Типы химических реакций. Составление уравнений реакций. 4 страница

313. 2Co⁺³ + Tl⁺ = 2Co⁺² + Tl⁺³,

а) фиксируем концентрацию [Co⁺³] = 0,3моль/л. При увеличении [Tl⁺] в 2 раза, скорость реакции возрастает в 2 раза, т.е. порядок по [Tl⁺] равен 1.

б) фиксируем [Tl⁺] = 0,1 моль/л. При увеличении [Co⁺³] в 3 раза, скорость возрастает в 3 раза - порядок по [Co⁺³] = 1. Т.о. кинетическое уравнение имеет вид: V = K*[ Co⁺³]¹ *[Tl⁺]¹.

314. CH₃CHO = CH₄+CO. При увеличении [CH₃CHO] в 2 раза, скорость возрастает в 4 раза, т.е. порядок равен 2. V=K* [CH₃CHO]².

315. 2A+3B=A₂B₃. а) фиксируем концентрацию [A] = 0,20 моль/л. При увеличении [В] в 4 раза, скорость реакции возрастает в 4 раза, т.е. порядок по [В] равен 1. б) фиксируем [В] = 0,80 моль/л. Изменение [A] не приводит к изменению скорости. Т.о. кинетическое уравнение имеет вид: V = K*[В]¹ . После увеличения давления в 2 раза V^/ = K*2[В], скорость реакции возрастает в 2 раза: V^/ / V = 2 раза.

316. 2NO+O₂ = 2NO₂, Кинетическое уравнение: V = K*[NO]²*[O₂]¹. 1.2*10^-3 = К*0.3² *0.15, следовательно, К = 0,089 л²/моль²с.

317. H₂+Y₂ = 2HY, К = 0,16, [H₂] = 0,04, [I₂] = 0,05 моль/л. V_исх. = K*[H₂]*[I₂] = 0,16*0,04*0,05 = 3,2*10^-4. Когда израсходовалась половина количества водорода, т.е. 0,02 моль/л, то израсходовалось столько же иода. Осталось 0,02 моль/л водорода и 0,03 моль/л иода. V^/ = 0,16*0,02*0,03 = 9,6*10^-5.

318. 2NO+Cl₂ = 2NOCl, [NO_исх.] = 0,4 моль/л, [Cl_{2 исх.}] = 0,3 моль/л. V = K*[NO]² * [Cl₂] = К*0,4² *0,3 = 0,048К. Прореагировало 0,2 моль/л NO, следовательно, прореагировало 0,1 моль/л Cl₂. Осталось 0,2 моль/л NO и 0,2 моль/л Cl₂. V = K * 0,2² * 0,2 = 0,008 К. Скорость уменьшилась в 0,048/0,008 = 6 раз.

319. Согласно правилу Вант-Гоффа, при повышении температуры на 10⁰ скорость реакции увеличивается в 2-4 раза. γ = 3, Т₁ = 80⁰С, Т₂ = 130⁰С. V₂/V₁ = γ^{Т2 -Т1 / 10} = 3^{130-80 /10} = 243.

320. Температурный коэффициент показывает, во сколько раз увеличивается скорость химической реакции при увеличении температуры на 10 градусов. γ = 3, ∆Т = 40, V₂/V₁ = γ^{Т2 -Т1 / 10} = 3^{40 /10} = 81.

321. Согласно правилу Вант-Гоффа, при повышении температуры на 10⁰ скорость реакции увеличивается в 2-4 раза. γ = 1.8, V₂/V₁ = 50. ∆Т -?

V₂/V₁ = γ ^∆Т/10, 50 = 1.8 ^∆Т/10, ln50 = ∆Т/10 *ln1.8, ∆Т = 66.5⁰C.

322. Правило Вант-Гоффа выведено не из фундаментальных законов, а опытным путем, поэтому оно называется эмпирическим. Оно справедливо для всех реакций, кроме ферментативных и реакций третьего порядка. Т₁ = 100⁰, Т₂ = 150⁰, К₁ = 6*10^-4, К₂ = 7.2*10^-2. К₂ / К₁ = γ ^{∆Т / 10} , 7.2*10^-2 / 6*10^-4 = γ ^(150-100)/10 , γ = 2.6.

323. Т₁=120⁰, Т₂=170⁰, К₁=5,9*10^-4, К₂=6,7*10^-2. К₂ / К₁ = γ ^{∆Т / 10} , 6,7*10^-2 / 5,9*10^-4 = γ ^170-120/10 , γ = 2,6.

324. γ₁ = 3, γ₂ = 4, при температуре Т₁ : К₁^/ = К₂^/. При температуре Т₂: К₂^// / К₁^// = 5. ∆Т -?

К₂ / К₁ = γ ^{∆Т / 10} . К₁^// / К₁^/ = γ₁ ^{∆Т / 10} (1) . К₂^// / К₂^/ = γ₂ ^{∆Т / 10} (2). Разделим выражение (1) на выражение (2), получим: К₁^// / К₂^// = (γ₁ ^{∆Т / 10}) / (γ₂ ^{∆Т / 10}). 1/5 = (3 ^{∆Т / 10} ) / (4 ^{∆Т / 10} ). ln5 + (∆Т / 10) *ln3 = (∆Т / 10) * ln4, ∆Т = 56⁰.

325. Уравнение Аррениуса определяет зависимость константы скорости химической реакции от температуры. , К = К₀ * е ^{-Е а / RT} .

Т₁­ = 288К, К₁ = 3,1*10^-4. Т₂ = 313 К, К₂ = 8,2*10^-3.

ln(K₂/K₁) = E_a/R * (1/T₁ - 1/T₂).

ln(8,2*10^-3 / 3,1*10^-4) = Е_а / 8,31 * (1/288 - 1/313), следовательно, Е_а = 98,14 кДж/моль.

326. Дополнительная энергия, необходимая для протекания между частицами химической реакции, называется энергией активации. Т₁ = 673К, К₁ = 2,2*10^-4. Т₂ = 973 К, К₂ = 8,33. ln(K₂/K₁) = E_a/R * (1/T₁ - 1/T₂). ln(8,33 / 2,2*10^-4) = Е_а / 8,31 * (1/673 - 1/973), Е_а = 191,4 кДж/моль.

327. Е_а = 100 кДж/моль Т₁ = 273К, К₁ = 2,0*10^-2. Т₂ = 373 К, К₂ = ?. ln(K₂/K₁) = E_a/R * (1/T₁ - 1/T₂). ln(К₂ / 2,0*10^-2) = 100000 / 8,31 * (1/273 - 1/373), К₂ = 2712.

328. а) 2NO = N₂ + O₂, Е_а = 290 кДж/моль Т₁=300К, Т₂=310 К, К₂ / К₁ = ?. ln(K₂/K₁) = E_a/R * (1/T₁ - 1/T₂). ln(К₂ / К₁) = 290000 / 8,31 * (1/300 - 1/310), К₂ /К₁ = 43.

Б) 2NO + O₂ = 2NО₂, Е_а = 10 кДж/моль Т₁=300К, Т₂=310 К, К₂ / К₁ = ?. ln(K₂/K₁) = E_a/R * (1/T₁ - 1/T₂). ln(К₂ / К₁) = 10000 / 8,31 * (1/300 - 1/310), К₂ /К₁ = 1,14.

Изменение скоростей данных реакций не согласуется с правилом Вант-Гоффа.

329. Е_А1 = 184 кДж/моль, Е_А2 = 107 кДж/моль, пусть Т=400 К. К₁ = К₀ * е ^{-Е А1 / RT} , К₂ = К₀ * е ^{-Е А2 / RT} , , К₂ / К₁ =1,15*10¹⁰ раз.

330.

Процесс	Катализаторы
Синтез аммиака из N2 и Н2	Fe + K2O, Al2O3, MgO
Синтез спиртов из СО и Н2	ZnO-Cr2O3, CuO-ZnO- Cr2O3
Синтез углеводородов из СО и Н2	Fe, Ni, Co+MgO
Риформинг	Pt/ Al2O3
Гидратация олефинов	H3PO4 на носителях
Производство серной кислоты	Оксид ванадия (V)
Производство азотной кислоты	Платинородиевые сетки
Гидратация этилена	H3PO4 и H2SO4
Производство полиэтилена	Al(C2H5)3 и TiCl4

Катализаторы используют для увеличения скорости реакции, повышения ее селективности, конверсии и выхода целевого продукта.

Е_А1 = 200 кДж/моль, Е_А2 = 100 кДж/моль, Т=400 К. К₁ = К₀ * е ^{-Е А1 / RT} , К₂ = К₀ * е ^{-Е А2 / RT} , , К₂ / К₁ = 1,16*10¹³ раз.

331. С точки зрения химической термодинамики, химическое равновесие характеризуется постоянством концентраций веществ во времени. Согласно химической кинетике, равновесие определяется равенством скоростей прямой и обратной реакций.

А) N₂ (г) + 3H₂ (г) = 2NH₃ (г),

Б) Fe₃O₄ + 4CO (г) = 3Fe (к) + 4CO₂ (г),

332. Константа химического равновесия - это отношение произведения концентраций продуктов химической реакции к произведению концентраций исходных веществ, взятых в степенях, равных их стехиометрическим коэффициентам.

А) 4HCl + O₂ (г)= 2Cl₂(г) + 2H₂O (г),

Б) CaO (k) + H₂O (г) = Сa(OH)₂ (к),

333. Состояние реакции, при котором концентрации веществ не изменяются во времени, называется равновесным. Основные признаки: если на реакцию, находящуюся в состоянии химического равновесия оказать воздействие, то система перейдет в новое равновесное состояние, уменьшающее это воздействие. Если воздействие снять, то реакция вернется к исходному состоянию.

А) CO(г) + H₂O(г) = CO₂(г) + H₂(г)

Б) 2CuO(к) = 2Cu(к) + O₂(г)

334. При истинном равновесии химическая реакция характеризуется постоянством концентраций всех веществ в течение сколь угодно долгого промежутка времени. При этом реакция подчиняется принципу Ле Шателье. При ложном химическом равновесии с течением времени концентрации веществ могут меняться, и реакция не подчиняется принципу Ле Шателье.

А) 3O₂(г) = 2О₃ (г),

Б) Na₂CO₃ (к) + CO₂(г) + H₂O(г) = 2NaHCO₃(к),

335. Закон действующих масс: константа равновесия химической реакции равна отношению произведения концентраций продуктов реакции к произведению концентраций исходных веществ, взятых в степенях, равных их стехиометрическим коэффициентам: аА + bB = cC + dD, .

А) N₂ (г) + О₂ (г) = 2NО(г), ,

Б) 3Fe(к) + 4H₂O(г) = Fe₃O₄(к) + 4H₂(г), .

336. На величину константы химического равновесия влияют: природа реагирующих веществ, температура, давление.

А) Y₂ (г) + H₂ (г) = 2HY (г), ,

Б) MgO(к) + CO₂(г) = MgCO₃(к), .

337. N₂ (г) + 3H₂ (г) = 2NH₃ (г),

Cисх.	х	у
Сравн.

, С_исх. (N₂) = [N₂] + 0,5[NH₃] = 3+ 0,5*4 = 5 моль/л.

С_исх(Н₂) = [Н₂] + 1,5[NH₃] = 9 + 1,5*4 = 15 моль/л.

338. CO + Cl₂ = COCl₂

Cисх.	Х	у
Сравн.	0,2	0,3	1,2

, С_исх. (Cl₂) = [Cl₂] + [COCl₂] = 0,3 + 1,2 = 1,5 моль/л.

С_исх(CO) = [CO] + [COCl₂] = 0,2 + 1,2 = 1,4 моль/л.

339. CO + H₂O = CO₂ + H₂

Cисх.	0,03	0,03
Сравн.	x	y	0,01	z

Согласно уравнению реакции, водорода образуется столько же, сколько и СО₂: [CO₂]=[H₂]=0,01 моль/л. СО и Н₂О израсходовалось 0,01 моль/л, следовательно [CO]=[H₂O]=0,02 моль/л. .

340. FeO(k) + CO = Fe(k) + CO₂

Cисх.	-	0,05	-	0,01
Сравн.	-	0,05-x	-	0,01+x

0,01+x=0,025-0,5x, x=0,01. [CO] = 0,05 - 0,01 = 0,04 моль/л. [CO₂] = 0,01 + 0,01 = 0,02 моль/л.

341. Br₂ (г) + H₂ (г) = 2HBr (г),

Cисх.
Сравн.	3-x	1-x	2x

, 3x² + 4x - 3 = 0, x = 0,54.

[H₂] = 3-0.54 = 2.46 моль/л, [Br₂] = 1-0.54 = 0.46 моль/л, [HBr] = 2*0.54=1.08 моль/л.

w(H₂)=(2.46/4)*100 %=61.5%, w(Br₂)=(0.46/4)*100%=11.5%, w(HBr)=(1.08/4)*100%=27%.

342. N₂O₄ (г) = 2NO₂ (г),

Cисх.	0.08
Сравн.	50%	X

Прореагировало 0.08*0.5 = 0.04 моль/л N₂O₄. Следовательно, образовалось 2*0.04 = 0.08 моль/л NO₂ .

.

343. Y₂ (г) + H₂ (г) = 2HY (г),

Cисх.	0.01	0.01
Сравн.	0.01-x	0.01-x	2x

К=40

х = 0.0076, [HY]=2*0.0076=0.015моль/л.

В=(0.015*100)/(2*0.01)=76%

344. Y₂ (г) + H₂ (г) = 2HY (г),

Cисх.
Сравн.	1-x	2-x	2x

К=50

46х² -150х + 100=0, х = 0.57, Теоретически может образоваться 2 моль HY, образовалось 0.57*2 = 1.14 моль. В=(1.14*100%) / 2 = 57 %.

345. 2HY (г) = Y₂ (г) + H₂ (г)

Cисх.
Сравн.	1-2x	x	x

К = 2*10^-2

х = 0.11, разложилось 2*0.11 = 0.22моль HY, степень разложения 22 %.

346. Cl₂ (г) = 2Cl(г)

Cисх.	0.04
Сравн.	0.04-x	2x

К=4.2*10^-4

4х² + 4.2*10^-4х -1.68*10^-5 = 0, х = 0.002, степень атомизации хлора равна (002/0.04)*100 % = 5 %.

347. CO + H₂O = CO₂ + H₂

Cисх.
Сравн.	1-x	1-х	х	х

К=1. , х = 0.5, [CO₂]=[H₂]=0,5 моль/л, [CO]=[H₂O]=0,5 моль/л.

348. PCl₅ = PCl₃ + Cl₂

Cисх.	0.3
Сравн.	0.3-x	х	х

К=125. , х² + 125х - 37.5 = 0, х = 0.299. Разложилось PCl₅: (0.299/0.3)*100% = 99.76 %.

349. Принцип Ле Шателье: при оказании внешнего воздействия на реакцию, находящуюся в состоянии равновесия, ее равновесие смещается к состоянию, уменьшающему это воздействие. А) 2CO (г) + О₂(г) = 2СО₂ (г), ΔН⁰= -566 кДж/моль. Т.к. реакция экзотермическая, то при понижении температуры ее равновесие сместится вправо; т.к. количество газообразных продуктов реакции меньше количества газообразных исходных веществ, то при повышении давления равновесие сместится вправо. Б) N₂ (г) + O₂ (г) = 2NO (г), ΔН⁰= 180 кДж/моль. Т.к. реакция эндотермическая, то при понижении температуры ее равновесие сместится влево; т.к. количество газообразных продуктов реакции равно количеству газообразных исходных веществ, то повышение давления на равновесие не влияет.

350. При оказании внешнего воздействия на систему, находящуюся в состоянии равновесия, положение равновесия смещается к состоянию, уменьшающему это воздействие. А) 2H₂ (г) + O₂ (г) = 2H₂O (г), ΔН⁰ = - 483.6 кДж/моль. Т.к. реакция экзотермическая, то при повышении температуры ее равновесие сместится влево; т.к. количество газообразных продуктов реакции меньше количества газообразных исходных веществ, то при понижении давления равновесие сместится вправо. Б) CaCO₃ (k) = CaO (k) + CO₂(г), ΔН⁰ = 179,0 кДж/моль. Т.к. реакция эндотермическая, то при повышении температуры ее равновесие сместится вправо; т.к. газообразные вещества - продукты реакции CO₂ , то понижение давления сместит равновесие вправо.

351. N₂ (г) + 3H₂ (г) = 2NH₃ (г), ΔH⁰= -92.4 кДж/моль. а) реакция экзотермическая, поэтому при увеличении температуры равновесие сместится влево, а при понижении - вправо. Б) Т.к. количество газообразных продуктов реакции меньше количества газообразных исходных веществ, то при повышении давления равновесие сместится вправо, а при понижении давления - влево. В) равновесие сместится вправо при повышении концентрации азота и водорода и понижении концентрации аммиака, при повышении концентрации аммиака и понижении концентрации азота и водорода равновесии сместится влево. Г) введение промоторов не смещает положение равновесия . д) Поглощение аммиака сместит равновесие вправо, а поглощение азота и водорода - влево. Е) введение инертного газа аналогично повышению давления.

352. 4HCl(г) + O₂(г) = 2Cl₂(г) + 2H₂O(г), ΔH⁰= -116.4 кДж/моль. а) равновесие сместится в сторону исходных веществ при повышении температуры, уменьшении давления, увеличении концентрации хлора и воды, понижении концентрации кислорода и соляной кислоты. Б) равновесие сместится в сторону продуктов при понижении температуры, увеличении давления, уменьшении концентрации хлора и воды, увеличении концентрации кислорода и соляной кислоты.

353. 3Fe(к) + 4H₂O(г) = Fe₃O₄(к) + 4H₂(г), ΔH⁰= -49,9 кДж/моль. Для увеличения выхода водорода необходимо понизить температуру, т. к. реакция протекает с выделением тепла. Давление не влияет на положение равновесия, т.к. количество газообразных продуктов равно количеству газообразных исходных веществ.

354. MgO(k) + CO₂ (г) = MgCO₃(к), ΔH⁰= -111,7 кДж/моль. Поглощение CO₂ будет происходить при понижении температуры и повышении давления. Восстановление поглотителя будет протекать при повышении температуры и понижении давления.

355.CaO + H₂O = Ca(OH)₂.

ΔH⁰ = -986.6+635.5+241.8 = -109.3 кДж/моль. ΔS⁰ = 76.1-39.7-188.7 = -152.3 Дж/(K*моль)

ΔG⁰ = ΔH⁰ - Т * ΔS⁰. ΔG⁰ = -R*T*lnK_p => K_p = e^-ΔG/RT

а) Т = 300 К. ΔG⁰ = -109.3 + 300*152.3*10^-3 = -63.61 кДж/моль. К_р = 1.2*10¹¹

б) Т = 1000 К. ΔG⁰ = -109.3 + 1000*152.3*10^-3 = 43 кДж/моль. К_р = 5.7*10^-3

Расчет согласуется с принципом Ле-Шателье, т.к. при повышении температуры равновесие экзотермической реакции смещается влево.

356. N₂O₃ = NO + NO₂.

ΔH⁰ = 90.2 + 33.5 - 83.3 = 40.4 кДж/моль. ΔS⁰ = 210.6 + 240.2 - 178.2 = 272.6 Дж/(K*моль)

ΔG⁰ = ΔH⁰ - Т * ΔS⁰. ΔG⁰ = -R*T*lnK_p => K_p = e^-ΔG/RT

а) Т = 0⁰ C = 273 К. ΔG⁰ = 40.4 - 273*272.6*10^-3 = -34.0 кДж/моль. К_р = 3.3*10⁶

б) Т = 373 К. ΔG⁰ = 40.4 - 373*272.6*10^-3 = -61.3 кДж/моль. К_р = 3.9*10⁸

Расчет согласуется с принципом Ле-Шателье, т.к. при повышении температуры равновесие эндотермической реакции смещается вправо.

357. 2H₂O = 2H₂ + О₂.

ΔH⁰ = 2*241.8 = 483.6 кДж/моль. ΔS⁰ = 2*130.5 - 205 - 2*188.7 = -321.4 Дж/(K*моль)

ΔG⁰ = ΔH⁰ - Т * ΔS⁰. ΔG⁰ = -R*T*lnK_p => K_p = e^-ΔG/RT

а) Т = 500 К. ΔG⁰ = 483.6 + 500*321.4*10^-3 = 644.3 кДж/моль. К_р = 4.5*10^-68

б) Т = 1000 К. ΔG⁰ = 483.6 + 1000*321.4*10^-3 = 805 кДж/моль. К_р = 8.5*10^-43

Расчет согласуется с принципом Ле-Шателье, т.к. при повышении температуры равновесие эндотермической реакции смещается вправо.

358.ZnO + H₂ = Zn + H₂O.

ΔH⁰ = -241.8 + 350.6 = 108.8 кДж/моль. ΔS⁰ = 41.6 + 188.7 - 43.6 - 130.5 = 56.2 Дж/K*моль

ΔG⁰ = ΔH⁰ - Т * ΔS⁰. ΔG⁰ = -R*T*lnK_p => K_p = e^-ΔG/RT

а) Т = 300 К. ΔG⁰ = 108.8 - 300*56.2*10^-3 = 91.94 кДж/моль. К_р = 9.6*10^-17

б) Т = 1000 К. ΔG⁰ = 108.8 - 1000*56.2*10^-3 = 52.6 кДж/моль. К_р = 5.7*10^-3

Расчет согласуется с принципом Ле-Шателье, т.к. при повышении температуры равновесие эндотермической реакции смещается вправо.

359.FeO + H₂ = Fe +H₂О.

ΔH⁰ = -241.8 + 264.8 = 23 кДж/моль. ΔS⁰ = 27.3 + 188.7 - 60.8 -130.5 = 24.7 Дж/(K*моль)

ΔG⁰ = ΔH⁰ - Т * ΔS⁰. ΔG⁰ = -R*T*lnK_p => K_p = e^-ΔG/RT

а) Т = 500 К. ΔG⁰ = 23 - 500*24.7*10^-3 = 10.65 кДж/моль. К_р = 0.077

б) Т = 1000 К. ΔG⁰ = 23 - 1000*24.7*10^-3 = -1.7 кДж/моль. К_р = 1.23

Расчет согласуется с принципом Ле-Шателье, т.к. при повышении температуры равновесие эндотермической реакции смещается вправо.

360. 2HI = H₂ + I₂.

ΔH⁰ = 2*26.6 = 53.2 кДж/моль. ΔS⁰ = 130.5 + 116.2 - 2*206.5 = -166.3 Дж/(K*моль)

ΔG⁰ = ΔH⁰ - Т * ΔS⁰.

Т = 400 К. ΔG⁰ = 53.2 + 400*166.3*10^-3 = 119.7 кДж/моль.

ΔG⁰ = -R*T*lnK_p => K_p = e^-ΔG/RT => К_р = 2.2*10^-16

Согласно закону Оствальда К_р = . Т.к. константа равновесия очень мала, то можно пренебречь знаменателем. Тогда = 4.8*10^-5 %. К данному расчету принцип Ле-Шателье применить нельзя, т.к. не рассматривается смещение равновесия.

361.В состав атома входят протоны и нейтроны (они образуют ядро атома) и электроны. Протоны являются носителями положительного заряда, их количество определяет величину заряда ядра и атомный номер химического элемента, масса покоя протона: 1,673*10^-27 кг, заряд: 1,602*10^-19 Кл. Электроны - носители отрицательного заряда, масса покоя электрона: 9,109*10^-31 кг, заряд: 1,602*10^-19 Кл. Нейтроны - нейтральные частицы (заряд равен нулю), масса покоя: 1,675*10^-27 кг.

362.

Частица	символ	Масса покоя, кг	Относительная масса, а.е.м.	Заряд, Кл
протон	p	1,673*10-27	1,007276	1,602*10-19
нейтрон	n	1,675*10-27	1,008665
электрон	e	9,109*10-31	0,000549	1,602*10-19

363. Согласно модели Резерфорда, атом состоит из ядра, в котором сосредоточена основная масса атома, и электронов, движущихся на относительно большом расстоянии от ядра. Однако эта модель противоречила факту устойчивого существования атомов: в результате движения электроны расходуют энергию притяжения с ядром, и через 10^-8 секунды они должны упасть на ядро. Кроме того, электроны теряют энергию за счет излучения, образующего сплошной спектр, что также противоречило фактам: все атомные спектры имеют линейчатый характер.