение.

В молекуле СО неспаренные электроны образуют две связи. Общие электронные пары, образующие эти связи смещены к атому кислорода:

2s| 2p

С ↑↓  
           
O       ↓↑

2p | 2s

Благодаря наличию пустой орбитали у атома углерода и неподеленных электронных пар у атома кислорода, по донорно-акцепторному механизму образуется третья связь. Это приводит к смещению электронной плотности от атома кислорода к атому углерода. Данное смещение настолько сильное, что избыточная электронная плотность оказывается не на атоме кислорода, а на атоме углерода. Молекула СО достаточно прочная, прочность молекулы сравнима с прочность молекулы N2. В структурных формулах две обменные cвязи изображаются черточками, а донорно-акцепторная – стрелкой, направленной от атома донора к атому-акцептору:

 

Пример 13. Пользуясь таблицей относительных электроотрицательностей (ОЭО), вычислите разность ОЭО для связей K-Cl, H-O, Cl-O, Fe-Cl, Na-F,Cl-Cl и дайте характеристику этих связей.

Решение.

Для того, чтобы дать характеристику связей этих пар атомов, используя таблицу относительных электроотрицательностей, нужно найти разность значений:

∆ОЭОCl-K = 3,0 – 0,8 = 2,2 - ∆ОЭО > 2, связь ионная;

∆ОЭОО-Н = 3,5 – 2,1 = 0,4 - ∆ОЭО < 1,5, связь ковалентная полярная;

∆ОЭОO-Cl = 3,5 – 3,0 = 0,5 - ∆ОЭО < 1,5, связь ковалентная полярная;

∆ОЭОCl-Fe = 3,0 – 1,9 =1,1 - ∆ОЭО < 1,5, связь ковалентная полярная;

∆ОЭОF-Na = 4,0 – 0,9 = 3,1 -∆ОЭО > 2, связь ионная;

∆ОЭОCl-Cl = 3,0 – 3,0 = 0 - ∆ОЭО = 0, связь ковалентная неполярная.

 

Химическая кинетика

Химическая кинетика изучает процессы протекания химической реакции во времени, а также механизмы химических реакций.

Реакции: а) гомогенные (отсутствуют границы раздела фаз между реагентами, протекают во всем объеме);

б) гетерогенные (протекают на поверхности раздела фаз).

Реакции: а) простые (элементарные) (протекают в одну стадию и отражаются записанным уравнением);

б) сложные (состоят из нескольких элементарных реакций);

Реакции: а) необратимые (хотя бы один из реагентов полностью расходуется в процессе реакции);

б) обратимые (в реакционной смеси всегда присутствуют как продукты реакции, так и исходные вещества).

 

Одним из основных понятий химической кинетики является понятие скорости химической реакции.

Под скоростью химической реакции понимают число элементарных актов реакции, в результате которых происходит превращение исходных веществ в продукты реакции, в единицу времени в единице объема.

На практике скорость реакций измеряют по изменению концентраций участвующих в ней веществ за определенный промежуток времени.

Очевидно, что в разные моменты времени концентрации реагирующих веществ изменяются, следовательно скорость реакции тоже изменяется. Мгновенная скорость реакции определяется пределом, к которому стремится выражение при , т.е. производной концентрации по времени.

Графически мгновенная скорость может быть определена как тангенс угла a наклона кривой в точке, соответствующей какому-либо моменту времени.

 

Из двух химических реакций с наибольшей скоростью идет та, в которой за одинаковое время образуется большее количество вещества.

 

Закон действия масс

Необходимым условием для осуществления акта химического взаимодействия между молекулами должно быть их столкновение. Столкновение происходит тем чаще, чем больше молекул содержится в данном объеме, т.е. скорость химической реакции зависит от концентрации реагирующих веществ.

k – константа скорости химической реакции, численно равная скорости реакции при концентрациях реагирующих реагирующих веществ, равных 1моль/л;

a, b - простые числа, обычно не больше 3. Для простых реакций соответствует стехиометрическим коэффициентам.

 

Скорость реакции не зависит от концентрации твердого вещества, а только от площади их поверхности.

CaO + CO2 CaCO3

Кинетика сложной реакции лимитируется, т. е. определяется медленной стадией. Например, реакция 2HI + H2O2 ® 2H2O + I2 реально протекает в две стадии:

1. HI + H2O2 ® HOI + H2O (медленно)

2. HOI + HI ® I2 + H2O (быстро)

Выражение скорости этой реакции записывается как

, а не

 

В химической кинетике взаимодействие классифицируют по признаку молекулярности реакции или порядка реакции.

Молекулярность реакции определяется числом молекул, участвующих в элементарном акте реакции.

Реакции могут быть: мономолекулярными I2 ® 2I

бимолекулярными H2 + I2 ® 2HI

тримолекулярными 2NO+H2®N2O+H2O

Реакции более высокой молекулярности не встречаются.

 

Порядок реакции определяется зависимостью скорости реакции от концентрации каждого из реагирующих веществ.

Например, если скорость реакции aA + bB ® cC + dD, то , то эта реакция а-го порядка по отношению A и порядка b по отношению к веществу В. Сумма показателей степеней (a+b) называется общим порядком реакции.

Порядок простой реакции определяется ее молекулярностью.

Порядок сложной реакции определяется порядком наиболее медленной стадии.

 

Влияние температуры

Скорость реакции зависит от числа эффективных столкновений. Эффективное столкновение происходит только между активными молекулами. Увеличение температуры увеличивает число активных молекул, сообщая им необходимую энергию активации, и увеличивает скорость реакции.

Энергия активации – это та дополнительная энергия, которую нужно передать системе для начала химической реакции.

Энергия активации – один из основных параметров, который характеризует скорость химического взаимодействия. Она зависит от природы реагирующих веществ. Чем больше энергия активации, тем меньше (при прочих равных условиях) скорость реакции. Энергия активации необходима, в основном, для ослабления химических связей в исходных веществах и для преодоления отталкивания между электронами, которое возникает при сближении молекул и атомов взаимодействующих веществ и мешает их столкновению.

 

Правило Вант Гоффа. При увеличении температуры на 10° скорость реакции возрастает в 2 – 4 раза.

, где

v2 - скорость реакции при температуре T2,

v1 - скорость реакции при температуре T1,

g - температурный коэффициент скорости, определяет изменение скорости реакции при изменении температуры на 10°. Для обычных реакций температурный коэффициент лежит в пределах 2 – 4. Исключение составляют ферментативные реакции, для которых g = 7 – 9.

Так как , то можно доказать, что , то есть константа скорости реакции зависит от температуры.

Так как , то , где t - время реакции.

 

Уравнение Вант Гоффа лишь приблизительно оценивают зависимость скорости реакции от температуры. Более точную формулу установил шведский ученый С. Аррениус:

,

где А – константа, не зависящая от температуры;

R – универсальная газовая постоянная (R = 8,31 Дж/К моль);

e – основание натурального логарифма (e = 2,72);

Т – абсолютная температура;

Еа – энергия активации реакции

 

Химическое равновесие

Если химическая реакция может протекать только в одном направлении, то она называется необратимой. Реакции, протекающие одновременно в двух направлениях, обратимы. С течением времени скорость прямой реакции (v ) уменьшается, а скорость обратной реакции (v ) увеличивается до тех пор, пока они не становятся равными. В системе устанавливается химическое равновесие. Условие химического равновесия:

v = v .

Состояние химического равновесия описывается константой равновесия, К.

Для обратимой химической реакции aA + bB cC + dD

K = , где

CA, CB, CC, CD - концентрации газообразных или растворенных веществ.

Состояние химического равновесия - динамическое. Его можно смещать. Смещение химического равновесия подчиняется принципу Ле Шателье (принципу противодействия): еcли на систему, находящуюся в состоянии химического равновесия, оказывается внешнее воздействие (изменяются температура, давление, концентрация одного из исходных веществ или продуктов реакции), то положение равновесия смещается в ту сторону, которая ослабляет внешнее воздействие.

Увеличение температуры вызывает смещение равновесия в сторону протекания эндотермической реакции (DH>0), а уменьшение температуры - в сторону экзотермической реакции (DH<0).

Увеличение давления в системе вызывает смещение равновесия в сторону меньшего количества газообразных веществ, а уменьшение давления - в сторону большего количества газообразных веществ.

Увеличение концентрации одного из исходных веществ вызывает смещение равновесия реакции вправо (в сторону его расходования, то есть в сторону образования продуктов реакции), а увеличение концентрации одного из продуктов реакции - влево.

 

 

Примеры решения задач

Пример 14. Составить математическое выражение для скоростей следующих реакций:

2NO(г) + O2(г) = 2NO2(г);

СаО(тв) + СО2(г) = СаСО3(т)

Решение. В соответствии с законом действующих масс скорость первой реакции должна быть прямо пропорциональна произведению молярных концентраций NO и О2, взятых в степени равной стехиометрическим коэффициентам:

V = k∙CNO2 ∙ CO2;

Для математического выражения скорости второй реакции (гетерогенной системы) учитываются только концентрации газообразных компонентов:

V = k ∙ CCO2.

 

Пример 15. Скорость некоторой реакции увеличивается в 3 раза при повышении температуры реакционной смеси на 10ºС. Во сколько раз увеличится скорость реакции при повышении температуры от 30 до 60ºС?

Решение. По правилу Вант-Гоффа

V(T2) = V(T1)ּγT2-T1/10, следовательно,

V(T2)/V(T1) = γT2-T1/10= 360-30/10 = 33 = 27

Ответ: Скорость реакции увеличится в 27 раз.

 

Пример 16. Во сколько раз изменится скорость реакции при понижении температуры от 70 до 40ºС, если температурный коэффициент реакции равен 2?

Решение. По правилу Вант-Гоффа

V(T2) = V(T1)ּγT2-T1/10, следовательно,

V(T2)/V(T1) = γT2-T1/10= 2-3 = ½3 = 1/8.

Ответ: Скорость реакции уменьшится в 8 раз.

 

Пример 17. Как изменится скорость прямой реакции

2SO2(г) + O2(г) = 2SO3(г)

если уменьшить объем газовой смеси в три раза.

Решение. Скорость реакции до изменения объема:

V1 = k∙C2SO2∙CO2

При уменьшении объема системы в три раза во столько же раз возрастут концентрации реагирующих веществ (так как концентрация – это масса вещества в единице объема, при постоянной массе с уменьшением объема концентрация веществ возрастает). Тогда после уменьшения объема системы в три раза скорость реакции будет:

V2 = k∙(3CSO2)2∙3CO2 = 27k∙ C2SO2∙CO2

Т.е. скорость реакции увеличится в 27 раз.

Пример 18. Вычислите равновесные концентрации [NO] и [O2] и константу равновесия реакции 2NO(г) + О2(г) 2NO2(г) , если исходные концентрации NO и О2 составляют по 0,08 моль/л, а равновесная концентрация [NO2] равна 0,06 моль/л.

Решение. Согласно уравнению реакции на образование 0,06 моль NO2 расходуется 0,06 моль NO и 0,03 моль О2, следовательно, их равновесные концентрации равны:

[NO] = 0,08 – 0,06 = 0,02 моль/л; [O2] = 0,08-0,03 = 0,05 моль/л.

Подставим эти значения в выражение константы равновесия, получим:

 

Пример 19. В момент равновесия системы N2 + 3H2 2NH3 концентрации веществ составляют: [N2] = 5 моль/л; [H2] = 9 моль/л; [NH3] = 7 моль/л. Какова была исходная концентрация азота?

Решение. Равновесные концентрации реагирующих веществ – это их концентрации в момент химического равновесия. По уравнению реакции из 1 моль N2 образуется 2 моль NH3, следовательно, для нахождения исходной концентрации азота нужно составить пропорцию:

из 1 моль N2 образуется 2 моль NH3;

из x моль N2 - 7 моль NH3,

откуда х = 3,5 моль N2.

Таким образом, исходная концентрация азота равна (5 + 3,5) = 8,5 моль/л.

 

Пример 20. В системе 3А + В 2С + D концентрации веществ А, В и С в состоянии равновесия равны соответственно 0,030; 0,010 и 0,008 моль/л. Найдите исходные концентрации веществ.

Решение. Концентрация веществ С и D в исходной смеси была равна нулю, то есть все они образовалось в процессе химической реакции. Согласно уравнению реакции, в 1 л равновесной смеси

n(D) = ½ n(C) = ½ × 0,008 = 0,004 (моль).

В процессе реакции исходные концентрации веществ А и В уменьшаются (идет их превращение в продукты реакции). Сравнивая коэффициенты в уравнении реакции, получаем: n(B) = n(D) = 0,004 моль; n(A) = 3×n(B) = 0,012 моль.

Исходные концентрации А и В – это суммы оставшихся и прореагировавших количеств:

  3 A + B 2 C + D
Взято, моль/л 0,042   0,014    
К моменту равно-весия прореагиро-вало, моль/л   0,012     0,004        
Образовалось, моль/л         0,008   0,004
Осталось, моль/л 0,030   0,010        

 

Таким образом, исходная концентрация вещества А – 0,042 моль/л; исходная концентрация вещества В – 0,014 моль/л.

 

Пример 21. Какие факторы (давление, температура, катализатор) влияют на смещение равновесия в реакции: СО2(г) + С(тв) 2СО +∆Н в сторону образования СО? Ответ мотивируйте.

Решение. Рассмотрим по очереди все факторы:

1.Давление. В правой и в левой части уравнения реакции есть газы. Однако V(CO2) = 2V(CO), поэтому по принципу









Не нашли то, что искали? Воспользуйтесь поиском гугл на сайте:


©2015- 2018 zdamsam.ru Размещенные материалы защищены законодательством РФ.