Главная
Каталог
Библиотека
Избранное
Порталы
Библиотеки вузов
Отзывы
Новости
 
12+
 
Предварительный просмотр документа

Сборник задач и упражнений по химии

Автор/создатель: Лебедева М.И., Анкудимова И.А.
Год: 2007 
Сборник содержит большое число задач и упражнений по основным разделам курса общей и неорганической химии (основные законы и понятия химии, строение атома, химическая связь, термодинамика, химическая кинетика и равновесие, растворы, ОВР, электрохимия). Представлены задачи и вопросы, которые необходимы преподавателю, студенту, ученику для более глубокого усвоения основных положений химии и закономерностей протекания химических процессов. Предназначен для студентов 1-2 курсов дневной, заочной форм обучения, изучающих курс "Химия", а также для учащихся средних учебных заведений, которые готовятся к олимпиадам и сдаче единого государственного экзамена (ЕГЭ) по химии.
Показать полное описание документа
Популярные ресурсы рубрик:
РЕЙТИНГ

Оценка пользователей: 4.1
Количество голосов: 50
Оцените ресурс:
5 4 3 2 1

ОТЗЫВЫ


Популярные ресурсы по теме

Приведенный ниже текст получен путем автоматического извлечения из оригинального PDF-документа и предназначен для предварительного просмотра. Изображения (картинки, формулы, графики) отсутствуют.
∑ ∆G обр ∑ ∆G обр . прод исх ∆Gх.р = – (4.1.5) Самопроизвольно протекающие процессы идут в сторону уменьшения потенциала, в частности, в сторону уменьше- ния ∆G. Если ∆G < 0, процесс принципиально осуществим; если ∆G > 0 – процесс самопроизвольно проходить не может. Чем меньше ∆G, тем сильнее стремление к протеканию данного процесса и тем дальше он от состояния равновесия, при ко- тором ∆G = 0 и ∆H = T∆S. Из соотношения ∆G = ∆H – T∆S видно, что самопроизвольно могут протекать процессы, для которых ∆H > 0 (эндотер- мические). Это возможно, когда ∆S > 0, | T∆S | > | ∆H |, и тогда ∆G < 0. C другой стороны, экзотермические реакции (∆H < 0) самопроизвольно не протекают, если при ∆S < 0 окажется, что ∆G > 0. Значения стандартных энтальпий образования ∆H0, энтропии S0 и энергия Гиббса ∆G0 некоторых веществ при 298 К (25 °С) и давлении 1 атм = 101 325 Па = 760 мм рт. ст. представлены в табл. 4. 4 Значения ∆Н0, S0, ∆G0 ∆H0, S0⋅103, ∆G0, Вещество кДж/моль Дж/моль⋅K кДж/моль Аl(кр) 0 28,33 0 Al2О3(кр) –1675,69 50,92 –1582,27 BaCO3(кр) –1210,85 112,13 –1132,77 BaO(кр) –553,54 70,29 –525,84 BeO(кр) –598,73 14,14 –596,54 С(алмаз) 1,83 2,37 2,83 С(графит) 0 5,74 0 CaCO3(кр) –1206,83 91,71 –1128,35 CaO(кр) –635,09 38,07 –603,46 CH4(г) –74,85 186,27 –50,85 C2H2(г) 226,75 200,82 209,21 C2H4(г) 52,30 219,45 68,14 C2H6(г) –84,67 229,49 –32,93 C6H6(ж) 49,03 173,26 124,38 CH 3OH(ж) –238,57 126,78 –166,27 C2H5OH(г) –234,80 281,38 –167,96 C6H5NH2(ж) 31,09 192,29 149,08 СО(г) –110,53 197,55 –137,15 СО2(г) –393,51 213,66 –394,37 CS2(г) 116,70 237,77 66,55 CS2(ж) 88,70 151,04 64,61 Cl2(г) 0 222,98 0 Сr(кр) 0 23,64 0 Cr2O3(кр) –1140,56 82,17 –1058,97 F2(г) 0 202,67 0 Fe(кр) 0 27,15 0 FeO(кр) –264,85 60,75 –244,30 Fe2O3(кр) –822,16 87,45 –740,34 Fe3O4(кр) –1117,13 146,19 –1014,17 Н2(г) 0 130,52 0 HCl(г) –92,31 186,79 –95,30 H2О(г) –241,81 188,72 –228,61 H2О(ж) –285,83 69,95 –237,23 H2S(г) –20,60 205,70 –33,50 MgCO3(кр) –1095,85 65,10 –1012,15 MgO(кр) –601,49 27,07 –569,27 NH3(г) –45,94 192,66 –16,48 NH4Сl(кр) –314,22 95,81 –203,22 NO(г) 91,26 210,64 87,58 О2(г) 0 205,04 0 PbO(кр) –217,61 68,70 –188,20 PbS(кр) –100,42 91,21 –98,77 PCl3(г) –287,02 311,71 –267,98 PCl5(г) –374,89 364,47 –305,10 SO2(г) –296,90 248,07 –300,21 TiO2(кр) –944,8 50,33 –889,49 П р и м е р 48 В каком состоянии энтропия 1 моль вещества больше: в кристаллическом или в парообразном при той же температуре? Решение Энтропия есть мера неупорядоченности состояния вещества. В кристалле частицы (атомы, ионы) расположе- ны упорядоченно и могут находиться лишь в определенных точках пространства, а для газа таких ограничений нет. Объем 1 моль газа гораздо больше, чем объем 1 моль кристаллического вещества; возможность хаотичного движения молекул газа больше. А так как энтропию можно рассматривать как количественную меру хаотичности атомно-молекулярной структуры вещества, то энтропия 1 моль паров вещества больше энтропии его кристаллов при одинаковой температуре. П р и м е р 49 Исходя из значений стандартных энтальпий образования и абсолютных стандартных энтропий соответ- ствующих веществ (табл. 4) вычислите ∆G 0 реакции, протекающей по уравнению: NH3(г) + НСl(г) = NH4Cl(кр). Может ли эта реакция при стандартных условиях протекать самопроизвольно? Решение Энергия Гиббса (∆G0) является функцией состояния и вычисляется из соотношения (4.1.4). Величины ∆H0 и ∆S0 находим из соотношений (4.1.2): ∆H 0 = ∆H NH 4Cl − (∆H NH 3 + ∆H HCl ) = 0 0 0 = 314,22 – (–45,94 – 92,31) = –175,97 кДж. ∆S 0 = S NH 4Cl − ( S NH3 + S HCl ) = 95,81 – (192,66 + 186,79) = –283,64 Дж/К. 0 0 0 ∆G0 = –175,97 – 298(–283,64⋅10–3 ) = –91,45 кДж. Так как ∆G < 0, то реакция протекает самопроизвольно при стандартных условиях. П р и м е р 50 Реакция восстановления Fe2O3 водородом протекает по уравнению: Fe2O3(кр) + 3H2(г) = 2Fe(кр) + 3H2O(г); ∆H = +96,61 кДж. Возможна ли эта реакция при стандартных условиях, если изменение энтропии ∆S = 0,1387 кДж/(моль⋅K)? При какой температуре начнется восстановление Fe2O3? Решение Вычисляем ∆G реакции: ∆G = ∆H – T∆S = 96,61 – 298⋅0,1387 = +55,28 кДж. Так как ∆G > 0, то реакция при стандартных условиях невозможна; наоборот, при этих условиях идет обратная реакция окисления железа (коррозия). Найдем температуру, при которой ∆G = 0: ∆H = T∆S; T = ∆H/ ∆S = 96,61/0,1387 = 696,5 К. Следовательно, при температуре 695,5 К начнется реакция восстановления Fe2O3. Иногда эту температуру называют температурой начала реакции. П р и м е р 51 Вычислите ∆H0х.р, ∆S0х.р, ∆Gт реакции, протекающей по уравнению: Fe2O3(кр) + 3С(графит) = 2Fe(кр) + 3CO(г). Возможна ли реакция восстановления Fe2O3 углеродом при температурах 500 и 1000 К? Решение ∆H0х.р и ∆S0х.р находим из соотношений (4.1.2) и (4.1.3): ∆H0х.р = [ 3(–110,53) + 2⋅0] – [–822,16 + 3⋅0] = = –331,56 + 822,10 = +490,57 кДж; ∆S0х.р = (2⋅27,15 + 3⋅197,55) – (87,45 + 3⋅5,74) = 542,28 Дж/К. Энергию Гиббса при соответствующих температурах находим из соотношения (4.1.4): ∆G500 = 490,57 – 500⋅542,28/1000 = 219,43 кДж; ∆G1000 = 490,57 – 1000⋅542,28/1000 = –51,71 кДж. Так как ∆G500 > 0, а ∆G1000 < 0, то восстановление Fe2O3 углеродом возможно при 1000 К и невозможно при 500 К. Задачи При решении задач данного раздела использовать значения табл. 4. 291 Теплоты растворения сульфата меди (CuSO4) и медного купороса (CuSO4⋅5H2O), равны –66,11 кДж и 11,72 кДж со- ответственно. Вычислите теплоту гидратации сульфата меди. 292 Вычислите тепловой эффект и напишите термохимическое уравнение реакции горения одного моля этана (C2H6(г)), в результате которой образуются пары воды и диоксид углерода. Сколько теплоты выделится при сгорании этана объемом 1 м 3(н.у.)? 293 Вычислите тепловой эффект реакции горения бензола, которая выражается термохимическим уравнением: C6H6(ж) + 7/2O2(г) = 6CO2(г) + 3H2O(г). 294 Газообразный этиловый спирт можно получить при взаимодействии этилена и водяных паров. Напишите термохи- мическое уравнение этой реакции, вычислите ее тепловой эффект. 295 Напишите термохимическое уравнение реакции взаимодействия оксида углерода(II) и водорода, в результате кото- рой образуются газообразные метан и вода. Сколько теплоты выделится при этой реакции, если был получен метан объемом 67,2 дм3 (н.у.)? 296 Кристаллический хлорид аммония образуется при взаимодействии газообразных аммиака и HCl. Напишите термохи- мическое уравнение этой реакции, вычислите ее тепловой эффект. Сколько теплоты выделится, если в реакции был израсходо- ван аммиак объемом 10 дм3 (н.у.)? 297 При сгорании газообразного аммиака образуются пары воды и оксид азота(II). Сколько теплоты выделится при этой реакции, если был получен оксид азота(II) объемом 44,8 дм3 (н.у.)? 298 Вычислите тепловой эффект реакции горения метилового спирта, которая выражается термохимическим уравнени- ем: CH3OH(ж) + 3/2O2(г) = CO2(г) + 2H2O(ж). 299 При взаимодействии газообразных сероводорода и диоксида углерода образуются пары воды и газообразный серо- углерод (CS2). Напишите термохимическое уравнение этой реакции и вычислите ее тепловой эффект. 300 На основании значений ∆G0, различных кислородных соединений щелочных металлов, приведенных в табл. 5, оп- ределите образование каких соединений наиболее характерно для различных щелочных металлов. Таблица 5 Элемент Э2О(кр) Э2О2(кр) ЭО2(кр) ЭО3(кр) Li –560 –564 –468 –301 Na +376 –439 –433 – K –322 –422 –475 –380 Rb –290 –351 –439 –577 Cs –290 –332 –418 –577 Чем можно объяснить наблюдаемые закономерности? 301 При взаимодействии 1 моля водорода и 1 моля селена поглотилось 77,4 кДж тепла. Вычислите энтальпию образо- вания селеноводорода. 302 При взаимодействии 2 молей мышьяка и 3 молей водорода поглотилось 370 кДж тепла. Вычислите энтальпию об- разования арсина. 303 При взаимодействии 1 моля водорода и 1 моля хлора выделилось 184 кДж тепла. Вычислите энтальпию образова- ния хлороводорода. 304 При образовании 1 моля воды из простых веществ выделилось 242 кДж тепла. Чему равна энтальпия образования воды? 305 При взаимодействии 1 моля азота и 3 молей водорода выделилось 93 кДж тепла. Чему равна энтальпия образова- ния аммиака? 306 Вычислите, какое количество теплоты выделится при восстановлении оксида железа(III) металлическим алюмини- ем, если было получено железо массой 335,1 г. 307 При сжигании графита образовался диоксид углерода массой 8,86 г и выделилось 79,2 кДж тепла. Вычислите эн- тальпию образования диоксида углерода. 308 При разложении карбоната магния на оксид магния и диоксид углерода поглощается 100,7 кДж тепла. Вычислите энтальпию образования карбоната магния. 309 При сгорании жидкого этилового спирта массой 11,5 г выделилось 308,71 кДж тепла. Напишите термохимическое уравнение реакции, в результате которой образуются пары воды и диоксид углерода. Вычислите энтальпию образования C2H5OH(ж). 310 При восстановлении оксида железа(III) массой 80,0 г алюминием (реакция алюмотермии) выделяется 426,3 кДж тепла. При сгорании металлического алюминия массой 5,4 г выделяется 167,3 кДж тепла. На основании этих данных вычис- лите энтальпию образования оксида железа(III). 311 Вычислите ∆G0 реакций образования AgГ(т) и CaГ2(т) из ионов в растворе, использовав термодинамические данные, приведенные в табл. 6. Таблица 6 Ионы ∆H0, кДж/моль S0, Дж/моль⋅К Ag+(р) 105 73 AgBr(кр) –100 107 AgCl(кр) –127 96 AgI(кр) –62 115 AgF(кр) –205 84 – Br (р) –121 83 2+ Ca (р) –543 –53 CaBr2(кр) –683 130 CaCl2(кр) –796 105 CaI2(кр) –535 142 CaF2(т) –1220 69 – Cl (р) –167 57 – I (р) –57 107 – F (р) –333 –14 – – – – Как изменяется растворимость AgГ и CaГ2 в ряду F → Cl → Br → I ? Сопоставьте характер изменения в этом ряду 0 значений ∆Gобр. и ПР. Величины ПР для галогенидов серебра в этом ряду имеют следующие значения (кроме фторида се- ребра) 1,8⋅10–10; 5,3⋅10–13; 8,37⋅10–17 соответственно. Почему для фторида серебра отсутствуют данные по ПР? 312 Реакция горения аммиака выражается термохимическим уравнением: 4NH3(г) + 3O2(г) = 2N2(г) + 6Н2О(ж); ∆H0 = –1530,28 кДж. Вычислите энтальпию образования аммиака. 313 При взаимодействии железа массой 6,3 г с серой выделилось 11,31 кДж тепла. Вычислите энтальпию образования сульфида железа(II). 314 При сгорании ацетилена объемом 1 дм3 (н.у.) выделяется 56,053 кДж тепла. Напишите термохимическое уравнение реакции, в результате которой образуются пары воды и диоксид углерода. Вычислите энтальпию образования газообразного ацетилена. 315 Вычислите энтальпию образования NO(г), исходя из следующих термохимических уравнений: 4NH3(г) + 5O2(г) = 4NO(г) + 6H2O(ж); ∆H0 = –1168,80 кДж; 4NH3(г) + 3O2(г) = 2N2(г) + 6H2O(ж); ∆H0 = –1530,28 кДж. 316 Вычислите энтальпию образования газообразного метана, исходя из следующих термохимических уравнений: H2(г) + ½ O2(г) = H2O(ж); ∆H0 = –285,84 кДж; С(графит) + O2(г) = CO2(г); ∆H0 = –393,51 кДж; CH4(г) + 2O2(г) = 2H2O(ж) + CO2(г); ∆H0 = –890,31 кДж. 317 Рассчитайте ∆G0 реакций: а) CO(г) + ½ O2(г) = CO2(г); б) ½ N2(г) + 3/2 H2(г) = NH3(г); в) C6H6(ж) + NH3(г) = H2(г) + C6H5NH2(ж). 318 При какой температуре наступит равновесие системы: 4HCl(г) + O2(г) = 2H2O(г) + 2Сl2(г); ∆H0 = –114,42 кДж? 319 Восстановление Fe3O4 оксидом углерода идет по уравнению: Fe3O4(кр) + CO(г) = 3FeO(кр) + СO2(г). 0 Вычислите ∆G и сделайте вывод о возможности самопроизвольного протекания этой реакции при стандартных усло- виях. Чему равно ∆S0 в этой реакции? 320 Вычислите ∆G0 и ∆S0 реакции горения ацетилена: C2H2(г) + 5/2 O2(г) = 2СO2(г) + H2O(ж). 321 Чем можно объяснить, что при стандартных условиях невозможна экзотермическая реакция: H2(г) + CO2(г) = CO(г) + H2O(ж); ∆H0 = –2,85 кДж? На основании стандартных значений ∆H0 и ∆S0 соответствующих веществ определите ∆G0 этой реакции. 322 Исходя из значений стандартных энтальпий образования и абсолютных стандартных энтропий соответствующих веществ вычислите ∆G0 реакций, протекающих по уравнениям: а) CS2(г) + 3O2(г) = CO2(г) + 2SO2(г); б) Al2O3(кр) + 2Cr(кр) = Сr2O3(кр) + 2Al(кр); в) CaO(кр) + CO2(г) = CaCO3(кр); г) 2PbS(кр) + 3O2(г) = 2PbO(кр) + 2SO2(г). 323 При какой температуре наступит равновесие систем: а) CO(г) + 2H2(г) = CH3OH(ж); ∆H0 = –128,05 кДж; б) СH4(г) + СO2(г) = 2CO(г) + 2H2(г); ∆H0 = 247,37 кДж; в) Fe3O4(кр) + CO(г) = 3FeO(кр) + CO2(г); ∆H0 = 34,55 кДж; г) PCl5(г) = PCl3(г) + Сl2(г); ∆H0 = 92,59 кДж. 324 Уменьшается или увеличивается энтропия при переходах: а) воды в пар; б) графита в алмаз? Почему? Вычислите ∆ S0 для каждого превращения. Сделайте вывод о количественном изменении энтропии при фазовых и аллотропических пре- вращениях. 325 Не производя вычислений, укажите, для каких из перечисленных процессов изменение энтропии положительно: а) MgO(кр) + H2(г) = Mg(кр) + H2O(ж); б) C(графит) + CO2(г) = 2CO(г); в) CH3COOH = CH3COO– + H+; г) 4HCl(г) + O2(г) = 2Cl2(г) + 2H2O(г); д) NH4NO3(кр) = N2O(г) + 2H2O(г). 326 При стандартных условиях теплота полного сгорания белого фосфора равна 760,1 кДж/моль, а теплота полного сгорания черного фосфора равна 722,1 кДж/моль. Чему равна теплота превращения черного фосфора в белый при стандарт- ных условиях? 327 Сколько выделится теплоты при образовании 4 моль NO2 по реакции: 2NO + O2 ↔ 2NO; ∆H0 = –113,7 кДж? 328 При сгорании 2 моль РН3 образуются Р2О5, Н2О и выделяется 2440 кДж тепла. Определите энтальпию образования РН3, если при образовании Р2О5 и Н2О выделяется соответственно 1548 кДж/моль и 286 кДж/моль тепла. 329 Какое количество (моль) этанола вступает в реакцию, если в результате реакции, термохимическое уравнение ко- торой: C2H5ОН(ж) + 3О2(г) = 2СО2(г) + 3Н2О(ж); ∆H0 = –1374 кДж выделилось 687 кДж тепла? 330 В результате реакции, термохимическое уравнение которой: C2H2(г) + 5О2(г) = 4СО2(г) + 2Н2О(ж); ∆H0 = –2610 кДж выделилось 652,2 кДж тепла. Определите объем сгоревшего ацетилена. 4.2 СКОРОСТЬ ХИМИЧЕСКОЙ РЕАКЦИИ Скорость химической реакции измеряется количеством вещества, вступающего в реакцию или образующегося в результате реакции в единицу времени на единицу объема (для гомогенной системы) или на единицу поверхности раз- дела фаз (для гетерогенной системы). В случае гомогенного процесса, протекающего при постоянном объеме, скорость реакции может быть определе- на изменением концентрации какого либо из реагирующих веществ за единицу времени. Для вещества, вступающего в реакцию, это определение может быть выражено уравнением: υ = –∆с / ∆t, (4.2.1) а для образующегося вещества: υ = –∆с / ∆t, (4.2.2) где ∆с – изменение концентрации вещества за время ∆t. Знаки в правой части этих уравнений различны, так как в ходе реакции концентрации исходных веществ убывают (∆с < 0), а образующихся продуктов – возрастают (∆с > 0). Скорость реакции зависит от природы реагирующих веществ, их концентрации, температуры и от присутствия в систе- ме катализаторов. Зависимость скорости реакции от концентраций определяется законом действия масс: при постоянной температуре скорость химической реакции прямо пропорциональна произведению молярных концентраций реаги- рующих веществ. Так для реакции типа: А + B ↔ AB закон действия масс выражается следующим уравнением: υ = k [A] [B], где [A] и [B] – концентрации вступающих в реакцию веществ моль/дм3, k – константа скорости реакции, зависящая от при- роды реагирующих веществ. Для реакции типа: A + 2B ↔ AB2 по закону действия масс можно записать: υ = k [A] [B]2. (4.2.3) П р и м е р 52 Во сколько раз изменится скорость прямой и обратной реакции в системе: 2SO2(г) + O2(г) = 2SO3(г), если объем газовой смеси уменьшить в три раза? В какую сторону сместится равновесие системы? Решение Обозначим концентрации реагирующих веществ: [SO2] = a, [O2] = b, [SO3] = c. Согласно закону действия масс скорости (υ) прямой и обратной реакции до изменения объема будут равны: υпр= ka2 b; υобр = k1c2. После уменьшения объема гомогенной системы в три раза концентрация каждого из реагирующих веществ увеличится в три раза: [SO2] = 3a, [O2]= 3b; [SO3] = 3c. При этих концентрациях скорости (υ) прямой и обратной реакции примут значе- ния: υ′пр = k (3a)2 (3b) = 27ka2b; υ′обр = k1(3c)2 = 9k1c2. Откуда: υпр 27ka 2b υобр 9k1с 2 = = 27; = = 9. υпр ka 2b υобр k1c 2 Так как, скорость прямой реакции увеличилась в 27 раз, а обратной – только в 9 раз, следовательно, равновесие системы сместилось в сторону образования SO3. При гетерогенных реакциях концентрации веществ, находящихся в твердой фазе, обычно не изменяются в ходе реакции и поэтому не включаются в уравнение закона действия масс. П р и м е р 53 Напишите выражения закона действия масс для реакций: а) 2NO(г) + Cl2(г) = 2NOCl(г); б) СaCO3(кр) = CaO(кр) + CO2(г). Решение а) υ = k [NO]2[Cl2]. б) Поскольку карбонат кальция – твердое вещество, концентрация которого не изменяется в ходе реакции, искомое выражение будет иметь вид: υ = k, т.е. в данном случае скорость реакции при определенной температуре постоянна. П р и м е р 54 Как изменится скорость реакции: 2NO(г) + O2(г) = 2NO2(г); если уменьшить объем реакционной смеси в 3 раза? Решение До изменения объема скорость реакции выражалась уравнением: υ = k [NO]2 [O2]. Вследствие уменьшения объема концентрация каждого из реагирующих веществ возрастет в три раза. Следовательно: υ′ = k (3[NO])2 (3[О2]) = 27k [NO]2 [О2]. Сравнивая выражения для υ и υ′, находим, что скорость реакции возрастает в 27 раз. Зависимость скорости реакции (или константы скорости реакции) от температуры может быть выражена урав- нением: υt + 10 / υt = kt + 10 / kt = γ∆t/10, (4.2.4), где υt и kt – скорость и константа скорости реакции при температуре t °C; υt + 10 и kt + 10 – те же величины при температуре (t + 10) °C; γ – температурный коэффициент скорости реакции, значение которого для большинства реакций равно 2 – 4 (правило Вант-Гоффа). В общем случае, если температура изменилась на t град., последнее уравнение преобразуется к виду: υt + ∆t / υt = kt + ∆t / kt = γ∆t/10 или t 2 −t1 υt2 = υt1 γ 10 . (4.2.5) П р и м е р 55 Температурный коэффициент скорости реакции равен 2,8. Во сколько раз возрастет скорость реакции при повышении температуры от 20 до 75 °С? Решение Поскольку ∆t = 55 °С, то обозначив скорость реакции при 20 и 75 °С соответственно через υ и υ′, можем за- писать: υ/υ′ = 2,855/10 = 2,85,5; lgυ′`/υ = 5,5 ⋅ lg 2,8 = 5,5 ⋅ 0,447 = 2,4584. Откуда: υ′/υ = 287. Скорость реакции увеличится в 287 раз. П р и м е р 56 Растворение образца цинка в соляной кислоте при 20 °С заканчивается через 27 минут, а при 40 °С та- кой же образец металла растворяется за 3 минуты. За какое время данный образец цинка растворится при 55 °С? Решение Растворение цинка в соляной кислоте описывается уравнением: Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2↑. Поскольку во всех трех случаях растворяется одинаковое количество образца, то можно считать, что средняя скорость реакции обратно пропорциональна времени реакции. Следовательно, при нагревании от 20 °С до 40 °С скорость реакции увеличивается в 27/3 = 9 раз. Это означает, что коэффициент в уравнении Вант-Гоффа υ1 = γ (t2 −t1 )/10 , υ2 который показывает, во сколько раз увеличивается скорость реакции υ при увеличении температуры на 10 °С, равен 3. Зна- чит при нагревании до 55 °С скорость реакции увеличивается в 3(55 – 40)/10 = 5,2, а время реакции составит 3/5,2 = 0,577 мин, или 34,6 с. П р и м е р 57 Энергия активации некоторой реакции в отсутствие катализатора равна 32,3⋅103 Дж/моль, а в присутст- вии катализатора она равна 20,9⋅103 Дж/моль. Во сколько раз возрастет скорость этой реакции в присутствии катализатора при 25 °С. ′ Решение Энергию активации реакции без катализатора обозначим Еа, а в присутствии катализатора Еа . Соответствен- но константы скорости этой реакции равны k и k′; отношение k/k′ показывает, во сколько раз скорость реакции в присутствии катализатора больше скорости этой же реакции без катализатора. Используя уравнение Аррениуса, запишем Е′ − а ′ Еа − Еа k ′ е RТ = Е =е RТ , k − а е RТ откуда k′ ′ k ′ E − Еа ln = 2,3 lg = а ; k k RТ k ′ Eа − Е а ′ =lg . k 2,3 RТ Подставив соответствующие значения величин из условия задачи, получим k ′ (32,3 − 20,9) ⋅10 3 lg = = 2. k 2,3 ⋅ 8,314 ⋅ 298 Таким образом, k′/k = 102 = 100, т. е. при данной температуре реакция протекает в 100 раз быстрее в присутствии ката- лизатора Задачи 331 Напишите выражение для скорости прямой реакции: а) 2А + B ↔ A2B; б) N2(г) + 3H2(г) ↔ 2NH3(г); в) CO2(г) + С(кp) ↔ 2CO(г); г) Fe3O4(кp) + 4СO(г) ↔ 3Fe(кp) + 4СO2(г). Как изменятся скорости прямых реакций (а) и (б) при увеличении концентрации исходных веществ в два раза? 332 Во сколько раз увеличится скорость реакции взаимодействия водорода и брома H2(г) + Br2(г) ↔ 2HBr(г), если кон- центрации исходных веществ увеличить в 2 раза? 333 Чему равна скорость обратной реакции: CO(г) + H2O(г) ↔ CO2(г) + H2(г), если концентрации [CO2] = 0,30 моль/дм ; [H2] = 0,02 моль/дм3; k = 1? 3 334 Начальная концентрация исходных веществ в системе: CO(г) + Cl2(г) ↔ CОCl2(г) была равна (моль/дм3): [CO] = 0,3; [Cl2] = 0,2. Во сколько раз увеличится скорость реакции, если повысить концентрации: CO до 0,6 моль/дм3, а Cl2 до 1,2 моль/дм3? 335 Концентрации NO и O2, образующих NO2, были соответственно равны 0,03 и 0,05 моль/дм3. Чему равна скорость прямой реакции? 336 Как изменится скорость прямой реакции: 4NH3(г) + 5O2(г) ↔ 4NO(г) + 6H2O(г), если увеличить давление системы в два раза? 337 Как изменится скорость прямой реакции: 2CO(г) + O2(г) ↔ 2CO2(г), если увеличить давление системы в три раза? 338 Как изменится скорость реакции горения серы: S(г) + O2(г) ↔ SO2(г), если уменьшить объем системы в 5 раз? 339 Как изменится скорость химической реакции: 2Al(кр) + 3Cl2(г) = 2AlCl3(кр), если давление системы увеличится в 2 раза? 340 Во сколько раз увеличится скорость реакции, если температура повысилась на 30°, а температурный коэффициент равен 3? 341 Вычислите температурный коэффициент скорости некоторых реакций, если при повышении температуры: а) от 283 до 323 К скорость реакции увеличилась в 16 раз; б) от 323 до 373 К скорость реакции увеличилась в 1200 раз. 342 На сколько градусов нужно повысить температуру, чтобы скорость реакции увеличилась в 81 раз, если темпера- турный коэффициент скорости равен 3? 343 Чему равен температурный коэффициент скорости реакции, если при увеличении температуры на 30 °С скорость возрастает в 27 раз? 344 Во сколько раз возрастает скорость реакции при повышении температуры на 50 °С, если γ = 2? 345 На сколько градусов надо повысить температуру реакции, чтобы ее скорость увеличилась в 729 раз (γ = 3)? 346 При увеличении температуры реакции на 60 °С скорость реакции возросла в 64 раза. Определите температурный коэффициент (γ). 347 При повышении температуры на 20° скорость реакции возросла в 9 раз. Чему равен температурный коэффициент этой реакции и во сколько раз увеличится ее скорость при повышении температуры на 30° и на 100°? 348 Как изменится скорость образования оксида азота(IV) в соответствии с реакцией: 2NO(г) + O2(г) = 2NO2(г); если давление в системе увеличить в 3 раза, а температуру оставить неизменной? 349 Во сколько раз увеличится скорость химической реакции H2 + J2 ↔ 2HJ при повышении температуры от 20 до 170 °С, если было установлено, что при повышении температуры на каждые 25 град. скорость реакции увеличивается в 3 раза? 350 Скорость некоторой реакции увеличивается в 2,5 раза при повышении температуры на 10 град. Во сколько раз уве- личится скорость при повышении температуры от 10 до 55 °С? 351 Скорость некоторой реакции увеличивается в 3,5 раза при повышении температуры на 20 град. Во сколько раз уве- личится скорость при повышении температуры от 20 до 85 °С? 4.3 ХИМИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ. СМЕЩЕНИЕ ХИМИЧЕСКОГО РАВНОВЕСИЯ При протекании химической реакции концентрации исходных веществ уменьшаются; в соответствии с законом дейст- вия масс, это приводит к уменьшению скорости реакции. Если реакция обратима, т.е. может протекать как в прямом, так и в обратном направлении, то с течением времени скорость обратной реакции будет возрастать, так как увеличиваются концен- трации продуктов реакции. Когда скорости прямой и обратной реакций становятся одинаковыми, наступает состояние хими- ческого равновесия и дальнейшего изменения концентраций, участвующих в реакции веществ не происходит. В случае обратимой химической реакции: A+B↔C+D зависимость скоростей прямой (υпр) и обратной (υобр) реакций от концентраций реагирующих веществ выражается соотно- шениями: υпр = k [A][B]; υобр = k [C][D]. В состоянии химического равновесия υпр = υобр, т.е.: υпр = kпр [A][B]; υобр = kобр [C][D]. Откуда: k пр [C][D] = = K, (4.3.1.) k обр [A][B] где K – константа равновесия. Концентрации, входящие в выражение константы равновесия, называются равновесными концентрациями. Константа равновесия – постоянная при данной температуре величина, выражающая соотношение между равновесными кон- центрациями продуктов реакции (числитель) и исходных веществ (знаменатель). Чем больше константа равновесия, тем "глубже" протекает прямая реакция, т.е. тем больше выход ее продуктов. В общем случае, для химической реакции, протекающей по схеме: aA + bВ + ...= cC + dD + .... справедливо выражение для константы равновесия: K = [C]c [D]d / [A]a [B]b . (4.3.2) В выражение константы равновесия гетерогенной реакции, как и в выражение закона действия масс, входят только кон- центрации веществ, находящихся в жидкой или газообразной фазе, так как концентрации твердых веществ остаются, как правило, постоянными. П р и м е р 58 В системе А(г) + 2B(г) ↔ С(г) равновесные концентрации равны (моль/дм3): [A] = 0,6; [B] = 1,2; [C] = 2,16. Определите константу равновесия реакции и исходные концентрации веществ A и B. Решение Константа равновесия этой реакции выражается уравнением: K = [C] / [A] [B]2. Подставляя в него данные из условия задачи, получаем: K = 2,16 / 0,6⋅1,22 = 2,5. Для нахождения исходных концентраций веществ А и В учтем, что, согласно уравнению реакции, из 1 моля вещества А и 2 молей вещества В образуется 1 моль вещества С. Поскольку по условию задачи в каждом дм3 системы образовалось 2,16 моля вещества С, то при этом было израсходовано 2,16 моля вещества А и 2,16⋅2 = 4,32 моля вещества В. Таким образом, искомые исходные концентрации равны: [А]исх = 0,6 + 2,16 = 2,76 моль/дм3; [B]исх = 1,2 + 4,32 = 5,52 моль/дм3. При изменении условий протекания реакции (температуры, давления, концентрации какого-либо из участвующих в ре- акции веществ) скорости прямого и обратного процессов изменяются неодинаково, и химическое равновесие нарушается. В результате преимущественного протекания реакции в одном из возможных направлений устанавливается состояние нового химического равновесия, отличающееся от исходного. Процесс перехода от одного равновесного состояния к новому равно- весию называется смещением химического равновесия. Направление этого смещения подчиняется принципу Ле-Шателье: если на систему, находящуюся в состоянии хими- ческого равновесия, оказать какое-либо воздействие, то равновесие сместится в таком направлении, что оказанное воздействие будет ослаблено. Так, повышение температуры приводит к смещению равновесия в направлении реакции, сопровождающейся поглоще- нием теплоты, т.е. охлаждением системы; повышение давления вызывает смещение равновесия в направлении уменьшения общего числа молей газообразных веществ, т.е. в направлении, приводящем к понижению давления; удаление из системы одного из продуктов реакции ведет к смещению равновесия в сторону прямой реакции; уменьшение концентрации одного из исходных веществ приводит к смещению равновесия в направлении обратной реакции. П р и м е р 59 В каком направлении сместится равновесие в системах: а) CO(г) + Cl2(г) ↔ СOCl2(г); б) H2(г) + I2(г) ↔ 2HI(г), если при неизменной температуре увеличить давление путем уменьшения объема газовой смеси? Решение а) протекание реакции в прямом направлении приводит к уменьшению общего числа молей газов, т.е. к уменьшению давления в системе. Поэтому, согласно принципу Ле-Шателье, повышение давления вызывает смещение рав- новесия в сторону прямой реакции. б) протекание реакции не сопровождается изменением числа молей газов и не проводит, следовательно, к изменению давления. В этом случае изменение давления не вызывает смещения равновесия. Задачи 352 Реакция идет по уравнению: А + 2B ↔ C; константа ее скорости при определенной температуре равна 0,4, а на- чальные концентрации составляли (моль/дм3): [А] =0,3 и [B] = 0,5. Вычислите скорость этой реакции при той же температуре в начальный момент и после того, как прореагирует 0,1 моль/дм3 вещества А. 353 Начальные концентрации веществ, участвующих в реакции: N2(г) + 3H2(г) ↔ 2NH3(г), 3 равны (моль/дм ): [N2] = 1,5; [H2] = 2,5; [NH3] = 0. Каковы концентрации азота и водорода в момент, когда концентрация ам- миака стала равной 0,5 моль/дм3? 354 В начальный момент протекания реакции: CO(г) + H2O(г) ↔ CO2(г) + H2(г) 3 концентрации были равны (моль/дм ): [CO] = 0,30; [H 2O] = 0,40; [CO2] = = 0,40; [H2] = 0,05. Вычислите концентрации всех веществ в момент, когда прореагирует 50 % воды. 355 Пентахлорид фосфора диссоциирует при нагревании по уравнению: PCl5(г) ↔ PCl3(г) + Cl2(г). Вычислите константу равновесия этой реакции, если из 3 молей PCl5, находящихся в закрытом сосуде емкостью 10 дм3, под- вергается разложению 2,5 моля. 356 Чему равна константа равновесия реакции: 4HCl(г) + O2(г) ↔ 2H2O(г) + 2Cl2(г), 3 если равновесные концентрации (моль/дм ) равны: [Cl2] = 0,04; [H2O] = = 0,20; [HCl] = 0,08; [O2] = 0,10? 357 Найдите константу равновесия для реакции: А(г) + В(г) ↔ C(г) + D(г), если исходные концентрации веществ А и В были равны по 0,8 моль/дм3, а равновесная концентрация вещества С равна 0,6 моль/дм3. 358 Рассчитайте константу равновесия реакции при 500 К: PCl5(г) ↔ PCl3(г) + Cl2(г), если к моменту равновесия продиссоциировало 54 % PCl5, а исходная концентрация PCl5 была равна 1 моль/дм3. 359 Вычислите константу равновесия реакции: 2HBr(г) ↔ H2(г) + Br2(г), если первоначальная масса бромистого водорода была равна 0,809 г, а к моменту равновесия прореагировало 5 % исходного вещества. 360 При некоторой температуре состав равновесной смеси в объеме 10 дм3 был следующий: 11,2 г CO, 14,2 г Cl2, 19,8 г COCl2. Вычислите константу равновесия реакции: CO + Cl2 ↔ COCl2 при данных условиях. 361 Чему равна константа равновесия реакции: 2SO2(г) + O2(г) ↔ 2SO3(г), 3 если равновесные концентрации равны (моль/дм ): [SO2] = 0,20; [O2] = 0,40; [SO3] = 0,08? 362 Константа равновесия реакции: FeO(кр) + CO(г) ↔ Fe(кр) + CO2(г) при некоторой температуре равна 0,5. Найдите равновесные концентрации CO и СО2, если начальные концентрации этих веществ составляли (моль/дм3): [CO] = 0,05; [CO2] = 0,01. 363 Равновесие в системе: H2(г) + I2(г) ↔ 2HI(г) установилось при следующих концентрациях (моль/дм3): [H2] = 0,25; [I2] = 0,05; [HI] = 0,90. Определите исходные концентрации иода и водорода. 364 При некоторой температуре константа равновесия реакции: 2NO(г) + O2(г) ↔ 2NO2(г) равна 2,2. Равновесные концентрации NO и O2 соответственно равны 0,02 моль/дм3 и 0,03 моль/дм3. Вычислите исходные концентрации NO и O2. 365 Исходные концентрации оксида углерода(II) и паров воды соответственно равны 0,08 моль/дм3. Вычислите равно- весные концентрации CO, H2O и H2 в системе: CO + H2O ↔ CO2 + H2, если равновесная концентрация CO2 равна 0,05 моль/дм3. 366 Константа равновесия реакции: N2(г) + 3H2(г) ↔ 2NH3(г) равна 0,1. Равновесные концентрации (моль/дм3) водорода и аммиака равны 0,6 и 0,2 соответственно. Вычислите начальную и равновесную концентрации азота. 367 В каком направлении сместится равновесие реакции: 2CO(г) + 2H2(г) ↔ CH4(г) + CO2(г), если давление в системе уменьшить в два раза? 368 В каком направлении сместится равновесие реакции: CH4(г) + H2O(г) ↔ CO(г) + 3H2(г) при увеличении объема системы в три раза? 369 Для реакции N2 + 3H2 ↔ 2NH3 равновесные концентрации (моль/дм3) были: [N2] = 0,3; [H2] = 0,9; [NH3] = 0,4. Вы- числите константу равновесия реакции. Как изменится скорость прямой реакции, если увеличить давление в 5 раз? В каком направлении сместится равновесие при этом? 370 Как повлияет понижение температуры и давления на равновесие следующих гомогенных реакций: а) 3O2 ↔ 2O3, ∆H0 = +184,6 кДж; б) 2CO + O2 ↔ 2CO2, ∆H0 = –566,0 кДж; в) N2 + 3H2 ↔ 2NH3, ∆H0 = –92,4 кДж; г) 2SO2 + O2 ↔ 2SO3, ∆H0 = –196,6 кДж; д) 4HCl + O2 ↔ 2H2O + 2Cl2, ∆H0 = –114,5 кДж? 371 В системе: CaCO3(кр) ↔ CaO(кр) + CO2(г); ∆H0 = +179 кДж установилось равновесие. В какую сторону оно сместится при повышении температуры? 372 В системе: 3Fe2O3(кр) + H2(г) ↔ 2Fе3O4(кр) + H2O(г) установилось равновесие. В какую сторону оно сместится при по- вышении давления? 373 Как, изменяя давление можно повысить выход продуктов следующих реакций: а) 2NO(г)+O2(г) ↔ 2NO2(г); б) N2O4(г) ↔ 2NO2(г); в) 2SO2 (г) + O2 (г) ↔ 2SO3 ( г); г) PCl5 (г) ↔ PCl3 (г) + Сl2 (г); д) CO2(г) + С(графит) ↔ CO(г)? 374 Действием, каких факторов можно сместить равновесие указанных реакций вправо: а) C(графит) + H2O(г) ↔ CO(г) + H2(г) – 129,89 кДж; б) N2O4 ↔ 2NO2 – 54,47 кДж; в) 2SO2 + O2 ↔ 2SO3 + 192,74 кДж? 375 Рассчитайте равновесные концентрации веществ, участвующих в реакции: СО + Н2О ↔ СО2 + Н2, если исходные концентрации веществ равны (моль/дм3): [СО] = 0,1; [Н2О] = 0,4; а константа равновесия при этом равна единице.
Яндекс цитирования