Вопросы и задачи

1. Какая принципиальная разница между понятиями «молекулярная масса» и «молярная масса»?

2. Сформулируйте закон Авогадро и вытекающие из него следствия.

3. Каковы физический смысл и размерность универсальной газовой постоянной в уравнении Клапейрона - менделеева?

4. Определите массу 2л газа при н.у., плотность которого по водороду равна 2.

5. Определите молярную массу газа, 250 мл которого при н.у. имеют массу 0,36 г.

6. Сколько молекул содержится в 1 мл газа при н.у.?

7. Сколько молей содержится в 224 мл азота при н.у.?

8. При температуре 12°С и давлении 0,98 атм масса газа равна 0,54 г. Вычислите молярную массу газа.

Лабораторная работа 4 химическая кинетика и равновесие теоретическая часть

Реакции, происходящие с образованием новых веществ, могут проходить с различной скоростью: для одних она ничтожна мала, для других - очень велика.

Раздел химии, изучающий скорость химических реакций и механизм их протекания, называется химической кинетикой.

Скоростью химической реакции называется изменение концентрации реагирующих веществ (с) в единицу времени (t): , где V - скорость реакции, моль/ед. времени (моль/с, моль/час); С - молярная концентрация веществ, моль/л; t - время (сек, мин, часы и т.д.). Знак зависит от выбранных для расчета веществ (продуктов или исходных), т.к. скорость реакции величина всегда положительная.

Скорость химической реакции зависит от различных факторов. Главными из них являются концентрации реагирующих веществ, температура, давление и наличие катализаторов.

Для того, чтобы молекулы реагирующих веществ вступили в химическое взаимодействие, необходимо их столкновение. Однако не все столкновения молекул ведут к взаимодействию. Чтобы произошла реакция, сталкивающиеся молекулы должны обладать энергией, превышающей среднее значение энергии всех молекул. Такие молекулы называются активными. Энергию, необходимую для активирования молекул, называют энергией активации данной реакции. Энергия активации выражается в кДж/моль. Активировать молекулы можно, увеличивая концентрацию вещества, повышая температуру, используя катализаторы.

Зависимость скорости реакции от концентрации веществ выражается законом действия масс, установленным Гульдбергом и Вааге: « Скорость химической реакции прямо пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ, взятых в степенях, равных стехиометрическим коэффициентам в уравнении реакции».Часто закон действия масс называют законом скорости. Для реакции аА+вВ«сС+dD, протекающей в одну стадию, скорости прямой и обратной реакций будут соответственно равны:

где а, b. с, d - стехиометрические коэффициенты; К₁, К₂ - константы равновесия; С_А, С_В, С_С, С_D - молярные концентрации веществ, моль/л.

Влияние температуры на скорость реакции определяется эмпирическим правилом Вант-Гоффа: «При повышении температуры на каждые 10° скорость реакции возрастает примерно в 2-4 раза».

При расчете скорости реакции в зависимости от изменения температуры пользуются формулой: , где - скорости реакций при соответствующих температурах; g - температурный коэффициент реакции, т.е. число, характеризующее увеличение скорости реакций при нагревании системы на 10°. С повышением температуры увеличивается число результативных столкновений молекул и увеличивается энергия активации.

Катализ является одним из способов ускорения химической реакции, который осуществляется при помощи веществ (катализаторов), увеличивающих скорость реакции, но не расходующихся в результате ее протекания. Механизм действия катализатора сводится к уменьшению величины энергии активации молекул. Скорость химической реакции при этом увеличивается. Например, хлорат калия при нагревании энергично разлагается в присутствии катализатора MnO₂, действие которого можно представить реакциями:

Химическое равновесие. Понятие «Химическое равновесие» применимо только к обратимым реакциям, т.е. к реакциям, не протекающим до конца. Химическим равновесием называют такое состояние реагирующей системы, при котором скорость прямой реакции равна скорости обратной реакции: .

Химическое равновесие характеризуется постоянным для данных условий соотношением равновесных концентраций всех веществ, участвующих во взаимодействии. Константой равновесия называется величина, равная отношению произведения равновесных концентраций продуктов реакции к произведению равновесных концентраций исходных веществ в степенях, равных стехиометрическим коэффициентам.

Применяя закон действия масс для любой обратимой системы аА+вВ«сС+dD в состоянии химического равновесия, получаем выражение для константы равновесия: , где С_А, С_В - концентрации исходных веществ, моль/л; С_С, С_D - концентрации продуктов реакции, моль/л; а, в, с, d - стехиометрические коэффициенты.

Константа равновесия зависит от природы реагентов, температуры и не зависит от исходной концентрации веществ в системе.

Большое значение К_р указывает на то, что равновесие наступило тогда, когда образовалось много конечных продуктов.

Изменение условий (концентрации реагирующих веществ, температуры, давления), при которых система находится в состоянии химического равновесия, приводит к нарушению химического равновесия. Скорость прямой и обратной реакции приобретают различное значение, но через некоторый промежуток времени снова наступает равенство и устанавливается новое состояние равновесия. Переход системы из одного равновесия в другое называется смещением химического равновесия. Смещение химического равновесия подчиняется принципу Ле-Шателье: «Если на систему, находящуюся в равновесии, оказать внешнее воздействие, то равновесие смещается в том направлении, которое ослабляет эффект внешнего воздействия». например, если в равновесной системе А+В= С+D увеличить концентрацию исходного вещества А, то увеличивается скорость прямой реакции и уменьшается концентрация этого вещества. В этом случае говорят, что сдвиг (смещение) равновесия произошел в сторону образования продуктов реакции. Увеличение концентрации продуктов реакции С и D, наоборот, вызывает сдвиг равновесия в сторону исходных веществ.

При нагревании равновесной системы равновесие смещается в сторону эндотермической реакции, при охлаждении - в сторону экзотермической реакции. Например,

Изменение давления оказывает влияние на состояние равновесия реакций, происходящих в газовой фазе, только в тех обратимых реакциях, которые сопровождаются изменением объемов (числа молей) газообразных веществ. Повышение давления сдвигает равновесие в сторону меньших объемов (меньшего числа молей), а понижение давления - в сторону больших объемов (большего числа молей). Например, в реакции увеличение давления сдвигает равновесие в сторону реакции получения аммиака.

Введение катализатора не вызывает смещения равновесия, но позволяет добиться наступления равновесия в более короткие сроки.