Константа равновесия химической реакции




По заданным термохимическим уравнениям рассчитайте стандартную энтальпию реакций образования

указанных слож­ных веществ:

43. I. 4AsK + 3O2Г = 2As2O3K II. As2O3K + O2Г = As2O5K –1328 кДж –261 кДж As2О5
44. I. 2CK + O = 2COГ II. COГ + F = COF –220 кДж –525 кДж COF2
45. I. 2CrK + 3F = 2CrF3K II. 2CrF3K + CrK = 2CrF2K –2224 кДж –38 кДж CrF2
46. I. 2РK + 3Сl = 2РСl II. РСl = РСl + Сl –574 кДж +88 кДж РСl5
47. I. 2PbK + O= 2PbOK II. 2РbO2K = 2РbОK + O –438 кДж +116 кДж РbО2
48. I. ZrK + ZrCl= 2ZrCl II. ZrK + 2Cl= ZrCl +215 кДж –867 кДж ZrCl2
49. I. 2AsK + 3F = 2AsF II. AsF = AsF + F –1842 кДж +317 кДж AsF5
50. I. 2ClF = Cl2F + 2F II. Cl + 5F = 2ClF +152 кДж –478 кДж Cl2F6
51. I. СеK + O = СеO2K II. 3СеO2K + СеK = 2Се2O3K –1090 кДж –332 кДж Се203
52. I. CuCl2K + CuK = 2CuClK II. СuK + Сl2Г = СuСl2K –56 кДж –216 кДж CuCl
53. I. HgBr2K + HgЖ = Hg2Br2K II. HgBr2K = HgЖ + Br2Ж –38 кДж +169 кДж Hg2Br2
54. I. IrK + 2SK = IrS2K II. 2IrS2K = Ir2S3K + SK –144 кДж +43 кДж Ir2S3
55. I. СK + О = СО II. СН + 2О = 2H2OЖ + СО III. H + ½О = H2OЖ –393,5кДж –890,3кДж –285,8кДж СН4
56. I. СаK + ½О = СаОK II. H + ½О = H2OЖ III. СаОK + H2OЖ = Са(ОН)2K –635,6кДж –286 кДж –65,0 кДж Са(ОН)2  
57. I. СK + О = СО II. H + ½О = H2OГ III. С2H + 3О = 2СО + 2H2OГ –393,5кДж –242 кДж –1323 кДж С2H4
58. I. СK + О = СО II. 2MgK + О = 2MgOK III.2MgOK + СО =MgCO3K –393,5кДж –1202 кДж –117,7кДж МgCO3  
59. I. MnO2K +2CK = MnK + 2COГ II. CK + ½O = COГ +293 кДж –110 кДж MnO2
60. I. B2O3K + 3MgK =2BK +3MgOK II. MgK + ½О = MgOK –531 кДж –601 кДж B2O3
61. I.SiO2K + 2MgK= Si +2MgОK II. MgK + ½О = MgOK –290 кДж –601 кДж SiO2
62. I.3MgK+2NH = Mg3N2K+3H2 II. ½N + 3/2H = NH –369 кДж –46 кДж Mg3N2
63. I.AlK + 3H2SГ = Al2S3K + 3H2 II. H2Г + SK = H2SГ –446 кДж –21 кДж Al2S3
64. I.2AlK + 2NH3Г = 2AlNK + 3H2Г II.½N + 3/2H = NH –544 кДж –46 кДж AlN
65. I. 8AlK + 3Fe3О4K = 4Al2O3K + 8Fe II. AlK + 3/2O2Г = Al2O3K –3346 кДж –1675 кДж Fe3О4K
66. I. 2Al2O3K + 9CK = Al4С3K + 6СОГ II. СK + ½О = СОГ III. AlK + 3/2O2Г = Al2O3K +2482кДж –110 кДж –1675 кДж Al4С3  
67. I. SO + 2H2SГ = 3SK + 2H2OЖ II. SK + О = SО III. H + ½О = H2OЖ –234 кДж –297 кДж –286 кДж H2S  
68. I. 2ZnSK + 3О = 2ZnOK + SО II. SO + О = SО III. ZnSO4K =ZnOK + SО –890 кДж –197 кДж +234 кДж ZnSO4  

Химическая кинетика

Химическая кинетика - наука о скоростях и механизмах про­те­кания химических реакций.

Поскольку химическая реакция - это про­цесс перехода сис­темы из одного состояния в другое, то естественно, что он всегда протекает во времени. С практиче­ской точки зрения, мы можем быть заинтересованы как в ускоре­нии прохождения химических процессов, например, при строительстве дорог, так и в максималь­ном их замедле­нии, в случае коррозии металлов. Произ­водственные же про­цессы, как правило, стараются проводить при оп­тимальных зна­чениях скоростей. Таким образом, без знания основных законов химической кинетики невозможно создавать химическую аппаратуру и научно обоснованно управлять химическими реакциями и отдельным их стадиями.

Понятие скорость характеризуется изменением, какой либо, вели­чины в единицу времени. Чтобы определить скорость химиче­ской реакции, необходимо отметить количество реагирующего ве­щества в данном реакционном пространстве (с1) в данный момент времени (t1), а затем, через определенный промежуток времени (Dt), определить, на какую величину изменилось это количество вещества (Dс).

Таким обра­зом,

Dс = с2 – с1 - изменение количества ре­аги­рующего ве­ще­ства от с1 до с2 за про­межуток времени от τ1 до τ2, который опреде­ляется значением Dt = t2– t1, где t2 - конечное время, с2 - конечная концентрация.

Отношение Dс/Dt будет выражать сред­нюю скорость проте­кания химической реак­ции: uср.= Dс/Dt. Значение средней скорости будет тем точнее, чем меньший промежуток времени Dt будет выбран для расчета скорости. Ис­тин­ное зна­чение скорости химиче­ской реакции можно опреде­лить выражением , которое представляет собой производную количества реагирую­щего веще­ства по времени. Полученная ве­личина называется мгновенной скоростью, а сама производная может иметь знак “+” или “–” в зависимости от того, концентрация какого веще­ства стоит под зна­ком диффе­рен­циала: если скорость определяет­ся относи­тельно про­дуктов реак­ции - “+”, так как их количество возрастает, если отно­ситель­но ис­ходных веществ - “–”, так как их количество убывает.

Итак: скорость химической реакции характеризуется изме­нением концентрации реагирующих веществ в единицу времени.

Закон действующих масс - основной закон химической кинетики.

Химическая реакция, под которой понимают превращение веществ, является результатом столкновения частиц (атомов, мо­лекул, ионов, радикалов и т.п.). Очевидно, что чем больше частиц содержится в данном реакционном объеме, тем чаще возможны их столкновения и тем более эти столкновения вероятны.

Если реакции происходят в жидкой среде, количества реагирующих (сталкивающихся) частиц могут быть выражены в различных единицах измерения и отнесены к общему объему или массе реакционной смеси. В любом случае, полученные соотношения представляют собой концентрацию реагирующих веществ. Чем выше концентрация частиц вещества, тем выше вероятность их столкновения и, следовательно, выше вероятность осуществления химической реакции между ними.

Пусть два вещества А и В реагируют друг с другом по схеме

а А + b B ↔ c C + d D,

где а, b, c и d - стехиометрические коэффициенты данного уравнения. Для образования веществ С и D, в соответствии со схемой, необходимо, чтобы в какой-то момент времени в какой-либо точке пространства одновременно произошло столкновение “а” частиц вещества А и “b” частиц вещества B.

Вероятность столкновения реагирующих веществ будет оп­ределяться вероятностями их одновременного появления в дан­ной точке, а следовательно, она должна быть пропорциональна произ­ведению этих вероятностей или произведению концентра­ций.

 

~ [A]×[A]…[A] × [B]…[B]×[B] = [A] a × [B] b,

а b где - скорость прямой реакции, а и b - кол­ичество частиц А и В, соответственно, которые должны одно­вре­менно столкнуться для того, чтобы химическая реакция имела ме­сто. [A], [B] – равновесные концентрации исходных веществ А и В.

Аналогичное выражение можно вывести для прохождения обратной реакции: ~ [С]×[С]…[С] × [D]…[D]×[D] = [C] c ×[D]d,

c d

где - скорость обратной реакции, с и d - количество частиц С и D, соответственно, которые должны одновременно столкнуться для того, чтобы химическая реакция имела место. [С], [D] - концентрации продуктов реакции C и D.

Полученные выражения количественно устанавливают основной закон химической кинетики. Поскольку в химических процессах мы чаще имеем дело с конкретными массами веществ, выведенная закономерность называется законом действующих масс. Скорость химической реакции пропорциональна концентрациям реагирующих веществ, взятых в степенях, соответствующих их стехиометрическим коэффициентам.

Для расчетных целей полученные выражения закона действующих масс преобразуются к виду:

= [A] a ×[B] b - для прямой реакции,

= [C] c ×[D] d – для обратной реакции,

где , - коэффициенты пропорциональности, соответственно, прямой и обратной реакций, называемые константами скоростей химических реакций. В общем случае, константа скорости зависит от термодинамических параметров, особенностей строения атомов и молекул, но не зависит от концентрации реагирующих веществ и времени. Последовательный учет всех факторов, которые влияют на константу скорости реакции, позволяет глубже понять ее смысл.

Всякая система самопроизвольно стремится к такому состоянию, в котором она обладает минимальным запасом энергии при данных условиях, такое состояние и называют равновесным. Любое изменение расстояния между частицами выводит систему из равновесия и требует затрат энергии. Так, при сближении частиц, повышается энергия сил отталкивания, а при удалении частиц друг от друга – возрастает энергия сил кулоновского притяжения.

Общая энергия системы, которая соответствует энергии связи и есть энтальпия образования данного вещества при н.у. (DН¦o). В общем случае, энтальпия – это энергетический запас вещества или смесей веществ, при данных условиях.

Момент сближения частиц характеризуется переходным или активированным состоя­нием.

Переходное состояние час­ти­цы неустойчиво и длится доли секунды. Это время необходимо частице для перехода в новое состояние равновесия. Если энергия молекулы АВ, определяемая, как энтальпия ее образования (ΔН¦°АВ), окажется меньше затраченной (ЕА), со­стояние нового равновесия будет устойчивым и АВ будет суще­ст­вовать. В противном случае, переходное состояние вернется к исходному положению А2 и В2 и новое вещество не образуется.

Следовательно, для образ­о­ва­ния нового вещества исходные час­тицы сначала должны выйти из ус­тойчивого исходного со­стоя­ния, то есть повысить свою энергию на ве­личину разности между суммар­ны­ми энергиями их конечного и ис­ход­ного состоя­ний, то есть на вели­чину энергии активации (ЕА). Энергия активации – это та мини­маль­ная энергия, которая необходима частицам для выведения их из равновесия и перехода в активное состояние.

Процесс образования про­дуктов реакции можно характе­ри­зовать изменением энтальпий исходного и конеч­ного состоя­ний с помощью графика. Пусть потенциальная энергия каждой систе­м­ы: исходной, состоящей из молекул А2 и В2, и конечной - 2АВ описы­вается кривыми изменения суммарных потенциальных энергий.

Исходное состояние взаимо­дей­ст­вующих молекул характе­ри­зу­ется определенным сум­марным значением энтальпии образова­ния Н2, которое соответствует сум­мар­ной потенциальной энергии данной системы. На образование переходного состояния (т.н. «ак­ти­вированный комплекс ») требу­ется затрата энергии, равная вели­чине энергии активации ЕА = ЕПР - для прямой реакции. В резуль­тате превращения, новое вещество АВ (продукт реакции), может обладать более низким значением энталь­пии Н1, которое также соответствует его суммарной потенциальной энергии, поэтому изменение энтальпий исходного и конечного состояний (DН) назы­вается энтальпией химической реакции и равно тепловому эффекту данной реакции с обратным знаком ΔН = – Q.

Соответственно, если реакция обратима, как в большинстве производственных процессов, она может пойти в обратном направлении. В этом случае затраты энергии на образование активированного комплекса будут характеризоваться другой величиной энергии активации - ЕА = ЕОБР., а изменение энтальпии равно по величине энтальпии прямой реакции, но обратно ей по знаку. По графику видно, что DН также можно рассчитать по разности величин энергий активации прямой и обратной реакций: DН = ЕОБР - ЕПР.

 

Влияние температуры на скорость химической реак­ции

впервые установил Вант-Гофф. Правило Вант-Гоффа гласит что, при повышении температуры на каждые 10 ° скорость химиче­ской реакции возрастает в 2-4 раза. Это правило не является стро­гим, но, с помощью теории Аррениуса, его справедливость впослед­ствии была доказана. u t1 /u t2 = g (t2 – t1)/10, k t + 10/ k t = g ~2 – 4, где g - температурный коэффициент.

Данный закон выведен экспериментальным путем для неболь­шого интервала температур, но часто находит применение в тех­ни­ке. Так в химической кинетике доказывается, что не все частицы, участвующие в химической реакции, способны образовывать новые вещества.

Пример. При образовании HJ из молекул Н2 и J2, находящихся в газообраз­ном состоянии при Т = 700 К и Р = 101,3 кПа, в1 см3 за одну секунду может произойти 2×10 28 столкновений молекул. То есть реакция должна произойти мгновенно. Расчет скорости показывает, что тео­ретически, скорость реакции должна соответствовать образованию 1,11×1011 моль вещества в 1 см 3 за 1 секунду. Реально же она протекает в 0,9×1014 раз медленнее.

Согласно распределению Максвелла – Больцмана, все час­ти­цы, находящиеся в реак­ци­онном пространстве, распре­деля­ются по энергиям в соот­ветствии с графиком.

Пусть z i - число час­тиц с заданным значением энер­гии, а zi /z - доля час­тиц с заданным значением энер­гии от общего количе­ства частиц; Т1, Т2 – температура реакции, К, где Т1< Т2; Еср1 и Еср2 - средние значе­ния энергии частиц при дан­ных значениях Ti, которым соответст­вует наибольшая доля реа­гирую­щих час­тиц.

На кривой распределе­ния энергий частиц, участ­вую­щих в ре­акции имеется максимум, которым обладает значи­тель­ная доля молекул. Вероятность достижения молекулами энер­гии, превы­шающей значение ЕА, невелика при низких значе­ниях температур (Т1) и рассчитывается как отношение доли моле­кул, имеющих энергию активации z° к общему числу частиц z.

Заштрихованная область соответствует доле частиц, обла­дающих энергией, не меньшей, чем энергия активации. Данные графика свидетельствуют о том, что при низких температурах доля частиц, обладающих энергией, превышающей энергию ак­тивации незначительна, а при повышении температуры величина средней энергии частиц может достигать значения энергии активации.

Одно из важных положений химической кинетики состоит в том, что в химической реакции могут принять участие только ак­тивные частицы, то есть те, которые обладают энергией, пр­евышающей значение энергии активации. Остальные же в реакцию не вступают. Закон Максвелла-Больцмана позволяет рассчитать количе­ство активных частиц: z° = z × exp(-EA/RT).

С повышением температуры число активных частиц возрас­тает, а следовательно, число активных столкновений, приводящих к химической реакции, увеличивается, поэтому скорость ее также возрастает. Причем данное правило характерно как для скорости прямой, так и для скорости обратной химических реакций.

Энергия активации – это энергетический барьер, который должны преодолеть частицы для образования новых веществ. Чем выше величина этого барьера, тем труднее его преодолеть, тем выше требуется поднять температуру реакции.

Способность к осуществлению многих химических реакций зависит от величины энергетического барьера. Для образования новых соединений атомы или молекулы должны преодолеть этот энергетический барьер называемый энергией активации. Величина ее зависит от особенностей строения самих веществ и внешних термодинамических факторов.

ПРИМЕР. Не происходит образования молекулы воды из водорода и кислорода, самовозгорания древесины на воздухе при нормальной температуре (или окисления целлюлозы до углекислого газа и воды) и т.п.

При комнатной температуре обычно происходят лишь те реакции, энергия активации которых не превышает значений 60 - 105 кДж /мол. Если значение ЕА < 60 кДж /моль, скорость реакций чрезвычайно высока, если же ЕА <105 кДж /моль - реакция при комнатной температуре крайне замедлена, при ЕА >150 кДж /моль - реакция маловероятна.

Поскольку υ ~ [A]× [B], а коэффициентом пропорциональ­ности является k, то именно она и должна учитывать долю ак­тивных столкновений частиц, приводящих к химическому взаимодействию. k = f (z °), то есть: , где Р× z = ko – коэффициент пропорциональности, постоянная Аррениуса.

Данное уравнение носит название уравнения Аррениуса. Величина z° входит в значение константы скорости химической реакции, определяя ее зависимость от температуры для прямой и обратной реакции, соответственно в виде:

;

Для осуществления химических реакций, энергия активации кото­рых превышает указанное значение, требуется увеличение ки­нетиче­ской энергии реагирующих частиц либо изменение схемы технологи­ческого процесса. Первое осуществляется, как правило, путем изме­нения термодинамических параметров: Т, Р, V или кон­центрации, вто­рое – путем введения веществ, уско­ряющих химиче­ские реакции – катализаторов или тормозящих нежелательные процессы – инги­биторов.

Типы химических реакций

Все типы химических реакций можно подразделить на про­стые и сложные. К простым - относят реакции, в которых проис­ходит обычное столкновение молекул, приводящее к образованию нового веще­ства. Сложные подразделяются на:

- параллельные, идущие в одну сторону, но протекающие одно­вре­менно (реакция разложения бертолетовой):

6 KClO3 = 3 KClO4 + KCl

= 2 KCl + 3O2

- последовательные, где одна реакция, предшествует дру­гой (реак­ции, лежащие в основе выплавки стали):

Fe2O3 + CO → 2 FeO + CO2; FeO + CO → Fe + CO2.

- сопряженные, в которых одна реакция идет только в при­сутст­вии дру­гой: основная реакция Zn + H2O → Zn(OH)2 + H 2

вспомогательная реакция 2ZnSO4+ 2H2O→(ZnOH)2SO4 + H2SO4

механизм проте­кания реакции:

Цинк вступает в хи­мическую реакцию с водой при нор­маль­ных ус­ловиях, только в присутствии соли сульфата цинка, по­скольку, в ре­зультате гид­ролиза, образуется серная кислота, кото­рая взаимодей­ст­вует с активным металлом, вытесняющим из нее во­дород.

- обратимые, идущие как в прямом, так и в обратном на­ правле­нии: 2ZnSO4 + 2H2O ↔ (ZnOH)2SO4 + H2SO4 – гидролиз.

Обратимые реакции относят к особому типу химических ре­ак­ций, поскольку в условиях промышленного производства в замкну­той системе, практически не существует необратимых процессов. Понятие обратимости тесно связано с учением о рав­новесных хи­мических про­цессах.

При решении задач, следует учесть, что СИСХ = [C] + DС, где СИСХ – исходная концентрация вещества; [C] – равно­весная концентрация вещества; DС – концентрация прореа­гировав­шего вещества или ее изменение во времени, соответст­венно, моль/л.

В начале реакции, ее продуктов еще нет, поэтому их кон­цен­трации равны 0. Изменение концентраций продуктов реакции при наступлении равновесия, численно равны равновесным кон­центра­циям веществ.

ПРИМЕР. Дана реакция: 2HCl = Cl2 + H2. Рассчитать равновесные кон­цен­трации компонентов, если СИСХ (НСl) = 0,5, а прореагировало 0,1 моль/л.

Условие задачи: Дано: Вступило в реакцию Рассчитать: Дано: Прореаги­ро­вало DС для Н2 и Сl2 опре­де­ляется по соот­ноше­нию компо­нентов в уравнении реакции
СИСХ [C]= СИСХ - DС
HCl 0,5 0,5 - 0,1 = 0,4 0,1
H2   |0,5| 0,5
Cl2   |0,5| 0,5

Задания к разделу 7.2

1. Константа скорости реакции 2АГ + ВГ ↔ СГ равна 0,8. С ИСХ,А и С ИСХ,В равны 2,5 моль/л и 1,5 моль/л, соответ­ственно. В результате реакции, при t ¹ 0 [В] оказалась рав­ной 0,5 моль/л. Вычислить, чему стала равна [А] и ut¹0.
2. В системе 2NOГ + Сl↔ 2NOClГ CИСХ NO и Cl2 равны 0,4 моль/л и 0,3 моль/л, соответственно. Во сколько раз из­менится скорость реакции по сравнению с начальной, в тот момент, когда успеет прореагировать 50% NO?
3. Скорость химической реакции 2NOГ + О2 Г↔ 2NO2 Г при СИСХ NO = 0.3 моль/л и О2 – 0,15 моль/л равна 1,2×10–3 моль/л×с . Найти значение k скорости реакции.
4. При 508 0С k скорости реакции Н2 + J2 ↔ 2НJ равна 0,16, CИСХ Н2 и J2 равны 0,04 моль/л и 0,05 моль/л, соответст­венно. Определить uо реакции и скорость ut¹о, когда СИСХ во­дорода уменьшилась вдвое.
5. В сосуд емкостью 10 л ввели 3,2 г паров серы и 6,4 г О2. Во сколько раз скорость химической реакции SГ+ О2 Г→ SO2 Г в начальный момент будет отличаться от ско­ро­сти этой же реакции в момент, когда прореагировало 20 % серы?
6. Во сколько раз необходимо увеличить С А, чтобы при уменьшении С В в 4 раза скорость реакции 2АГ + ВГ ↔ СГ не изменилась?
7. Константа скорости реакции N2 + O2 ↔ 2NO равна 0,8. СИСХ (моль/л), N2 = 0,049, С ИСХ O2 = 0,01. Опреде­лить их концентрацию в момент (t¹0), когда образовалось 0,005 моль/л NO, и uо и ut¹0.
8. Реакция идет по уравнению 2NO + О2 → 2NO2. Кон­центрации исходных веществ были: NO – 0,03 моль/л, О2 – 0,05 моль/л. Как изменится скорость реакции, если увеличить концентрацию О2 до 0,1 моль/л и концентрацию NO до 0,06 моль/л?
9. Окисление серы и оксида серы(IV) идут по уравне­ниям: SК + О ↔ SO; 2SO + О↔ 2SO. Как изменятся ско­рости этих реакций, если объемы каждой из систем умень­шить в 4 раза.
10. Реакция между веществами А и В протекает по уравнению 2А + В ↔ С, концентрация вещества А равна 6 моль/л , а веще­ства В – 5 моль/л. Константа скорости реакции равна 0,5. Вы­числить скорость химической реакции в начальный момент и в момент, когда в реакционной смеси останется 45 % веще­ства В.
11. Константа скорости реакции АГ + 2ВГ ↔ 3СГ равна 0,6 л2×моль–2×с–1. Начальные концентрации А и В равны 1,0 моль/л и 3,0 моль/л, соответственно. В результате реакции концен­трация вещества В уменьшилась на 0,8 моль/л. Вычислить, чему стала равна концентрация вещества А и скорость реакции ut¹0.
12. Начальные концентрации веществ в реакции СО + Н2ОГ ↔ СО2 + Н2 были равны (моль/л): СО = 0,5; Н2ОГ = 0,6; СО2 = 0,4; Н2 = 0. Вычислить концентрации всех веществ после того, как прореагировало 60 % Н2О и скорости прямой реакции ut=0 и ut¹0, если .
13. В процессе реакции 3А + 4В ↔ С концентрация ве­щества А уменьшилась на 0,06 моль/л. Как измени­лись концентрации веществ В и С? Рассчитать скорости пря­мой реакции ut=0 и ut¹0, если С о,А и С о,В были равны 2,5 моль/л и 4,5 моль/л, соответственно, а .
14. СИСХ (моль/л) реагентов N2 и Н2 равны 1,2 и 2,2, соответственно. Определить концентрации N2 и Н2 в момент достижения продукта реакции NH3 концентрации 0,4 моль/л? Рассчитать скорости прямой реакции ut=0 и ut¹0, если .
15. Рассчитать скорости прямой реакции СОГ + Н2ОГ ↔ Н + СО ut,1 и ut,2, если . В при t1 концентрации (моль/л) веществ равны: СО = 0,24; Н2ОГ = 0,4; СО2 = 0,3; Н2 = 0,1. Вычислить концентрации всех ве­ществ в реакции после того (t2), как прореагировало 40 % СО.
16. Рассчитать ut,1 и ut,2 прямой реакции Н2 + J2 ↔ 2HJ, если . В момент времени t1 С (моль/л) были: Н2 – 0,049; J2 – 0,024 и HJ – 0,01. Найти кон­центрации всех участвующих в реакции веществ при t2, когда концентрация водорода уменьшится на 0,012 моль/л.
17. При некоторой температуре константа скорости реакции Н2 + I2 ↔ 2HI равна 0,16. Начальные концентрации Н2 – 0,04 моль/л; I2 – 0.05 моль/л. Определить начальную скорость реакции и скорость в момент, когда концентрация водорода уменьшилась вдвое.
18. Для реакции 2NOГ + Сl↔ 2NOClГ начальные концентрации NO и Cl2 равны 0,4 моль/л и 0,4 моль/л, соответст­венно. Во сколько раз по сравнению с начальной изменится скорость реакции в тот момент, когда успеет прореагировать половина оксида азота?
19. Скорость образования HI из H2 и J2 при 443 оС равна 1,5·10 -2 моль/л×с, когда [H2] = [ J2] = 1 моль/л. Скорость рас­пада HJ при той же температуре и при [HJ] = 1 моль/л равна 3,0·10–4 моль/л×с. Вычислить К равновесное при данной темпе­ратуре.
20. Средняя скорость реакции H2 + CI2 ↔ 2HCI 0,04 моль/л·с. Каковы концентрации H2 и CI2 через 20 с после начала реакции, если их начальные концентрации были 2 моль/л и 3 моль/л, соответственно?
21. Во сколько раз следует увеличить концентрацию окиси углерода(II) в системе 2COГ ↔ СО + СТВ, чтобы скорость реакции увеличилась в 4 раза?
22. Рассчитать для 2COГ + О ↔ 2СО значение кон­станты скорости реакции, если при концентрации веществ СО и О2, равных, соответственно 0,02 моль/л и 0,0065 моль/л, скорость ре­акции равна 6·10–4 моль/л с.
23. Для прямой реакции 2АГ + ВГ ↔ 2СГ k = 0,8 л2×моль–2×с–1. Начальные концентрации (моль/л) С о,А = 0,3 и С о,В = 0,5. В результате реакции концентрация вещества А уменьшилась на 0,1 моль. Вычислить скорости реакции uо и ut¹о.
24. Реакция идет по уравнению 4NH + 5О ↔ 4NOГ + 6Н2Опар. Как изменить скорость прямой реакции, если увеличить давление в 2 раза?
25. Во сколько раз изменится скорость реакции 2COГ + О ↔ 2СО, если концентрацию СО увеличить в 2 раза, а концентрацию вещества О2 уменьшить в 2 раза?
26. Для прямой гомогенной реакции АГ + 2ВГ ↔ СГ k = 0,3 л2× моль–2×с–1. Начальные концентрации (моль/л) С о,А = 2 и С о,В = 2,5. В результате реакции концентрация вещества В оказа­лась равной 0,5 моль/л. Вычислить скорости реакции uо и ut¹0.
27. В системе 2NOГ + Сl↔ 2NOClГ начальные кон­центрации NO и Cl2 равны 0,2 моль/л и 0,2 моль/л, соответст­венно. Во сколько раз изменится скорость реакции по срав­нению с начальной в тот момент, когда успеет прореагиро­вать половина оксида азота?
28. В сосуд емкостью 1,25 л ввели 0,4 г паров серы и 0,8 г О2. Во сколько раз скорость химической реакции SГ+ О2 Г→ SO2 Г в начальный момент будет отличаться от ско­ро­сти в момент, когда прореагировало 20 % серы?
29. Реакция между веществами А и В протекает по уравнению 2А + В ↔ С. Константа скорости реакции равна 0,3. Вычис­лить скорости химической реакции в начальный момент, ко­гда концентрации вещества А равна 3 моль/л , а вещества В – 2 моль/л, и в момент, когда в реакционной смеси останется 60 % вещества В.
30. В процессе реакции 3А + 4В ↔ С концентрация ве­щества А уменьшилась на 0,1 моль/л. Как при этом измени­лись концентрации веществ В и С? Рассчитать скорости пря­мой реакции ut=0 и ut¹0, если С о,А и С о,В были равны 2,0 моль/л и 3,0 моль/л, соответственно, а .
31. Начальные концентрации (моль/л) реагентов N2 и Н2 равны 1,0 и 2,0, соответственно. Чему равны концентрации азота и водорода в момент достижения продуктом реакции NH3 концен­трации 0,2 моль/л? Рассчитать скорости прямой реакции ut=0 и ut¹0, если .
32. Рассчитать скорости прямой реакции СОГ + Н2ОГ ↔ Н + СО ut,1 и ut,2, если . В некоторый момент вре­мени (t1) концентрации (моль/л) веществ равны: СО = 0,3; Н2ОГ = 0,5; СО2 = 0,1; Н2 = 0,2. Вычислить концентрации всех веществ в реакции после того (t2), как прореагировало 20 % СО.
33. Для реакции 2NOГ + Сl↔ 2NOClГ начальные концентрации NO и Cl2 равны 0,2 моль/л и 0,3 моль/л, соответст­венно. Во сколько раз по сравнению с начальной изменится скорость реакции в тот момент, когда успеет прореагировать 30 % оксида азота?
34. Константа скорости реакции 2АГ + ВГ ↔ 2СГ равна 0,4 л2×моль–2×с–1. С о,А = 0,2 и С о,В = 0,4. В результате реакции концентрация вещества В уменьшилась на 0,1 моль. Вычислить скорости реакции uо и ut¹0.
35. Константа скорости реакции 2АГ + 3ВГ ↔ СГ равна 0,8 л4×моль–4×с–1. Начальные концентрации С о,А и С о,В равны 1,0 моль/л и 1,5 моль/л, соответственно. В результате реакции в момент времени t ¹ 0 концентрация вещества В оказалась равной 1,0 моль/л. Вычислить, чему стала равна концентрация вещества А и скорость реакции ut¹о.
36. Константа скорости реакции 3Н2 + N2 ↔ 2NН3 равна 0,16 л3×моль–3×с–1, начальные концентрации Н2 и N2 равны 0,09 моль/л и 0,03 моль/л, соответственно. Определить начальную скорость (uо) реакции и скорость (ut¹о), когда концентрация водорода уменьшилась на 20 %.
37. В сосуд емкостью 15 л ввели 4,8 г паров серы и 9,6 г О2. Во сколько раз скорость химической реакции SГ+ О2 Г→ SO2 Г в начальный момент будет отличаться от ско­ро­сти этой же реакции в момент, когда прореагировало 20 % серы?
38. Константа скорости реакции N2 + O2 ↔ 2NO равна 0,4 л×моль–1×с–1. СИСХ (моль/л) С о, N2 = 0,08, С о, О2 = 0,02. Определить концентрацию этих веществ в мо­мент (t¹0), когда образовалось 0,01 моль/л NO, и скорости (uо и ut¹о) реакции.
39. Реакция между веществами А и В протекает по уравнению 2А + В ↔ С, начальные концентрации (моль/л) С о,А = 3, а С о,В = 2. Константа скорости реакции равна 0,5 л2×моль–2×с–1. Вычис­лить скорости реакции в начальный момент и в момент, когда в реакционной смеси останется 30 % от исходного количества вещества В.
40. Начальные концентрации (моль/л) реагентов N2 и Н2 равны 0,6 и 1,1, соответственно. Чему равны концентрации азота и водорода в момент достижения продуктом реакции NH3 кон­центрации 0,2 моль/л? Рассчитать скорости прямой реакции ut=о и ut¹о, если .
41. Для реакции 2NOГ + Сl↔ 2NOClГ начальные концентрации NO и Cl2 равны 0,3 моль/л и 0,2 моль/л, соответст­венно. Во сколько раз по сравнению с начальной изменится скорость реакции в тот момент, когда успеет прореагировать 40 % оксида азота?
42. Константа скорости реакции 2АГ + 3ВГ ↔ СГ равна 0,8 л4×моль–4×с–1. Концентрации С о,А и С о,В равны 0,1 и 0,3 моль/л, соответственно. В результате реакции в момент времени t ¹ 0 концентрация вещества В уменьшилась на 0,1 моль. Вы­числить, чему стала равна концентрация вещества А и скоро­сти реакции ut=о и ut¹о.
43. Известно, что константа скорости реакции пер­вого порядка и


Поделиться:




Поиск по сайту

©2015-2024 poisk-ru.ru
Все права принадлежать их авторам. Данный сайт не претендует на авторства, а предоставляет бесплатное использование.
Дата создания страницы: 2016-07-22 Нарушение авторских прав и Нарушение персональных данных


Поиск по сайту: