Контрольні завдання

Для реакцій:

N₂(г) + 3Н₂(г)  2NH₃(г), ΔН = –92 кДж;

Fe₂O₃(т) + 3H₂(г)  2Fe(т) + 3H₂O(г), ΔН = 97 кДж

1. Напишіть кінетичні рівняння прямої та зворотної реакції.

2. Напишіть вираз для константи рівноваги даної реакції.

3. У скільки разів збільшиться або зменшиться швидкість прямої реакції при збільшенні концентрації Н₂ в 3 рази?

4. У скільки разів збільшиться або зменшиться швидкість прямої реакції при збільшенні об’єму системи в 2 рази?

5. У скільки разів збільшиться або зменшиться швидкість зворотної реакції при збільшенні тиску в системі в 3 рази?

6. У скільки разів збільшиться швидкість прямої реакції при зміні температури від 100 ^оС до 130 ^оС. Температурний коефіцієнт реакції 3.

7. В яку сторону зміститься рівновага реакції:

а) при підвищенні температури;

б) при підвищенні тиску.

8 Розчини. Гідроліз солей

Розчини - гомогенні (однорідні) системи, які складаються з розчинника, розчинених речовин та продуктів їх взаємодії.

Залежно від агрегатного стану розчинника розрізняють тверді, рідкі і газуваті розчини.

Насичений розчин – розчин, у якому за певної температури дана речовина більше не розчиняється.

Ненасичений розчин – розчин, у якому за певної температури дана речовина ще може розчинятися.

Розчинність – максимальна маса речовини, яка може розчинитись у 100 г розчинника.

Способи виразу складу розчинів

1) масова частка ω - це відношення маси розчиненої речовини до загальної маси розчину:

де ω – масова частка розчиненої речовини;

т_р.р. – маса розчиненої речовини, г;

т_р-ну – маса розчину, г.

Масову частку розчиненої речовини ω виражають у частках одиниці або у відсотках.

2) молярна концентрація С_м (молярність) розчину - це відношення кількості розчиненої речовини до об’єму розчину:

Одиниці вимірювання С_м – моль/дм³.

Водневий показник рН – це від’ємний десятковий логарифм концентрації йонів Гідрогену.

рН = ‑ lg [Н⁺]

• кислі розчини: рН < 7

• нейтральні розчини: рН = 7

• лужні розчини: рН > 7

Аналогічно водневому показнику введено поняття показника гідроксил-йонів:

рОН = – lg [OН^–].

Тоді за температури 298 К справджується рівність:

рН + рОН = 14.

Гідроліз - це хімічна взаємодія солей з малодисоційованими молекулами води, яка призводить до утворення ще слабшого електроліту. Ця реакція є зворотною до реакції нейтралізації. Усі солі за будовою молекули можна поділити на чотири типи:

• солі І типу – утворені сильною кислотою та сильною основою (KNO₃, BaCl₂ тощо);

• солі ІІ типу – утворені сильною кислотою та слабкою основою (Zn(NO₃)₂, CuSO₄ тощо);

• солі ІІІ типу – утворені слабкою кислотою та сильною основою (Na₂CO₃, Li₂SO₃ тощо);

• солі ІV типу – утворені слабкою кислотою та слабкою основою ((NH₄)₂CO₃, (CH₃COO)₂Pb тощо).

Хімічну взаємодію з молекулами води здійснюють лише утворені при дисоціації відповідних солей йони слабких електролітів (див. додаток Д). Таким чином, за механізмом перебігу реакцію гідролізу можна розділити на три типи (солі І типу не гідролізують).