ТЕМА 1. ОСНОВЫЕ КЛАССЫ НЕОРГАНИЧЕСКИХ СОЕДИНЕНИЙ
Лекции.ИНФО


ТЕМА 1. ОСНОВЫЕ КЛАССЫ НЕОРГАНИЧЕСКИХ СОЕДИНЕНИЙ



ХИМИЯ (ХИМИЯ ОБЩАЯ)

Методические указания и задания для выполнения контрольной работы бакалаврами факультета энергетики и электрификации очной и заочной формы обучения

 

 

Составители:

Г.Н.Аристова

В.В.Сентемов

 

Ижевск

ФГБОУ ВО Ижевская ГСХА

 

УДК

ББК

Т

 

Учебно-методическое пособие разработано в соответствии с требованиями ФГОС ВПО по направлению подготовки: 1) 110800- «Агроинженерия» (бакалавриат), 2)140100-«Теплоэнергетика и теплотехника» (бакалавриат)

Рассмотрено и рекомендовано к изданию редакционно-издательским советом ФГОУ ВО Ижевская ГСХА, протокол №___ от « __» _______2014 г.

 

 

Рецензенты:

 

В.А. Руденок – к. х. н., доцент кафедры химии ФБОУ ВО Ижевская ГСХА,

Л.А. Пантелеева – к. т. н., доцент кафедры электротехники, электрооборудования и электроснабжения ФГБОУ ВО Ижевская ГСХА.

 

Составители

 

Г.Н. Аристова – ст. преподаватель кафедры химии ФГБОУ ВО Ижевская ГСХА,

В.В.Сентемов- профессор кафедры химии ФГБОУ ВО Ижевская ГСХА

 

Т Химия (Общая):метод. пособие /Сост. Г.Н. Аристова, В. В.Сентемов. – Ижевск: ФГБОУ ВО Ижевская ГСХА, 2014.– с.

 

В методических указаниях приводятся опорные конспекты, алгоритмы и примеры решения задач, справочные материалы, задания для выполнения контрольной работы студентами очной и заочной формы обучения по направлению подготовки (бакалавриат) 110800- «Агроинженерия» и 140100 «Теплоэнергетика и теплотехника».

 

 

Содержание:

Введение...................................................................................................................4

Раздел I. Опорные конспекты …………………………………………………....8

Тема № 1. Классы неорганических соединений………………………….………..4

Тема № 2. Строение атома…………………………………………………….…...11

Тема № 3. Ковалентная связь……………………………………………………...14

Тема № 4. Энергетика химических реакций……………………………………...17

Тема № 5. Кинетика химических реакций………………………………………..22

Тема № 6. Способы выражения концентраций растворов..……………………..25

Тема № 7. Растворы неэлектролитов……………………………………………...29

Тема № 8. Растворы электролитов………………………………………………...31

Тема № 9. Гидролиз солей…………………………………………………….…...33

Тема № 10. Окислительно-восстановительные реакции………………………...36

Тема № 11. Электрохимия. Гальванические элементы………………………….40

Тема № 12. Электролиз…………………………………………………………….42

Тема № 13. Электрохимия. Коррозия металлов………………………………….46

Раздел II. Задания для самостоятельной работы …………………………...........54

Приложения…………………………………………………………………………49

Список литературы…………………………………………………………………55

 

 

ВВЕДЕНИЕ

Бакалаврам факультета энергетики и электрификации, будущая деятельность которых тесно связана с применением химии в профессии, необходимы качественные знания основ общей химии.

Данные методические указания подготовлены в соответствии ФГОС ВПО по направлениям подготовки 110800 – «Агроинженерия» (бакалавриат) и 140100 – «Теплоэнергетика и теплотехника» (бакалавриат).

Дисциплины «Химия» и «Химия (общая)» включены в базовую часть математического и естественнонаучного цикла дисциплин и должны формировать следующие компетенции:

ОК-1 - владение культурой мышления, способностью к обобщению, анализу, восприятию информации, постановке цели и выбору путей её достижения;

ОК-2 - умение логически верно, аргументировано и ясно строить устную и письменную речь;

ОК-3 – готовность к кооперации с коллегами, работе с коллективом;

ОК-11 (для 110800) - владение основными методами, способами и средствами получения, хранения, переработки информации, навыками работы с компьютером как средством управления информацией;

ОК-12 (для 140100) -способностью и готовностью к практическому анализу логики различного рода рассуждений, к публичным выступлениям, аргументации, ведению дискуссии и полемики;

ПК-1 способность использовать основные законы естественнонаучных дисциплин в профессиональной деятельности, применять методы математического анализа и моделирования;

ПК-3 (для 140100) – готовностью выявить естественнонаучную сущность проблем, возникающих в ходе профессиональной деятельности, и способностью привлечь для их решения соответствующий физико-математический аппарат;

В результате изучения дисциплины студент должен:

Знать: фундаментальные разделы общей химии, в т.ч. химические системы, химическую термодинамику и кинетику, реакционную способность веществ, химическую идентификацию, процессы коррозии и методы борьбы с ними; классификацию неорганических веществ, строение простых и сложных веществ; свойства химических элементов (металлов); выпускник должен обладать готовностью к кооперации с коллегами, работе с коллективом, методы, анализа веществ.

Уметь: использовать знания в области химии для освоения теоретических основ и практики при решении инженерных задач в области АПК; определять возможности и пути самопроизвольного протекания химических процессов, выбрать наиболее оптимальные; прогнозировать свойства элементов и их важнейших соединений по положению элементов в Периодической системе химических элементов Д.И. Менделеева, сравнивать полученные данные и идентифицировать их с применяемыми методами.

Владеть: базовыми знаниями и умениями для изучения последующих дисциплин; формулированием правильных выводов и оцениванием возможности использования химических материалов в производственной деятельности, выполнение основных химических лабораторных операций.

Методические указания соответствуют примерной программе по химии и включают наиболее важные 13 тем, и составлены в 25 вариантах.

Подготовка данных методических указаний вызвана необходимостью обеспечения студентов учебно-методической литературой, соответствующей требованиям ФГОС ВО.

Цель пособия состоит в оказании помощи студентам в освоении теоретического и практического материала, предусмотренного рабочей программой.

Материал методических указаний разделен на 2 части (раздела).

Первый раздел «Опорные конспекты» включает 11 тем, в которых кратко в виде тезисов рассматриваются основные теоретические вопросы общей и неорганической химии. Эти знания необходимы для изучения свойств неорганических соединений, методов качественного и количественного анализа. Химия элементов в данном разделе не рассматривается в связи с большим объемом материала, но приводятся задания по химии металлов и сплавов. По каждой теме приводится разбор типовой задачи и алгоритмами ее выполнения.

Второй раздел «Задания для самостоятельной работы» включает 14 заданий. К каждому заданию прилагаются 25 вариантов задач.

Для решения задач требуются справочные данные, которые приводятся в приложении.

В методических указаниях указаны экзаменационные вопросы.

Основными задачами данного пособия являются:

1) методическая помощь студентам в освоении основных тем дисциплины;

2) оказание помощи для самостоятельной работы студента.

Самостоятельной работе студентов в вузе отводится половина учебного времени, изучаемой дисциплины.

При выполнении контрольных работ согласно своего варианта рекомендуется для лучшего усвоения и закрепления теоретического материала темы изучить сначала раздел «Опорные конспекты», чтобы понять сущность вопроса, теоретическое положение (его математическое выражение), уравнения реакций. Затем разобраться в решении типовой задачи и приступить к решению своей задачи.

 

 

РАЗДЕЛ I. ОПОРНЫЕ КОНСПЕКТЫ

ТЕМА 1. ОСНОВЫЕ КЛАССЫ НЕОРГАНИЧЕСКИХ СОЕДИНЕНИЙ

 

Оксиды

Оксиды – это соединения, состоящие из двух элементов, один из которых кислород в степени окисления –2.

Названия состоят из: ● слова оксид;

● названия элемента с указанием степени окисления (если она переменная).

Классификация оксидов.

 

 

 
 

 


Гидроксиды – вода + оксид

 

 


Основные оксиды – это оксиды металлов в низших степенях окисления (+1,+2), которым соответствуют основания, и которые взаимодействуют с кислотами, кислотными оксидами, а некоторые – с водой.

Na2O → NaOH

CaO → Ca(OH)2

BaO → Ba(OH)2

K2O → KOH

Химические свойства основных оксидов:

1) CaO + 2HCl → CaCl2 + H2O

2) СaO + CO2 → CaCO3

3) CaO + H2O → Ca(OH)2

Кислотные оксиды – это оксиды неметаллов, а также оксиды металлов в высших степенях окисления (+5, +6, +7), которым соответствуют кислоты, и которые взаимодействуют с основаниями, основными оксидами и с водой.

 

СO2 → H2CO3 SO3 → H24

SiO2 → H2SiO3 SO2 → H2SO3

N2O5 → HNO3 Cl2O7 → HClO4

N2O3 → HNO2 CrO3 → H2CrO4

P2O5 → H3PO4 FeO3 → H2FeO4

P2O3 → H3PO3 Mn2O7 → HMnO4

 

Химические свойства кислотных оксидов:

1) SO3 + 2 NaOH → Na2SO4 + H2O

2) SO3 + CaO → CaSO4

3) SO3 + H2O → H2SO4

 

Амфотерные оксиды – это оксиды металлов в промежуточных степенях окисления (чаще всего +3,+4), которым соответствуют и основания и кислоты, поэтому они взаимодействуют как с кислотами, так и с основаниями.

 

Например: ZnO, BeO, Al2O3, Cr2O3.

Zn(OH)2 – основание Al(OH)3 – основание

ZnO Al2O3

H2ZnO2 – кислота кислоты:

H3AlO3 – ортоалюминиевая

HAlO2 – метаалюминиевая

Химические свойства амфотерных оксидов:

1) ZnO +2 HCl → ZnCl2 + H2O

2) ZnO + 2 NaOH t Na2ZnO2 + H2O

цинкат натрия

3) ZnO + 2 NaOH + H2O → Na2[Zn(OH)4]

тетрагидроксоцинкат натрия

4) Al2O3 + 6 HCl → 2 AlCl3 + 3 H2O

5) Al2O3 + 6 NaOH t 2 Na3AlO3 + 3 H2O

ортоалюминат натрия

6) Al2O3 + 2 NaOH t 2 NaAlO2 + H2O

метаалюминат натрия

7) Al2O3 + 6 NaOH + 3 H2O → 2 Na3[Al(OH)6]

гексагидроксоалюминат натрия

8) Al2O3 + 2 NaOH + 3 H2O → 2 Na[Al(OH)4]

тетрагидроксоалюминат натрия

Кислоты

Кислоты: ● соединения, состоящие из атомов водорода, способных замещаться на металл, и кислотных остатков.

● электролиты, которые при растворении в воде диссоциируют на катионы водорода (Н+) и анионы кислотных остатков.

 

Классификация кислот

HR

           
     

 


1. По числу атомов водорода (основности):

 
 

 

 


HCl H2CO3 H3PO4

 

2. По наличию атомов кислорода:

       
 
бескислородные
 
кислородсодержащие

 


HBr H2SO4

3. По степени растворимости в воде:

 

       
   

 


HNO3 H2SiO3

4. По степени диссоциации (α):

 

       
   

 

 


Необходимо запомнить 6 сильных кислот и 17 слабых, а также названия их анионов.

Сильные кислоты

Формула кислоты Название кислоты Название солей
H2SO4 Серная Сульфаты
HNO3 Азотная Нитраты
HCl Соляная (хлороводородная) Хлориды
HBr Бромоводородная Бромиды
HI Йодоводородная Йодиды
HClO4 Хлорная Перхлораты
  Слабые кислоты  
H2SO3 Сернистая Сульфиты
HNO2 Азотистая Нитриты
HF (H2F2) Димер плавиковой кислоты, Фтороводородная Фториды
H2S Сероводородная Сульфиды
H2CO3 Угольная Карбонаты
H2SiO3 Метакремниевая Метасиликаты
H4SiO4 Ортокремниевая Ортосиликаты
H3PO4 Ортофосфорная ортофосфаты
HPO3 Метафосфорная Метафосфаты
HPO2 Метафосфористая Метафосфиты
H3PO3 Ортофосфористая Ортофосфиты
HCN Синильная Цианиды
HMnO4 Марганцовая Перманганаты
H2CrO4 Хромовая Хроматы
H2Cr2O7 Двухромовая Дихроматы
CH3COOH Уксусная Ацетаты
HCOOH Муравьиная Формиаты

 

Химические свойства кислот:

1) с основаниями – H2SO4 + 2 NaOH → Na2SO4 + 2 H2O;

2) с основными оксидами – H2SO4 + CuO → CuSO4 + H2O;

3) с металлами (до Н) HCl и разб. H2SO4 – 2 HCl + Zn → ZnCl2 + H2;

4) с солями слабых и летучих кислот – 2 HCl+Na2CO3 → 2 NaCl+H2O+CO2

 

3. Основания

Основания: ● соединения, состоящие из атомов металлов и одной или нескольких гидроксильных групп (ОН−1).

● электролиты, которые при растворении в воде диссоциируют на анионы гидроксильных групп (ОН−1) и катионы металлов.

 
 


Классификация оснований

 
 

 


1. По числу гидроксильных групп (ОН−1):

           
   
 
однокислотные
   
трёхкислотные

 

 


KOH Ba(OH)2 Fe(OH)3

2. По степени растворимости в воде:

       
   

 


NaOH Ca(OH)2

3. По степени диссоциации (α):

       
   

 


Необходимо запомнить сильные основания – это основания, образованные щелочными или щелочноземельными металлами (кроме Mg и Be).

 

Сильные основания Слабые основания
Формула Название Формула Название
LiOH Гидроксид лития NH4OH или NH3 ∙ H2O гидроксид аммония
NaOH Гидроксид натрия Fe(OH)3 гидроксид железа (III)
KOH Гидроксид калия все остальные  
RbOH Гидроксид рубидия    
CsOH Гидроксид цезия    
FrOH Гидроксид франция    
Ca(OH)2 Гидроксид кальция    
Sr(OH)2 Гидроксид стронция    
Ba(OH)2 Гидроксид бария    

 

Химические свойства Ме+n(OH)n-1:

1) с кислотами – 2 KOH + H2SO4 → K2SO4 + 2 H2O;

2) с кислотными оксидами – 2 KOH + CO2 → K2CO3 + H2O;

3) с солями – 2 KOH + CuSO4 → Cu(OH)2↓ + K2SO4;

4) нерастворимые основания разлагаются при нагревании –

Cu(OH)2 t CuO + H2O;

5) амфотерные гидроксиды взаимодействуют как с кислотами, так и с основаниями – Al(OH)3 + 3 HCl → AlCl3 + 3 H2O;

Al(OH)3 + NaOH → Na[Al(OH)4].

 

4. Соли

 
 


Cредние соли: ● соединения, состоящие из атомов металла и кислотных

остатков.

● электролиты, которые при растворении в воде диссоциируют на катионы металла и анионы кислотных остатков.

Al2(SO4)3 NaHCO3 MgOHCl

сульфат алюминия гидрокарбонат натрия гидроксохлорид магния

 
 

 


6. Комплексные Состоят из сложного комплекса – внутренней сферы, которая заключена в квадратные скобки, и внешней сферы.
4. Двойные Состоят из двух различных атомов Ме и кислотных остатков одной кислоты.

 
 

 

 


KAl(SO4)2 Ca(OCl)Cl K3[Fe(CN)6]

cульфат алюминия хлорид-гипохлорит гексацианоферрат (III)

калия кальция калия

 

Химические свойства средних солей:

1) с металлами (см. ряд напряжений) – CuSO4 + Fe → FeSO4 + Cu;

2) с кислотами – Na2CO3 + 2 HCl → 2 NaCl + CO2 + H2O

3) с солями – AgNO3 + NaCl → AgCl↓ + NaNO3.

 

Ионные уравнения реакций

! При составлении ионных уравнений реакций, помни:

1. Сильные электролиты (6 сильных кислот, 9 сильных оснований и все растворимые соли) расписываем на ионы.

2. Слабые электролиты, труднорастворимые и газообразные вещества записываются в виде молекул.

 

 

ТЕМА 2. СТРОЕНИЕ АТОМА

 

Современное состояние:

1924 г. Луи де Броиль – двойственная природа электрона (корпускулярно-волновой дуализм).

электрон – частица (m, υ, q)

электрон – волна (дифракция)

1927 г. В. Гейзенберг – принцип неопределенности (положение (е) вокруг ядра определить невозможно) при вращении (е) образуется атомная орбиталь (А:О) (электронное облако) – область пространства вокруг ядра, в котором вероятность нахождения электрона более 95 %.

Квантовые числа характеризуют поведение электрона в атоме.

 

Таблица 1

Max (е) на Э.У. Главное кв. Число n =1,2,3,4,5,6,7,... ∞ (Э.У.) – запас энергии     Орбитальное кв. Число l = 0 до (n-1) ; форма орбитали, подуровень   Магнитное кв. Число m = - l, 0 + l положение орбитали в магнитных осях атома, число А.О.   Спиновое кв.ч. s = + ½ вращение А.О. вокруг своей оси
           
 
 
   
 
 
 
   
 
 
 
 

 


2n2

n =1 (2e) 1s2   n = 2 (8 e ) 2s22p6     n = 3 (18 e ) 3s23p63d10     n = 4 (32 e ) 4s24p64d104f14 l = O (S) ∙     l = O (S) l = 1 (P)     l = O (S) l = 1 (P)   l = 2 (d)   l = O (S) l = 1 (P) l = 2 (d) l = 3 (f) более сл.форма m = 0 (1 А.О.) S ٱ   m = -1, 0, +1 (3 А.О.) p     m = -2, -1, 0, +1, +2 d     m = -3, -2, -1, 0, +1, +2, +3 f     ↑ (+1/2) ↓ (-1/2)
Выводы: Электроны в атоме закреплены за Э.У., которые в зависимости от формы А.О. расщепляются на подуровни, состоящие из А.О.

Таблица 2

1. Принцип минимальной энергии: Электроны в атоме заполняют тот подуровень, где меньше запас энергии.
2. Правило Клечковского: Увеличение энергии и заполнение орбиталей происходит в порядке возрастания суммы квантовых чисел (n+l), а при равной сумме в порядке уменьшения числа nи увеличения числа l. Реальная электронная схема: 1s2<2s2<2p6<3s2<3p6<4s2<3d10<4p6<5s2<4d10<5p6<4s2<5d1<4f14<5d9<6p6<7s2<6d1<5f14<6d9<7p6 Исключение составляют элементы, у которых наблюдается провал электронов (медь, серебро, золото, хром, молибден, ниобий, рутений, родий, палладий, платина)

 

 

Продолжение таблицы 2

3. Принцип Паули: В атоме не может быть двух электронов с одинаковыми значениями всех четырех квантовых чисел. Следствие: В любой атомной орбитали может быть только два электрона с противоположными спинами ↑↓ !
4. Правило Гунда: Электроны в пределах подуровня занимают максимальное число атомных орбиталей, но так чтобы их суммарный спин был максимальный. P3 ↑ ↑ ↑ 1/2 1/2 1/2 Σ=1,5
5. Все химические элементы делят на семейства: s, p, d, f, в зависимости, какой подуровень заполняется в атоме последним.
6. Валентные электроны – это электроны участвующие в образовании химических связей. Валентные электроны расположены: у s – элементов в s орбиталях последнего Э.У. – ns у p – элементов в s и p орбиталях последнего Э.У. np ns у d – элементов в d орбиталях предпоследнего и s последнего Э.У. ns (n-1)d  
7. Возбуждение атома возможно при условиях: а) наличие в атоме спаренных электронов, б) наличие свободных А.О., в) при возбуждении электроны распариваются – переходят с одного подуровня на другой только в пределах последнего Э.У.
 
8. Химические элементы делятся: Металлы Неметаллы 80 % 20 % s,p,d,f s,p     1.R ат. > 1. R ат. 1. R ат. < 2. Мало (е)-1,2,3 2. Число (е) на 2. Много (е)-4,5,6,7 посл. Э.У. 3. К отдаче (е) 3. Выражена 3. К принятию (е) тенденция   Ме0-n(e)→Ме+n неМе0+n(e)→неМе-n вос-ль окисление ок-ль восстановление

 

Продолжение таблицы 2

9. Степень окисления – условный заряд атома, вычисленный из предположения, что атом отдает либо принимает электроны. Ме проявляют только положительные степени окисления (С.О.). Высшая (С.О.) равна № группы. Исключения: IВ-(Cu,Ag,Au), VIIIB-(Fe,Co,Ni).
10. НеМе проявляют, как отрицательные (низшие (С.О.))=№ группы – 8, так и положительные (С.О.)=№ группы. Исключения: VIA(O), VIIA(F).
11. Генетическая связь между классами неорганических веществ I. Ме→Ме(+1,+2)+nО-2→Ме+n(ОН)-1n Металл основной оксид основание II. неМе→не МеО-2(Ме+5,+6,+7О-2)→HR Неметалл кислотный оксид кислота

 

РЕШЕНИЕ ТИПОВОЙ ЗАДАЧИ ПО ТЕМЕ: «СТРОЕНИЕ АТОМА»

 

Проанализируйте с точки зрения строения атома элемент с порядковым № 12.

Алгоритм.

а) найдем положение химического элемента в П.С. Д.И. Менделеева и составим электронную формулу, воспользовавшись реальной электронной схемой. см. табл.2 (п.2) и сделаем вывод: указав семейство и тип элемента. (см. п.5 и п.8)

 
 

 


б) Графически изобразим валентные электроны в нормальном и возбужденном состояниях (см. п.6 и п.7)

 

 
 

 


в) Укажем окислительно-восстановительные свойства атома, помня, что это металл (см. п.8)

 
 
Mg0 - 2 → Mg+2 (ок-с) вос-ль

 

 


г) Исходя из числа неспаренных электронов в нормальном и возбужденном состояниях, укажем устойчивые С.О. (см. п.9 или п.10)

 
 
О, + 2


д) Приведем примеры соединений в устойчивых степенях окисления (простое вещество, оксиды и гидроксиды см. п.11)

Mg0, Mg+2O

 

 

е) Укажем характер оксидов и гидроксидов (см.п.11)

 
 
MgO → Mg (OH)2 основной основание оксид

 

 


ТЕМА 5. ХИМИЧЕСКАЯ КИНЕТИКА

(СКОРОСТЬ ХИМИЧЕСКИХ РЕАКЦИЙ)

Таблица 4

Под скоростью химической реакции (Jх.р.) понимают изменение концентрации реагирующих веществ в единицу времени.

       
 
J = ± DC/ Dt моль/л сек
 
- DС реагента ; + DС продукта D t D t

 

 


ХИМИЧЕСКИЕ РЕАКЦИИ

 
 

 


Гомогенные Гетерогенные

 

в одной фазе в разных фазах

 
 


ФАКТОРЫ, ВЛИЯЮЩИЕ НА Jх.р.:


1.Концентрация (давление),С (р) –

ХИМИЧЕСКИЕ РЕАКЦИИ

       
   


НеобратимыеОбратимые

до конца (до завершения) ®в двух взаимнопро-

(®), если образуется: тивоположных нап-

а) осадок; равлениях ( )

б) газ;

в) слабый электролит.

Химическое равновесие – такое состояние системы, когда скорость прямой реакции равна скорости обратной реакции (J1 = J2), а концентрации всех веществ в системе становятся постоянными.

nA + mB « qC + pD

(1)

 
 


J J1 пр.

 

 

J1 = J2

 
 


J2 обр

 

. t

Константа равновесия (К.р.)

Гомогенная реакция Гетерогенная реакция

2 NO(Г) +O2(Г) « 2NO2(Г) Ca CO3(ТВ) « CaO(ТВ) + CO2(Г)

1. J1 = J2 (ЗДМ) 1. J1 = J2 (ЗДМ)

2. J1 = [NO]2 *[O2]*k1 2. J1 = k1

3. J2 = [NO2]2 *k2 3. J2 = [СO2] *k2

4. [NO]2 *[O2] *k1 = [NO2]2 *k2 4. k1 = [СO2] *k2

5. т.к. k1 и k2 – const, то 5. т.к. k1 и k2 – const, то

6. k1[NO2]2 6. k1[СO2]

k2 [NO]2 *[O2] k2 1

k1k1

k2 Р k2 р

7. [NO2]2 7. КР = [CO2]

Р [NO]2 *[O2]

           
   
 
   


[C]q *[D]p для химической реакции (1)

Р [A]n *[B]

       
   
 
 


Смещение химического равновесия.

Таблица 6

Принцип Ле Шателье: если изменить одно из условий (С,р,Т), при которых система находилась в состоянии равновесия, то, равновесие смещается в сторону той реакции, которая противодействует произведённому изменению.

1. Влияние концентрации:

3 H2 + N2 « 2 NH3 3 H2 + N2 « 2 NH3

[H2] ­ [H2

 

[N2] ­ [N2] ¯

 

[NH3] ­ [NH3] ¯

2. Влияние давления:

3 H2 + N2 « 2 NH3

 

3 +1 = 4 моль 2 моль

р­ р¯

р­

р¯

3. Влияние температуры:

3 H2 + N2 « 2 NH3 (- D Н х.р.) Þ экзотермическая реакция

t°¯ t°­

t°­

t°¯

C исходная = С равновесная + С израсходованная к моменту равновесия

 

С равновесная = С исходная – С израсходованная к моменту равновесия

 
 


РЕШЕНИЕ ТИПОВОЙ ЗАДАЧИ ПО ТЕМЕ:

«ХИМИЧЕСКАЯ КИНЕТИКА»

Задача № 1.

Равновесие гомогенной системы: 2 NO + O2 « 2 NO2, - установилось при следующих концентрациях веществ:

[NO]p. = 0,8 моль/л., [O2]p.= 0,6 моль/л, [NO2]p. = 0,4 моль/л Вычислите исходные концентрации NO и O2.

Дано: 2 NO + O2 « 2 NO2

[NO]p. = 0,8 моль/л, Решение:

[O2]p.= 0,6 моль/л, 1. Cисх. = С равн. + С израсх к моменту равновесия

[NO2]p. = 0,4 моль/л 2. Определим сколько моль NO и О2 израсхо-









Читайте также:

Последнее изменение этой страницы: 2016-03-26; Просмотров: 111;


lektsia.info 2017 год. Все права принадлежат их авторам! Главная