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*10¹⁰раз.

330.

Процесс	Катализаторы
Синтез аммиака из N₂и 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	H₃PO₄и 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*10¹³раз.

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),

C_исх.	х	у
С_равн.

, 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

C_исх_.	Х	у
С_равн.	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

C_исх.	0,03	0,03
С_равн.	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

C_исх.	-	0,05	-	0,01
С_равн.	-	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),

C_исх.
С_равн.	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),

C_исх.	0.08
С_равн.	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),

C_исх.	0.01	0.01
С_равн.	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),

C_исх.
С_равн.	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)

C_исх.
С_равн.	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)

C_исх.	0.04
С_равн.	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

C_исх.
С_равн.	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

C_исх.	0.3
С_равн.	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)