Типы химических реакций. Составление уравнений реакций. 3 страница

272. В настоящее время в качестве критерия самопроизвольного протекания реакции используется энергия Гиббса. Она определяется по уравнению: ΔG = ΔH - T*ΔS. В прошлом столетии считалось, что реакция протекает самопроизвольно, если она экзотермическая, т.е. протекает с выделением тепла.

273. На опыте было установлено, что в химических процессах имеют место две тенденции: стремление частиц объединиться за счет более прочных связей (уменьшение энтальпии) и стремление частиц перейти в состояние большей разупорядоченности (увеличение энтропии). Суммарный эффект этих двух противоположных тенденций отражает изменение энергии Гиббса: ΔG = ΔH - T*ΔS. Энергия Гиббса является критерием самопроизвольного протекания реакций, поскольку ее уменьшение является движущей силой химического процесса: ΔG ≤ 0.

Изменение энтальпии или энтропии не может являться критерием протекания реакции, т.к. часто самопроизвольно протекают реакции, идущие с увеличением энтальпии или уменьшением энтропии.

274. Под энтальпийным фактором процесса понимается его тепловой эффект, т.е. поглощение или выделение тепла при протекании процесса. Энтропийный фактор характеризует стремление системы к разупорядочиванию. В целом самопроизвольное протекание процесса означает увеличение энтропии и/или уменьшение энтальпии. Оба фактора учитывает т.н. энергия Гиббса: ΔG = ΔH - T*ΔS.

275. Энергия Гиббса: ΔG = ΔH - T*ΔS. Несмотря на то, что в данное уравнение давление и концентрация реагирующих веществ не входят ,эти характеристики определяют значения энтальпийного: ΔH вклада и энтропийного вклада T*ΔS, т.е. косвенно влияют на энергию Гиббса.

276. Энергия Гиббса: ΔG = ΔH - T*ΔS. Энергия Гиббса может дать только приближенный ответ о возможности протекания процесса по нескольким причинам: во-первых, энтропия и энтальпия не постоянны во всем температурном интервале и во-вторых для протекания процесса кроме термодинамической возможности должна выполняться и кинетическая возможность. Кинетические параметры процесса уравнение Гиббса не учитывает, поэтому и дает приближенный ответ.

277. Энергия Гиббса: ΔG =R*T*lnKp. Из уравнения Менделеева-Клайперона ( Типы химических реакций. Составление уравнений реакций. 3 страница - student2.ru ) можно выразить произведение R*T как функцию давления: ΔG =P*V*n*lnKp - при изменении давления газов и концентрации веществ.

278.

Знак изменения функции Вывод о возможности самопроизвольности протекания процесса  
ΔH ΔS ΔG    
+ + + Реакция не протекает N2O4 (г) = 2 NO2 (г)
- + - Протекает 2H2O2(р) = 2H2O (ж) + O2 (г)
+ - + Не протекает N2(г)+O2(г) = 2NO2(г)
- - - Протекает 3H2(г)+N2(г) = 2NH3(г)

Т = 298 К.

279. Энергия Гиббса: ΔG = ΔH - T*ΔS. Энергия Гиббса является критерием самопроизвольного протекания реакции. Если ее изменение отрицательно (ΔG<0), процесс протекает самопроизвольно, если ΔG>0, то процесс термодинамически невозможен. Анализ уравнения показывает, что при низких температурах на знак ΔG в большей степени влияет ΔН, а при высоких температурах - ΔS. Например: 3H2(г)+N2(г) = 2NH3(г), при Т=298 К ΔН<0, ΔS<0, T*ΔS<0 и ΔG<0. При Т=498 К энтропийный фактор (T*ΔS) возрастает и ΔG>0.

280. а) CaCO3(к) = CaO(к) + CO2(г), энтропия возрастает, т.к. в процессе реакции возрастает количество газообразных веществ. ΔSо = ΔSо(СO2) + ΔSо(CaO) - ΔSо(CaCO3) = 213.7 + 39.7 – 92/9 = 160.5 Дж/(K*моль)

б) NH3(г) + HCl(г) = NH4Cl(г), энтропия уменьшается, т.к. в процессе реакции уменьшается количество газообразных веществ. ΔSо = ΔSо(NH4Cl) – [ΔSо(HCl) + ΔSо(NH3)] = 95.8 – 186.8 – 192.6 = -283.6 Дж/(K*моль)

281. 2SO2(г) + O2(г) = 2SO3(г). В неизолированной системе: ΔG < 0. ΔG = 2ΔGо(SO3) - 2ΔGо(SO2) = 2* (-370) – 2*(-300.2) = -139.6 кДж/моль. В изолированной системе: ΔSо > 0. ΔSо = 2ΔSо(SO3) – [2ΔSо(SO2) - ΔSо2)] = 2*256.4 – 205 – 2*248.1 = -188.4 Дж/(K*моль). Реакция в прямом направлении самопроизвольно протекает в неизолированной системе.

282. Самопроизвольное протекание реакции определяется в неизолированной системе знаком ΔG, а в изолированной системе знаком ΔS.

А) ZnS(к) + 3/2O2(г) = ZnO(к) + SO2(г) ΔGо = ΔGо(SO2) + ΔGо(ZnO) - ΔGо(ZnS) = -300.2 - 320.7 + 200.7 = -420.7 кДж/моль ΔSо = ΔSо(SO2) + ΔSо(ZnO) - ΔSо(ZnS) = 248.1 + 43.6 - 3/2*205.0 - 57.7 = -73.5 Дж/(K*моль) Реакция протекает самопроизвольно в неизолированной системе, а в изолированной не протекает.
Б) AgNO3(к) = Ag(к) + NO2(г) + 1/2O2(г) ΔGо = ΔGо(NO2) - ΔGо(AgNO3) = 51.5 + 33.6 = 85.1 кДж/моль ΔSо = ΔSо(Ag) + ΔSо(NO2) + 1/2ΔSо(O2) - ΔSо(AgNO3) = 42.6+240.2+1/2*205-14-.9 = 244.4 Дж/(Kмоль) Реакция протекает самопроизвольно в изолированной системе, а в неизолированной не протекает.
В) CuCl2(к) + H2O(г) = CuO(к) + 2HCl(г) ΔGо = 2ΔGо(HCl)+ΔGо(CuO)-ΔGо(CuCl2)-ΔGо(H2O) = -2*94.8-129.4+228.6+174.1 = 83.7 кДж/моль ΔSо = 2ΔSо(HCl)+ΔSо(CuO)-ΔSо(CuCl2)-ΔSо(H2O) = 2*186.8+42.6-188.7-108.1 = 119.4 Дж/(Kмоль) Реакция протекает самопроизвольно в изолированной системе, а в неизолированной не протекает.

283. Самопроизвольное протекание реакции определяется в неизолированной системе знаком ΔG, а в изолированной системе знаком ΔS.

А) SO2(г) + 2H2S(г) = 3S(ромб) + 2H2O(ж) ΔGо = 2ΔGо(H2O) - 2ΔGо(H2S) - ΔGо(SO2) = -2*237.1 + 2*33.8 + 300.2 = -106.4 кДж/моль ΔSо = 2ΔSо(H2O)+3ΔSо(S)-2ΔSо(H2S)-ΔSо(SO2) = 2*70.1+3*31.9-2*205.7+248.1 = -422.2 Дж/(K*моль) Реакция протекает самопроизвольно в неизолированной системе, а в изолированной не протекает.
Б) PbS(г) + 3/2O2(г) = PbO(к) + SO2(г) ΔGо = ΔGо(SO2) + ΔGо(PbO) - ΔGо(PbS) = -300.2 - 189.1 + 98.8 = -390.5 кДж/моль ΔSо = ΔSо(SO2)+ΔSо(PbO)-ΔSо(PbS)-3/2ΔSо(O2) = 248.1+66.2-91.2-3/2*205 = -84.5 Дж/(K*моль) Реакция протекает самопроизвольно в неизолированной системе, а в изолированной не протекает.
В) 3NiO(к) + 2Al(к) = 3Ni(к) + Al2O3(к) ΔGо = ΔGо(Al­2O3) - 3ΔGо(NiO) = -1582 + 211 = -1371 кДж/моль ΔSо = 3ΔSо(Ni)+ΔSо(Al2O3)-3ΔSо(NiO)-2ΔSо(Al) = 3*29.9+50.9-2*28.4-3*38 =-30.2 Дж/(K*моль) Реакция протекает самопроизвольно в неизолированной системе, а в изолированной не протекает.

284. NiO(к) + Pb(к) = Ni(к) + PbO(к), T=800 K, ΔG = ΔH - T*ΔS.

ΔHо = ΔHо(PbO) - ΔHо(NiO) = -219.3 –(-239.7) = 20.4 кДж/моль.

ΔSо = ΔSо(PbO)+ΔSо(Ni)-ΔSо(NiO)-ΔSо (Pb) = 66.2 + 29.9 – 38 – 64.8 = -6.7 Дж/(K*моль)

ΔG = 20400 – 800*(-6.7)= 25.76 кДж/моль. ΔG>0, поэтому реакция идет самопроизвольно в обратном направлении.

285. Cu(к) + ZnO(к) = Zn(к) + CuO(к), T=400 K, ΔG = ΔH - T*ΔS.

ΔHо = ΔHо(CuO) - ΔHо(ZnO) = -162 –(-350.3) = 188.6 кДж/моль.

ΔSо = ΔSо(CuO)+ΔSо(Zn)-ΔSо(ZnO)-ΔSо (Cu) = 42.6 + 41.6 – 43.6 – 33.2 = 7.4 Дж/(K*моль)

ΔG = 188600 – 400*7.4= 185.64 кДж/моль. ΔG>0, поэтому реакция в прямом направлении не протекает.

286. KOH + Na = NaOH + K, T=723 K, ΔG = ΔH - T*ΔS.

ΔHо = ΔHо(NaOH) - ΔHо(KOH) = -426 + 425.8 = -0.2 кДж/моль.

ΔSо = ΔSо(NaOH)+ΔSо(K)-ΔSо(KOH)-ΔSо (Na) = 64.4 + 71.5 – 51.2 – 79.3 = 5 Дж/(K*моль)

ΔG = -200 – 723*5= -3.82 кДж/моль. ΔG<0, поэтому реакция возможна при данных условиях.

287. KCl + Na = NaCl + K, T=1073 K, ΔG = ΔH - T*ΔS.

ΔHо = ΔHо(NaCl) - ΔHо(KCl) = -411.1 - (-435.9) = 24.8 кДж/моль.

ΔSо = ΔSо(NaCl)+ΔSо(K)-ΔSо(KCl) - ΔSо (Na) = 72.1 + 71.5 – 51.2 – 82.6 = 9.8 Дж/(K*моль)

ΔG = 24800 – 723*9.8= 14.28 кДж/моль. ΔG<0, поэтому реакция не возможна при данных условиях. Реакция возможна при Т= 2530 К, чот подтверждается рассчетом: ΔG = 0, Т = ΔH / ΔS. Т = 24800 / 9.8 = 2530 К = 2257 0С.

288. N2 + O2 = 2NO. Реакция возможна при условии ΔG<=0, поэтому ΔH = T*ΔS. Т=ΔHо/ΔSо. ΔHо = 2ΔHо(NO) = 2*90.2 = 180.4 кДж/моль. ΔSо = 2ΔSо(NO) - ΔSо(N2) - ΔSо(O2) = 2*210.6 - 191.5 - 205.0 = 24.7 Дж/(K*моль). T = 180400/24.7 = 7304K = 7031 oC. Для осуществления этой реакции требуется очень высокая температура, поэтому она в промышленности не реализована.

289. а)FeO + C(графит) = Fe + CO, T1= 273 K, T2= 1273 K. ΔG = ΔH - T*ΔS.

ΔHо = ΔHо(СО) - ΔHо(FeO) = -110.5 + 264.8 = 154.3 кДж/моль

ΔSо = ΔSо(CO)+ΔSо(Fe)-ΔSо(FeO)-ΔSо(C) = 197.5+27.3-60.8-5.7 = 158.3 Дж/(Kмоль)

ΔGо1 = 154.3*103 - 273*158.3 = 107.13 кДж/моль

ΔGо2 = 154.3*103 - 1273*158.3 = - 47.22 кДж/моль

Реакция реализуется при 1273 К.

б) FeO + CО = Fe + CO2, T1= 273 K, T2= 1273 K. ΔG = ΔH - T*ΔS.

ΔHо = ΔHо(СО2) – [ΔHо(FeO)+ ΔHо(СО)] = -393.3 +110.5 + 264.8 = - 18.2 кДж/моль

ΔSо = [ΔSо(CO2)+ΔSо(Fe)] – [ΔSо(FeO)-ΔSо(CO)] = 27.3 + 213.7 - 197.5-60.8 = -17.3 Дж/(Kмоль)

ΔGо1 = -18.2*103 - 273*(-17.3) = -13.04 кДж/моль

ΔGо2 = -18.2*103 - 1273*(-17.3) = 3.82 кДж/моль

Реакция реализуется при 273 К.

290. а) Cu + 0.5O2 = CuO(к), T = 573 K, ΔG = ΔH - T*ΔS.

ΔHо = ΔHо(СuO) = -162 кДж/моль

ΔSо = ΔSо(CuO)-[ΔSо(Cu)+0.5Sо(O2)] = 42.6 –33.2 – 0.5*205 = - 93.1 Дж/(Kмоль)

ΔGо = -162*103 - 573*(-93.1) = -108.65 кДж/моль

б) 2Cu + 0.5O2 = Cu2O(к), T = 573 K

ΔHо = ΔHо(Сu2O) = -173.2Дж/моль

ΔSо = ΔSо(Cu2O)-[2ΔSо(Cu)+0.5Sо(O2)] = 92.9 –2*33.2 – 0.5*205 = -76 Дж/(Kмоль)

ΔGо = -173.2*103 - 573*(-76) = -129.65 кДж/моль

Более вероятна в данных условиях реакция б), т.к. ΔGоб) < ΔGоа) .

291.а) NH4NO3(к) = N2O(г) + 2H2O(г), Т = 500 К. ΔG = ΔH - T*ΔS.

ΔHо = 2ΔHо(H2O) + ΔHо(N2O) - ΔHо (NH4NO3)= 2*(-241.8)+82 + 365.4 = -36.2 кДж/моль.

ΔSо = 2ΔSо(H2O)+ΔSо(N2O)-ΔSо(NH4NO3) = 2*188.7 +219.9 - 151 = 446.3 Дж/(K*моль)

ΔG = -36.2*103 – 500*446.3 = -259.35 кДж/моль.

б) NH4NO3(к) = N2(г) + 0.5О2 + 2H2O(г),

ΔHо = 2ΔHо(H2O) - ΔHо (NH4NO3)= 2*(-241.8) + 365.4 = -118.2 кДж/моль.

ΔSо=2ΔSо(H2O)+ΔSо(N2)+0.5ΔSо2)-ΔSо(NH4NO3)=2*188.7+191.5+0.5*205-151=520.4 Дж/(K*моль)

ΔG = -118.2*103 – 500*520.4 = -378.4 кДж/моль.

Более вероятна в данных условиях реакция б), т.к. ΔGоб) < ΔGоа) .

292.Т= 300 К, ΔG = ΔH - T*ΔS.

а) CaCl2(к) + F2(г) = CaF2(к) + Cl2(г)

ΔHо = ΔHо(CaF2) - ΔHо(CaCl2) = -1214.6+795= - 419.6 Дж/моль.

ΔSо = ΔSо(CaF2)+ΔSо(Cl2)-[ΔSо(CaCl2)+ ΔSо(F2)] = 222.9+68.9–202.9-113.6= - 24.7 Дж/(K*моль)

ΔG = -419.6*103 – 300*(-24.7) = - 412.19 кДж/моль.

б) CaF2 (к) + Cl2 (г) = CaCl2 (к) + F2 (г)

ΔHо = ΔHо(CaCl2)- ΔHо(CaF2)= -795+1214.6= 419.6 Дж/моль.

ΔSо = ΔSо(CaCl2)+ ΔSо(F2)-[ΔSо(CaF2)+ΔSо(Cl2)] = 202.9+113.6-222.9-68.9= 24.7 Дж/(K*моль)

ΔG = 419.6*103 – 300*24.7 = 412.19 кДж/моль.

Возможна реакция а), т.к. ΔGоа) < 0, невозможна реакция б), т.к. ΔGоб) > 0.

293. T=300 K, ΔG = ΔH - T*ΔS.

А) H2S(г) + Cl2(г) = S(ромб) + 2HCl(г) ΔHо = 2ΔHо(HСl) - ΔHо(H2S) = -2*91.8 + 21 = 162.6 кДж/моль ΔSо = 2ΔSо(HCl)+ΔSо(S)-ΔSо(H2S)-ΔSо(Cl2) = 2*186.8+31.9-205.7-222.9 = -23.1 Дж/(Kмоль) ΔGо = 162.6*103 + 300*23.1 = 169.53 кДж/моль
Б) H2S(г) + Y2(г) = S(ромб) + 2HY(г) ΔHо = 2ΔHо(HY) - ΔHо(H2S) = 2*26.6 + 21 = 74.2 кДж/моль ΔSо = 2ΔSо(HY)+ΔSо(S)-ΔSо(H2S)-ΔSо (Y2) = 2*206.5 + 31.9 - 260.6 - 205.7 = -21.4 Дж/(Kмоль) ΔGо = 74.2*103 + 300*21.4 = 80.62 кДж/моль

Более вероятна реакция б), т.к. ΔGо(б)<ΔGо(а).

294. Энергия Гиббса – термодинамическая функция состояния системы, которая характеризует направление и предел самопроизвольного протекания реакции, протекающей при Р=const и температуре Т. Стандартной энергией Гиббса образования вещества называют энергию Гиббса реакции образования 1 моль этого вещества, находящегося в стандартном состоянии, из соответствующих простых веществ, также находящихся в стандартных и термодинамически устойчивых при данной Т-ре фазах и модификациях. Например:

Na2O(тв.) + H2O(ж) = 2NaOH(тв.)

ΔGо = 2ΔGо(NaOH) - ΔGо(H2O) - ΔGо(Na2O) = 2*(-380,45) – (-237,4) – (-377,38) = -146,12 кДж/моль

Реакция протекает в прямом направлении, т.к. ΔGо< 0.

295. а) 2N2O + O2 = 4NO, ΔGо = 4ΔGо(NO) - 2Gо(N2O) = 4*86.6 – 2*104/2 = 138 кДж/моль

б)N2O + NO=NO2 + N2, ΔGо=ΔGо(NO2)–[Gо(N2O)+ΔGо(NO)]=51.5-86.6-104.2 =-139.3 кДж/моль

в)N2O + NO2 =3 NO , ΔGо=3ΔGо(NO)–[Gо(N2O)+ΔGо(NO2)]=3*86.6-51.5-104.6=104.1 кДж/моль

г) CH4 + 3CO2 = 4CO + 2H2O(г), ΔGо=2ΔGо(H2O)+ 4ΔGо(СO)–[3Gо(СО2)+ΔGо(CH4)]= 2*(-228.6)+4*(-137.1)-3*(-394.4)-(-50.8)= 228.4 кДж/моль

Самопроизвольно в стандартных условиях протекает реакция б), т.к. ΔGоб) < 0

296.

а) 4HCl + O2 = 2Cl2 + H2O ΔGо = 2ΔGо(H2O) - 4ΔGо(HCl) = -2*228.6 + 4*94.8 = -78 кДж/моль

б) 2HF + O3 = F2 + O2 + 2H2O ΔGо = -2*228.6 + 2*272.8 = 88.4 кДж/моль

в) H2O2 + O3 = 2O2 + H2O ΔGо = ΔGо(H2O) - ΔGо(H2O2) = -237.2 + 120.4 = -116.8 кДж/моль

г) С + H2O = CO + H2 ΔGо = ΔGо(CO) - ΔGо(H2O) = -137.1 + 228.6 = 91.5 кДж/моль

В стандартных условиях самопроизвольно протекают реакции а) и в), т.к. ΔGо < 0

297.

N2 + O2 = 2NO
ΔHо = 2ΔHо(NO) = 2*90.2 = 180.4 кДж/моль ΔSо = 2ΔSо(NO) - ΔSо(N2) - ΔSо(O2) = 2*210.6 - 191.5 - 205.0 = 24.7 Дж/(Kмоль)
T1 =1273 K ΔGо = ΔHо - TΔSо = 18040 - 1273*24.7 = 179.16 кДж/моль T2 =2273 K ΔGо = ΔHо - TΔSо = 18040 - 2273*24.7 = 124.26 кДж/моль T3 =3273 K ΔGо = ΔHо - TΔSо = 18040 - 3273*24.7 = 99.56 кДж/моль T4 =5273 K ΔGо = ΔHо - TΔSо = 18040 - 5273*24.7 = 50.16 кДж/моль T5 =10273 K ΔGо = ΔHо - TΔSо = 18040 - 10273*24.7 = -73.34 кДж/моль
Типы химических реакций. Составление уравнений реакций. 3 страница - student2.ru Для самопроизвольного протекания реакции требуется около 7400 К

298. Термодинамически устойчивые вещества характеризуются отрицательным значением энергии Гиббса (ΔG), а термодинамически неустойчивые соединения - положительным значением ΔG. Соединения второго типа существуют, т. к. для их разрушения существуют кинетические затруднения - скорость разложения очень мала. Неустойчивые термодинамически вещества получают не прямым синтезом, а косвенным путем. Так, например, получают неустойчивые вещества С2Н2, N2O3, Cl2O7 и другие.

299. 2Н2О2 = 2Н2О + О2. Пероксид водорода разлагается при комнатной температуре, т.к. при этом получаются еще более устойчивые вещества. ΔGреакции = 2ΔG(Н2О) - 2ΔG(Н2О2) = -2*241.8 + 2*187.8 = -108 кДж/моль, т.е. реакция термодинамически возможна.

300. Энергию Гиббса часто называют «свободной» энергией, т.к. она является функцией давления и температуры, т.е. параметров, которые можно свободно менять и фиксировать. Для окислительно-восстановительных реакций энергия Гиббса определяется уравнением: ΔG = -z*F*E,где z - количество электронов, F - постоянная Фарадея, E - электродвижущая сила.

Химическая кинетика.

301. Скорость химической реакции по некоторому компоненту называется изменение количества этого компонента в единицу времени в единице реакционного пространства. На практике скорость реакции может определяться по различным параметрам: по изменению концентрации одного из веществ, по изменению цветности, рН, электропроводности и др. Скорость реакции - это кинетическая характеристика, а энергия Гиббса - термодинамическая характеристика, эти параметры между собой не связаны. Т.к. скорость реакции определяется концентрациями реагирующих веществ, которые постоянно изменяются, то ее определяют на данный момент времени.

302. Основным понятием химической кинетики является понятие о скорости химической реакции. Математическое выражение скорости реакции зависит от типа реакции: гетерогенная или гомогенная. Поэтому в кинетике проводится такое разделение реакций.

гомогенные: N2(г)+O2(г) = 2NO2(г), N2O4 (г) = 2 NO2 (г);

гетерогенные: Ca(тв) + 2H2O(ж) = Ca(OH)2(ж) + H2(г), CuO(тв) = Cu(тв) + 1/2O2(г).

303. Одной из основных задач химической кинетики является нахождение зависимости скорости реакции от концентраций реагирующих веществ (кинетическое уравнение). Для простой реакции кинетическое уравнение находится легко, в то время как для сложной реакции нахождение кинетического уравнения представляет собой очень сложную задачу. Поэтому принято разделение реакций на простые и сложные.

Простые реакции. Моно:Cl2 = 2Cl, Би: Н+ + Сl- = HCl, Три:3O2 = 2O3.

Сложные реакции: Последовательные: 2Ca + O2 = 2CaO => CaO + H2O = Ca(OH)2, Параллельные:Ca + Cl2 = CaCl2 и Ca + F2 = CaF2, Цепные:Сl2 = 2Cl*, Cl* + CH4 = CH3* + HCl, CH3* + Cl2 = CH3Cl + Cl* и т.д.

По стехиометрическому уравнению нельзя однозначно определить - сложная это реакция или простая, но если в реакцию вступают более трех частиц, то эта реакция сложная.

304. На скорость реакции влияют: природа взаимодействующих частиц, температура, давление, катализатор и др.

305. Кинетическое уравнение для простой и сложной реакции записывается как зависимость скорости реакции от концентрации взаимодействующих веществ. Однако, если для простой реакции кинетическое уравнение имеет относительно простой вид, то для сложных реакций кинетическое уравнение может записываться в виде системы уравнений. Константа скорости реакции - это скорость реакции при концентрации веществ равных единице. На константу скорости влияет температура, давление, природа веществ и не влияет концентрация веществ и объем системы.

306. а) 2HI = H2 + I2 , V = К*Р2(HI) , после увеличения давления в 2 раза V/ = К*(2Р(HI))2 , в результате скорость возрастет в V/ / V = 4 раза.

Б) N2O4 = 2NO2, V = К*Р (N2O4), после увеличения давления в 2 раза V/ = К*(2Р(N2O4)), в результате скорость возрастет в V/ / V = 2 раза.

В) 2NO +H2 = N2O + H2O , V = К*Р2(N2O) *P(H2), после увеличения давления в 2 раза V/ = К*(2Р(N2O)) 2 *2P(H2), в результате скорость возрастет в V/ / V = 8 раз.

307. a) 2NO +Cl2 = 2NOCl, V = К*Р2(NO)*P(Cl2), после увеличения давления в 3 раза V/ = К*(3Р(NO))2 * 3P(Cl2), в результате скорость возрастет в V/ / V = 27 раз.

Б) H2 + OH= H2O + H, V = К*Р(OH)*P(H2), после увеличения давления в 3 раза V/ = К*3Р(OH)*3P(H2), в результате скорость возрастет в V/ / V = 9 раз.

В) Cl2 = 2Cl , V = К*P(Cl2), после увеличения давления в 3 раза V/ = К*3P(Cl2), в результате скорость возрастет в V/ / V = 3 раза.

308. а) O2+H = OH + O, V = К*Р(H) *P(O2), после увеличения давления в 4 раза V/ = К*4Р(H) *4P(O2), в результате скорость возрастет в V/ / V = 16 раз.

Б) H2+Y2 = 2HY, V = К*Р(H2)*P(Y2), после увеличения давления в 4 раза V/ = К*4Р(H2)*4P(Y2), в результате скорость возрастет в V/ / V = 16 раз.

В) 2NO+O2 = 2NO2, V = К*Р2(NO2)*P(O2), после увеличения давления в 4 раза V/ = К*(4Р(NO2) )2 *4P(O2), в результате скорость возрастет в V/ / V = 64 раза.

309. H2+Br2 = 2HBr, V = K*[H2]*[Br2]1/2 .Молекулярность реакции равна1+1 =2, а порядок реакции 1+1/2=1,5. Поскольку молекулярность и порядок не совпадают, то данная реакция - сложная. А) V/=K*4[H2]*[Br2]1/2 , скорость реакции возрастает в V/ / V= 4 раза.

Б) V//=K*[H2]*(4[Br2])1/2 , скорость реакции возрастает в V// / V= 2 раза.

В) V///=K*4[H2]*(4[Br2])1/2 , скорость реакции возрастает в V// / V= 8 раз.

310. F2+ 2ClO2=2ClO2F, V=K*[F2]*[ClO2], Данная реакция является сложной, т.к. ее порядок (2) и молекулярность (3) не совпадают. При увеличении давления в 3 раза: V/ = K*3[F2]*3[ClO2], скорость реакции возрастает в V/ / V = 9 раз.

311. 2NO +2H2 = N2 + 2H2O, а) фиксируем концентрацию [H2] = 0,12 моль/л. При увеличении [NO] в 2 раза, скорость реакции возрастает в 4 раза, т.е. порядок по[NO] равен 2. б) фиксируем [NO] = 1,12 моль/л. При увеличении [H2] в 2 раза, скорость возрастает в 2 раза - порядок по [H2] = 1. Т.о. кинетическое уравнение имеет вид: V = K*[H2]1 *[NO]2.

312. SO2+2H2=S+2H2O, а) фиксируем концентрацию [SO2]=200. При увеличении [H2] в 2 раза, скорость реакции возрастает в 2 раза, т.е. порядок по[H2] равен 1. б) фиксируем [H2]=200. При увеличении [SO2] в 2 раза, скорость возрастает в 2 раза - порядок по [SO2]=1. Т.о. кинетическое уравнение имеет вид: V=K*[H2]1 *[SO2]1.

Наши рекомендации