Решение задач по общей химии: Учебное пособие

Голосов: 40

Пособие содержит примеры решения расчетных задач и упражнений по основным разделам общей химии. Предназначено для студентов химических и общетехнических направлений и специальностей технических университетов. Подготовлено на кафедре общей и неорганической химии Томского политехнического университета.

Приведенный ниже текст получен путем автоматического извлечения из оригинального PDF-документа и предназначен для предварительного просмотра.
Изображения (картинки, формулы, графики) отсутствуют.
         5. Вычислите энергию Гиббса при 500 °С для реакции NiO(к) +
Pb(ж) = Ni(к) + PbO(к) и укажите, в каком направлении она может про-
текать при данной температуре.
     6. Исходя из двух термохимических уравнений:
          1) Ca(OH)2 = CaO + H2O,                  ΔrНº = 65,3 кДж,
          2) Ca(OH)2 + SiO2 = CaSiO3 + H2O,        ΔrНº = –23,3 кДж,
и не используя справочных данных, определите энтальпию реакции CaO
+ SiO2 = CaSiO3.
     7. Активные металлы могут гореть в атмосфере углекислого газа.
Вычислите энтальпию реакции: 2Mg(к) + CO2 = 2Mg(к) + С(графит) и оп-
ределите, какое количество теплоты выделится при сгорании 1 кг маг-
ния.
     8. Вычислите температуру, начиная с которой в обратимой реакции
CaCO3(к)      CaO(к) + CO2 прямое направление преобладает над обрат-
ным.
     9. Исходя из термохимических уравнений 1 и 2, вычислите энталь-
пию третьей реакции (справочником не пользоваться):
          1) H2S(г) + 3/2O2(г) = H2O(ж) + SO2(г), ΔrНº = –561,1 кДж,
          2) S(к) +O2(г) = SO2(г),                 ΔrНº = –296,2 кДж,
          3) 2H2S(г) +SO2(г) = 3S(к) + 2H2O(ж), ΔrНº = ?
     10. Установите расчётом, может ли протекать при 500 °С реакция:
                      Cu(к) + ZnO(к) = Cu2O(к) + Zn(ж).
     11. Исходя из двух термохимических уравнений (не используя
справочных данных), определите стандартную энтальпию образования
хлорида меди (I):
               1) CuCl2(к) + Cu(к) = 2CuCl(к),     ΔrНº = –56,0 кДж,
               2) Cu(к) + Cl2(г) = CuCl2(к),       ΔrНº = –216,0 кДж.
     12. Получение железа из FeO с помощью углерода возможно по
двум реакциям: 1) FeO + 1/2C(графит) = Fe + 1/2CO2; 2) FeO + C(графит) =
Fe + CO. Какой процесс термодинамически более вероятен при 1000 К?
     13. Для определения энтальпии образования фторида кальция было
взято 2,0 г кальция и достаточное количество фтора. В ходе реакции
между ними выделился 61 кДж теплоты. Вычислите опытное значение
энтальпии образования фторида кальция и погрешность опыта, если
справочная величина равна –1214,6 кДж/моль.
     14. Вычислите энергию Гиббса и установите, в каком направлении
могут протекать при 25 °С реакции:
                  1) Cu(к) + PbO(к) = Pb(к) + CuO(к),
                  2) 8Al(к) + 3Fe2O3(к) = 6Fe(к) + 4Al2O3(к).
     15. Исходя из двух термохимических уравнений:
                                   91


                 1) 2As(к) + 3F2(г) = 2AsF3(г), ΔrНº = –1842 кДж,
                 2) AsF5(г) = AsF3(г) + F2(г),      ΔrНº = 317 кДж.
определите энтальпию образования пентафторида мышьяка.
     16. Рассчитайте, при какой минимальной температуре возможно
получение оксида азота (II) из атмосферного азота и кислорода по реак-
ции:
                            N2(г) + O2(г) = 2NO(г).
     17. Определите энтальпию реакции разложения пероксида водорода
на воду и кислород, используя два термохимических уравнения и не ис-
пользуя справочных данных:
1) SnCl2(р) + 2HCl(р) + H2O2(р) = SnCl4(р) + 2H2O(ж), ΔrНº = –393,3кДж,
2) SnCl2(р) + 2HCl(р) + 1/2O2(г) = SnCl4(р) + H2O(ж), ΔrНº = –296,6кДж.
     18. Вычислите энтальпию образования сульфата цинка, исходя из
термохимических уравнений (справочником не пользоваться):
        1) ZnSO4(к) = ZnO(к) + SO3(г),              ΔrНº = 235,2 кДж,
        2) 2ZnS(к) + 3O2(г) = 2ZnO(к) + 2SO2(г), ΔrНº = –885,7 кДж,
        3) ZnS(к) = Zn(к) + S(к),                   ΔrНº = 201,5 кДж,
        4) 2SO2(г) + O2(г) + 2SO3(г),               ΔrНº = –196,0 кДж.
     19. При каких температурах преобладающую роль в определении
величины ΔG°T и направления реакции играет энтальпийный, а при ка-
ких температурах – энтропийный фактор?
     20. В 19-м столетии при определении направления реакций руково-
дствовались правилом Бертло – Томсена: самопроизвольно протекают
все экзотермические реакции. С какими оговорками это правило приме-
няется в наше время?

                         Глава 8
                  ХИМИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ
    По теме «Химическое равновесие» необходимо знать и уметь сле-
дующее.
    1. Приводить примеры обратимых реакций, знать термодинамиче-
ские признаки химического равновесия, записывать выражение закона
действующих масс для равновесия обратимых реакций.
    2. Объяснять состояние химического равновесия с позиций химиче-
ской кинетики.
    3. Вычислять исходную концентрацию реагентов при известных
равновесных концентрациях реагентов и продуктов; вычислять равно-
весную концентрацию всех веществ при известной исходной концен-
трации реагентов и степени их превращения в продукты.

                                  92


     4. Вычислять константу равновесия при известных равновесных
концентрациях реагентов и продуктов или вычисленных по п. 2.
     5. Вычислять константу равновесия по энергии Гиббса реакции.
     6. Вычислять температуру, при которой константа равновесия рав-
на единице.
     7. Устанавливать по принципу Ле Шателье направление смещения
химического равновесия при изменении условий проведения реакции.

              ПРИМЕРЫ ВЫПОЛНЕНИЯ ЗАДАНИЙ
    Пример 1. При синтезе аммиака N2+3Н2 2NН3 равновесие уста-
новилось при следующих концентрациях взаимодействующих веществ
(моль/л): [N2] = 2,5; [H2] = 1,8; [NH3] = 3,6. Вычислите константу равно-
весия этой реакции и исходные концентрации азота и водорода.
    Решение. Вычисляем константу равновесия реакции (поскольку
даны равновесные концентрации, константа имеет индекс «с»):
                            [ NH 3 ]2                (3,6) 2
                  Kc =                        =                  = 0,89.
                         [ N 2 ] ⋅ [ H 2 ]3        2,5 ⋅ (1,8) 3
    Исходные концентрации азота и водорода находим на основе урав-
нения реакции. На образование 2 моль NН3 расходуется 1 моль азота,
следовательно, на образование 3,6 моль аммиака потребовалось 1,8
моль азота. Учитывая равновесную концентрацию азота, находим его
исходную концентрацию: 2,5 + 1,8 = 4,3 моль/л. На образование 2 моль
NН3 необходимо израсходовать 3 моль H2, следовательно, для получе-
ния 3,6 моль NH3 требуется 5,4 моль; исходная концентрация водорода
была 1,8 + 5,4 = 7,2 моль/л. Таким образом, реакция начиналась при мо-
лярных концентрациях 4,3 (N2) и 7,2 (H2).
    Пример 2. В каком направлении смещается равновесие приведен-
ных реакций при повышении температуры и общего давления в систе-
ме:
          1) 2SO2 + O2 2SO3,      ΔrH° = –196,7 кДж,
          2) 3O2 2O3,             ΔrH° = 184,6 кДж,
          3) N2 + 3H2 2NH3,       ΔrH° = –92,4 кДж?
    Решение. Согласно принципу Ле Шателье, при повышении темпе-
ратуры равновесие смещается в сторону эндотермического процесса:
для первой и третьей реакций – в сторону образования реагентов, а для
второй – в сторону образования продуктов. При повышении общего
давления равновесие всех реакций, судя по суммам коэффициентов в
левой и правой частях уравнений, смещается в сторону образования
                                              93


продуктов (вправо), которые занимают меньший объём по сравнению с
реагентами.

     Пример 3. Равновесие реакции 2NО + O2 = 2NО2 установилось при
следующих концентрациях реагирующих веществ (моль/л): [NO] = 0,5;
[O2] = 0,7; [NO2] = 2,1. Как изменятся скорости прямой и обратной реак-
ций, если в системе уменьшить общее давление в 2 раза? Произойдет ли
при этом смещение равновесия реакции?
     Решение. До уменьшения давления в системе выражения для ско-
ростей прямой и обратной реакций (обе реакции являются формально
простыми) можно записать в следующем виде:
               →
                            2                      2
               v = k1·c (NO)·c(O2) = k1·(0,5) ·0,7 = 0,175·k1;
               ←
                            2             2
               v = k2·c (NO2) = k2·(2,1) = 4,41·k2.
    При уменьшении давления в 2 раза концентрация всех реагирую-
щих веществ уменьшается также в 2 раза, так как общий объем системы
увеличивается в 2 раза (закон Бойля–Мариотта). Тогда:
        →                                          ←
                        2                                          2
        v = k1·(0,5/2) ·(0,7/2) = 0,0219·k1;       v = k2·(2,1/2) = 1,1025·k2.
    В результате уменьшения давления скорости прямой и обратной
реакций уменьшились 8 раз и 4 раза, соответственно:
                    →                         ←
                    v    0,175k1              v          4,41k 2
                   →
                      =          = 8;         ←
                                                   =             = 4.
                   v1   0,0219k1              v1       1,1025k 2

    Таким образом, скорость обратной реакции будет в 2 раза больше,
чем прямой, поэтому произойдет смещение равновесия в сторону раз-
ложения NО2. Вывод, полученный путем вычисления скоростей реак-
ций, согласуется с качественным правилом Ле Шателье (проверьте).
     Пример 4. Реакция протекает по уравнению А + В 2D (уравнение
записано в общем виде). Определите равновесные концентрации всех
веществ, если исходные концентрации веществ А и В равны 0,5 моль/л
и 0,7 моль/л, а константа равновесия реакции Кc = 50.
     Решение. К моменту равновесия концентрации веществ А и В по-
низятся, а концентрация вещества D увеличится. Согласно уравнению
реакции, на каждый моль веществ А и В образуется 2 моль вещества D;
поэтому, если понижение концентрации веществ А и В обозначить че-
рез х моль, то увеличение концентрации вещества D будет равно
2х моль. Равновесные концентрации веществ будут равны:
      [A] = (0,5 – х) моль/л; [B] = (0,7 – х) моль/л; [D] = 2х моль/л.
                                     94


    Подставив эти величины в выражение константы равновесия
                      [ D ]2            4x2                 4x2
             Kc =               =                    =                   = 50;
                    [ A ] ⋅ [ B] (0,5 − x )(0,7 − x ) 0,35 − 1,2 x + x 2
получаем квадратное уравнение:
                        46x2 – 60x + 17,5 = 0.
    Решая это уравнение, получаем два значения х: х1 = 0,86; х2 = 0,44.
По условию задачи справедливо значение х2. Отсюда равновесные кон-
центрации веществ равны:
                   сA = 0,5 – 0,44 = 0,06 моль/л,
                   сB = 0,7 – 0,44 = 0,26 моль/л,
                   сD = 0,44⋅2 = 0,88 моль/л.

     Пример 5. Химическое равновесие в реакции COCl2(г) СO + Cl2
установилось при следующих концентрациях веществ (моль/л):
COCl2 – 0,1, CO – 0,2, Cl2 – 0,15. В равновесную систему ввели
0,01 моль/л хлора. Определите новые равновесные концентрации ве-
ществ.
     Решение. 1) Находим константу равновесия до добавления хлора:
                             [ CO ] ⋅ [ Cl 2 ]   0 , 2 ⋅ 0 ,15
                     Кс =                      =               = 0,3.
                               [ COCl 2 ]             0 ,1
    2) Добавление хлора вызовет смещение равновесия в сторону ис-
ходного вещества (протекания обратной реакции), т.е. уменьшение кон-
центраций хлора и СО и увеличение концентрации COCl2. Уменьшение
концентрации хлора с момента сдвига равновесия до установления но-
вого равновесия обозначим х. Тогда новые равновесные концентрации
веществ (моль/л) будут равны:
  [Cl2]' = (0,15 + 0,01) – х = 0,16 – х; [CO]' = 0,2 – х; [COCl2]' = 0,1 + х.
    3) Константа равновесия от концентрации не зависит, то есть ее
значение останется прежним. Это позволяет вычислить х и новые рав-
новесные концентрации веществ:
                              (0,16 − x ) ⋅ (0,2 − x )
                     0,3 =                             ;   х = 0,05;
                                     0,1 + x
                 [Cl2]' = (0,15 + 0,01) – 0,05 = 0,11 моль/л;
                      [CO]' = 0,2 – 0,05 = 0,15 моль/л;
                    [COCl2]' = 0,1 + 0,05 = 0,15 моль/л.


                                             95


    Пример 6. Для реакции 2СO2 = 2СО + O2 объемный состав реакци-
онной смеси в момент равновесия при температуре 2273 К был сле-
дующим: 88,72 % СО2; 7,52 % СО; 3,76 % O2. Найдите константы рав-
новесия Кр и Kc для этой реакции, если общее давление в системе равно
101325 Па.
    Решение. Для реакций, протекающих между газами, константу рав-
новесия удобно вычислять, пользуясь равновесными парциальными
давлениями реагирующих веществ (поэтому обозначение константы
имеет нижний индекс «р»):
                                  рCO ⋅ рO2
                                   2

                            Kp =     2
                                            .
                                    рCO2
    Определяем парциальные давления рi реагирующих газов по фор-
муле рi = Po⋅ϕi, где Ро – общее давление, ϕi – объёмная доля газа:
               р(CO2) = 101325·0,8872 = 0,8990⋅105 Па;
               р(CO) = 101325·0,0752 = 0,0762⋅105 Па;
               р(O2) = 101325·0,0376 = 0,0381⋅105 Па.
    Вычисляем константу равновесия Кр:
                    ( 0,0762 ⋅ 10 5 ) 2 ⋅ 0,0381 ⋅ 10 5
               Kp =                                     = 27 ,35 Па .
                           ( 0,8990 ⋅ 10 5 ) 2
    Из уравнения состояния идеального газа P·V = n·R·T выражаем дав-
ление:
                                         n
                                   P=      ·R·T = c·R·T.
                                         V
    Подставляем полученное выражение в уравнение для расчета Кр и
выносим общий множитель (R·T):
            [СО ]2 ⋅ ( RT ) 2 ⋅ [О 2 ] ⋅ ( RT ) [СО ]2 ⋅ [О 2 ]
     Кр =                                      =                ⋅ ( RT ) = K c ⋅ ( RT ) Δν ,
                 [СО 2 ]2 ⋅ ( RT ) 2              [СО 2 ]2
где Δν – разность между числом моль газообразных веществ в правой и
левой частях уравнения: Δν = Σνпрод – Σνисх; Δν = 3 – 2 = 1. Из получен-
ного уравнения рассчитываем значение Кс:
                             27 ,35
                     Kc =              = 1,44 ⋅ 10 − 3.
                          8,314 ⋅ 2273

    Пример 7. Вычислите константу равновесия обратимой реакции
синтеза аммиака при 298 К и 1000 К и сделайте вывод.
    Решение. 1) Записываем уравнение реакции и выписываем из спра-
вочника термодинамические константы веществ:
                                              96


                          N2(г) + 3H2(г) 2NH3(г);
     ΔfН°, кДж/моль 0              0       –46,2
     fS°, Дж/(моль·К) 191,5        130,5    192,6
     2) Вычисляем изменение энтальпии и энтропии в ходе реакции:
           ΔrHº = (–46,2)·2 = –92,4 кДж.
           ΔrSº = 192,6·2 – 130,5·3 – 191,5 = –207,8 Дж/К = –0,2078 кДж/К.
     3) Вычисляем энергию Гиббса при заданных температурах:
           ΔrGº298 = –92,4 + 0,2078·298 = –30,5 кДж.
           ΔrGº1000 = –92,4 + 0,2078·1000 = 115,4 кДж.
     4) По соотношению (уравнение изотермы Вант-Гоффа)
                ΔrGT = –R·T·lnKр = –2,3·R·T·lgKр = –19,12·T·lgKр
     вычисляем lgКр, а затем константы равновесия:
            lgKр,298 = 30500/(19,12·298) = 5,85,         Kр,298 = 2,2·105.
            lgKр,1000 = –115400/(19,12·1000) = –6,03,    Kр,1000 = 1·10–6.
     Результаты расчетов свидетельствуют о том, что при 298 К реакция
идет в сторону образования аммиака, а при 1000 К – в сторону его раз-
ложения. Следовательно, увеличение температуры приводит к сниже-
нию выхода аммиака. Тем не менее, синтез аммиака в промышленности
проводят при ≈400 °С (673 К), так как при низких температурах очень
мала скорость реакции. При этом для увеличения выхода аммиака по-
вышают давление, которое способствует смещению равновесия вправо
в соответствии с принципом Ле Шателье.
    Пример 8. Рассчитайте изменение энергии Гиббса при 700 К для
реакции
                         СО + Сl2 = СОСl2,
если константа равновесия реакции Кp при этой температуре равна
1,0685·10–4. Парциальные давления всех веществ одинаковы и равны
101325 Па.
    Решение. Взаимосвязь ΔrG и Кp реакции A + В = D + E в общем ви-
де выражается уравнением изотермы Вант-Гоффа:
                                      ⎛ p p             ⎞
                  Δ r G = 2 ,303 ⋅ RT ⎜ lg D E − lg K p ⎟.
                                      ⎜ p p             ⎟
                                      ⎝    A B          ⎠
    Под логарифмом должна быть безразмерная величина (требование
согласования размерностей всех величин в уравнении), поэтому парци-
альные давления нужно перевести в доли единицы, иначе в скобках по-

                                    97


лучится выражение lg{P–1} (т.к. по условию в левой части уравнения
находится два вещества, а в правой – одно). Для этого представим пар-
циальные давления каждого компонента как 1/3:
            Рi/Рo = 101325/(101325+101325+101325) = 1/3.
            Δ r G700 = 2,303 ⋅ 8,314 ⋅ 700 (lg 0,333 − lg 1,0685 ⋅ 10 −4 ) =

   = 13403 ,65 (lg 0,333 − lg 1,0685 ⋅ 10 ) = 13403 ,65 ⋅ lg
                                         −4            0 .333
                                                                    =
                                                   1 .0685 ⋅ 10 − 4
                 = 33375 Дж/моль или 33,375 кДж/моль.
    Так как ΔrG > 0, то прямая реакция СО + Сl2 = СОСl2 при 700 К не-
возможна.

       ЗАДАНИЯ ДЛЯ САМОСТОЯТЕЛЬНОГО РЕШЕНИЯ

    1. Запишите выражения для констант химического равновесия об-
ратимых реакций:
                       2HI(г) H2 + I2(г)
                       2NH3(г) N2(г) + 3H2(г)
                       Mg(HCO3)2(к) MgO(к) + CO2(г) + H2O(г)
                       4HCI(г) + O2(г) 2Cl2(г) + 2H2O(г)
                       N2(г) + O2(г) 2NO(г)
                       CaO(к) + CO2(г) + H2O(г) Ca(HCO3)2(к)
                       C(графит) + CO2(г) 2CO(г)
                       2NO2(г) 2NO(г) + O2(г)
    2. В какую сторону смещается равновесие обратимой реакции
                H2(г) + CO2(г) CO(г) + H2O(г), ΔrHº = 41,2 кДж
                PCl5(г) PCl3(г) + Cl2(г), ΔrHº = 92,6 кДж
                CO2(г) + 4H2(г) 2CН4(г) + 2H2O(г), ΔrHº = –164,9 кДж
                2NO(г) + Cl2(г) 2NOCl(г), ΔrHº = –73,6 кДж
                4HCl(г) + O2(г) 2H2O(г) + 2Cl2(г), ΔrHº = –114,4 кДж
    а) при повышении давления; б) при повышении температуры; в)
при увеличении концентрации всех реагирующих веществ в 2 раза?
    3. По термодинамическим данным вычислите константу равновесия
реакции
                          CaCO3(к) CaO(к) + CO2(г).
при 300 К и 1000 К и сделайте вывод о влиянии температуры на ее ве-
личину. Согласуется ли он с принципом Ле Шателье?
    4. В обратимой реакции
                        CO(г) + H2O(г) CO2(г) + H2(г)

                                          98


исходные концентрации оксида углерода (II) и паров воды были равны
0,08 моль/л. К моменту установления равновесия концентрация СО
уменьшилась на 25 %. Рассчитайте равновесные концентрации осталь-
ных газов и вычислите константу равновесия реакции.
     5. По термодинамическим данным вычислите константу равновесия
реакции 2NO2(г) N2О4(г) при 0 °С и 27 °С и сделайте вывод о влия-
нии температуры на состояние равновесия. Согласуется ли он с прин-
ципом Ле Шателье?
        6. Определите равновесную концентрацию водорода в реакции
                              2HI(г) H2 + I2(г),
если исходная концентрация йодоводорода была равна 0,55 моль/л, а
константа равновесия равна 0,12.
     7. При некоторой температуре константа равновесия реакции раз-
ложения молекулярного хлора на атомы равна 4,2·10–4. Чему равна сте-
пень разложения хлора на атомы (в %) при его начальной концентрации
0,04 моль/л?
     8. При некоторой температуре константа равновесия реакции
                              N2O4(г) 2NO2(г)
равна 0,26, равновесная концентрация NO2 при этом равна 0,28 моль/л.
Определите равновесную и исходную концентрации N2О4.
     9. Пентахлорид фосфора при нагревании разлагается по реакции:
                          PCl5(г) PCl3(г) + Cl2(г).
При некоторой температуре константа равновесия равна 125. Сколько
процентов PСl5 разлагается при этой температуре, если его начальная
концентрация равна 0,3 моль/л?
     10. При нагревании диоксида азота в закрытом сосуде равновесие
реакции 2NO2(г) 2NO(г) + O2(г) установилось при концентрации NO2,
равной 0,8 моль/л, оксида азота – 2,2 моль/л, кислорода – 1,1 моль/л.
Определите константу равновесия и исходную концентрацию NO2.
     11. Определите константу равновесия обратимой реакции
                          2SO2(г) + O2(г) 2SO3(г),
если равновесная концентрация SO3 равна 0,04 моль/л, а исходные кон-
центрации SO2 и O2 равны 1 моль/л и 0,8 моль/л, соответственно.
     12. При нагревании смеси углекислого газа и водорода в закрытом
сосуде устанавливается равновесие:
                       CO2(г) + H2(г) CO(г) + H2O(г).
     Константа равновесия этой реакции при некоторой температуре
равна 1. Сколько процентов СО2 превращается в CO, если в исходной
смеси концентрации СО2 и H2 равны 1 моль/л и 2 моль/л, соответствен-
но?
     13. Константа равновесия реакции
                                 99


                          PCl5(г) PCl3(г) + Cl2(г)
                        –2
при 500 °С равна 2,64·10 . Какая часть пентахлорида фосфора разлага-
ется при этой температуре (в % от стехиометрического) при его исход-
ной концентрации 1 моль/л?
    14. При нагревании дихлорид-диоксид серы (хлорид сульфурила)
разлагается по обратимой реакции:
                         SO2Cl2(г) SO2(г) + Cl2(г).
    При некоторой температуре константа равновесия равна 0,025. Оп-
ределите, сколько процентов SO2Cl2 разлагается, если в начале его было
взято 1 моль в закрытом сосуде емкостью 20 литров.


                       Глава 9
             ОСНОВЫ ХИМИЧЕСКОЙ КИНЕТИКИ
    По теме «Основы химической кинетики» необходимо знать и уметь
следующее.
    1. Объяснять предмет химической кинетики и её соотношение с хи-
мической термодинамикой.
    2. Знать классификацию реакций на гомогенные и гетерогенные; про-
стые и сложные; последовательные, параллельные и цепные; моно-, би- и
тримолекулярные; приводить примеры соответствующих реакций.
    3. Знать закон действующих масс для скорости реакций, записывать
кинетические уравнения реакций; для сложных реакций различать ки-
нетический порядок и молекулярность реакции.
    4. Устанавливать кинетический порядок реакции по зависимости её
скорости от концентрации реагентов, вычислять константу скорости ре-
акции по данным о зависимости её скорости от концентрации реагентов.
    5. Объяснять физический смысл энергии активации и причину уве-
личения скорости реакции при повышении температуры; знать правило
Вант-Гоффа и уравнение Аррениуса, проводить по ним прямые и об-
ратные расчёты.
    6. Объяснять сущность катализа и общую причину увеличения ско-
рости реакций при использовании катализаторов, приводить примеры
каталитических реакций.
    7. Вычислять увеличение скорости или константы скорости реак-
ции при использовании катализаторов (при известных значениях энер-
гии активации без использования и при использовании катализатора).

              ПРИМЕРЫ ВЫПОЛНЕНИЯ ЗАДАНИЙ

                                 100



    
Яндекс цитирования Яндекс.Метрика