2014-02-09
1136
ЗАДАЧИ
1. Разложение оксида азота протекает по уравнению 2N2O = 2N2 + O 2. Константа скорости данной реакции при некоторой температуре равна 4·10-4, начальная концентрация N2O равна 2 моль/л. Определите скорость реакции в начальный момент времени и в момент времени, когда разложится 25% N2O.
2. Во сколько раз возрастает скорость реакции при изменении температуры с 20 °С до 70 °С, если при повышении температуры на 10° скорость реакции увеличивается в два раза?
3. Реакция идет по уравнению 2NO + O2 = 2NO2. Концентрация исходных веществ равна: [NO]0 = 0.24 моль/л, [O2]0 = 0,4 моль/л. Как изменится скорость реакции, если увеличить концентрацию NO до 0,4 моль/л и концентрацию O2 - до 0,5 моль/л?
4. В каком направлении произойдет смещение равновесия при повышении давления в системах:
a) 2NO + Cl2 = 2NOCl, в) 2N2O = 2N2 + O2. Напишите выражение для константы равновесия данных реакций. Напишите выражения для констант равновесия реакций:
а) С(графит) + CO2(г) = 2СО(г), б) Н2(г) + s(t) = H2S(г),
в) N2(г) + O2(г) = 2NO(г).
В каком направлении сместится равновесие этих реакций, если: а) увеличить давление, б) увеличить объем?
|
|
|
5. Определить равновесную концентрацию водорода в системе 2HI = Н2 + I2, если исходная концентрация HI составляла 0,16 моль/л, а константа равновесия равна 0,02.
6. Напишите уравнение для скорости прямой реакции
СН4 + 2O2 = CO2 + 2Н2O.
Определите, во сколько раз возрастает скорость реакции при увеличении: а) концентрации кислорода в три раза, б) концентрации метана в два раза.
7. Применяя принцип Ле-Шаталье, укажите, в каком направлении произойдет смещение равновесия систем:
а) СO(г) + Н2O(ж) = СO2(г) + Н2(г), ∆Нхр = 2,85 кДж/моль;
б) 2SO2(г) + O2(г) = 2SO3(г), ∆Нхр = 1,77 кдж/моль,
если а) повысить давление, б) повысить температуру, в) увеличить концентрацию оксида углерода (II) и оксида серы (IV).
8. Реакция горения аммиака выражается уравнением
4 NН3 +5O2 = 4NO + 6Н2O. Во сколько раз возрастет скорость прямой реакции при увеличении давления в два раза? Напишите выражение для константы равновесия данной системы.
9. Реакция идет по уравнению Н2 + I2 = 2HI. Константа скорости реакции при некоторой температуре равна 0,24. Исходные концентрации реагирующих веществ были: [H2]0 = 0,12 моль/л, [I2]0 = 0,25 моль/л. Вычислите скорость данной реакции, когда концентрация водорода уменьшилась в 2 раза.
10. Во сколько раз изменится скорость реакции 2А + В → АВ, если концентрацию вещества А увеличить в 2 раза, а концентрацию вещества В уменьшить в 2 раза?
11. Во сколько раз следует увеличить концентрацию вещества В2 в системе 2А2(г) + В2(г) = 2А2В(г), чтобы при уменьшении концентрации вещества А в 4 раза скорость прямой реакции не изменилась?
12. Через некоторое время после начала реакции 3A + B → 2C + D концентрации веществ составляли: [А] = 0,03 моль/л; [В] = 0,01 моль/л; [С] = 0,008 моль/л. Каковы исходные концентрации веществ А и В?
|
|
|
13. В системе СО + Сl2 = СОCl2 концентрацию увеличили от 0,03 до 0,12 моль/л, а концентрацию хлора - от 0,02 до 0,06 моль/л. Во сколько раз возросла скорость прямой реакции?
14. Чему равен температурный коэффициент скорости реакции, если при увеличении температуры на 30 градусов скорость реакции возрастает в 15,6 раза?
15. Температурный коэффициент скорости некоторой реакции равен 2,3. Во сколько раз увеличится скорость этой реакции, если повысить температуру на 25 градусов?
16. Константа равновесия реакции FeO(к) + CO(г) ↔ Fe(к) + CO2(г) при некоторой температуре равна 0,5. Найти равновесные концентрации CO и CO2, если начальные концентрации этих веществ составляли: [CO]0 = 0,05 моль/л, [CO2]0 = 0,01 моль/л.
17. Равновесие в системе H2(г) + I2(г) ↔ 2HI(г) установилось при следующих концентрациях: [H2] = 0,025 моль/л; [I2] = 0,005 моль/л; [HI] = 0,09 моль/л. Определить исходные концентрации йода и водорода.
18. При некоторой температуре равновесие в системе 2NO2 ↔ 2NO + O2 установилось при следующих концентрациях: [NO2] = 0,006 моль/л; [NO] = 0,024 моль/л. Найти константу равновесия реакции и исходную концентрацию NO2.
Химические реакции протекают с выделением или поглощением энергии в виде тепла. Тепловой эффект зависит от природы исходных веществ и продуктов реакции, их агрегатного состояния и температуры.
Термодинамика - наука о превращении одних форм энергии в другие на основе закона сохранения энергии. Химическая термодинамика устанавливает направление самопроизвольного протекания химических реакций при определенных условиях, используя изменения термодинамических величин: внутренней энергии вещества (системы) U, энтальпии Н, энтропии S, свободной энергии Гиббса G.
Термохимия - раздел термодинамики, изучающий тепловые эффекты реакций. Тепловой эффект реакции, измеренный при постоянной температуре и давлении, называют энтальпией (H) реакции и выражают в джоулях (Дж) и килоджоулях (кДж). Реакции, идущие с выделением тепла, называются экзотермическими и для них ∆ H xp<0. Реакции, идущие с поглощением тепла, называются эндотермическими и для них ∆ H xp>0. Очевидно, что изменение энтальпии в химической реакции равно взятому с обратным знаком тепловому эффекту реакции при Р - const и T - const, т. е. ∆ H xp = - Q xp.
Теплота образования (∆ Н °298) - количество теплоты, которое выделяется при образовании 1 моля соединения из простых веществ при стандартных условиях. Теплоты образования простых веществ (Н2, O2, Cl2) условно приняты равными нулю. В качестве стандартных условий выбраны T =298 К и Р =101,852 кПа (1 атм). Энтальпия образования зависит от агрегатного состояния вещества (газ, жидкость, кристалл), а ее значение характеризует стремление системы (вещества) к упорядочению, например, ∆ Н °298(H2Опар)=-241,8 кДж/моль, ∆ Н °298(H2Ожид) =-285б8 кДж/моль.
В основе всех термодинамических расчетов лежит закон Гесса (1840 г.): тепловой эффект реакции зависит только от природы и физического состояния исходных и конечных веществ, но не зависит от пути перехода. Для термохимических расчетов обычно используют следствие из закона Гесса: тепловой эффект химической реакции (∆ H xp) равен сумме теплот образования (∆ H обр) продуктов реакции за вычетом суммы теплот образования исходных веществ с учетом стехиометрических коэффициентов в уравнении реакции: ∆ H xp = Σ∆ Н прод - Σ∆ Н исх.
Для стандартных условий: ∆ H °298 хр = Σ∆ H °298 прод - Σ∆ H °298 исх.
Энтропия (S) как функция состояния связана с числом равновероятных микроскопических состояний (W), которыми можно реализовать данное макро состояние системы, и выражается уравнением: S = k lg W, где k - коэффициент пропорциональности. Наименьшую энтропию имеют правильно построенные кристаллы. Возрастает энтропия для одного и того же вещества при переходе из кристаллического состояния в жидкое, но особенно при переходе от жидкого в газообразное. Энтропия определяет стремление системы к беспорядку и является мерой неупорядоченности системы. Изменения энтропии при протекании химических процессов рассчитываются по уравнению: S хр = Σ S прод - Σ S исх, или при стандартных условиях: ∆ S °298хр= Σ S °298прод - Σ S °298 исх.
|
|
|
Для выяснения возможности самопроизвольного протекания химической реакции в ту или другую сторону необходимо учитывать две составляющие движущей силы реакции: стремление к порядку (∆ H °298 хр) и стремление к беспорядку (∆ S °298хр) при постоянных давлении и температуре.
Общая движущая сила химической реакции определяется энергией Гиббса: ∆ G = ∆ Н - Т ∆ S.
Энергия Гиббса, или изобарно-изотермический потенциал, также является функцией состояния системы и подчиняется следствию закона Гесса:
∆ G °298 хр = Σ∆ G °298 прод - Σ∆ G °298 исх.
Самопроизвольно протекают процессы, если: ∆ G хр = Σ∆ G прод - Σ∆ G исх < 0.
При состоянии равновесия ∆ G хр = 0, а ∆ Н хр = Т ∆ S xp.
Пример. На основании стандартных теплот образования и абсолютных стандартных энтропии веществ вычислите ∆ G °298 реакции. Возможна ли эта реакция? Чем можно объяснить, что ∆ S xp < 0?
NН3(г) + НСl(г) = NН4Сl(к)
Решение. ∆ G °298 хр = ∆ H °298 хр - T ∆ S °298хр,
где ∆ H °298 и S °298 - функции состояния. Поэтому ∆ H °298 хр = Σ∆ H °298 прод - Σ∆ H °298 исх, ∆ S °298хр= Σ S °298прод - Σ S °298 исх.
Из таблицы стандартных теплот образования веществ и абсолютных энтропии образования веществ берем необходимые данные и рассчитываем:
∆ H °298 хр = -315,39 - (-46,19) - (-92,31) = -176,89 (кДж/моль),
∆ S °298хр = 94.5 - 192,5 - 186,68 = -284,68 (Дж/моль-К).
∆ G °298 хр = -176,89 - 298·(-0,28468) = -92,08 (кДж)
Вывод: изменение ∆ G °298 хр < 0, следовательно, при стандартных, условиях эта реакция будет протекать самопроизвольно. Энтропия в процессе реакции уменьшается (∆ S °298хр < 0), так как из двух молей газообразных веществ (NH3(г) и НСl(г)), где возможность хаотического движения большая, получается 1 моль кристаллического веществ (NH4Cl(к)).
|
|
|
