Химическая кинетика и равновесие

МИНИСТЕРСТВО ОБРАЗОВАНИЯ И НАУКИ РФ
Бийский технологический институт (филиал)
федерального государственного бюджетного образовательного
учреждения высшего профессионального образования
«Алтайский государственный технический университет
им. И.И. Ползунова»
Т.И. Макрушина, А.Л. Верещагин
ХИМИЧЕСКАЯ КИНЕТИКА И РАВНОВЕСИЕ
Методические рекомендации к лабораторным работам
по дисциплине «Химия» для студентов всех форм обучения
Бийск
Издательство Алтайского государственного технического университета
им. И.И. Ползунова
2012
УДК 546 (075.5)
Рецензент: Багров Г.В., к.х.н., доцент БТИ АлтГТУ.
Макрушина, Т.И.
Химическая кинетика и равновесие: методические рекомендации
к лабораторным работам по дисциплине «Химия» для студентов
всех форм обучения / Т.И. Макрушина, А.Л. Верещагин; Алт. гос.
техн. ун-т, БТИ. – Бийск: Изд-во Алт. гос. техн. ун-та, 2012. – 44 с.
Методические рекомендации содержат теоретические сведения
по темам химическая кинетика и равновесие, описание методик и правил проведения лабораторных работ, задачи и примеры их решения,
тесты, а также примерный перечень вопросов на защиту работы.
УДК 546 (075.5)
Рассмотрены и одобрены
на заседании кафедры общей химии
и экспертизы товаров.
Протокол № 14 от 25.10.2011 г.
© Макрушина Т.И.,
Верещагин А.Л., 2012
© БТИ АлтГТУ, 2012
2
СОДЕРЖАНИЕ
Введение……………………………………………………………. ……..4
1 Теоретическая часть……………………………………………... ……..5
1.1 Скорость химических реакций……………………………... ……..5
1.2 Влияние природы реагирующих веществ на скорость
химических реакций…………………………………………….. ……..6
1.3 Зависимость скорости химической реакции
от концентрации………………………………………………… ……..7
1.4 Зависимость скорости химической реакции
от температуры………………………………………………….. ……..8
1.5 Кинетика гетерогенных реакций…………………………....……11
1.6 Гомогенный и гетерогенный катализ……………………… ……13
1.7 Механизмы химических реакций…………………………...……16
1.8 Химическое равновесие…………………………………….. ……18
2 Экспериментальная часть………………………………………... ……23
3 Контрольные вопросы……………………………………………. ……27
4 Примеры решения задач…………………………………………. ……27
5 Задачи для самостоятельного решения…………………………. ……33
6 Тесты………………………………………………………………. ……39
7 Техника безопасности……………………………………………. ……41
Литература………………………………………………………….. ……43
3
ВВЕДЕНИЕ
Химические реакции протекают с различными скоростями. Некоторые из них полностью заканчиваются за малые доли секунды, другие
осуществляются за минуты, часы, дни, известны реакции, требующие
для своего протекания несколько лет, десятилетий и еще более длительных отрезков времени. Кроме того, одна и та же реакция может
в одних условиях, например, при повышенных температурах, протекать быстро, а в других, − например, при охлаждении, − медленно; при
этом различие в скорости одной и той же реакции может быть очень
большим.
Знание скоростей химических реакций имеет очень большое
научное и практическое значение. Например, в химической промышлен-ности при производстве того или иного вещества от скорости
реакции зависят размеры и производительность аппаратуры, количество вырабатываемого продукта.
Предсказание скорости химической реакции, а также выяснение
зависимости этой скорости от условия проведения реакции осуществляет химическая кинетика.
4
1 ТЕОРЕТИЧЕСКАЯ ЧАСТЬ
1.1 Скорость химических реакций
Химической кинетикой называется учение о скорости и механизмах химических реакций, закономерностях их развития во времени.
Гомогенной называется система, состоящая из одной фазы, гетерогенной – система, состоящая из нескольких фаз. Реакция может протекать в объеме фазы (гомогенно) или на границе раздела фаз (гетерогенно). Гомогенными реакциями являются, например, процессы в растворах газов, жидкостей; гетерогенными − реакции на границах
газ−твердое, жидкость−твердое, жидкость–газ-вещество.
Скорость химической реакции − число элементарных актов реакции, происходящих в единицу времени в единице реакционного пространства.
Элементарный акт – столкновение молекул, приводящее к образованию продуктов реакции.
Скоростью гомогенной реакции называется количество вещества
n , вступающего в реакцию или образующегося при реакции за единицу времени  τ в единице объема системы V.
 гом = n /(V∙∆τ).
(1.1)
Скоростью гомогенной реакции называют изменение концентрации реагирующих веществ или продуктов реакции в единицу времени.
АВ
C
CB
 A 
,
(1.2)


где СА, СВ – изменение концентрации исходного вещества и продукта
реакции.
Скоростью гетерогенной реакции называется количество вещества, вступающего в реакцию или образующегося при реакции за единицу времени на единице площади поверхности фазы:
 гетер = n /(S∙∆τ).
(1.3)
Истинная скорость химической реакции определяется пределом,
к которому стремится отношение ∆С/∆τ при ∆τ→0, т.е. производной
концентрации по времени (рисунок 1.1).
5

dC
 tg .
d
(1.4)
Рисунок 1.1 − Изменение концентрации исходного вещества
в ходе реакции
От чего зависит скорость химической реакции?
К важнейшим факторам, влияющим на скорость реакции, относятся следующие: природа реагирующих веществ, их концентрации,
температура, присутствие в системе катализаторов. Скорость гетерогенных реакций зависит также от величины поверхности раздела фаз,
интенсивности движения жидкости или газа около поверхности, на
которой происходит реакция. На скорость некоторых реакций влияет
освещение, воздействие электромагнитных полей и др.
1.2 Влияние природы реагирующих веществ на скорость
химических реакций
Большую роль играет характер химических связей и строение молекул реагентов. Реакции протекают в направлении разрушения менее
прочных связей и образования веществ с более прочными связями. Так,
для разрыва связей в молекулах H2 и N2 требуются высокие энергии;
такие молекулы малореакционноспособны. Для разрыва связей в сильнополярных молекулах (HCl, H2O) требуется меньше энергии, и скорость реакции значительно выше. Реакции между ионами в растворах
электролитов протекают практически мгновенно.
Другие примеры: фтор с водородом реагирует со взрывом при
комнатной температуре, а бром с водородом взаимодействует медленно
6
и при нагревании. Оксид кальция вступает в реакцию с водой энергично,
с выделением тепла; оксид меди с водой не реагирует.
1.3 Зависимость скорости химической реакции
от концентрации
В 1867 г. был установлен закон действующих масс двумя норвежскими химиками К. Гульдбергом и П. Ваге.
При постоянной температуре скорость химической реакции
прямо пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ, возведенных в некоторых степенях:
А+В+2D = F+L,
 = k∙CA∙CB∙CD2 ,
(1.5)
где k − коэффициент пропорциональности, называемый константой
скорости данной реакции.
Физический смысл константы скорости заключается в том, что
она равна скорости реакции при единичных концентрациях реагирующих веществ.
Константа скорости реакции k зависит от природы реагирующих
веществ, температуры и катализатора, но не зависит от концентрации реагирующих веществ. Уравнение (1.4) называется кинетическим уравнением реакции.
Показатели степеней при концентрациях в кинетическом уравнении называются порядками реакции по данному веществу, а их сумма –
общим порядком реакции. Порядки реакции устанавливаются экспериментально и в большинстве случаев не совпадают со стехиометрическими коэффициентами уравнений. Существует совсем немного реакций, где порядок совпадает с суммой стехиометрических коэффициентов.
N2O5= 2NO2+ 1/2O2
H2 + J2 = 2HJ
Cl2 +2NO = 2NOCl
 = k∙C(N2O5)
 = k∙C(H2)∙C(J2)
 = k∙C(Cl2)∙C(NO)2
реакция 1-го порядка
реакция 2-го порядка
реакция 3-го порядка
Порядок реакции может быть и дробным. Почему, рассмотрим
ниже.
H2 + Br2 = 2HBr.
 = kCH2CBr2 ½.
7
Реакции обычно идут по стадиям, поскольку невозможно представить себе одновременное столкновение большого числа молекул.
Предположим, что некая реакция
A + 2B = C + D.
идет по стадиям:
1) А + В = АВ.
2) АВ + В = C +D.
Тогда, если первая реакция идет медленно, а вторая быстро, то
скорость определяется первой стадией (пока она не пройдет, не может
идти вторая), т.е. накопление частиц АВ. Тогда и  = k∙CA∙CB.
Скорость реакции для последовательных реакций определяется
самой медленной стадией. Отсюда различие между порядком реакции
и стехиометрическими коэффициентами. Например, реакция разложения перекиси водорода:
2H2O2 = 2H2O+O2.
На самом деле, реакция первого порядка, т.к. она лимитируется
первой стадией H2O2 = H2O + O, а вторая стадия O + O = O2 идет очень
быстро.
Может быть самой медленной не первая, а вторая или другая стадия, и тогда мы получаем иногда дробный порядок, выражая концентрации интермедиатов (промежуточных соединений) через концентрации начальных веществ.
Другая причина несовпадения порядка реакции с суммой стехиометрических коэффициентов уравнений − постоянство концентраций
одного или нескольких участников реакции. Например, в реакции
омыления эфира
C2H5COOCH3 + H2O = C2H5OH + CH3COOH.
𝜐 = 𝑘 ∙ 𝐶C2H5COOCH3 .
Молекулярность реакции – это число частиц, участвующих в элементарной реакции. В зависимости от молекулярности различают: мономолекулярные, би-, тримолекулярные реакции.
1.4 Зависимость скорости реакции от температуры
Кроме концентрации и природы реагирующих веществ, важным
фактором, определяющим скорость реакции, является температура.
Константа скорости реакции есть функция от температуры; повышение температуры, как правило, увеличивает константу скорости. Первая попытка учесть влияние температуры была сделана Вант-Гоффом,
сформулировавшим следующее эмпирическое правило.
8
При повышении температуры на каждые 10 градусов константа скорости элементарной химической реакции увеличивается
в 2−4 раза.
Величина, показывающая, во сколько раз увеличивается скорость
или константа скорости при повышении температуры на 10 градусов,
есть температурный коэффициент скорости реакции γ. Математически
правило Вант-Гоффа можно записать следующим образом:
2 / 1  k2 / k1   (t t )/10 ,
2
1
(1.6)
где  − температурный коэффициент скорости химической реакции;
k1, k2 – константы скорости реакции при соответствующих температурах;
t1, t2 – температуры реакций.
Однако правило Вант-Гоффа применимо лишь в узком температурном интервале, поскольку температурный коэффициент скорости
реакции сам является функцией от температуры; при очень высоких
и очень низких температурах температурный коэффициент γ становится
равным единице (т.е. скорость химической реакции перестает зависеть
от температуры).
Очевидно, что взаимодействие частиц осуществляется при их
столкновениях; однако число столкновений молекул очень велико, и
если бы каждое столкновение приводило к химическому взаимодействию частиц, то все реакции протекали бы практически мгновенно.
С. Аррениус постулировал, что столкновения молекул будут эффективны (т.е. будут приводить к реакции) только в том случае, если сталкивающиеся молекулы обладают некоторым запасом энергии − энергией активации.
Энергия активации, Ea есть минимальная избыточная энергия,
которой должны обладать молекулы, чтобы их столкновение могло
привести к химическому взаимодействию. Энергию активации выражают в кДж/моль. Молекулы, обладающие такой энергией, называются
активными молекулами.
Рассмотрим путь некоторой элементарной реакции: А+В → С.
Поскольку химическое взаимодействие частиц связано с разрывом старых химических связей и образованием новых, то считается, что всякая
элементарная реакция проходит через образование некоторого неустойчивого промежуточного соединения, называемого активированным комплексом. С ростом температуры число активных молекул возрастает. Отсюда следует, что и скорость химической реакции должна
увеличиваться с повышением температуры. Действительно, при воз-
9
растании температуры химические реакции протекают быстрее (рисунок 1.2).
Координата реакции
Рисунок 1.2 − Энергетическая диаграмма химической реакции
E1 ‒ средняя энергия частиц исходных веществ, E2 ‒ средняя энергия
частиц продуктов реакции;
Энергия активации Ea практически не зависит от температуры.
Для каждой химической реакции характерно свое собственное значение Ea (не зависящее от температуры). В большинстве случаев энергия
активации химических реакций между нейтральными молекулами составляет от 80 до 240 кДж/моль. Чем НИЖЕ активационный барьер Ea
какой-либо химической реакции, тем БЫСТРЕЕ она идет в данных
условиях, потому что большее число молекул А и Б способны преодолевать барьер в единицу времени.
Если в другой химической реакции активационный барьер ВЫШЕ,
то такая реакция в тех же условиях идет МЕДЛЕННЕЕ. Если барьер
очень высок, в системе вообще нет молекул, способных преодолеть
активационный барьер и реакция не происходит.
Более точно зависимость скорости реакции от температуры описывает уравнение Аррениуса:
k  Ae  Eа / RT ,
(1.7)
где A − стерический фактор, который определяет вероятность активного столкновения;
Ea – энергия активации;
R – универсальная газовая постоянная;
10
T – температура реакции.
Как следует из (1.6), константа скорости реакции тем больше, чем
меньше энергия активации.
Величина Ea характеризует природу реагирующих веществ и
определяется экспериментально из зависимости k = f(T). Записав уравнение (1.6) в логарифмическом виде и решая его для констант при двух
температурах, находим Ea:
ln( kT2 / kT1 )  ( T2  T1 )  Ea / RT2  T1 ,
Ea  ( RT1  T2  ln( kT2 / kT1 )) /(T2  T1 ) .
(1.8)
Существуют реакции, которые замедляются при нагревании; их
эффективная (полученная в результате измерения скорости процесса
в целом) энергия активации отрицательна. В таких случаях стехиометрическое уравнение описывает сложный многостадийный процесс.
Для многих биологически важных реакций наблюдается ускорение процесса (отрицательная энергия активации) при замораживании
водных растворов реагентов. Это объясняется возрастанием концентрации реагентов в жидких микровключениях, возникающих при медленном замораживании. В результате цикла изменения температуры
замораживания пищевых продуктов от минус 5 oС до минус 18 oС
(«разморозка холодильника без оттайки») может быть вызвана быстрая
порча.
1.5 Кинетика гетерогенных реакций
Гетерогенные реакции имеют большое значение в технике. Достаточно вспомнить, что к ним принадлежат, например, горение твердого
топлива, коррозия металлов и сплавов.
В ходе гетерогенной реакции можно выделить, по меньшей мере,
три стадии:
1) подвод реагирующего вещества к поверхности;
2) химическая реакция на поверхности;
3) отвод продукта реакции от поверхности.
Во многих случаях энергия активации реакции невелика, и вторая
стадия (собственно химическая реакция) могла бы протекать очень
быстро, если бы подвод реагирующего вещества к поверхности и отвод
продукта от нее тоже происходили бы достаточно быстро. Следовательно, скорость таких реакций определяется скоростью переноса вещества. Можно ожидать, что при усилении конвекции скорость их будет возрастать.
11
Однако не во всех случаях скорость гетерогенной реакции определяется скоростью переноса вещества. Определяющей стадией реакций, энергия активации которых велика, является вторая стадия − собственно химическая реакция. Естественно, что скорость протекания
таких реакций не будет возрастать при усилении перемешивания.
Например, реакция окисления железа кислородом влажного воздуха не
ускоряется при увеличении подачи воздуха к поверхности металла,
поскольку здесь энергия активации химической стадии процесса значительна.
Стадия, определяющая скорость протекания реакции, называется
лимитирующей стадией.
При гетерогенных химических реакциях, когда взаимодействие
происходит на поверхности раздела фаз, общая скорость процесса зависит от скорости отдельных стадий.
Скорость взаимодействия на поверхности раздела зависит от природы реагентов, от температуры (с увеличением температуры увеличивается скорость), от величины поверхности соприкосновения. Чем
больше поверхность раздела, тем больше скорость реакции. Поэтому
в практике обычно увеличивают поверхность контакта, измельчая
твердые продукты.
Первой особенностью кинетики гетерогенных реакций является влияние площади реакционной поверхности на скорость реакции; скорость гетерогенной реакции не зависит от концентрации
твердого вещества, а зависит от площади реакционной поверхности:
(1.9)
 = k∙C∙S,
где
S – суммарная площадь поверхности раздела фаз;
С – концентрация реагента (газ или жидкость).
Если в реакции непосредственно участвует твердое вещество, то
в кинетическое уравнение не входит его концентрация, так как она постоянна.
CaO(к) + CO2 = CaCO3(к).
  k  CCO  S
2
Вторая особенность кинетики гетерогенных реакций – скорость реакции зависит от скорости подвода реагента в зону химической реакции и отвода продуктов реакции от нее.
Наибольшее изменение концентрации происходит в тонком слое
() около реакционной поверхности – диффузионный слой. Перенос
вещества осуществляется медленно в этом слое за счет молекулярной
диффузии. Скорость диффузии:
 д = D(Cv –Cs)S/,
12
(1.10)
где
D – коэффициент диффузии, м2/с;
 − толщина диффузионного слоя;
Сv – концентрация реагента в объеме;
Сs – концентрация реагента в зоне реакции.
Коэффициент диффузии D зависит от температуры, природы реагентов и среды.
Если  д<<  , процесс лимитируется диффузией.
Если  д>>  , то процесс лимитируется химической реакцией.
1.6 Гомогенный и гетерогенный катализ
Вещества, которые участвуют в реакциях и увеличивают ее скорость, оставаясь к концу реакции неизменными, называются катализаторами.
Явление изменения скорости реакции под действием таких веществ называется катализом. Реакции, протекающие под действием
катализаторов, называются каталитическими.
Катализ называют положительным, если скорость реакции увеличивается, и отрицательным, если скорость уменьшается.
В большинстве случаев действие катализатора объясняется тем,
что он снижает энергию активации реакции. В присутствии катализатора реакция проходит через другие промежуточные стадии, чем
без него, причем эти стадии энергетически более доступны. Иначе говоря, в присутствии катализатора возникают другие активированные
комплексы, причем для их образования требуется меньше энергии, чем
для образования активированных комплексов, возникающих без катализатора. Таким образом, энергия активации резко понижается: некоторые молекулы, энергия которых была недостаточна для активных
столкновений, теперь оказываются активными (рисунок 1.3).
Механизм действия катализаторов связан с уменьшением
энергии активации реакции за счет образования промежуточных
соединений. Катализ можно представить следующим образом:
К
ABC
А + К = А…К
А…К + В = С + D + К,
где
А…К − промежуточное активированное соединение.
13
В химической промышленности катализаторы применяются
весьма широко. Под влиянием катализаторов реакции могут ускоряться в миллионы раз и более. В некоторых случаях под действием
катализаторов могут возбуждаться такие реакции, которые без них в
данных условиях практически не протекают.
Рисунок 1.3 − Изображение реакционного пути некаталитической
реакции (кривая 1) и каталитической реакции (кривая 2)
Различают гомогенный и гетерогенный катализ. В случае гомогенного катализа катализатор и реагирующие вещества образуют одну
фазу (газ или раствор). В случае гетерогенного катализа катализатор
находится в системе в виде самостоятельной фазы.
Примеры гомогенного катализа:
1) окисление SO2 + 1/2O2 = SO3 в присутствии NO. NO легко
окисляется до NO2, а NO2 уже окисляет SO2;
2) разложение пероксида водорода в водном растворе на воду и
2
2
2
кислород. Ионы Cr2 O 7 , WO 4 , MoO 4 , катализирующие разложение
пероксида водорода, образуют с ним промежуточные соединения, которые далее распадаются с выделением кислорода.
Широкое применение в химической промышленности находит
гетерогенный катализ. Большая часть продукции, вырабатываемой в
настоящее время этой промышленностью, получается с помощью гетерогенного катализа. При гетерогенном катализе реакция протекает на
поверхности катализатора. Отсюда следует, что активность катализатора зависит от величины и свойств его поверхности. Для того чтобы
14
иметь большую («развитую») поверхность, катализатор должен обладать пористой структурой или находиться в сильно раздробленном
(высокодисперсном) состоянии. При практическом применении катализатор обычно наносят на носитель, имеющий пористую структуру
(пемза, асбест и др.).
Как и в случае гомогенного катализа, при гетерогенном катализе
реакция протекает через активные промежуточные соединения. Но
здесь эти соединения представляют собой поверхностные соединения
катализатора с реагирующими веществами. Проходя через ряд стадий,
в которых участвуют эти промежуточные соединения, реакция заканчивается образованием конечных продуктов, а катализатор в результате
не расходуется.
Все каталитические гетерогенные реакции включают в себя стадии адсорбции и десорбции. Каталитическое действие поверхности
сводится к двум факторам: увеличение концентрации на границе
раздела и активирование адсорбированных молекул.
Примеры гетерогенного катализа:
2H2O = 2H2O + O2 (катализатор – MnO2,)
Н2 + 1/2О2 = Н2О (катализатор − платина).
Специфической особенностью гетерогенного катализа является
способность катализатора к промотированию и отравлению.
Промотирование – увеличение активности катализатора в присутствии веществ, которые сами не являются катализаторами данного
процесса (промоторов).
Промоторы – вещества, добавление которых к катализаторам повышает их активность и избирательность, а иногда – и устойчивость.
Промоторы входят в большинство промышленных катализаторов;
например, в синтезе аммиака используют катализатор губчатое железо,
а в качестве промоторов содержит Al2О3 , К2О и др.
Катализатор, замедляющий скорость химической реакции, называют ингибитором.
Активность гетерогенного катализатора резко уменьшается при
отравлении его ядами. Отравление – резкое снижение активности катализатора в присутствии некоторых веществ (каталитических ядов).
Каталитические яды − вещества, вызывающие «отравление» катализаторов (обычно гетерогенных), т.е. снижающие их каталитическую активность или полностью прекращающие каталитическое действие. Отравление гетерогенных катализаторов происходит в результате адсорбции яда или продукта его химического превращения
на поверхности катализатора. К числу наиболее распространенных
каталитических ядов для металлических катализаторов относятся вещества, содержащие кислород (H2O, CO, CO2), серу (H2S, CS2,
15
C2H2SH и др.), Se, Te, N, Р, As, Sb, а также непредельные углеводороды
(C2H4, C2H2) и ионы металлов (Cu2+, Sn2+, Hg2+, Fe2+, Co2+, Ni2+). Кислотные катализаторы обычно отравляются примесями оснований, а
основные – примесями кислот.
Очень большую роль играет катализ в биологических системах.
Большинство химических реакций, протекающих в пищеварительной
системе, в крови и в клетках животных и человека, являются каталитическими реакциями. Катализаторы, называемые в этом случае
ферментами, представляют собой простые или сложные белки. Так,
слюна содержит фермент птиалин, который катализирует превращение
крахмала в сахар. Фермент, имеющийся в желудке, − пепсин − катализирует расщепление белков. В организме человека находится около
30 000 различных ферментов: каждый из них служит эффективным
катализатором соответствующей реакции.
1.7 Механизмы химических реакций
Механизмом химической реакции называют совокупность
стадий, из которых складывается химическая реакция. Все реакции можно подразделить на простые и сложные.
Простые протекают в одну стадию и называются одностадийными.
Сложные реакции идут многостадийно. Различают следующие виды
сложных реакций.
Последовательными называют реакции с промежуточными стадиями, когда продукт предыдущей стадии служит исходным веществом для последующей.
Реакции, в которых исходные вещества способны образовывать
разные продукты реакции, называются параллельными.
Например, разложение гидразина:
В этом случае суммарная скорость реакции разложения гидразина
равна сумме скоростей по тому и другому пути.
Сопряженные реакции называют сложные реакции, протекающие таким образом, когда одна из реакций может протекать самостоятельно, а вторая возможна только при наличии первой.
A+B → AB
A+D → AD
16
Колебательные реакции характеризуются колебаниями концентраций некоторых промежуточных соединений и соответственно
скоростями превращения. Наблюдаются такие процессы в газовой
и жидкой фазах и особенно часто на границе раздела этих фаз с
твердой фазой. Колебательными чаще всего бывают окислительновосстановительные реакции, а также реакции, сопровождающиеся появлением новой фазы вещества. Причиной возникновения колебаний
концентрации является наличие обратных связей между отдельными
стадиями сложной реакции.
Пример: реакция, открытая Б.П. Белоусовым – взаимодействие
лимонной кислоты с броматом, ускоряемое ионами церия. Раствор регулярно изменяет окраску от бесцветного катализатора (Ce III) к желтому (Ce IV) и обратно.
К цепным реакциям относят реакции, протекающие с образованием
свободных радикалов, способных превращать реагенты в конечные
продукты, поддерживая постоянство свободных радикалов или даже
увеличивая их (разветвленная цепная реакция).
В цепных реакциях выделяют три стадии: зарождение цепи, ее
развитие и обрыв. Зарождение (инициирование) происходит под воздействием светового, радиационного, термического или другого воздействия.
Примером неразветвленной цепной реакции может служить:
H2 + Br2 = 2HBr,
инициирование которой определяется термодиссоциацией.
1) Инициирование:
hv

Br2 
2 Br
0

2) Рост цепи (разветвление):


H  Br2  HBr  Br ;


Br  H 2  HBr  H
3) Обрыв цепи:


H Br  HBr .
Таков механизм цепной неразветвленной реакции: при каждом
элементарном взаимодействии один активный центр образует, кроме
молекулы продукта реакции, один новый активный центр.
17
Разветвленными называют цепные реакции, в которых на каждую
прореагировавшую активную частицу приходится более одной вновь
возникающей.
К разветвленным цепным реакциям относится, например, реакция
образования воды из простых веществ. По цепному механизму протекают такие важные химические реакции, как горение, взрывы, процессы
окисления углеводородов (получение спиртов, альдегидов, кетонов,
органических кислот) и реакции полимеризации.
К цепным процессам относятся и ядерные цепные реакции, протекающие, например, в атомных реакторах или при взрыве атомной
бомбы. Здесь роль активной частицы играет нейтрон, проникновение
которого в ядро атома может приводить к его распаду, сопровождающемуся выделением большой энергии и образованием новых свободных нейтронов, продолжающих цепь ядерных превращений.
Реакции, протекающие под воздействием светового излучения,
называются фотохимическими, а раздел, изучающий фотохимические
превращения, − фотохимией.
1.8 Химическое равновесие
Химические реакции заключаются во взаимодействии реагентов
с образованием продуктов реакции. Не следует, однако, полагать, что
направление химической реакции только одно. В действительности,
химические реакции протекают и в прямом, и в обратном направлениях.
Все химические реакции, в принципе, обратимы. Это означает,
что в реакционной смеси протекает как взаимодействие реагентов, так
и взаимодействие продуктов. В этом смысле различие между реагентами
и продуктами условное. Направление протекания химической реакции
определяется условиями ее проведения (температурой, давлением, концентрацией веществ).
В уравнениях обратимых реакций вместо знака равенства можно
ставить стрелки; они символизируют протекание реакции, как в прямом, так и обратном направлениях.
Обратимые реакции − химические реакции, протекающие одновременно в двух противоположных направлениях.
18
Рисунок 1.4 – Изменение скорости прямой и обратной
химической реакции
Обратимая реакция, протекающая в любой системе при постоянной температуре:
Va A(г) + Vb B(г)  VC C(г) + VD D(г).
(1.11)
характеризуется наступлением состояния химического равновесия.
В этом состоянии выполняется (по определению) условие неизменности во времени молярных концентраций реагентов и продуктов, называемых равновесными концентрациями. Химическое равновесие
имеет динамический характер: прямая и обратная реакции при равновесии не прекращаются.
Для обратимой химической реакции, протекающей при некоторой
температуре, устанавливаются любые, но постоянные равновесные
концентрации [А], [В], [С], [D]. Они не зависят друг от друга, а определяются только положением состояния равновесия.
В соответствии с законом действующих масс состояние равновесной химической системы характеризуется константой равновесия,
представляющей собой отношение констант скоростей прямой (k1) и
обратной (k2) реакций.
𝐾=
𝑘1
𝑘2
=
[C]𝑐 ∙[D]𝑑
[A]𝑎 ∙[B]𝑏
где
= 𝑐𝑜𝑛𝑠𝑡 = 𝑓(𝑇) ,
(1.12)
а = νа b = νb c = νc d = νd.
Константа равновесия зависит от температуры и природы реагирующих веществ и не зависит от присутствия катализаторов.
Поскольку катализатор изменяет энергию активации и прямой,
и обратной реакций на одну и ту же величину, то на отношение констант их скорости он не оказывает влияния. Поэтому катализатор не
влияет на величину константы равновесия и, следовательно, не может
ни увеличить, ни снизить выход реакции. Он может лишь ускорить или
замедлить наступление равновесия.
Смысл этого уравнения (1.12) можно выразить так: для одной и
той же температуры отношение произведений равновесных концен19
траций (в степенях их стехиометрических коэффициентов) веществ
в правой и левой частях уравнения химической реакции представляет
постоянную величину.
Выражение (1.12) позволяет рассчитать константу равновесия K
по известным равновесным концентрациям всех веществ гомогенной
газофазной реакции, а также для гомогенной реакции в растворе или
концентрацию одного из веществ по известным равновесным концентрациям остальных веществ и константе равновесия K.
Если по условию задачи известна равновесная концентрация
только одного продукта из нескольких, то перед расчетом константы
равновесия K необходимо вычислить незаданные равновесные концентрации продуктов по выражению:
[C]
𝜈с
=
[D]
𝜈𝑑
.
(1.13)
Для гетерогенных реакций, в которых при данной температуре
среди реагентов и продуктов присутствуют (помимо газов) отдельные
фазы твердых и жидких веществ, равновесные концентрации твердых
и жидких веществ в выражение для константы равновесия не входят
ввиду их постоянства во всей области существования данных агрегатных состояний этих веществ.
Действительно, равновесная концентрация некоторого жидкого
вещества В или твердого вещества С есть отношение их плотности
(ρВ или ρС) к молярной массе (МВ или МС):
[B(ж)] =
[С(т)] =
𝑛в
𝑉в
𝑛с
𝑉с
=
=
𝑚в
⁄М
в
𝑚в
⁄ρ
в
𝑚с
⁄М
с
𝑚с
⁄𝜌с
=
=
ρв
Мв
ρс
Мс
= 𝑐𝑜𝑛𝑠𝑡 ,
(1.14)
= 𝑐𝑜𝑛𝑠𝑡.
Поэтому концентрации В(ж) и С(т) постоянны и не зависят от присутствующего количества этих веществ в реакции.
Для некоторой гетерогенной обратимой реакции
A(г) + 𝜈𝑏 B(ж) ↔ 𝜈С С(т) + 𝜈D D(г)
(1.15)
Выражение для константы равновесия имеет вид
𝐾=
[D]𝑑
[A]𝑎
= 𝑐𝑜𝑛𝑠𝑡 = 𝑓(𝑇) .
20
(1.16)
Если значение K велико, то произведение [С]с ∙ [D]d много больше
произведения [A]a ∙ [B]b, т.е. в системе преобладает прямое направление реакции и равновесные концентрации продуктов намного больше,
чем равновесные концентрации реагентов, а потому выход продуктов
С и D велик.
Аналогично при очень малом значении K преобладает обратное
направление реакции и выход продуктов С и D прямой реакции незначителен.
При K = 1 преобладание прямого и обратного направления реакции отсутствует.
В расчетных задачах этого раздела предполагается, что подход
к состоянию равновесия обратимой реакции осуществляется за счет ее
прямого направления. В начальный момент реакции, протекающей по
реакции (1.11), концентрации газообразных реагентов имеют некоторые (любые заданные) значения 𝐶0А и 𝐶0В , а концентрации газообразных продуктов равны нулю (𝐶0С = 𝐶0D = 0).
Если в реакции участвуют жидкие и твердые вещества, то считается, что они полностью нелетучи и потому не имеют никакой концентрации в газовой фазе.
При протекании реакции в прямом направлении до состояния
равновесия происходит уменьшение концентраций газообразных реагентов и увеличение концентраций газообразных продуктов, определяемые по закону сохранения масс выражениями:
для реагентов ∆𝐶А = 𝐶0А − [𝐴], ∆𝐶В = 𝐶0В − [В],
для продуктов ∆𝐶С = 𝐶0С − [C] = 0 − [C] = [C],
∆𝐶D = 𝐶0D − [D] = 0 − [D] = [D].
(1.17)
В соответствии со стехиометрией реакции (1.11)
∆𝐶А
𝜈А
=
∆𝐶В
𝜈В
=
∆𝐶С
𝜈С
=
∆𝐶D
𝜈D
.
(1.18)
Эти выражения позволяют рассчитать равновесные концентрации
веществ по начальным концентрациям реагентов при известном значении константы равновесия KС (и наоборот).
Перевод равновесной химической системы из одного состояния
равновесия в другое называется смещением (сдвигом) химического
равновесия, которое осуществляется изменением термодинамических
параметров системы: температуры, концентрации, давления. При смещении равновесия в прямом направлении достигается увеличение выхода продуктов, а при смещении в обратном направлении − уменьше-
21
ние степени превращения реагента. И то, и другое может оказаться
полезным в химической технологии.
Направление сдвига химического равновесия определяется принципом Ле Шателье: если на систему в состоянии истинного равновесия воздействовать извне, изменяя термодинамические параметры, то равновесие сместится в том направлении, которое ослабит эффект внешнего воздействия.
Для равновесий между газообразными веществами удобно пользоваться не молярными концентрациями, а парциальными давлениями.
Константа равновесия, выраженная через молярные концентрации – Кс,
а через парциальные давления – Кр. Связь между ними:
Кс = Кр(RT),
(1.19)
где  − разность числа молей исходных веществ и конечных продуктов.
Влияние температуры на состояние равновесия различно для эндотермических (Н  0) и экзотермических (Н 0) реакций. В соответствии с принципом Ле Шателье изменение температуры смещает
направление этих реакций (показано стрелкой), тем самым уменьшая
эффект внешнего воздействия на систему. Увеличение температуры
смещает положение равновесия в сторону эндотермической реакции
(т.е. в сторону реакции, протекающей с поглощением теплоты):
Повышение температуры
(нагревание)
Понижение температуры
АB; ∆𝐻0 > 0 (→)
ВА; ∆𝐻0 < 0 (←)
АB; ∆𝐻0 > 0 (←)
Например, смещение равновесия в реакции
СО2(г)+ Н2(г)СО(г) + Н2О(г); ∆Н° = + 41 кДж
При повышении температуры реакция будет осуществляться в
прямом направлении, так как реакция эндотермическая, а при понижении температуры − в обратном направлении. Этот фактор смещения
равновесия применим ко всем химическим системам, вне зависимости
от агрегатного состояния реагентов и продуктов.
Влияние концентрации на состояние равновесия ограничено изменением содержания только тех веществ, равновесные концентрации
которых входят в выражение для константы равновесия.
Для гомогенных реакций (1.11) в соответствии с принципом
Ле Шателье введение избытка одного из реагентов вызовет смещение
равновесия в прямом, а введение избытка одного из продуктов − в об-
22
ратном направлении, тем самым ослабляя эффект внешнего воздействия на систему:
избыток реагента
избыток продукта
(А или В)
(С или D)
(→)
(←)
Для гетерогенных реакций введение дополнительного количества
жидкого или твердого вещества (реагента или продукта) не влияет на
состояние равновесия. Например, для гетерогенной реакции
Cu2O(т) + 2 HCl(г)  2 CuCl(ж) + H2O(г)
Добавление в систему избытка хлороводорода сместит равновесие в прямом направлении, а введение избытка твердого оксида меди
(I) на состояние равновесия не повлияет.
Влияние давления на состояние равновесия проявляется только
при наличии в системе газов. В соответствии с принципом Ле Шателье
увеличение давления смещает равновесие в сторону той (прямой или
обратной) реакции, которая сопровождается уменьшением объема (газообразных продуктов или реагентов соответственно). А уменьшение
давления − в противоположную сторону. Поскольку объем газообразных реагентов и продуктов пропорционален сумме их стехиометрических коэффициентов (обозначенной ∑nреаг. и ∑nпрод.), то изменение давления в гомогенных реакциях (1.11) сместит равновесие в следующем
направлении, тем самым уменьшая эффект внешнего воздействия на
систему:
увеличение
давления
∑nреаг > ∑nпрод (→)
∑nреаг < ∑nпрод (←)
уменьшение
∑nреаг > ∑nпрод (←)
давления
∑nреаг < ∑nпрод (→)
При равенстве ∑nреаг = ∑nпрод изменение давления не повлияет на
состояние равновесия. Для гетерогенных реакций коэффициенты при
формулах жидких и твердых веществ во внимание не принимаются.
Катализаторы не влияют на положение равновесия.
2 ЭКСПЕРИМЕНТАЛЬНАЯ ЧАСТЬ
Цель работы:
− изучить влияние различных факторов на кинетику и равновесие химических реакций;
− научится решать задачи по темам химическая кинетика и равновесие.
23
Опыт 1. Зависимость скорости реакции от концентрации
реагирующих веществ
Приборы: секундомер, стакан емкостью 200250 мл, термометр
на 50 оС, пробирки, пипетки капельные.
Реактивы: растворы – тиосульфат натрия (0,5 М), серная кислота
(1 М).
Описание хода работы
Приготовьте три раствора тиосульфата натрия различной концентрации. Для этого налейте в три пробирки:
в первую – 15 капель раствора;
во вторую – 10 капель раствора + 5 капель воды;
в третью – 5 капель раствора + 10 капель воды.
Затем в каждую пробирку с раствором тиосульфата натрия быстро
влейте по 5 капель раствора серной кислоты и одновременно фиксируйте время с начала соединения веществ до появления опалесценции.
Na2S2O3+H2SO4→S+Na2SO4+SO2+H2O
Таблица 2.1  Результаты опытов и предварительных расчетов
Номер
опыта
Количество реактива
(капли)
1н р-р
1н р-р
H2 O
H2SO4 Na2S2O3
Относительная
концентрация
Na2S2O3
1
5
15
-
3
2
5
10
5
2
3
5
5
10
1
Время
появления опалесценции, τ
Относительная
скорость
Обработка результатов:
1. Напишите математическое выражение закона действующих
масс для изучаемой реакции (кинетическое уравнение).
2. Постройте график зависимости относительной скорости от
концентрации  =ƒ(С).
3. Объясните наблюдаемые явления.
24
Опыт 2. Зависимость скорости реакции от температуры
Налейте в одну пробирку 5 капель раствора тиосульфата натрия,
а в другую – 5 капель серной кислоты. Обе пробирки поставьте в стакан с водой. Через 3−4 минуты измерьте температуру, запишите ее
и слейте содержимое пробирок вместе, отмечая время от начала реакции до появления опалесценции.
В две другие пробирки влейте те же растворы и нагрейте на 10 ºС
выше той температуры, что была в предыдущем опыте, термостатируйте 3−4 минуты в стакане с водой. Слейте вместе содержимое пробирок, отметьте время проведения опыта.
Повторите опыт еще раз, повышая температуру на 10 ºС.
Таблица 2.2 – Отчетная таблица
Номер
опыта
Температура
опыта, t
(ºС)
Время появления опалесценции, τ
Относительная
скорость
реакции, 𝜐𝑖
Во сколько
раз изменится
𝜐
скорость, 𝑖+1
𝜐𝑖
Обработка результатов:
1) Постройте график зависимости скорости реакции от температуры  =ƒ(t).
2) Запишите правило Вант-Гоффа и уравнение Аррениуса.
3) По результатам опыта вычислите температурный коэффициент
реакции.
4) Объясните наблюдаемые явления.
Опыт 3. Скорость реакции в гетерогенной системе
Налейте в две пробирки по 2 мл (≈10 капель) раствора соляной
кислоты HCl. Поместите в одну пробирку маленький кусочек мела, а
в другую – такое же количество измельченного мела. Проследите, в
какой из пробирок реакция проходит быстрее.
CaCO3+ 2HCl → CaCl2+H2O+CO2
Обработка результатов:
1. Запишите кинетическое уравнение для данной реакции.
2. Объясните наблюдаемые явления.
25
Опыт 4. Влияние катализатора на скорость реакции
Разложение перекиси водорода при комнатной температуре идет
медленно, реакцию можно ускорить путем введения катализатора оксида марганца (IV) MnO2:
2H2O2
2H2O+O2↑
Внесите в пробирку 20 капель перекиси водорода. Поднесите к
отверстию пробирки тлеющую лучину.
Затем добавьте в пробирку с помощью шпателя несколько кристаллов катализатора оксида марганца (IV). Поднесите к отверстию
пробирки тлеющую лучину.
Проверьте, произошли ли какие-нибудь изменения с катализатором в результате химической реакции. Опишите наблюдаемые явления.
Обработка результатов:
1. Запишите кинетическое уравнение реакции.
2. Почему порядок данной реакции не совпадает с молекулярностью?
3. Объясните, почему происходит ускорение химической реакции
в присутствии катализатора.
Опыт 5. Влияние концентрации реагирующих веществ на
состояние равновесия.
В стакан налейте 10 мл 2%-ного раствора хлорида железа (III)
FeCl3 и добавьте 10 мл 1%-ного раствора радонида калия KCNS. Полученный раствор разделите на 4 пробирки. В первую добавьте
3−5 капель концентрированного раствора FeCl3, во вторую – 2−3 капли
концентрированного раствора KCNS, в третью − поместите немного
твердого хлорида калия KCl. Четвертая пробирка является контрольной. Cравните интенсивность окраски полученных растворов. Данные
записываются в таблицу.
Таблица 2.3 – Отчетная таблица
Номер
опыта
1
2
3
4
Добавленное
вещество
Изменение интенсивности
окраски (усиление,
ослабление)
FeCl3
KCNS
KCl
Контрольная
26
Направление
смещения
равновесия
Уравнение реакции:
FeCl3+3KCNS ↔ Fe(CNS)3+3KCl
Обработка результатов:
1. Запишите выражение константы равновесия для данной реакции.
2. Объясните почему происходит усиление или ослабление интенсивности окраски растворов.
Опыт 6. Влияние температуры на состояние равновесия
В пробирку налейте 4−5 мл раствора крахмала. К нему прилейте
несколько капель раствора йода до появления синего окрашивания.
Сначала пробирку нагрейте в сосуде с горячей водой, а затем охладите
до комнатной температуры.
Уравнение реакции (схема):
йод + крахмал ↔ йодокрахмал (Н<0)
Опишите наблюдаемые явления.
Объясните, почему меняется интенсивность окрашивания раствора
при изменении температуры.
Сформулируйте принцип Ле Шателье.
3 КОНТРОЛЬНЫЕ ВОПРОСЫ
1. Что называют скоростью химических реакций?
2. От чего зависит константа скорости химических реакций?
3. Сформулируйте закон действующих масс.
4. Что представляет собой энергия активации?
5. Какие существуют механизмы химических реакций?
6. Методы активирования химических реакций.
7. От чего зависит скорость гетерогенных реакций?
8. Необратимые и обратимые реакции.
9. Какие вещества называют катализаторами и ингибиторами?
10. От чего зависит константа равновесия?
11. Сформулируйте принцип Ле Шателье.
12. Методика проведения лабораторной работы.
13. Объясните физический смысл константы скорости.
14. Сформулируйте правило Вант-Гоффа.
15. От чего зависит энергия активации?
16. Какие вещества называют промоторами и каталитическими
ядами?
27
4 ПРИМЕРЫ РЕШЕНИЯ ЗАДАЧ
Задача 1. Во сколько раз изменится скорость прямой реакции
N2(г)+3Н2(г)↔ 2NH3(г), если давление в системе увеличить в 2 раза?
Решение
Увеличение давления в системе в 2 раза равносильно уменьшению объема системы в 2 раза. При этом концентрации реагирующих
веществ возрастут в 2 раза. Согласно закону действующих масс,
начальная скорость реакции равна υн = k∙[N2]∙[H2]3. После увеличения
давления в 2 раза концентрации азота и водорода увеличатся в 2 раза,
и скорость реакции станет равна υк = k∙2[N2]∙23[H2]3 = k∙16[N2]∙[H2]3.
Отношение υк./υн показывает, как изменится скорость реакции после
изменения давления. Следовательно, υк/υн = k∙16[N2]∙[H2]3/k∙[N2]∙[H2]3=16.
Ответ: скорость реакции увеличится в 16 раз.
Задача 2. Во сколько раз изменится скорость прямой и обратной
реакции в системе: 2SO2(г) + O2(г) ↔2SO3(г), если объем газовой смеси
уменьшить в три раза? В какую сторону сместится равновесие системы?
Решение
Обозначим концентрации реагирующих веществ: [SO2] = а,
[O2] = b, [SO3] = c. Согласно закону действия масс, скорости и прямой
и обратной реакций до изменения объема
υпр = k·а2·b ; υобр = k1·с2.
После уменьшения объема гомогенной системы в три раза концентрация каждого из реагирующих веществ увеличится в три раза:
[SO2] = 3a, [O2] = 3b, [SO3] = 3c. При новых концентрациях скорости υ'
прямой и обратной реакций: υ'пр = k·(3a)2·(3b) = 27·k·a2·b; υ'обр=
k1·(3с)2= = 9·k1·с2. Отсюда
υ′пр 𝑘 · (3𝑎)2 · (3𝑏)
υ′обр 𝑘 · (3с)2
=
=
27;
=
= 9.
υпр
𝑘 · 𝑎2 · 𝑏
υобр
𝑘 · с2
Следовательно, скорость прямой реакции увеличилась в 27 раз,
а обратной – только в девять раз. Равновесие системы сместилось в
сторону образования SO3.
Задача 3. В реакции С(т)+2H2(г) ↔ CH4(г) концентрацию водорода уменьшили в 3 раза. Как изменится скорость реакции?
Решение
28
Согласно закону действующих масс, начальная скорость реакции
равна υн=k∙[H2]2. После уменьшения концентрации водорода в 3 раза
скорость станет равна υк=k∙(1/3)2[H2]2 =1/9k[H2]2. После изменения концентрации водорода скорость изменится следующим образом:
υк/υн=1/9k[H2]2/k[H2]2=1/9.
Ответ: скорость реакции уменьшится в 9 раз.
Задача 4. Во сколько раз возрастет скорость реакции при повышении температуры с 10 до 30 oС (γ = 3)?
Решение
При увеличении температуры с 10 до 30 oС скорость реакции в
соответствии с правилом Вант-Гоффа возрастает:
υ2/υ1=γ(t2-t1)/10,
где t2=30 oC, t1=10 oC, а υ2 и υ1 – скорости реакции при данных температурах.
Получаем υ2/υ1=3(30–10)/10=32=9, т.е. скорость реакции увеличится
в 9 раз.
Ответ: 9.
Задача 5. Вычислите, во сколько раз увеличится скорость реакции, протекающей в газовой фазе, при повышении температуры от 30
до 70 oС, если температурный коэффициент реакции равен 2.
Решение
Зависимость скорости химической реакции от температуры определяется эмпирическим правилом Вант-Гоффа по формуле
𝑇2 −𝑇1
10
υ 𝑇2 = υ 𝑇1 · γ
.
𝑇2 −𝑇1
70−30
𝑣 𝑇2
= γ 10 = 2 10 = 24 = 16.
𝑣 𝑇1
Следовательно, скорость реакции при температуре 70 oС больше
скорости реакции при температуре 30 oС в 16 раз.
Задача 6. Равновесие реакции 2H2(г)+O2(г) ↔ 2H2O(г); ∆H<0
смещается вправо:
1) при уменьшении давления; 2) при увеличении давления?
Решение
Все вещества в системе – газы. В соответствии с принципом
Ле Шателье, повышение давления приводит к смещению равновесия в
29
сторону реакции, приводящей к меньшему количеству молей газов, т.е.
в сторону образования Н2О. Следовательно, повышение давления в
системе смещает равновесие реакции вправо.
Ответ: при увеличении давления.
Задача 7. В какую сторону сместится равновесие реакции
2SO2(г)+O2(г)↔ 2SO3(г); ∆H<0 при повышении температуры?
Решение
Поскольку ∆H<0, теплота выделяется в ходе прямой реакции, которая является экзотермической. Обратная реакция будет эндотермической. Повышение температуры всегда благоприятствует протеканию
реакции с поглощением теплоты, т.е. равновесие сместится в сторону
исходных веществ.
Ответ: влево.
Задача 8. Определите
константу
равновесия
реакции
NOCl2(г)+NO(г) ↔ 2NOCl(г), если при некоторой температуре равновесные концентрации веществ составляют [NOCl2]=0,05; [NO]=0,55;
[NOCl]=0,08 моль/л.
Решение
Константа равновесия обратимой химической реакции равна отношению произведения равновесных концентраций продуктов к произведению равновесных концентраций исходных веществ. Значение
каждой из концентраций должно быть возведено в степень, равную
стехиометрическому коэффициенту перед соответствующим веществом в уравнении реакции. Поэтому
[NOCl]2
𝐾 = [NOCl
2 ]·[NO]
=
0,082
0,05·0.55
= 0,233.
Ответ: 0,233.
Задача 9. Эндотермическая реакция разложения пентахлорида
фосфора протекает по уравнению:
РСl5(г)↔ РСl3(г)+Сl2(г);
∆Н = + 92,59 кДж.
Как надо изменить: а) температуру; б) давление; в) концентрацию, чтобы сместить равновесие в сторону прямой реакции – разложения РСl5?
Решение
Смещением, или сдвигом химического равновесия, называют изменение равновесных концентраций реагирующих веществ в результате
30
изменения одного из условий реакции. Направление, в котором сместилось равновесие, определяется по принципу Ле Шателье: а) так как
реакция разложения PCl5 эндотермическая (∆Н > 0), то для смещения
равновесия в сторону прямой реакции нужно повысить температуру;
б) так как в данной системе разложение PCl5 ведет к увеличению объема
газообразных веществ (из одной молекулы газа образуются две газообразные молекулы), то для смещения равновесия в сторону прямой реакции надо уменьшить давление; в) смещение равновесия в указанном
направлении можно достигнуть как увеличением концентрации PCl5,
так и уменьшением концентрации PCl3 или Cl2.
Задача 10. Один моль аммиака поместили в сосуд объемом 20 л
и нагрели до 600 oC. Давление в сосуде оказалось равным 435 кПа. Рассчитайте степень разложения аммиака.
Решение
Количество (моль) газов после реакции:
PV/RT = 435∙20/(8,31∙873) = 1,20 моль
Если разложилось х моль аммиака, то схема разложения:
Осталось NH3 (1-х); получилось N2 (х/2) + H2 (3х/2)
Из уравнения: 1,20 моль = (1-x) + x/2 + 3x/2 = 1+x
получим x = 0,2 моль.
Ответ: Степень разложения аммиака 20 %.
Задача 11. Смешали по три моля веществ А, В, С. После установления равновесия А + В = 2С в системе обнаружили 5 моль вещества С.
Рассчитайте константу равновесия. Определите равновесный состав
смеси (в мольных %), полученной смешением веществ А, В, С в мольном соотношении 3:2:1 при той же температуре.
Решение
Первый случай:
1 1
2
A + B = 2C.
Соотношение количества веществ (моль) соответствует соотношению их коэффициентов в уравнении. Если С стало на 2 моль больше
(5 из 3), то количество А и В уменьшились на 1 моль каждое. В результате при установлении равновесия стало 5 моль С, по 2 моль А и В.
Константа равновесия:
К = [С] 2/([А][В]) = 25/2∙2 = 6,25
Второй случай:
Мольное соотношение то же, примем за х число молей прореагировавших А и В (они одинаковы):
x x 2x
31
A + B = 2C
К = (1+2х) 2 /{(3-х)(2-х)} = 6,25.
х = 1,115.
Ответ: Мольные доли веществ в равновесной смеси:
(А) = (3-1,115)/6 = 0,314;
(В) = (2-1,115)/6 = 0,148;
(С) = 0,538.
Задача 12. Константа равновесия реакции N2 + 3H2 ↔ 2NH3 равна
0,1 (при 400 oС). Равновесные концентрации [Н2] = 0,2 моль/л и
[NН3] = 0,08 моль/л. Вычислить начальную и равновесную концентрации азота.
Решение
Записываем выражение для константы равновесия К:
K = ([NH3]2/ ([N2]∙[H2]3)
Подставляем в выражение для К данные задачи:
0,1 = (0,082/ ([N2]∙0,23)
Отсюда рассчитываем равновесную концентрацию
[N2] = 8 моль/л
Далее находим начальную концентрацию азота, учитывая, что из
одного моль азота согласно уравнению реакции образуется 2 моль аммиака, т.е. для получения 0,08 моль аммиака требуется 0,04 моль азота.
Таким образом, начальная концентрация азота
[N2] = 8 + 0,04 =8,04 моль/л.
Ответ: Равновесная концентрация азота 8 моль/л, начальная –
8,04 моль/л.
Задача 13. Некоторая реакция при 0 oС протекает практически
до конца за 4,5 часа (∼16384 с = 214 с). При какой температуре реакция
пройдет практически до конца в 1 с (температурный коэффициент скорости равен 2).
Решение
Подставляем данные задачи в формулу (1.5):
2 / 1  214  2t2 /10 ,
находим t2/10 = 14. Отсюда: t2 = 140 oС.
Ответ: t2 = 140 oС.
Задача 14. Во сколько раз увеличится скорость реакции, протекающей при 300 К, если энергию активации уменьшить на 7 кДж/моль.
Решение
32
Воспользуемся уравнением (1.6). Запишем его для двух скоростей
реакций при двух разных энергиях активации, отличающихся на 7 кДж,
и поделим одно на другое:
k2 / k1  Ae Eа 2 / RT / Ae Ea1 / RT  e Ea1  Ea 2 / RT  2,722,81  16,6.
Ответ: В 16,6 раза.
Задача 15. При 37 oС реакция заканчивается за 150 с, а при 47 oC –
за 75 с. Вычислить энергию активации.
Решение
Найдем энергию активации по формуле (1.7).
Ea  (8,31 310  320  ln(150 / 75)) / (320  310) = 57,1 кДж/моль.
Ответ: 57,1 кДж/моль.
5 ЗАДАЧИ ДЛЯ САМОСТОЯТЕЛЬНОГО РЕШЕНИЯ
1. Окисление серы и ее диоксида протекает по уравнениям:
а) S(к) + O2 = SO2(г);
б) 2SO2(г) + О2 = 2SO3(г).
Как изменятся скорости этих реакций, если объемы каждой из систем уменьшить в четыре раза?
2. Напишите выражение для константы равновесия гомогенной
системы: N2+3H2↔2NH3. Как изменится скорость прямой реакции –
образования аммиака, если увеличить концентрацию водорода в три
раза?
3. Реакция идет по уравнению N2 + O2 = 2NO. Концентрации исходных веществ до начала реакции были: 𝐶N2 = 0,049 моль/л;
𝐶O2 =0,01 моль/л. Вычислите концентрацию этих веществ в момент,
когда [NO] = 0,005 моль/л.
Ответ: [N2] = 0,0465 моль/л; [O2]= 0,0075 моль/л.
4. Реакция идет по уравнению N2+3H2=2NH3. Концентрации
участвующих в ней веществ были: 𝐶N2 = 0,80 моль/л; 𝐶H2 = 1,5 моль/л;
𝐶NH3 = 0,10 моль/л. Вычислите концентрацию водорода и аммиака, когда [N2] = 0,5 моль/л.
Ответ: [NH3] = 0,70 моль/л; [H2] = 0,60 моль/л.
5. Реакция идет по уравнению H2 + I2 = 2HI. Константа скорости
этой реакции при некоторой температуре равна 0,16. Исходные концентрации реагирующих веществ: 𝐶H2 =0,04 моль/л; 𝐶I2 =0,05 моль/л.
Вычислите начальную скорость реакции и ее скорость, когда
[H2] = 0,03 моль/л.
33
Ответ: 3,2 · 10-4; 1,92 · 10-4.
6. Вычислите, во сколько раз уменьшится скорость реакции, протекающей в газовой фазе, если понизить температуру от 120 до 80 оС.
Температурный коэффициент скорости реакции 3.
7. Как изменится скорость реакции, протекающей в газовой фазе,
при повышении температуры на 60 оС, если температурный коэффициент скорости данной реакции 2?
8. Во сколько раз изменится скорость реакции, протекающей в газовой фазе, при понижении температуры на 300 oС, если температурный коэффициент скорости данной реакции 2?
9. В гомогенной системе СО + Cl2 ↔ COCl2 равновесные концентрации реагирующих веществ: [CO] = 0,2 моль/л; [Cl 2] = 0,3 моль/л;
[COCl2] = 1,2 моль/л. Вычислите константу равновесия системы и исходные концентрации хлора и СО.
Ответ: К = 20; СCl2 = 1,5 моль/л; 𝐶CO = 1,4 моль/л.
10. В гомогенной системе А + 2В = С равновесные концентрации
реагирующих газов: [A] = 0,06 моль/л; [B] = 0,12 моль/л; [C] =
=0,216 моль/л. Вычислите константу равновесия системы и исходные
концентрации веществ А и В.
Ответ: К = 250; 𝐶A = 0,276 моль/л; 𝐶B = 0,552 моль/л.
11. В гомогенной газовой системе А + B ↔ C + D равновесие
установилось при концентрациях: [B] = 0,05 моль/л и [C] = 0,02 моль/л.
Константа равновесия системы равна 0,04. Вычислите исходные концентрации веществ А и В.
Ответ: 𝐶A = 0,22 моль/л; 𝐶B =0,07 моль/л.
12. Константа скорости реакции разложения N2O, протекающей
по уравнению 2N2O = 2N2 + O2, равна 5 · 10-4. Начальная концентрация
N2O = 6,0 моль/л. Вычислите начальную скорость реакции и ее скорость, когда разложится 50 % N2O.
Ответ: 1,8 ·10-2; 4,5 · 10-3.
13. Напишите выражение для константы равновесия гетерогенной
системы СО2 + С ↔ 2СО. Как изменится скорость прямой реакции –
образования СО, если концентрацию СО2 уменьшить в четыре раза?
Как следует изменить давление, чтобы повысить выход СО?
14. Напишите выражение для константы равновесия гетерогенной
системы С + Н2О(г) ↔ СО + Н2. Как следует изменить концентрацию и
давление, чтобы сместить равновесие в сторону обратной реакции –
образования водяных паров?
15. Равновесие гомогенной системы 4НСl(г) + О2 ↔ 2Н2О(г) +
+ 2Cl2(г) установилось при следующих концентрациях реагирующих
веществ: [H2O] = 0,14 моль/л; [Cl2] = 0,14 моль/л; [HCl] = 0,20 моль/л;
34
[O2] = 0,32 моль/л. Вычислите исходные концентрации хлороводорода
и кислорода.
Ответ: [HCl]исх = 0,48 моль/л; [O2]исх = 0,39 моль/л.
16. Вычислите константу равновесия для гомогенной системы
CO(г) + H2O(г) ↔ CO2(г)+H2(г), если равновесные концентрации реагирующих веществ: [CO] = 0,004 моль/л; [H2O] = 0,064 моль/л; [CO2] =
=0,016 моль/л; [H2] = 0,016 моль/л. Чему равны исходные концентрации воды и СО? Ответ: К = 1; = 0,08 моль/л; =0,02 моль/л.
17. Константа равновесия гомогенной системы СО(г) + Н2О(г) ↔
↔ СО2 + Н2(г) при некоторой температуре равна 1. Вычислите равновесные концентрации всех реагирующих веществ, если исходные концентрации: 𝐶 CO= 0,10 моль/л; 𝐶H2 O = 0,40 моль/л.
Ответ: [CO2] = [H2] = 0,08 моль/л; [CO] = 0,02 моль/л; [H2O] =
=0,32 моль/л.
18. Константа равновесия гомогенной системы N2 + 3H2 ↔ 2NH3
при некоторой температуре равна 1. Равновесные концентрации водорода и аммиака соответственно равны 0,2 и 0,08 моль/л. Вычислите
равновесную и исходную концентрацию азота.
Ответ: [N2] = 8 моль/л; 𝐶N2 = 8,04 моль/л.
19. При некоторой температуре равновесие гомогенной системы:
2NO + O2 ↔ 2NO2 установилось при следующих концентрациях реагирующих веществ: [NO] = 0,2 моль/л; [O2] = 0,1 моль/л; [NO2] =
=0,1 моль/л. Вычислите константу равновесия и исходную концентрацию NO и О2.
Ответ: К = 2,5; 𝐶NO = 0,3 моль/л; 𝐶O2 = 0,15 моль/л.
20. Почему при изменении давления смещается равновесие системы N2 + 3H2 ↔ 2NH3 и не смещается равновесие системы N2 + O2 ↔
↔2NO? Ответ мотивируйте на основании расчета скорости прямой и
обратной реакции в этих системах до, и после изменения давления.
Напишите выражения для констант равновесия каждой из данных систем.
21. Исходные концентрации в гомогенной системе
2NO + Cl2 ↔ 2NOCl составляют соответственно 0,5 и 0,2 моль/л. Вычислите константу равновесия, если к моменту наступления равновесия прореагировало 20 % NO.
Ответ: 0,416.
22. Во сколько раз изменится скорость реакции 2А + В ↔ А2В, если концентрацию вещества А увеличить в 2 раза, а концентрацию вещества В уменьшить в два раза?
Ответ: возрастает в 2 раза.
35
23. Через некоторое время после начала реакции 3A + B ↔ 2C + D
концентрации веществ составляли: [А] = 0,03 моль/л; [В] = 0,01 моль/л;
[С] = 0,008 моль/л. Каковы исходные концентрации веществ А и В?
Ответ: 𝐶 А = 0,042 моль/л; 𝐶 В = 0,014 моль/л.
24. В системе СО + Cl2 ↔ СОCl2 концентрацию СО увеличили от
0,03 до 0,12 моль/л, а концентрацию хлора – от 0,02 до 0,06 моль/л. Во
сколько раз возросла скорость прямой реакции?
Ответ: в 12 раз.
25. Как изменится скорость реакции 2NO(г) + О2(г) ↔ 2NO2(г), если:
а) увеличить давление в системе в 3 раза;
б) уменьшить объём системы в 3 раза;
в) повысить концентрацию NO в 3 раза?
Ответ мотивируйте на основании расчета скорости прямой реакции до и после изменения условий.
26. Чему равен температурный коэффициент скорости реакции,
если при увеличении температуры на 30 градусов скорость реакции
возрастает в 15,6 раза?
Ответ: 2,5.
27. Температурный коэффициент скорости некоторой реакции равен 2,3. Во сколько раз увеличится скорость этой реакции, если повысить температуру на 25 градусов?
Ответ: в 8 раз.
28. Равновесие в системе Н2(г) + I2(г) ↔ 2НI(г) установилось при
следующих концентрациях: [H2] = 0,025 моль/л; [I2] = 0,005 моль/л;
[HI] = 0,09 моль/л. Определить исходные концентрации йода и водорода.
Ответ: СH2 = 0,07 моль/л; СI2 = 0,05 моль/л.
29. В каком направлении сместятся равновесия:
2СО(г) + О2(г) ↔ 2СО2(г); ∆fН = - 566 кДж;
N2(г) + О2(г) ↔ 2NО(г); ∆fН = 180 кДж
а) при понижении температуры; б) при повышении давления?
30. Как повлияет на равновесие следующих реакций:
2Н2(г) + О2(г)↔2Н2О(г); ∆fН = – 483,6 кДж;
СаСО3(к) ↔ СаО(к) + СО2(г); ∆fН =179 кДж
а) повышение давления; б) повышение температуры?
31. Указать, какими изменениями концентраций реагирующих
веществ и давления можно сместить вправо равновесие реакции
СО2(г) + С(графит) ↔2СО(г).
32. В загрязненном воздухе содержится примесь CO, которая образуется при неполном сгорании твердого топлива и при работе двигателей внутреннего сгорания. Монооксид углерода медленно окисляется
36
кислородом воздуха до диоксида углерода. При определенных условиях
скорость такой реакции составляет 0,05 моль/(л.с), а концентрация CO2
становится равной 0,2 моль/л. Рассчитайте концентрацию CO2 через 10
с после указанного момента.
Ответ: 0,7 моль/л.
33. Один из важных видов сырья для органического синтеза –
«водяной газ», смесь водорода и монооксида углерода, которая получается при пропускании водяного пара через башни, наполненные раскаленным углем. Водяной газ служит для получения метанола,
формальдегида и других химических продуктов. Рассчитайте значение
константы скорости реакции получения водяного газа, если при концентрации H2O, равной 0,03 моль/л, скорость реакции составляет
6,1 . 10--5 моль/(л.с).
Ответ: 2,0 . 10-3 с-1.
34. Атмосферные загрязнения постепенно уничтожают защитный
озоновый слой Земли. В реакциях разложения озона участвуют многие
газы, но прежде всего оксиды азота. Взаимодействие монооксида азота
с озоном приводит к образованию дикислорода и диоксида азота. Рассчитайте скорость этой реакции, если через 25 с после начала реакции
молярная концентрация озона была 0,8 моль/л, а через 55 с (от начала
реакции) стала равна 0,02 моль/л.
Ответ: 0,026 моль/(л с).
35. На больших высотах солнечное излучение вызывает диссоциацию молекул кислорода на атомы. Столкновение атомов кислорода и
молекул дикислорода приводит к образованию озона, слой которого
защищает Землю от коротковолнового излучения Солнца, смертельно
опасного для живых организмов. Определите скорость этой реакции,
если через 1 мин после ее начала концентрация озона была равна
0,024 моль/л, а через 2 мин после этого момента − 0,064 моль/л.
Ответ: 6,7 . 10-4 моль/(л с).
36. Причиной образования опасного для здоровья тумана –
«смога» −считают большое количество выхлопных газов автомобилей
при высокой влажности воздуха. Помимо озона, в смоге присутствует
ядовитый диоксид азота, который получается по реакции монооксида
азота с атомарным кислородом. Рассчитайте скорость этой реакции,
если через 5 минут после ее начала концентрация диоксида азота стала
равна 0,05 моль/л, а через 20 минут − 0,08 моль/л.
Ответ: 3,3 . 10-5 моль/(л с).
37. В гетерогенных химических системах при постоянных термодинамических параметрах установилось состояние равновесия:
а) TiO2(т) + 2C(т) + 2Cl2(г) ↔ TiCl4(г) + 2CO(г)
37
б) Mg3N2(т) + 6H2O(г) ↔ 3Mg(OH)2(т) + 2NH3(г)
в) Si(т) + 2H2O(г) ↔ SiO2(т) + 2H2(г)
г) CS2(г) + 2Cl2(г) ↔ CCl4(г) + 2S(т)
д) 2NO2(г) + 2S(т) ↔ N2(г) + 2SO2(г)
e) 10NO(г) + P4(г) ↔ 5N2(г) + P4O10(г)
На основании закона действующих масс составьте выражение для
константы равновесия.
38. На основании принципа Ле Шателье определите, в каком
направлении сместится равновесие в следующих системах при повышении температуры:
a) 2NO(г) + O2(г) ↔ 2NO2(г); ∆Н° < 0;
б) 2SO3(г) ↔ 2SO2(г) + O2(г); ∆Н° > 0;
в) C(т) + CO2(г) ↔ 2CO(г); ∆Н° > 0;
г) 2NH3(г) ↔ N2(г) + 3H2(г); ∆Н° > 0;
д) C(т) + 2Cl2(г) ↔ CCl4(г); ∆Н° < 0;
е) C(т) + 2N2O(г) ↔ CO2(г) + 2N2(г); ∆Н° < 0.
39. На основании принципа Ле Шателье определите, в каком
направлении сместится равновесие в следующих системах при повышении давления (Т = const):
a) 2Fe(т) + 3H2O(г) ↔ Fe2O3(т) + 3H2(г)
б) C3H8(г) + 5O2(г) ↔ 3CO2(г) + 4H2O(г)
в) CO2(г) + 2N2(г) ↔ C(т) + 2N2O(г)
г) CO(г) + Cl2(г) ↔ CCl2O(г)
д) CH4(г) + 4S(т) ↔ CS2(г) + 2Н2S(г)
е) N2H4(г) + O2(г) ↔ N2(г) + 2H2O(г)
40. На основании принципа Ле Шателье определите, увеличится
ли выход продуктов при одновременном понижении температуры и
давления в системах:
a) С(т) + O2(г) ↔ СO2(г); ∆Н° < 0;
б) Н2(г) + I2(т) ↔ 2HI(г); ∆Н° > 0;
в) 6HF(г) + N2(г) ↔ 2NF3(г) + 3H2(г); ∆Н° > 0;
г) 2O3(г) ↔ 3O2(г); ∆Н° < 0;
д) 2CO(г) ↔ 2C(т) + O2(г); ∆Н° > 0;
е) I2(т) + 5CO2(г) ↔ I2O5(т) + 5CO(г); ∆Н° > 0.
41. На основании принципа Ле Шателье определите, увеличится
ли выход продуктов при повышении температуры и понижении давления одновременно:
a) С(т) + H2O(г) ↔ СO(г) + H2(г); ∆Н° > 0;
б) 2NO(Cl)(г) + Br2(г) ↔ 2NO(Br)(г) + Cl2(г); ∆Н° > 0;
в) CO(г) + 2H2(г) ↔ CH3OH(г); ∆Н° < 0;
38
г) N2O4(г) ↔ 2NO2(г); ∆Н° > 0;
д) 8H2S(г) + 8I2(т) ↔ S8(т) + 16HI(г); ∆Н° > 0;
е) 2CO(г) + O2(г) ↔ 2CO2(г); ∆Н° < 0.
Согласно заданному варианту выберете номера задач по таблице 2.10
и решите их.
Таблица 5.1 – Варианты задач для самостоятельного решения
Вариант
Номер
задач
1 (19)
2 (20)
3 (21)
4 (22)
5 (23)
6 (24)
7 (25)
8 (26)
9 (27)
1,
19,
37а,
40а
2,
20,
37б,
40б
3,
21,
37в,
40в
4,
22,
37г,
40г
5,
23,
37д,
40д
6,
24,
37е,
40е
7,
25,
38а,
41а
8,
26,
38б,
41б
9,
27,
38в,
41в
Вариант
10
(28)
11
(29)
12
(30)
13
(31)
14
(32)
15
(33)
16
(34)
17
(35)
18
(36)
10,
28,
38г,
41г
11,
29,
38д,
41д
12,
30,
38е,
41е
13,
31,
39а,
1
14,
32,
39б,
2
15,
33,
39в,
3
16,
34,
39г,
4
17,
35,
39д,
5
18,
36,
39е,
6
Номер
задач
6 ТЕСТЫ
1. Чтобы сместить вправо равновесие химической реакции:
N2(г) + 3H2(г) ↔ 2NH3(г) , ∆H < 0
Необходимо:
а) увеличить давление;
б) уменьшить давление;
в) повысить температуру;
г) понизить температуру;
д) увеличить концентрацию аммиака;
е) уменьшить концентрацию аммиака
2. Введение катализатора в систему, находящуюся в состоянии
равновесия:
а) смещает равновесие в сторону продуктов реакции;
б) смещает равновесие в сторону исходных веществ;
в) не влияет на состояние равновесия;
г) смещает равновесие в сторону экзотермической реакции;
д) смещает равновесие в сторону эндотермической реакции.
3. Для смещения влево равновесия в системе
39
CO2(г) + С(графит) ↔ 2СO(г); ∆H>0
следует:
а) повысить температуру;
б) понизить температуру;
в) повысить давление;
г) понизить давление;
д) ввести катализатор.
4. k1 и k2 − соответственно константы скоростей прямой и обратной реакций. Скорость обратной химической реакции 2NO2 ↔ 2NO+
+ O2 равна:
а) [NO2]2;
б) k2∙[NO]∙[O2]2;
в) k1∙[NO2]2;
г) k2∙([NO]2 + [O2]);
д) k2∙[NO]2∙[O2];
е) k2∙[NO]∙[O2].
5. Найдите порядок химической реакции
СН3СООСН3 + Н2О(избыток) = СН3СООН + СН3ОН.
Введите ответ числом.
6. Реакция 2SO2(г) + O2(г) = 2 SO3(г) протекает в присутствии
V2O5 . Эта реакция является примером:
а) гетерогенного катализа;
б) гомогенного катализа;
в) некаталитической реакции;
г) кислотно-основного катализа;
д) цепной реакции;
е) ферментативного катализа;
ж) автокатализа.
7. Константа равновесия реакции CO(г) + H2(г) ↔ H2O(г) + C(т)
равна:
а) Кр = [H2O]/[CO][H2];
б) Кр = [CO] / [C];
в) Кр = 1/[H2O];
г) Кр = [CO]/ [H2O];
д) Кр = [CO].
40
8. Установите соответствие
Воздействующий фактор
1) повышение давления;
Смещение равновесия
а) в сторону меньшего объема системы;
2) повышение температуры; б) в сторону эндотермического процесса;
3) повышение концентрации. в) в сторону конечных продуктов реакции исходных веществ.
9. Если образец карбоната магния растворяется в серной кислоте
при 25 оС за 16 секунд, а при 55 оС за 2 секунды, то температурный
коэффициент скорости реакции равен:
а) 2,67;
б) 0,5;
в) 8;
г) 2.
10. Образование коллоидного раствора происходит путем
а) конденсирования частиц;
б) седиментации частиц;
в) диспергирования частиц;
г) коагуляции частиц.
11. Адсорбционный слой противоионов в формуле мицеллы йодида серебра записывается в виде:
а) x K+;
б) n I-;
в) m [ AgI ];
г) (n - х) К+.
12. Явление переноса частиц дисперсной фазы в постоянном
электрическом поле называется
а) электроосмос;
б) электрофорез;
в) потенциал течения;
г) электролиз.
7 ТЕХНИКА БЕЗОПАСНОСТИ
При работе в лаборатории студент должен иметь халат. Рабочее
место не должно быть захламлено ненужной посудой и приборами.
Перед началом работы необходимо проверить наличие реактивов, тщательно ознакомиться со свойствами веществ, используемых в работе,
41
чтобы принять все меры предосторожности в случае их вредного действия или огнеопасности.
При термическом ожоге различают три степени. Первая степень
характеризуется краснотой. Обожженное место протирают ваткой,
смоченной этиловым спиртом. При второй степени ожога появляются
пузыри. Обожженное место смачивают спиртом, 3 %-ным раствором
KMnO4 или 5 %-ным раствором танина. При третьей степени ожога
разрушается кожная ткань. Накрывают ранку стерильной повязкой и
вызывают врача.
При ожоге кислотой промывают обожженное место большим количеством воды (не менее пяти минут под краном), затем 2 %-ным раствором питьевой соды или слабым раствором аммиака.
При отравлении ядовитым газом пострадавшего следует вынести
на свежий воздух, в случае с сернистым газом промывают нос и полость рта 2 %-ным раствором двууглекислого натрия и предоставляют
покой.
42
ЛИТЕРАТУРА
1. Коровин, Н.В. Общая химия / Н.В. Коровин.  М.: Высш. шк.,
2000. – 203 с.
2. Глинка, Н.Л. Задачи и упражнения по общей химии: учебное
пособие для вузов / Н.Л. Глинка, Х.М. Рубина, под ред. В.А. Рабиновича. − Л.: Химия, 1985. – 103 с.
3. Васильева, З.Г. Лабораторный практикум по общей химии /
З.Г. Васильева [и др.]. − М.: Химия, 1969. − 304 с.
4. Глинка, Н.Л. Общая химия / Н.Л. Глинка. – Л.: Химия, 1985. –
704 с.
5. Некрасов, Б.В. Учебник по общей химии / Б.В. Некрасов. − М.:
Химия, 1981. – 560 с.
6. Романцева, Л.М. Сборник задач и упражнений по общей химии
/ Л.М. Романцева, З.Л. Лещинская, В.А. Суханова. – М.: Высшая школа,
1980. – 228 с.
43
44
Учебное издание
Макрушина Татьяна Ивановна
Верещагин Александр Леонидович
ХИМИЧЕСКАЯ КИНЕТИКА И РАВНОВЕСИЕ
Методические рекомендации к лабораторным работам
по дисциплине «Химия» для студентов всех форм обучения
Редактор Малыгина И.В.
Технический редактор Сазонова В.П.
Подписано в печать 27.03.12. Формат 60×84 1/16
Усл. п.л 2,56. Уч.-изд. л. 2,75.
Печать – ризография, множительно-копировальный
аппарат «RIZO EZ300»
Тираж 50 экз. Заказ 2012-18
Издательство Алтайского государственного
технического университета
656038, г. Барнаул, пр-т Ленина, 46
Оригинал-макет подготовлен ИИО БТИ АлтГТУ
Отпечатано в ИИО БТИ АлтГТУ
659305, г. Бийск, ул. Трофимова, 27
45