Учебно-методического комплекса дисциплины Рабочая учебная программа Приложение №1 «Тематический план лекций»; Тематический план практических занятий; Приложение №2 Методические рекомендации для преподавателей по дисциплине

Занятие 7, 8. Кинетика, катализ, химическое равновесие.

• 
  классификацию химических реакций;
  
• 
  влияние концентрации веществ на скорость химических реакций (закон действия масс);
  
• 
  влияние температуры (закон Вант-Гоффа);
  
• 
  понятие об энергии активации, энергетическом барьере, уравнение Аррениуса;
  
• 
  теории гомо- и гетерогенного катализа;
  
• 
  условия протекания обратимых и необратимых реакций;
  
• 
  направления смещения равновесия в соответствии с принципом Ле-Шателье.
  

• 
  прогнозировать направление смещения равновесия;
  
• 
  оценить влияние концентрации и температуры на скорости химических реакций;
  
• 
  проводить расчеты изменения скорости реакции и времени ее осуществления при изменяющихся параметрах.
  

Необходимый исходный уровень знаний и умений

1. 
   Обсуждение теоретических вопросов;
   
2. 
   Решение задач по теме занятия;
   
3. 
   Контрольная работа «Кинетика, химическое равновесие»
   

1. 
   Понятие средней и истинной скорости реакции. Зависимость скорости реакции от концентрации.
   
2. 
   Зависимость скорости реакции от температуры. Энергия активации. Уравнение Аррениуса.
   
3. 
   Молекулярность и порядок реакции.
   
4. 
   Катализ. Влияние катализатора на скорость химических реакций. Особенности биокатализаторов.
   
5. 
   Обратимые химические реакции, химическое равновесие, смещение химического равновесия.
   

№ п/п	Объем, мл			Концентрация С=	Промежуток времени от начала отсчета до помутнения t, сек	Скорость реакции υ =
	а Na2SO3	б H2O	в KIO3
1 2 3	20 20 20	- 10 15	20 10 5

№ п/п	Объем, мл			Концентрация С=	Промежуток времени от начала отсчета до помутнения t, сек	Скорость реакции υ =
	а Na2S2O3	б H2O	в H2SO4
1 2 3	10 20 30	20 10 -	10 10 10

1. 
   Устный опрос по вопросам домашнего задания.
   
2. 
   Решение задач по теме.
   
3. 
   Проверка протоколов оформления демонстрационных опытов.
   

1. 
   В системе 2SO_2(г) + О_2(г) 2SO_3(г) концентрацию оксида серы (IV) увеличили с 0,3 до 0,6 моль/л, а концентрацию кислорода с 0,6 до 1,8 моль/л. Во сколько раз возрастает скорость прямой реакции?
   
2. 
   Во сколько раз следует увеличить давление, чтобы скорость образования NO₂ по реакции 2NO_(г) + О_2(г) 2NO_2(г) возросла в 10³ раз?
   
3. 
   Разложение N₂O при высоких температурах протекает по уравнению:
   

(г)

4. 
   Скорость реакции увеличится в 4 раза при повышении температуры на 10˚С. Во сколько раз возрастет скорость реакции при повышении температуры от 45˚С до 75˚С?
   
5. 
   Допустимый срок хранения лекарственного вещества при комнатной температуре (20˚С) 3 года. В процессе ускоренного определения его стабильности при 70˚С, оно потеряло свои свойства через 40 суток. Соответствует ли лекарственное вещество предъявленным требованиям, если температурный коэффициент скорости равен 2?
   
6. 
   Реакция при t=20˚С протекает за 12 минут 48 секунд. На сколько градусов необходимо повысить температуру системы для завершения этой реакции за 48 секунд (температурный коэффициент равен 2)?
   
7. 
   Реакция идет по уравнению N_2(г) + О_2(г) 2NО_(г). Концентрации исходных веществ до начала реакции были (моль/л): [N₂] = 0,049; [О₂] = 0,01. Вычислить концентрацию этих веществ в момент, когда [NО] стала равной 0,005.
   
8. 
   Реакция идет по уравнению: N_2(г) + 3Н_2(г) 2NH_3(г). Концентрации участвующих в ней веществ были (моль/л): [N₂] = 0,80; [Н₂] = 1,5; [NН₃] = 0,10. Вычислить концентрацию водорода и аммиака, когда [N₂] стала равной 0,50 моль/л.
   
9. 
   Вычислить равновесные концентрации Н₂ и I₂, если известно, что их начальные концентрации были равны 0,1 и 0,2 моль/л, а равновесная концентрация HI равна 0,1 моль/л. Вычислить константу равновесия в данных условиях.
   
10. 
    В реакторе объемом 10 л содержится 5,6 г С₂Н₄, 150 г С₂Н₆ и водород. Константа равновесия реакции Н_2(г) + С₂Н_4(г) ↔ С₂Н_6(г), выраженная через молярные концентрации, равна 50. Рассчитайте массу водорода.
    
11. 
    При увеличении температуры от 10 до 50^оС скорость реакции увеличилась в 16 раз. Определите её температурный коэффициент.
    
12. 
    Константа равновесия реакции СН₃СООН+С₂Н₅ОН↔ СН₃СООС₂Н₅+Н₂О равна 4. Вычислите равновесные концентрации всех компонентов системы, если начальные концентрации СН₃СООН и спирта равны 2 моль/л и 1 моль/л соответственно.
    
13. 
    В сосуд объемом 0,5 литров было помещено моль Н₂ и 0,5 моль N_2. При некоторой температуре к моменту равновесия образовалось 0,02 моль NН₃. Вычислите константу равновесия.
    
14. 
    Определите направление смещения равновесия следующих обратимых реакций:
    

15. 
    В каком направлении сместится равновесие следующих обратимых реакций:
    

16. 
    Как изменить температуру, давление и концентрации компонентов, чтобы увеличить выход хлора в реакции
    

• 
  классификацию электролитов по степени диссоциации;
  
• 
  рН и рОН;
  
• 
  закон действующих масс применительно к слабым электролитам;
  
• 
  закон разведения Оствальда;
  
• 
  особенности сильных электролитов.
  

• 
  определять величину степени и константы диссоциации слабых электролитов;
  
• 
  решать задачи на определение ионной силы сильных электролитов;
  
• 
  рассчитать рН и рОН сильных и слабых электролитов;
  
• 
  применять знание данных разделов в дальнейшей профессиональной деятельности.
  

1. 
   Закон действующих масс для химического равновесия.
   
2. 
   Основные положения ТЭД, причины и механизм диссоциации.
   
3. 
   Электролитическая диссоциация кислот, оснований и солей.
   
4. 
   Классификация электролитов.
   
5. 
   Составление молекулярных, полных и сокращенных ионных уравнений с участием сильных и слабых электролитов.