Швидкість реакції характеризується зміною концентрації будь-якої з вихідних речовин або кінцевих продуктів реакції за одиницю часу.

 

ПРИКЛАДИ РОЗВ’ЯЗУВАННЯ ЗАДАЧ

 

Задача №1.Пояснити залежність швидкості реакції від концентрацій реагуючих речовин:

Розв’язування.

;

.

Швидкість її виражається кінетичним рівнянням:

;

,

де - швидкість прямої реакції.

Для гетерогенних реакцій у вираз їх швидкості концентрація твердих речовин не входить:

; ;

;

Задача №2. Як змінюється швидкість реакції А₂ + 2В→2АВ, що відбувається безпосередньо між молекулами в закритій посудині, якщо тиск збільшиться у 6 разів?

Розв’язування. Позначимо початкові концентрації молекул А₂ і В через а і b відповідно:

 

[А₂] = а, [В] = b.

Швидкість реакції дорівнює:

.

Під час збільшення тиску у 6 разів концентрація кожної з речовин також зростає у 6 разів. У такому випадку:

.

Відповідь: Швидкість реакції зросте у 216 разів.

 

Задача №3. У скільки разів зросте швидкість реакції в результаті підвищення температури від 40⁰ до 80⁰ С, якщо прийняти, що температурний коефіцієнт швидкості дорівнює 2?

Розв’язування.

де - швидкість реакції за підвищеної температури t₂, - швидкість реакції за початкової температури t₁, - температурний коефіцієнт

Підставляючи в цю формулу дані, одержимо:

,

Відповідь: Швидкість реакції зросте у 16 разів.

ХІ. ХІМІЧНА РІВНОВАГА

Необоротні реакції - ті, які відбуваються до кінця, тобто до повного перетворення всіх молекул вихідних речовин у молекули продуктів реакції.

Наприклад: .

Оборотні реакції - ті, які при тих самих умовах одночасно відбуваються у двох взаємопротилежних напрямках.

Наприклад: .

Реакцію, що протікає зліва направо, називають прямою, а ту, що протікає справа наліво, — зворотною.

Хімічна рівновага - стан системи, за якої швидко­сті прямої та зворотної реакцій стають однаковими та концентрації речовин залишаються незмінними (поки зовнішні умови зберігаються сталими).

Вплив зміни зовнішніх умов на стан хімічної рівноваги визначається за принципом Ле Шательє (1884 p.), або принципом рухомої (динамічної) рівноваги: якщо на систему, що перебуває у стані рів­новаги, подіяти ззовні, то в системі відбуватимуться зміни, що послаблю­ють або знищують цю дію.

ПРИКЛАДИ РОЗВ’ЯЗУВАННЯ ЗАДАЧ

Задача №1.

Як впливатиме підвищення температури і тиску на стан рівноваги в таких реакціях:

а) ; б) ?

Розв’язування.

а) Пряма реакція супроводжується вбиранням теплоти, тому нагрівання сприяє прямій реакції і рівновага зміститься у бік продуктів. У ході прямої реакції збільшується число молекул у газовій сфері, тому тиск сприяє зворотній реакції і рівновага зміщується в бік вихідних речовин.

б) У процесі нагрівання рівновага зміститься в бік продуктів. Тиск не впливає на стан рівноваги, оскільки в ході реакції число молекул у газовій сфері не змінюється.

Задача № 2

За певних умов реакція гідроген хлориду з киснем є оборотною:

, ∆Н= - 116,4 кДж.

Як на рівноважний стан системи впливає: а) підвищення тиску; б) підвищення температури; в) введення каталізатора?

Розв’язування.

а) Всі речовини в системі – гази. Відповідно до принципу Ле Шательє підвищення тиску зміщує рівновагу в бік реакцій, що приводить до меншої кількості речовини газів, тобто в бік утворення СІ₂ і Н₂О.

б) Оскільки пряма реакція екзотермічна, то підвищення температури сприятиме перебігу реакцій з поглинанням теплоти, тобто рівновага зміститься у бік ендотермічної реакції – утворення НСІ і О₂.

в) Каталізатор однаковою мірою прискорює пряму і зворотну реакції, тому в його присутності рівноважні кількості речовин не змінюються.

 

XІІ. ОКИСНО-ВІДНОВНІ РЕАКЦІЇ

Окисно-відновні реакції - реакцї що відбуваються зі зміною ступенів окиснення атомів, які входять до складу реагуючих речовин.

 

1. Окиснення - процес віддачі електронів атомом, молекулою або іоном, що супроводжується підвищенням ступеня окиснення.

2. Відновлення - процес приєднання електронів атомом, молекулою або іоном, що супроводжується зниженням ступеня окиснення.

3. Відновник- атоми, молекули або іони, що віддають електрони, під час реакції вони окиснюються.

4. Окисник -атоми, молекули або іони, що приєднують електрони, під час реакції вони відновлюються.

Ступінь окиснення. Перетворення елементів при окисно-відновних реакціях зображають у вигляді їх окиснювальних чисел (ступенів окиснення):

 

 

ПРИКЛАДИ РОЗВ’ЯЗУВАННЯ ВПРАВ

Задача №1.

Скласти рівняння реакції відновлення воднем.

Розв’язування: Записуємо схему процесу із зазначенням зміни ступенів окиснення елементів:

+

Складаємо електронні рівняння:

4

1

Знайдені коефіцієнти підставляємо в схему процесу, замінюючи стрілку знаком рівності:

Задача №2.

Поставити коефіцієнти в окисно-відновній реакції за участю органічних сполук.

Розв’язування:

Складаємо схему реакції із зазначенням ступенів окиснення атомів у молекулах відновника, окисника і продуктів їх відновлення й окиснення:

Звідси видно, що відновник, окисник.

Складаємо електронні рівняння:

5

4

і підставляємо коефіцієнти у схему реакції:

Решту коефіцієнтів знаходимо добором:

Задача 3.

Скласти іонне рівняння методом напівреакцій, реакції взаємодії натрій сульфіту з калій перманганатом у кислому середовищі.

РОЗДІЛ 2. ХІМІЯ ЕЛЕМЕНТІВ ТА ЇХ СПОЛУК

 

 

РОЗЧИННІСТЬ КИСЛОТ, ОСНОВ І СОЛЕЙ У ВОДІ.

АНІОНИ

КАТІОНИ

H^+

K^+

Na^+

NH4^+

Ba^2+

Ca^2+

Mg^2+

Al^3+

Cr^3+

Fe^2+

Fe^3+

Ni^2+

Mn^2+

Zn^2+

Ag^+

Hg^2+

Cu^2+

Pb^2+

Sn^2+

OH^–

—

P

P

P

P

M

H

H

H

H

H

H

H

H

—

—

H

H

H

F^–

P

P

P

P

M

H

H

P

P

P

M

M

M

M

P

M

H

H

P

Cl^–

P

P

P

P

P

P

P

P

P

P

P

P

P

P

H

P

P

M

P

Br^–

P

P

P

P

P

P

P

P

P

P

P

P

P

P

H

M

P

M

P

I^–

P

P

P

P

P

P

P

P

P

P

—

P

P

P

H

H

P

H

M

S^2–

P

P

P

P

P

M

M

—

—

H

—

H

H

H

H

H

P

H

H

SO3^2–

P

P

P

P

H

H

H

—

—

H

—

H

H

H

H

—

—

H

—

SO4^2–

P

P

P

P

H

M

P

P

P

P

P

P

P

P

M

P

P

H

P

PO4^3–

P

P

P

P

H

H

H

H

H

H

H

H

H

H

H

—

H

H

H

CO3^2–

P

P

P

P

H

H

H

—

—

H

—

—

H

H

H

—

H

H

—

SiO3^2–

H

P

P

—

H

H

H

H

—

H

H

—

H

H

—

—

H

H

—

NO3^–

P

P

P

P

P

P

P

P

P

P

P

P

P

P

P

P

P

P

P

CH3COO^–

P

P

P

P

P

P

P

—

P

P

—

P

P

P

M

P

P

P

P

Примітка.

Р	розчиняється
М	мало розчиняється
Н	практично не розчиняється
—	сполука розкладається водою або не існує

 

Практичні навички.

1. Складання електронної формули атомів та йонів в основному та збудженому станах.
2. Характеристика хімічного елемента за електронною формулою та місцем знаходження у періодичній системі.
3. Складання хімічних формул, структурних.
4. Визначення типу хімічного зв’язку.
5. Визначння ступеня окиснення атома елемента.
6. Визначння типів кристалічних граток.
7. Застосовувати закон діючих мас до рівноважних процесів.
8. Пояснювати можливість перебігу хімічних реакцій в залежності від факторів.
9. Визначення процесів окиснення та відновлення, окисників та відновників.
10. Визначення коефіцієнтів методом електронного балансу та методом напівреакцій.
11. Визначення кількості розчинника та розчиненої речовини для приготування розчину.
12. Змішування розчинів з відомою масовою часткою, молярною та еквівалентною концентрацією.
13. Перехід від одного способу вираження концентрації речовини у розчині до іншого.
14. Складання рівнянь реакцій між електролітами, що відбуваються до кінця.
15. Визначення реакції середовища у розчині солі, впливу концентрації та температури на ступінь гідролізу.

16. Виконання експериментальних задач, пов’язаних із підтвердженням хімічних властивостей оксидів, гідроксидів, кислот, солей.