ВЛИЯНИЕ КОНЦЕНТРАЦИИ РЕАГИРУЮЩИХ ВЕЩЕСТВ НА СКОРОСТЬ ХИМИЧЕСКОЙ РЕАКЦИИ

СКОРОСТЬ ХИМИЧЕСКОЙ РЕАКЦИИ

 

Химическая кинетика – это раздел химии, в котором изучают влияние различных факторов на скорость химической реакции и ее механизм. Рассматриваются только реакции, которые термодинамически разрешены (DG_х.р < 0).

Скоростью химической реакции называют изменение концентрации реагирующих веществ или продуктов реакции (DС) в единицу времени V = . Скорость реакции измеряется в моль/л∙ с, если она идет во всем объеме системы (гомогенная реакция) и в моль/м²∙ с, если реакция идет на границе раздела фаз (гетерогенная реакция). Гомогенная система состоит из одной фазы, гетерогенная – из нескольких фаз. Фазой системы называют ее часть, отделенную от других частей физической границей и обладающую во всех точках одинаковым составом и свойствами.

Средняя скорость реакции Vср в интервале времени от t₁ до t₂ определяется соотношением V = , где DС = С₂ - С₁, Dt = t₂ - t₁; С₁ и С₂ – молярная (моль/л) концентрация любого участника реакции в моменты времени t₁ и t₂ соответственно. Знак (-) перед дробью относится к изменению концентраций исходных веществ, DС < 0; знак (+) - к изменению концентраций продуктов реакции, DС > 0.

Мгновенная скорость – это скорость реакции в момент времени t. Она определяется производной от концентрации по времени V_t = (моль/л∙ с, моль/л∙ час).

Скорость реакции aA + bB → cC + dD экспериментально можно определять либо по убыли концентраций исходных веществ, либо по увеличению концентраций продуктов реакции:

 

V_t = = = =

3

Под механизмом химической реакции понимают последовательность отдельных стадий процесса, приводящих к продуктам реакции. Стадия, имеющая наименьшую скорость, называется лимитирующей. Она определяет скорость процесса в целом.

Основными факторами, влияющими на скорость химической реакции, являются: а) природа реагирующих веществ; б) концентрация реагирующих веществ; в) давление (если в реакции участвуют газы); г) температура; д) наличие катализатора; ж) площадь поверхности раздела фаз (для гетерогенных реакций).

ВЛИЯНИЕ КОНЦЕНТРАЦИИ РЕАГИРУЮЩИХ ВЕЩЕСТВ НА СКОРОСТЬ ХИМИЧЕСКОЙ РЕАКЦИИ

Влияние концентрации на скорость химической реакции выражается законом действующих масс: «При постоянной температуре скорость химической реакции пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ в степенях, равных их стехиометрическим коэффициентам». Закон справедлив только для элементарных реакций.

В общем виде для реакции аА+ bB = cC аналитическое выражение закона действующих масс будет иметь вид

= [A]^a[B]^b, где a и b – порядки реакции по каждому реагенту, соответствующие стехиометрическим коэффи-циентам.

Для конкретной реакции I_2(г) + H_2(г) ⇄ 2HI_(г) уравнение скорости прямой реакции будет = [I₂][H₂], а обратной реакции = [HI]². В этих уравнениях и – константы скорости прямой и обратной реакций. Константа скорости – это скорость реакции при концентрации реагирующих веществ, равных единице. Таким образом, константу скорости можно рассматривать как удельную скорость.

В случае гетерогенных процессов, когда реакция протекает на границе раздела фаз, в уравнение скорости

входят концентрации только газообразных или растворенных веществ. Концентрация твердого вещества в процессе реакции остается постоянной и в уравнение скорости реакции не включается.

Например, для гетерогенной реакции Si_(тв) + O_2(г) = SiO_2(тв) уравнение скорости прямой реакции будет = [O₂].

 

ХИМИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ

 

Химические реакции принято подразделять на обратимые и необратимые. Необратимые химические реакции протекают до полного расходования хотя бы одного из исходных веществ, т.е. продукты реакции или совсем не вступают во взаимодействие друг с другом, или образуют вещества, отличные от исходных. Таких реакций очень мало. Например:

2KСlO_{3 (тв)} = 2KCl _(тв) + 3О_2(г)

В растворах электролитов практически необратимыми считаются реакции, идущие с образованием осадков, газов и слабых электролитов (вода, комплексные соединения).

Большинство химических реакций являются обратимыми, т.е. они идут как в прямом, так и в обратном направлении. Это становится возможным, когда энергии активации прямого и обратного процессов отличаются друг от друга незначительно, а продукты реакции способны превращаться в исходные вещества. Например, реакция синтеза HI является типично обратимой реакцией:

H_2(г) + I_2(г) ⇄ 2HI_(г)

Закон действующих масс (выражение скорости реакции) для прямого и обратного процессов соответственно будет иметь вид

= [H₂] [I₂]; = [HI]²

В какой-то момент времени наступает состояние, когда скорости прямой и обратной реакций становятся равными = (рис.4).

 

 

V

t

 

 

Рис.4 Изменение скоростей прямой ( и обратной ( реакций с течением времени t

Это состояние называется химическим равновесием. Оно носит динамический (подвижный) характер и может сдвигаться в ту или другую сторону в зависимости от изменения внешних условий. Начиная с момента равновесия, при неизменных внешних условиях концентрации исходных веществ и продуктов реакции не изменяются с течением времени. Концентрации реагентов, отвечающие состоянию равновесия, называются равновесными. Для определения равновесной концентрации реагента необходимо из его начальной концентрации вычесть количество вещества, прореагиро-вавшего к моменту наступления равновесного состояния: С_равн = С_исх – С_{прореагир} Количество реагентов, вступивших в реакцию и образовавшихся из них к моменту равновесия продуктов, пропорциональны стехиометрическим коэффициентам в уравнении реакции.

Состояние равновесия при неизменных внешних условиях может существовать сколь угодно долго. В состоянии равновесия

[H₂] [I₂] = [[HI]², откуда / [= [HI]²/ [H₂] [I₂].

При постоянной температуре константы скоростей прямого и обратного процесса являются величинами постоянными.

Отношение двух констант является также величиной постоянной K = / и носит название константа химического равновесия. Она может быть выражена

либо через концентрации реагентов = , либо через их парциальные давления , если реакция протекает с участием газов.

В общем случае для реакции aA + bB + … ⇄ cC + dD + … константа химического равновесия равна отношению произведения концентраций продуктов реакции к произведению концентраций исходных веществ в степенях, равных их стехиометрическим коэффициентам.

=

Константа химического равновесия не зависит от пути протекания процесса и определяет глубину его протекания к моменту достижения равновесного состояния. Чем больше эта величина, тем больше степень превращения реагентов в продукты.

Константа химического равновесия, так же как и константы скоростей реакций, является функциями только температуры и природы реагирующих веществ и не зависит от их концентрации.

Для гетерогенных процессов концентрация твердых веществ в выражение скорости реакции и константы хими-ческого равновесия не включается, так как реакция протекает на поверхности твердой фазы, концентрация которой остается во времени постоянной. Например, для реакции:

FeO_(тв) + CO_(г) ⇄ Fe_(тв) + CO_2(г)

выражение константы равновесия будет иметь вид:

= ,

 

К_р и К_с связаны соотношением K_p = K_c(RT)^{∆ n}, где Dn = å n_прод - å n_{исх.веществ} – изменение числа молей газообраз-ных веществ в ходе реакции. Для данной реакции К_р = К_с, так как Dn газообразных веществ равно нулю.

ПРИМЕРЫ РЕШЕНИЯ ТИПОВЫХ ЗАДАЧ

Задача 1

Как изменится скорость прямой реакции (Т=const) 2SO_2(г) + O_2(г) ⇄ 2SO_3(г) при увеличении общего давления в реакционном сосуде в три раза?

Решение. Из уравнения Клапейрона–Менделеева следует, что p = n/VRT = CRT, где С - концентрация в моль/л. Согласно закону действующих масс скорость прямой реакции до повышения давления = [SO₂]²[O₂]. После повышения давления в 3 раза концентрация всех газовых компонентов возрастет также в 3 раза, при этом константа скорости реакции останется неизменной, так как она не зависит от концентрации реагирующих веществ.

Уравнение скорости прямой реакции будет иметь следующий вид: = [3SO₂]²[3O₂] = 27 [SO₂]²[O₂].

Таким образом, скорость прямой реакции возрастет в 27 раз.

Задача 2

Для реакции 2NO_2(г) ⇄ 2NO_(г) + O_2(г) константа скорости прямой реакции при 600К равна 83, 9 л/моль∙ с, а при 645К она составляет 407л/моль∙ с. Рассчитать энергию активации этого процесса.

Решение . Константа скорости реакции связана с энергией активации уравнением Аррениуса

,

в котором предэкспоненциальный множитель А₀ и энергия активации Е_а считаются независимыми от температуры. Перейдя к десятичным логарифмам и прологарифмировав уравнение, получим lgk = + lgA₀. Запишем это уравнение для двух температур:

lgk₁ = + lgA₀ ; lgk₂ = + lgA₀ .

Вычитая из второго уравнения первое и решая относи-тельно энергии активации, получим E_a = lg . Подставляя численные значения величин в это уравнение, получим Е_а = lg = 113, 2 кДж/моль.

Задача 3

При 500⁰С равновесие реакции N_2(г) + 3H_2(г) ⇄ 2NH_3(г) установилось при следующих концентрациях (моль/л) реагентов: [N₂] = 1, 8; [H₂] = 7, 4; [NH₃] = 0, 4. Определить: а) исходные концентрации азота и водорода; б) давление в реакционном сосуде в начальный момент и в момент наступления равновесия.

Решение. Обозначим исходные концентрации веществ как [N₂]_исх, [H₂]_исх, количество исходных веществ, прореагиро-вавших к моменту наступления равновесия, как [N₂]_изр, [H₂]_изр, а равновесные концентрации как [N₂]_равн, [H₂]_равн, [NH₃]_равн. В начальный момент времени в реакционной смеси присутствуют только азот и водород в начальных концентрациях. В процессе реакции их концентрации убывают, а концентрация аммиака увеличивается. После установления равновесия (когда скорости прямой и обратной реакций равны) в равновесной смеси присутствуют не успевшие прореагировать азот и водород и успевший

образоваться аммиак, таким образом равновесные концен-трации исходных веществ будут равны разности между их исходными концентрациями и тем количеством, которое прореагировало к моменту равновесия

[N₂]_равн = [N₂]_исх - [N₂]_изр; [H₂]_равн = [H₂]_исх - [H₂]_изр.

Равновесные концентрации всех веществ даны в условии задачи, остается определить количества азота и водорода прореагировавших к моменту равновесия. Из уравнения реакции следует, что на каждые 2 моля образовавшегося аммиака затрачивается 1 моль азота и три моля водорода. По условию задачи к моменту равновесия успело образоваться 0, 4 моля аммиака. Для этого потребовалось:

из 3 молей H₂ образуется 2 моля NH₃, а

из Х молей H₂ образуется 0, 4 моля NH₃,

откуда Х = = 0, 6 моля = [H₂]_изр.

Аналогично находим, что к моменту равновесия израсходовалось [N₂]_изр = = 0, 2 моля.

Рассчитаем исходные концентрации веществ

[N₂]_исх = [N₂]_равн + [N₂]_изр = 1, 8 + 0, 2 = 2, 0 моль/л; [H₂]_исх = [H₂]_равн + [H₂]_изр = 7, 4 + 0, 6 = 8, 0 моль/л.

Для решения этой задачи удобно составить схему:

N_2(г) + 3H_2(г) ⇄ 2 NH_{3 (г)}

С_исх 2, 0 8, 0 0

С_изр 0, 2 0, 6 0

 

С_равн 1, 8 7, 4 0, 4

С помощью этой схемы можно сделать любые расчеты, учитывая условия задачи;

б) согласно условию, Т = 500 + 273 = 773К, V= 1л. Исходное число молей реагентов n_нач = n_начN₂ + n_начH₂ = 2 + 8 = 10 молей. В состоянии равновесия число молей газов будет равно n_равн = n_равн H₂ + n_равнN₂ + n_равнNH₃ = 7, 4 + 1, 8 + 0, 4 = 9, 6 моль.

 

Подставляя полученные значения в уравнение ( P = CRT), рассчитаем давление газовой смеси в начальный момент и в момент равновесия (R=8, 31Дж/моль∙ К=0, 082 л∙ атм/моль∙ град).

Р_нач = 10∙ 0, 082∙ 773 = 633, 86 атм;

Р_равн = 9, 6∙ 0, 082∙ 773 = 608, 5 атм.

Очевидно, что давление к моменту равновесия умень-шилось, так как реакция идет с убылью числа молей газов.

Задача 4

При 25⁰С для реакции 1) SO_2(г) + 1/2O_2(г) ⇄ SO_3(г) = 1, 7∙ 10¹². Рассчитать К_р и К_с при этой температуре для реакции 2) 2SO_3(г) ⇄ 2SO_2(г) + O_2(г)

Решение. Согласно закону действующих масс для реакции 1) выражение константы химического равновесия будет иметь вид

= , а для реакции 2) = . Нетрудно установить, что между и существует связь в виде = . Подставляя численные значения, получим: = = 0, 345∙ 10^-24.

Известно, что а) К_р = К_с (RT) ^Dn, где Dn = å n_прод. - å n_{исх.веществ} –изменение числа молей газообразных веществ в ходе реакции. Для реакции 2) Dn = (2+1) – 2 =1моль. Подставляя в уравнение а) Т = 298К, R = 0, 082 л∙ атм/моль∙ К, получим

К_с = = 1, 4∙ 10^-26.

 

Задача 5

Для реакции CO_(г) + Cl_2(г) ⇄ COCl_2(г) вычислить константу равновесия К_р, используя табличные значения термо-динамических функций при стандартных условиях. По значению величины К_р ответить на вопрос: исходные вещества или продукты реакции преобладают в равновесной смеси?

Решение. Константа равновесия реакции связана со стандартным изменением свободной энергии Гиббса соотношением DG⁰_х.р = - 2, 303RT lgK_p (1). В свою очередь, DG⁰_х.р (химической реакции) можно рассчитать по изменению стандартных величин энтальпии и энтропии в ходе этой реакции DG⁰_х.р = DН⁰_х.р - ТDS⁰_х.р∙ 10^-3 (2). Значения DН⁰_х.р и DS⁰_х.р вычисляют по первому следствию из закона Гесса, используя табличные значения стандартных энтальпий образования и энтропий веществ DН⁰_х.р. = å (DН⁰₂₉₈)_кон - å (DН⁰₂₉₈)_исх и DS⁰_х.р = å (S⁰₂₉₈)_кон - å (S⁰₂₉₈)_исх. Значения DН⁰₂₉₈ и S⁰₂₉₈ веществ, участвующих в реакции, приведены в таблице.

Вещество	DН0298, кДж/моль	S0298, Дж/моль∙ К
CO (г)	-110, 6	197, 7
Cl2(г)		222, 9
COCl 2 (г)	-220, 3	283, 9

 

DН⁰_х.р = DН⁰₂₉₈ (COCl₂) - DН⁰₂₉₈(Cl₂) - DН⁰₂₉₈(CO) =

= -220, 3 – 0 – (-110, 6) = -109, 7кДж

DS⁰_х.р = S⁰₂₉₈(COCl₂) - S⁰₂₉₈(Cl₂) - S⁰₂₉₈(CO) =

= 283, 9 – 222, 9 – 197, 7 = -136, 7 Дж/К

DG⁰_х.р = -109, 7 – 298 ∙ (-136, 7)∙ 10^-3 = - 69, 3 кДж

Из уравнения (1) следует

lgК_р = = = 12, 13 К_р= 10^{12, 13}, так как К_р > > 1, то при Т = 298К в равновесной смеси будут преобладать продукты реакции.

Задача 6

При некоторой температуре константа равновесия реакции H_2(г) + I_2(г) ⇄ 2HI_(г) равна 50. Рассчитать равновесные концентрации веществ, если исходные концентрации водорода и йода были соответственно 0, 6 и 0, 8 моль/л.

Решение. Предположим, что к моменту равновесия прореагировало x молей водорода и, значит, х молей йода.

Тогда их равновесные концентрации будут = 0, 6 - х моль/л, ₎ = 0, 8 - х моль/л, а равновесная концентрация йодистого водорода составит = 2х моль/л. Выражение константы равновесия для этой реакции будет К_с = .

Подставляя в него соответствующие выражения, получим 50 = , откуда х² - 1, 52х + 0, 52 = 0,

х_{1, 2} = 0, 76 ± 0, 24, х₁ = 1, х₂ = 0, 52.

Первое значение не подходит по смыслу, так как уменьшение концентрации не может быть больше, чем исходные концентрации водорода и йода. Поэтому искомое значение х составляет 0, 52моль/л. Следовательно, равновесные концентрации веществ будут равны: = 0, 6 - 0, 52 = = 0, 08 моль/л, = 0, 8 - 0, 52 = 0, 28 моль/л, = = 2∙ 0, 52 = 1, 04 моль/л.

Задача 7

Для реакции CaCO_3(тв) ⇄ CaO_(тв) + CO_{2 (г)} при 600⁰С и 700⁰С равновесные парциальные давления CO₂ соответственно равны 0, 0024 атм и 0, 029 атм. Определить: 1) константы равновесия для данных температур; 2) тепловой эффект реакции при Р = const, считая его постоянным для интервала температур 600-700⁰С.

Решение. 1) реакция термического разложения карбоната кальция является гетерогенным процессом. Выражение константы равновесия будет = . Следовательно, при указанных температурах константы равновесия будут иметь следующие значения: = 0, 0024 и = 0, 029.

2) Тепловой эффект при Р, Т = const равен изменению энтальпии химической реакции DН⁰_х.р. Для расчета DН⁰_х.р можно воспользоваться следующим уравнением:

 

DН⁰_х.р = lg = lg = = 176, 65 кДж.

 

КОНТРОЛЬНЫЕ ЗАДАЧИ

1. Во сколько раз изменится скорость прямой реакции (реакцию считать элементарной) при изменении давления в n раз?

а ) 2C_(тв) + H_2(г) ⇄ C₂H_2(г) м ) CO_2(г)+ H_2(г) ⇄ CO_(г) + H₂O_(ж)

б ) 2CO_(г) + O_2(г) ⇄ 2CO_2(г) н ) N_2(г) + O_2(г) ⇄ 2NO_(г)

в ) 2C_(тв) + O_2(г) ⇄ 2CO_(г) o ) H_2(г) + I_2(г) ⇄ 2HI_(г)

г ) 2NO_(г) + Cl_2(г) ⇄ 2NOCl_(г) п ) 2NO_(г) + O_2(г) ⇄ 2NO_2(г)

д ) CO_(г) + H₂O_(г) ⇄ H_2(г) + CO_2(г) р ) 2HI_(г) ⇄ H_2(г) + I_2(г)

е ) C_(тв) + 2H_2(г) ⇄ CH_4(г) c ) C_(тв) + O_2(г) ⇄ CO_2(г)

ж ) PCl_5(г) ⇄ PCl_3(г) + Cl_2(г) т ) COCl_2(г) ⇄ CO_(г) + Cl_2(г) з )SO₂Cl_2(г) ⇄ SO_2(г) + Cl_2(г) у ) 2SO_2(г) + O_2(г) ⇄ 2SO_3(г)

и ) N₂O_4(г) ⇄ 2NO_2(г) ф ) H_2(г) + 1/2O_2(г) ⇄ H₂O_(г)

к ) 2CO_2(г) ⇄ O_2(г) +2CO_(г) x ) 2NO_(г) + O_2(г) ⇄ N₂O_4(г)

л ) CO_(г) + MgO_(тв) ⇄ CO_2(г) + Mg_(тв)

2. Во сколько раз надо увеличить давление в сосуде, чтобы скорость реакции H_2(г) + I_2(г) = 2HI_(г) возросла в 100 раз?

3. Реакция идет по уравнению 2NO_(г) + O_2(г) ⇄ 2NO_2(г) Начальные концентрации реагирующих веществ были [NO] = = 0, 8 моль/л; [O₂] = 0, 6 моль/л. Как изменится скорость реакции, если концентрацию кислорода увеличить до 0, 9 моль/л, а концентрацию оксида азота до 1, 2 моль/л (Т = const)?

4. Скорость реакции H_2(г) + I_2(г) ⇄ 2HI_(г) при [H₂] = 0, 5моль/л и [I₂] = 0, 3 моль/л равна 0, 018 моль/ л∙ мин. Рассчитать констан-ту скорости прямой реакции.

5. Скорость реакции 2NO_(г) + O_2(г) ⇄ 2NO_2(г) при [NO] = = 0, 3моль/л; [O₂] = 0, 15 моль/л равна 1, 2 ∙ 10^-3 моль/л∙ с. Рассчи-тать константу скорости.

6. Константа скорости реакции образования HI из простых веществ при 781К равна 0, 16. Чему равна скорость реакции в начальный момент времени, когда:

 

а) [I₂] = 0, 05 моль/л; [H₂] = 0, 09 моль/л; [HI] = 0 моль/л,

б) когда успело образоваться 0, 04 моль/л HI.

7. Константа скорости реакции 2NO_(г) + O_2(г) ⇄ N₂O_4(г) при некоторой температуре равна 0, 5∙ 10^-3 л² /мол²∙ с. Рассчитать скорость реакции:

а) при [NO] = 0, 8 моль/л, [O₂] = 0, 6 моль/л; [N₂O₄] = 0 моль/л

б) через некоторый промежуток времени, за который прореа-гировало 0, 2 моль/л кислорода.

8. Разложение N₂O на поверхности золота при высоких температурах протекает по уравнению 2N₂O_(г) ⇄ 2N_2(г) + O_2(г). Константа скорости данной реакции равна 5∙ 10^-4 л∙ моль^-1∙ мин^-1 при 1173К. Начальная концентрация [N₂O] = 3, 2 моль/л. Определите скорость реакции при заданной температуре в начальный момент времени и в тот момент, когда разложится 25% N₂O.

9. Во сколько раз изменится скорость реакции при повы-шении температуры с 20 до 100⁰С, если g = 2?

10. Скорость некоторой реакции при охлаждении с 60 до 30⁰С уменьшилась в 8 раз. Рассчитать g.

11. Рассчитать температурный коэффициент реакции, если ее скорость при 120⁰С составляла 5, 88 ∙ 10^-4 моль/л∙ мин, а при 170⁰С она была равна 6, 70∙ 10^-2 моль/л∙ мин.

12. При увеличении температуры на 60⁰ скорость реакции возросла в 150 раз. Рассчитать температурный коэффициент.

13. При температуре 20⁰С в результате некоторой реакции через 1час накопилось определенное количество продукта. При какой температуре следует вести процесс, чтобы то же количество продукта накопилось за 10 минут? g = 2, 4.

14. На сколько градусов нужно повысить температуру, чтобы скорость реакции возросла в 90 раз? Температурный коэффициент равен 2, 7.

15. Во сколько раз увеличится скорость растворения железа в 5%-ной HCl при повышении температуры на 32˚, если температурный коэффициент скорости растворения равен 2, 8?

16. Определите температурный коэффициент скорости реакции, если при понижении температуры на 45˚ реакция замедлилась в 25 раз.

17. Какой должна быть энергия активации, чтобы скорость реакции увеличилась в 3 раза при возрастании температуры от 300 до 310К?

18. Энергия активации процесса термического разложения йодистого водорода равна 198 кДж/моль. Какая доля молекул обладает достаточной энергией, чтобы вступить в эту реакцию при температуре 500К?

19. Определить энергию активации реакции С₁₂Н₂₂О₁₁ + Н₂О = 2С₆Н₁₂О₆, если константа скорости при 21⁰С равна 4, 42∙ 10^-4, а при 41⁰С = 7, 35∙ 10^-3.

20. Для реакции COCl_2(г) ⇄ CO_(г) + Cl_2(г) константы скорости при 665К и 745К соответственно равны 0, 53∙ 10^-2 и 76, 6∙ 10^-2. Вычислить энергию активации.

21. Константа скорости реакции H_2(г) + I_2(г) ⇄ 2HI_(г) при 781К равна 0, 16. Энергия активации процесса равна 166, 3 кДж/моль. Рассчитать константу скорости этой реакции при 900К. Предэкспоненциальный множитель считать незави-сящим от температуры.

22. Для реакции SO_2(г) + 1/2 O_2(г) ⇄ SO_3(г) энергия актива-ции равна 249, 9 кДж/моль. В присутствии платинового катали-затора энергия активации снижается до 62, 4 кДж/моль. Во сколько раз изменится скорость реакции в присутствии катализатора при температуре 400⁰С. Предэкспоненциальный множитель считать независящим от температуры.

23. Энергия активации прямого процесса H_2(г) + I_2(г) ⇄ 2HI_(г) равна 166, 3кДж/моль, а для обратной реакции Е_а = =182, 9кДж/моль. Рассчитать DН⁰ химической реакции.

24. Во сколько раз увеличится скорость реакции, если при температуре 500К ее энергия активации, за счет введения в реакционную среду катализатора, уменьшится на а ) 4 кДж/моль; б ) 8кДж/моль; в ) 12кДж/моль; г ) 16кДж/моль; д ) 20кДж/моль; е ) 30кДж/моль; ж ) 35кДж/моль; з ) 40кДж/моль; и ) 45кДж/моль. 25

25. Для следующих обратимых процессов:

а ) N_2(г) + 3H_2(г) ⇄ 2NH_3(г)

б ) H_2(г) + Cl_{2 (г)} ⇄ 2HCl_(г)

в ) N₂O_4(г) ⇄ 2NO_2(г)

г ) CO_(г) + H₂O_(г) ⇄ H_2(г) + CO_2(г)

д ) СН_4(г)+ 2О_2(г) ⇄ СО_2(г) + 2Н₂О_(г)

е ) C_(тв) + O_2(г) ⇄ CO_2(г)

ж ) CO_(г) +NO_2(г) ⇄ CO_2(г) + NO_(г)

з ) FeO_(тв)+ CO_(г) ⇄ Fe_(тв)+ CO_2(г)

и ) 2NO_(г) + Cl_2(г) ⇄ 2NОCl_(г)

к ) COCl_2(г) ⇄ CO_(г) + Cl_2(г)

л ) 4HCl_(г) + О_2(г) ⇄ 2H₂O_(г) + 2Cl_2(г)

м ) 2C_(тв) + O_2(г) ⇄ 2CO_(г)

н )3CO_(г) + 2H₂O_(г) ⇄ СH₃ОН_(г) + 2CO_{2(г )}

о ) SO_2(г) ⇄ S_(ромб) +О_2(г)

п ) CO_(г) + Cl_2(г) ⇄ COCl _2(г)

р ) CO_(г) + 3H_2(г) ⇄ H₂О_(г) + CН_4(г)

с ) Fe₂O_3(тв)+3H_2(г) ⇄ 2Fe_(тв)+ 3H₂O_(г)

т ) 2C_(тв) + H_2(г) ⇄ C₂H_2(г)

1) записать математические выражения констант равновесия К_с и К_р;

2) вычислить соотношение между К_с и К_р при 25⁰С;

3) используя таблицы термодинамических величин, найти значение К_р.

26. Для реакции N₂O_4(г) ⇄ 2NO_2(г) К_р = 0, 141 при 25⁰С и К_р = 1, 34 при 60⁰С. На основании этих данных определить знак DН реакции (DН > 0 или DН < 0).

27. Для реакции SO_2(г) + 1/2O_2(г) ⇄ SO_3(г) К_р = 2, 043∙ 10^-2 при 900⁰С и К_р = 1, 062∙ 10^-2 при 950⁰С. На основании этих данных определить знак DН реакции. (DН> 0 или DН< 0).

28. По данным значениям констант равновесия найти значения DG⁰ химических реакций.

 

№	Процесс	Т, К	Кр
	C(тв) + O2(г) ⇄ CO2(г)		4, 17∙ 1015
	N2O4(г) ⇄ 2NO2(г)		0.141
	N2(г) + 3H2(г) ⇄ 2NH3(г)		6.3· 105
	SO2(г) + 1/2O2(г) ⇄ SO3(г)		1.7∙ 1012
	H2(г) + D2(г) ⇄ 2HD(г)		3, 78
	2CO2(г) ⇄ O2(г) +2CO(г)		1, 4∙ 10-12
	CН4(г) + 2H2S(г) ⇄ CS2(г) + 4H2(г)		2, 05· 109
	CO2)г)+ H2(г) ⇄ CO(г) + H2O(г)		0, 77
	2HI(г) ⇄ H2(г) + I2(г)		1, 83∙ 10-2
	4HCl(г) + О2(г) ⇄ 2H2O(г) + 2Cl2(г)		40, 33
	H2O(г) ⇄ H2(г) + 1/2O2(г)		6, 53· 10-6
	C2H6(г) ⇄ C2H4(г) + H2(г)		5, 02∙ 10-2

29. Для реакции N_2(г) + O_2(г) ⇄ 2NO_(г) К_р = 4, 08∙ 10^-4 при 2000К и К_р=3, 60∙ 10^-3 при 2500К. На основании этих данных определить знак DН реакции. (DН> 0 или DН< 0).

30. Для реакции Н_2(г) ⇄ 2Н_(г) К_р = 1, 52∙ 10^-7 при 1800К и К_р = 3, 10∙ 10^-6 при 2000К. На основании этих данных определить знак DН реакции. (DН> 0 или DН< 0).

31. Константа равновесия К_р реакции

2SO_2(г) + O_2(г) ⇄ 2SO_3(г) при 950К равна 1, 062∙ 10^-2 . Вычислите К_с для этой реакции.

32. При 873К константа равновесия К_с реакции CO_(г) + Cl_2(г) ⇄ COCl_2(г) равна 12, 12. Вычислите К_р реакции при этой температуре.

33. DG⁰₂₉₈ образования NH₃ равна -16, 64 кДж/моль. Вычислите К_р реакции N_2(г) + 3H_2(г) ⇄ 2NH_3(г) для данной температуры.

34. Реакция хлорирования монооксида углерода протекает

по схеме CO_(г) + Cl_2(г) ⇄ COCl_2(г). Исходные концентрации СО и Cl₂ были, соответственно, 0, 5 и 0, 2 моль/л. Вычислить концентрации всех веществ в момент времени, когда концентрация хлора стала 0, 1 моль/л.

35. Концентрации веществ в реакции

CO_(г) + H₂O_(г) ⇄ H_2(г) + CO_2(г) составляли: [CO] = 0, 2 моль/л, [H₂O] = 0, 4 моль/л, [CO₂] = 0, 3 моль/л, [H₂] = 0, 1 моль/л. Вычислить концентрации всех веществ в момент, когда прореагировало 40% СО.

36. Исходные концентрации монооксида азота и хлора в системе 2NO_(г) + Cl_2(г) ⇄ 2NОCl_(г) составляют соответственно 0, 4 моль/л и 0, 3 моль/л. Вычислить К_с, если при этой темпера-туре к моменту равновесия прореагировало 20% NO. Рассчи-тать, как при этом изменится давление в реакционном сосуде?

37. Рассчитать константу равновесия К_с реакции N₂O_{4 (г)} ⇄ 2NO_2(г), если исходная концентрация N₂O₄ равна 0, 02 моль/л и к моменту равновесия прореагировало 60% этого количества.

38. Иодистый водород при нагревании диссоциирует по уравнению 2HI _(г) ⇄ H_2(г) + I_2(г). При некоторой температуре К_с = 1, 64. Рассчитать количество HI (в процентах), подверг-шееся диссоциации при данной температуре, если его исходная концентрация составляла 4 моль/л.

39. Константа равновесия реакции H_2(г) + I_2(г) ⇄ 2HI_(г) при некоторой температуре равна 50. Сколько молей йодистого водорода получится, если нагреть до этой температуры в замкнутом сосуде объемом 1л 0, 5 молей водорода и 1 моль иода?

40. При температуре 494⁰С в системе

2NO_(г) + O_2(г) ⇄ 2NO_2(г) в момент равновесия концентрация кислорода стала 0, 1 моль/л, а концентрация двуокиси азота – 0, 25 моль/л. Определить исходную концентрацию монооксида азота, если для данной температуры К_с = 2, 2.

41. При нагревании смеси CO₂ и H₂ в закрытом сосуде

 

установилось равновесие CO_{2 (г)}+ H_{2 (г)} ⇄ CO_(г) + H₂O_(г). При Т= =1123К К_с = 1. Сколько молей диоксида углерода надо взять на 1 моль водорода, чтобы 70% последнего превратилось в воду?

42. Вычислить степень диссоциации (a) молекулярного хлора на атомы Cl_2(г) ⇄ 2Cl_(г), если К_с = 4, 2∙ 10^-4 , а исходная концентрация молекулярного хлора составляла 0, 5 моль/л.

43. При 250⁰С для процесса PCl_{5 (г)} ⇄ PCl_3(г) + Cl_2(г) К_с = 0, 041. Сколько молей PCl₅ при этой температуре было помещено в литровый сосуд, если в момент равновесия концентрация хлора была 0, 1 моль/л.

44. Константа равновесия реакции H_2(г) + I_2(г) ⇄ 2HI _(г) при 445⁰С равна 50. Сколько молей Н₂ надо взять на 1 моль I₂, чтобы 90% иода превратилось в HI?

1234Следующая ⇒

Поделиться:

Популярное:

1. II. 2. ОБ ОПАСНОСТИ ХИМИЧЕСКИХ ВЕЩЕСТВ,
2. XXII. ПРАВОВЫЕ ОСНОВЫ ОБРАЩЕНИЯ С ВЕЩЕСТВАМИ,
3. Анализ пожарной опасности применяемых в технологических процессах веществ и материалов
4. Анти-частицы. Взаимные превращения вещества и поля.
5. Антипитательные вещества зеленых, грубых и сочных кормов.
6. Баланс питательных веществ в севообороте
7. БИЛЕТ 6 Диэлектрическая проницаемость вещества. Электрическое поле в однородном диэлектрике.
8. Биотрансформация и выведение лекарственных веществ. Понятие о фармакогенетике
9. Биохимические исследования, используемы для оценки нарушений обмена веществ и уточнения патогенеза заболеваний внутренних органов
10. В полной концентрации всего содержательного начала состоит цель стремления. Достижение этой цели есть совершенствование и прогресс на пути к Абсолюту.
11. В развитии аллергического воспаления бронхов при БА участвуют иммунные реакции I, II, и IV типов.
12. В ряде видов спорта такие реакции одновременно являются реакциями на движущийся объект (мяч, шайба и т.п.).