Задачи на тему "Физико-химические закономерности протекания химических реакций"
1. Приведите пример термохимического уравнения.
Термохимическое уравнение реакции образования воды в количестве 1 моль имеет вид:
Н₂(г) + ½О₂(г) = Н₂О(ж) ΔН⁰₂₉₈ = -286 кДж/моль
Термохимическое уравнение реакции образования водяных паров в количестве 1 моль имеет вид:
Н₂(г) + ½О₂(г) = Н₂О(г) ΔН⁰₂₉₈ = -242 кДж/моль
2. При стандартных условиях теплота сгорания водорода в кислороде 286.2 кДж/моль, а теплота сгорания водорода в озоне 333.9 кДж/моль. Чему равна теплота образования озона из кислорода при стандартных условиях?
Н₂(г) + ½О₂(г) = Н₂О(ж) + 286.2 кДж/моль
Н₂(г) + ⅓О₃(г) = Н₂О(ж) + 333.9 кДж/моль
Вычитаем из первого уравнения второе:
½О₂(г) – ⅓О₃(г) = 286.2 кДж/моль – 333.9 кДж/моль
½О₂(г) = ⅓О₃(г) – 47.7 кДж/моль
1.5 О₂(г) = О₃(г) – 143.1 кДж/моль
Ответ: –143.1 кДж/моль.
3. От каких факторов зависит скорость а) гомогенной; б) гетерогенной химической реакции?
По фазовому состоянию реагентов реакции бывают гомогенные (однородные) и гетерогенные(неоднородные). В гомогенных реакциях все взаимодействующие вещества находятся в одной фазе (газовой, жидкой или твердой). Зоной реакции при проведении гомогенных реакций служит весь реакционный объем.
В гетерогенных процессах реагенты, принимающие участие в реакции, находятся в разных фазах. В реакционном объеме одновременно находятся две или более фазы, а химическая реакция протекает на границе раздела фаз или в объеме одной из фаз.
а) Скорость гомогенной реакции – это количество вещества, вступающего в реакцию или образующегося в результате реакции за единицу времени в единице объема системы. Таким образом, скорость определяется количеством вещества, одновременно вступившего в реакцию и объемом системы (чем он больше, тем скорость меньше).
б) Скорость гетерогенной реакции – это количество вещества, вступающего в реакцию или образующегося в результате реакции за единицу времени на единице поверхности фазы. Таким образом, скорость определяется количеством вещества, одновременно вступившего в реакцию и площадью поверхности фазы (чем она больше, тем скорость меньше).
4. Приведите пример кинетического уравнения.
Общий вид уравнения
mA + nB = pC + qD
Скорость прямой реакции находится по формуле
V₁ = k₁[A]ᵐ[B]ⁿ,
где k₁ – константа скорости прямой реакции, [A] и [B] – концентрации веществ.
Скорость обратной реакции находится по формуле
V₂ = k₂[С]ᵖ[D]ᵍ,
где k₂ – константа скорости обратной реакции, [C] и [D] – концентрации веществ.
Например, для реакции
Н₂ + I₂ = 2HI
Кинетическое уравнение будет иметь вид
V = k[Н₂][I₂]
5. В результате реакции в единице объема в единицу времени образовалось 3.4 г аммиака, а в результате другой реакции в тех же условиях – 3.4 г фосфина. Одинаковые ли скорости этих реакций? Ответ поясните.
Скорость реакции определяется количеством вещества (прореагировавшего или образовавшегося) за единицу времени.
Молярные массы:
μ (NН₃) = 14 + 1 ⋅ 3 = 17 г/моль
μ (PН₃) = 31 + 1 ⋅ 3 = 34 г/моль
Количества молей:
ν (NH₃) = 3,4/17 = 0,2 моль
ν (РН₃) = 3,4/34 = 0,1 моль
Не смотря на одинаковые массы, количества веществ разные, значит и скорости будут разные. Скорость образования аммиака больше.
6. Определите среднюю скорость реакции СО2 + Н2 = СО + Н2О, если молярная концентрация через 80 с после начала реакции воды была 0.24 моль/л, а через 2 мин 07 с стала 0.28 моль/л.
Скорость реакции
V = Δc / Δt
Δc = 0.28 моль/л – 0.24 моль/л = 0.04 моль/л
Δt = 127 с – 80 с = 47 с = 0.783 мин
V = 0.04 / 0.783 = 0.051 моль/(л⋅мин)
7. Как изменится скорость образования оксида азота (IV) по реакции 2NO + O2 = 2NO2, если давление в системе увеличить в 3 раза, а температуру оставить неизменной?
Кинетическое уравнение будет иметь вид
V = k[NO]²[O₂]
При увеличении давления в 3 раза концентрация газов вырастет также в 3 раза.
V’ = k(3[NO])²(3[O₂]) = 27k[NO]²[O₂] = 27V
Ответ: вырастет в 27 раз.
8. При повышении температуры от 0 до 60 оС скорость реакции увеличивается в 2.5 раза на каждые 10 оС. Во сколько раз увеличится скорость реакции при повышении температуры от 20 до 45 оС?
При повышении температуры с 20 до 40 ⁰С скорость реакции увеличится в 6.25 раза (два интервола по 10 ⁰С).
Зависимость скорости от температуры выразим через соотношение
V = kTⁿ
Составим систему уравнений и найдем n (температура в К):
V = k ⋅ 313ⁿ
2.5V = k ⋅ 323ⁿ
Отсюда получаем:
2.5 = 1.032ⁿ
n = log ₁.₀₃₂ 2.5 = 29
Теперь составим систему уравнений и найдем увеличение скорости на интервале от 40 до 45 ⁰С:
V = k ⋅ 313²⁹
mV = k ⋅ 318²⁹
Делим второе уравнение на первое и получаем:
m = 1.016²⁹ = 1.583
Для интервала температур от 20 до 45 ⁰С увеличение скорости составит
6.25 ⋅ 1.583 = 9.89
Ответ: в 9.89 раз.
9. Как действует катализатор на химическое равновесие?
Катализаторы не влияют на константу, а значит и на смещение химического равновесия!
10. Как влияет повышение температуры на состояние равновесия в следующих реакциях?
а) Н2 + Cl2 ⇄ 2HCl + Q
б) Н2 + I2 ⇄ 2HI – Q
а) Реакция экзотермическая, при повышении температуры равновесие сместится влево (т. к. продуктам реакции будет сложнее отдавать тепло). Нагревание способствует обратной реакции.
б) Реакция эндотермическая, при повышении температуры равновесие сместится вправо (т. к. продукты реакции будут активнее поглощать тепло). Нагревание способствует прямой реакции.
11. Как влияет увеличение давления на состояние равновесия в следующих реакциях?
а) Н2 + Br2 ⇄ 2HBr
б) 2NO + O2 ⇄ 2NO2
в) N2O4 ⇄ 2NO2
а) Числа атомов реагентов и продуктов реакции совпадают. Увеличение давления не повлияет на смещение химического равновесия!
б) В ходе прямой реакции уменьшается число молекул в газовой фазе. Поэтому увеличение давления способствует прямой реакции – равновесие смещается вправо, к продуктам образования.
в) В ходе прямой реакции увеличивается число молекул в газовой фазе. Поэтому увеличение давления способствует обратной реакции – равновесие смещается влево, к исходным веществам.
12. Какие факторы способствуют смещению равновесия в сторону образования продуктов в реакциях?
а) СО2(г) + С(т) ⇄ 2СО(г) – 72.6 кДж
б) Fe2O3(т) + 3Н2(г) ⇄ 2Fe(т) + 3Н2О(г) – 89.6 кДж
в) Н2(г) + S(ж) ⇄ H2S(г) + 20.9 кДж
а) Эндотермическая реакция с увеличением числа молекул в газовой фазе.
Ответ: повышение температуры, уменьшение давления.
б) Эндотермическая реакция без изменения числа молекул в газовой фазе.
Ответ: повышение температуры.
в) Экзотермическая реакция без изменения числа молекул в газовой фазе.
Ответ: понижение температуры.
13. Рассчитайте константу равновесия при некоторой заданной температуре для обратимой реакции СО + Н2О ⇄ СО2 + Н2, если в состоянии равновесия концентрации веществ следующие: [CO] = 0.16 моль/л, [H2O] = [CO2] = [H2] = 0.32 моль/л.
Скорость прямой реакции:
V₁ = k₁[СО][Н₂О]
Скорость обратной реакции:
V₂ = k₂[СО₂][Н₂]
В момент равновесия скорости равны, тогда константа равновесия
К = k₁ / k₂ = [СО₂][Н₂] / ([СО][Н₂О]) = 0.32 ⋅ 0.32 / (0.16 ⋅ 0.32) = 2
14. При сгорании 2 моль этилена в кислороде выделилось 2822 кДж теплоты. Определите теплоту образования этилена, если стандартные теплоты образования СО2 и Н2О равны 393 кДж/моль и 286 кДж/моль соответственно.
С₂Н₄ + 3О₂ = 2СО₂ + 2Н₂О + 2822 кДж
Согласно закону Гесса, тепловой эффект при постоянном давлении (объеме) зависит только от природы и состояния исходных веществ и продуктов, но не зависит от пути процесса, т. е. от числа и характера промежуточных стадий.
Таким образом, можно записать:
Q = 2Q(СО₂) + 2Q(Н₂О) – Q(С₂Н₄) = 2822 кДж / 2 моль
Отсюда
Q(С₂Н₄) = 2 ⋅ 393 + 2 ⋅ 286 – 1411 кДж/моль = -53 кДж/моль
15. Растворение образца железа в серной кислоте при 20 оС заканчивается через 15 мин, а при 30 оС такой же образец металла растворяется за 6 мин. За какое время данный образец железа растворится при 35 оС?
Согласно правилу Вант-Гоффа:
V₂ = V₁ ⋅ γ ^ [(Т₂ – Т₁) / 10]
Скорость реакции:
V = Δc / Δt
Отсюда температурный коэффициент реакции:
γ = (V₂ / V₁) ^ [10 / (Т₂ – Т₁)] = (Δt₁ / Δt₂) ^ [10 / (Т₂ – Т₁)] = (15 / 6) ^ [10 / (30 – 20)] = 15 / 6 = 2.5
Теперь найдем время при 35 ⁰С:
V₃ / V₂ = Δt₂ / Δt₃ = γ ^ [(Т₃ – Т₂) / 10]
Δt₃ = Δt₂ / γ ^ [(Т₃ – Т₂) / 10] = 6 / 2.5 ^ [(35 – 30) / 10] = 3.8 мин
16. При увеличении температуры от 0 до 13 оС скорость реакции возросла в 2.97 раза. Чему равна энергия активации этой реакции?
Согласно Аррениусу, константа скорости:
k = A ⋅ e ^ [-E / (RT)]
Выразим отношение скоростей:
V₂ / V₁ = 2.97 = k₂ / k₁ = e ^ [-E / (RT₂)] / e ^ [-E / (RT₁)] = e ^ [(E/R) (1/T₁ – 1/T₂)]
Отсюда энергия активации (температура в К):
Е = ln2.97 ⋅ R / (1/T₁ – 1/T₂) = ln2.97 ⋅ 8.31 / (1/273 – 1/286) = 54330 Дж/моль
Ответ: 54.3 кДж/моль.