авторефераты диссертаций БЕСПЛАТНАЯ БИБЛИОТЕКА РОССИИ

КОНФЕРЕНЦИИ, КНИГИ, ПОСОБИЯ, НАУЧНЫЕ ИЗДАНИЯ

<< ГЛАВНАЯ
АГРОИНЖЕНЕРИЯ
АСТРОНОМИЯ
БЕЗОПАСНОСТЬ
БИОЛОГИЯ
ЗЕМЛЯ
ИНФОРМАТИКА
ИСКУССТВОВЕДЕНИЕ
ИСТОРИЯ
КУЛЬТУРОЛОГИЯ
МАШИНОСТРОЕНИЕ
МЕДИЦИНА
МЕТАЛЛУРГИЯ
МЕХАНИКА
ПЕДАГОГИКА
ПОЛИТИКА
ПРИБОРОСТРОЕНИЕ
ПРОДОВОЛЬСТВИЕ
ПСИХОЛОГИЯ
РАДИОТЕХНИКА
СЕЛЬСКОЕ ХОЗЯЙСТВО
СОЦИОЛОГИЯ
СТРОИТЕЛЬСТВО
ТЕХНИЧЕСКИЕ НАУКИ
ТРАНСПОРТ
ФАРМАЦЕВТИКА
ФИЗИКА
ФИЗИОЛОГИЯ
ФИЛОЛОГИЯ
ФИЛОСОФИЯ
ХИМИЯ
ЭКОНОМИКА
ЭЛЕКТРОТЕХНИКА
ЭНЕРГЕТИКА
ЮРИСПРУДЕНЦИЯ
ЯЗЫКОЗНАНИЕ
РАЗНОЕ
КОНТАКТЫ


Pages:   || 2 | 3 |
-- [ Страница 1 ] --

МИНИСТЕРСТВО ОБРАЗОВАНИЯ И НАУКИ РОССИЙСКОЙ ФЕДЕРАЦИИ

Химические системы

Варианты заданий

для самостоятельной работы

Издание третье, дополненное

Йошкар-Ола

МарГТУ

2011

УДК 547 (075)

ББК 24

Х 46

Составители: Винокурова Р. И., Винокуров А. И., Крашенинникова Н. Г.,

Тарасенко Е. В., Терехова Т. С., Фоминых В. Л., Цибуля Л. В.

Рецензент: кандидат биологических наук, доцент МарГТУ О. В. Силкина Печатается по решению редакционно-издательского совета МарГТУ Химические системы: варианты заданий для самостоятель Х 46 ной работы / сост. Р. И. Винокурова, А. И. Винокуров, Н. Г. Кра шенинникова [и др.]. – Издание третье, дополненное. – Йошкар Ола: Марийский государственный технический университет, 2011.

– 140 с.

Содержат план изучения темы с указанием необходимой литературы, краткие пояснения к вопросам, примеры решения задач, а также индиви дуальные задания для контроля усвоения материала.

Для студентов технических специальностей, изучающих дисциплину «Химия» по системе РИТМ.

УДК 547 (075) ББК © Марийский государственный технический университет, ЗАДАНИЕ ТЕРМОХИМИЯ. ЭЛЕМЕНТЫ ХИМИЧЕСКОЙ ТЕРМОДИНАМИКИ Наука, изучающая процессы взаимного превращения энергии систе мы, называется термодинамикой.

Термодинамика делится на физическую (общую), техническую и химическую.

В физической термодинамике излагаются ее теоретические основы и их приложение к физическим явлениям, например, к свойствам конден сированных и газообразных тел, к электрическим и магнитным явлени ям, излучению и др.

В технической термодинамике ее законы рассматриваются в прило жении к процессам взаимного превращения теплоты и работы, что поз воляет рационально проектировать и совершенствовать тепловые двига тели и разрабатывать их теорию.

Часть термодинамики, изучающая превращения энергии в ходе хи мических и физико-химических процессов, носит название химической термодинамики. Она рассматривает следующие вопросы:

Составление тепловых балансов процессов, включая тепловые эффекты физических явлений и химических превращений.

Условия возможности протекания химической реакции и ста бильности существования химического соединения (без разложения).

Выбор оптимальных условий (температура, давление, концентра ция реагентов) получения данного вещества или принципиальной воз можности протекания данного процесса.

Термохимия – часть химической термодинамики, изучающая тепло вые эффекты химических реакций. Различают реакции экзотермиче ские, идущие с выделением теплоты, и эндотермические, протекающие с поглощением теплоты. Теплота, выделяемая или поглощаемая при химических реакциях, называется тепловым эффектом реакции.

Система – это совокупность тел или одно тело, выделенное в про странстве.

Термодинамическая система – это тело или совокупность тел, спо собных обмениваться энергией и (или) веществом с другими телами или между собой.

Открытая термодинамическая система может обмениваться энергией и (или) веществом с другими системами. В изолированной системе воз можно только перераспределение энергии между ее компонентами.

Химическая система – совокупность исходных веществ и продуктов реакции. Она может быть гомогенной и гетерогенной. Состояние систе мы определяется термодинамическими параметрами, которые подразде ляются на экстенсивные (количество вещества, его масса, объем) и ин тенсивные (температура, давление, плотность).

Термодинамическое состояние системы описывается параметрами состояния (Р,Т, V) и функциями состояния: полная энергия (Е), внут ренняя энергия (U), энтропия (S), энтальпия (Н), свободная энергия Гиббса (G).

Полная энергия системы определяется суммой кинетической (К), потенциальной (П) и внутренней энергией (U): Е = К + П +U. В термо динамике принимается, что К = П = 0. В итоге приближенно Е = U.

Внутренняя энергия представляет собой общий запас энергии, кото рый является суммой многих составляющих, возникающих в результате различных видов движения и взаимодействия различных частиц в сило вых полях. Количественный учет всех составляющих внутренней энер гии не возможен, поэтому рассматривают лишь ее изменения.

С целью однозначного и количественного определения изменения энергии в химических реакциях вводится понятие стандартного состоя ния вещества. За стандартное состояние вещества принимают ту его фазу (газообразную, жидкую, твердую), в которой оно существует при 250С (298,15 К) и давлении 1 атм (101,3 кПа).

Цель и задачи Изучив тему, Вы должны уметь:

1) пользоваться основными элементами и понятиями химической термодинамики;

2) давать характеристику процесса по термохимическому урав нению;

3) рассчитывать стандартные величины энтальпии, энтропии и сво бодной энергии системы с применением закона Гесса и следствия из него;

4) уметь предсказывать направление процесса по величине свобод ной энергии.

Литература:

1. Коровин Н.В. Общая химия. – М.: Высшая школа, 2000. – Гл. II, § 5.1-5.4.

2. Глинка Н.Л. Общая химия. – Л.: Химия, 1986. – Гл. VI § 54-56, 66-68.

План изучения темы 1. Используя указанную литературу, ознакомиться со следующими учебными элементами темы и составить краткий конспект:

система;

термодинамическая система;

химическая система;

си стемы открытые и изолированные;

тепловой эффект реакции;

реакции экзо- и эндотермические;

термохимическое уравнение;

закон Гесса и следствие из закона Гесса;

внутренняя энергия;

энтальпия;

энтропия;

энергия Гиббса;

стандартные условия;

стандартные термодинамические величины Н0, S0, G0.

2. Разобрать приведенный ниже пример решения нулевого варианта.

3. Выполнить задание согласно номеру своего варианта.

Решение нулевого варианта Для приведенной реакции СО (г) + Н2О (ж) СО2 (г) + Н2 (г) 1. Расставить коэффициенты, рассчитать стандартную энтальпию ре акции (Н0х.р.) и указать, будет ли данная реакция экзо- или эндотерми ческой по тепловому эффекту.

Решение. Запись химической реакции с указанием теплового эффек та и агрегатного состояния вещества называется термохимическим уравнением. Коэффициенты в термохимическом уравнении могут быть и дробными.

Тепловой эффект реакции, называемый еще энтальпией системы, обозначается Н, измеряется в килоджоулях (кДж) или килокалориях (ккал) и записывается в правой части термохимического уравнения че рез точку с запятой. Н 0 – для экзотермической реакции и Н 0 – для эндотермической реакции.

Агрегатное состояние веществ обозначают: г – газообразное, ж – жидкое, к – кристаллическое, т – твердое.

В основе термохимических расчетов лежит закон Гесса: «Тепловой эффект реакции зависит только от конечного и начального состояния системы, но не зависит от пути перехода».

Количество теплоты, выделяемое или поглощаемое при образовании 1 моля сложного вещества из простых веществ, называется теплотой или энтальпией образования данного вещества (кДж/моль и ккал/моль).

Энтальпия образования, отнесенная к стандартным условиям (Т= 298 К;

Р = 1 атм), называется стандартной энтальпией образования и обозна чается fН0, или fН0298.

Для большинства веществ значения fН0298 приводятся в справоч ных таблицах (приложение 1).

Энтальпия образования данного соединения равна энтальпии разло жения, взятой с противоположным знаком.

Энтальпия образования простого вещества равна нулю.

Термохимические расчеты упрощаются при использовании след ствия из закона Гесса:

«Тепловой эффект реакции равен разности между суммой энтальпий образования продуктов реакции и суммой энтальпий образования ис ходных веществ с учетом коэффициентов в уравнении реакции».

Рассчитаем тепловой эффект данной реакции.

Согласно следствию из закона Гесса:

H0 H(прод) H(исх.в в) H0 2 H0 2 HCO H0 2O 0 0 х.р. CO H H H0х.р. = – 393,5 + 0 – (–110,5 – 285,8) = 2,8 кДж.

Поскольку Н0х.р. 0, данная реакция – эндотермическая, протекает с поглощением теплоты.

2. Рассчитать стандартную энтропию реакции (S0х.р.) и указать, бу дет ли самопроизвольно протекать данная реакция в изолированной си стеме в стандартных условиях.

Решение. Химические реакции обычно являются результатом одно временно происходящих явлений: передачи энергии (изменение энталь пии системы) и изменения в упорядоченности расположения частиц системы относительно друг друга.

Энтропия отражает движение частиц вещества и является мерой неупорядоченности системы: конденсация, кристаллизация и т.п. ведут к уменьшению энтропии. Энтропия обозначается буквой S, а для стан дартных условий – S0 или S0298. Она является функцией состояния си стемы и, согласно следствию из закона Гесса, равна разности суммы энтропий продуктов реакции и суммы энтропий исходных веществ:

S0 = S0(прод.) – S0(исх. в-в).

Энтропия выражается в Дж/моль · град (дж/моль · К), кал/моль · град (кал/моль · К). Стандартные ее значения приводятся в справочных таб лицах (приложение 1).

Для данной реакции S0 S(прод) S(исх.в в) S0 2 S0 2 SCO S0 2O(ж) 0 0 х.р. CO H H S0х.р = 130,5 + 197,5 – 213,7 – 70,1 = 44,2 Дж/моль · К.

Поскольку S0х.р 0, реакция может протекать самопроизвольно в изолированной системе.

3. Рассчитать стандартную энергию Гиббса (G0298) и энергию Гиб бса (Gх.р.) при температуре 10000 К. Прямая или обратная реакция бу дет протекать самопроизвольно в неизолированной системе в указанных условиях?

Решение. При постоянной температуре и давлении состояние систе мы описывают величиной G, называемой изобарно-изотермическим потенциалом, свободной энергией, или энергией Гиббса.

Изменение свободной энергии в стандартных условиях обозначают G0, или G0298 и приводят в справочных таблицах (приложение 1).

Энергия Гиббса является функцией состояния и, по следствию из за кона Гесса, стандартная энергия Гиббса равна G 0 G (прод) G (исх.в в) G 0 2 G CO 2 G 0 G 0 2O 0 0 CO 289 H H G0298 = 0 – 394,4 – (–237,3 – 137,1) = – 20 кДж.

Энергия Гиббса называется движущей силой реакции и объединяет два параметра реакции – энтальпию (Н0) и энтропию (S0):

G0 = Н0 – ТS0, где Т – абсолютная температура.

Величина S0 выражается в кДж/моль · град.

Химические реакции при постоянных значениях температуры и дав ления могут протекать самопроизвольно, если G0 0. При G0 процесс в данных условиях самопроизвольно протекать не может. При G0 = 0 система находится в состоянии равновесия.

Энергия Гиббса Gх.р. для данной реакции при Т = 10000 К G0х.р. = 2,8 – 1000 · 44,2 · 10–3 = – 41,4 кДж.

Поскольку G0х.р. 0 при данной температуре реакция протекает само произвольно.

4. По полученным в пп. 1 и 2 данным а) рассчитать температуру, при которой равновероятны оба направ ления реакций;

б) указать область температур, в которой реакция самопроизвольно может протекать в прямом направлении с учетом того, что реагенты находятся в стандартных состояниях, а значения Н0 и S0 реакций не зависят от температуры.

Решение. Оба направления реакции равновероятны в состоянии равновесия, когда скорости прямой и обратной реакций равны.

Используем уравнение G0 = Н0 – ТS0.

Для равновесной системы G0 = 0.

Н 0 2, Т 63К S0 44, 2 При Т 63К реакция протекает самопроизвольно в прямом направлении.

В случае, когда Н0 0, S0 0, процесс протекает самопроизвольно при любой температуре, если же Н0 0, S0 0, то неосуществим ни при какой температуре.

Задания для самостоятельного выполнения Для реакции, протекающей по схеме, приведенной в таблице 1:

1. Расставить коэффициенты, рассчитать стандартную энтальпию реакции (Н0х.р.) и указать, будет ли данная реакция экзо- или эндотер мической по тепловому эффекту.

2. Рассчитать стандартную энтропию реакции (S0х.р.) и указать, бу дет ли самопроизвольно протекать данная реакция в изолированной си стеме в стандартных условиях.

3. Рассчитать стандартную энергию Гиббса (G0298) и энергию Гиб бса (Gх.р.) при температуре, указанной в таблице 1. Прямая или обрат ная реакция будет протекать самопроизвольно в неизолированной си стеме в указанных условиях?

4. По полученным в пп. 1 и 2 данным а) рассчитать температуру, при которой равновероятны оба направления реакций;

б) указать область температур, в которой реакция может само произвольно протекать в прямом направлении с учетом того, что реа генты находятся в стандартных состояниях, а значения Н0 и S0 реак ций не зависят от температуры.

Таблица Варианты индивидуальных заданий по теме «Термохимия. Элементы химической термодинамики»

№ Темпера Схема реакции варианта тура, К СО (г) + Н2О (ж) СО2 (г) + Н2 (г) 0 ZnS (к) + O2 (г) = ZnO (к) + SO2 (г) 1 CS2 (ж) + О2 (г) = СО2 (г) + SO2 (г) 2 А12(SO4)3 (к) = А12О3 (к) + SO2 (г) + О2 (г) 3 AgNO3 (к) = Ag (к) + NO2 (г) + О2 (г) 4 SO2 (г) + H2S (г) = S (к) + Н2О (ж) 5 CuC12 (к) + Н2О (г) = CuO (к) + НС1 (г) 6 Н2О (г) + Fe (к) = Н2 (г) + Fe3О4 (к) 7 Fe2О3 (к) + СО (г) = Fe3О4 (к) + СО2 (г) 8 Fe3О4 (к) + СО (г) = FeО (к) + СО2 (г) 9 Fe2О3 (к) + Н2 (г) = Fe3О4 (к) + Н2О (г) 10 Fe3О4 (к) + Н2 (г) = FeО (к) + Н2О (г) 11 Fe3О4 (к) + С (графит) = FeО (к) + СО (г) 12 ТаС15 (к) + Na (к) = Та (к) + NaC1 (к) 13 HF (г) + N2 (г) = NF3 (г) + Н2 (г) 14 PbS (к) + O2 (г) = PbO (к) + SO2 (г) 15 U (к) + BaF2(к) = UF4 (г) + Ba (к) 16 V (к) + СаО (к) = V2О5 (к) + Са (к) 17 NiO (к) + Al (к) = Ni (к) + Al2O3 (к) 18 Al2О3 (к) + SO2 (г) + O2 (г) = Al2(SO4)3 (к) 19 CuO (к) + NO2 (г) + O2 (г) = Cu(NO3)2 (к) 20 NO2 (г) + O2 (г) + H2O (ж) = HNO3 (ж) 21 H2O (ж) + SO2 (г) + O2 (г) = H2SO4 (ж) 22 H2O (г) + CO2 (г) + CuO (к) = Сu2(OH)2CO3 (к) 23 PbО (к) + NO2 (г) + O2 (г) = Pb(NO3)2 (к) 24 Na2О (к) + SO3 (г) + Н2О (ж) = NaHSO4 (к) 25 NH3 (г) + SO3 (г) + H2O (г) = (NH4)2SO4 (к) 26 Na2О (к) + СO2 (г) + Н2О (ж) = NaHСO3 (к) 27 Na2О (к) + SO2 (г) + S (к) = Na2S2O3 (к) 28 КОН (к) + Р4О10 (к) + Н2О (ж) = КН2РО4 (к) 29 Mg(NO3)2 (к) = MgO (к) + NO2 (г) + O2 (г) 30 31 Na2SO3 (к) = Na2SO4 (к) +Na2S (к) Na2HPO4 (к) = Na4P2O7 (к) + H2O (ж) 32 КС1О4 (к) = КС1О3 (к) + КС1 (к) + O 33 РН3 (г) + О2 (г) = Р2O5 (к) + H2O (ж) 34 НNO3 (ж) + S (к) = NO2 (г) + H2SO4 (ж) 35 СН4 (г) + О2 (г) = СО2 (г) + Н2О (ж) 36 Окончание табл. № Темпера Схема реакции варианта тура, К Н2О (г) + С (графит) = СО (г) + Н2 (г) 37 С2Н2 (г) + Н2 (г) = С2Н4 (г) 38 С2Н6 (г) + О2 (г) = СО2 (г) + Н2О (г) 39 СН4 (г) = С2Н2 (г) + Н2 (г) 40 СН4 (г) + Cl2 (г) = СCl4 (ж) + НCl (г) 41 С6Н12О6 (к) + О2 (г) = СО2 (г) + Н2О (г) 42 ВаО (к) + СО2 (г) = ВаСО3 (к) 43 С6Н12О6 (к) = С2Н5ОН (ж) + СО2 (г) 44 С2Н5ОН (ж) = С2Н4 (г) + Н2О (ж) 45 Fe3О4 (к) + Al (к) = Fe (к) + Al2O3 (к) 46 NН3 (г) + О2 (г) = NO (г) + Н2О (г) 47 Сa3N2 (к) + H2O (ж) = Ca(OH)2 (к) + NH3 (г) 48 NH4NO3 (к) = N2O (г) + H2O (г) 49 НNO3 (ж) + Cu (к) = NO (г) + Cu(NO3)2 (к) + Н2О (ж) 50 BaF2 (к) + H2SO4 (ж) = BaSO4 (к) + HF (г) 51 Сu2(OH)2CO3(к) + НCl(г) = CuCl2 (к) + CO2 (г) + H2O (ж) Сu(NO3)2 (к) = СuO (к) + NO2 (г) + O2 (г) 53 Сu2(OH)2CO3(к) = CuO (к) + CO2(г) + H2O(ж) 54 HСN (г) + O2 (г) = N2 (г) + CO2 (г) + H2O (г) 55 Cr2O3 (к) +Al (к) = Al2O3 (к) + Cr (к) 56 FeCl3 (к) + Fe (к) = FeCl2 (к) 57 Fe (к) + Cl2 (г)= FeCl3 (к) 58 КОН (к) + Cl2O7 (г) = КС1О4 (к) + H2O (ж) 59 60 NaHСO3(к)+ H2SO4(ж) = Na2SO4(к) + CO2(г) + H2O(ж) Na2О (к) + Р2O5 (к) = Na4P2O7 (к) 61 NaC1 (к) + H2SO4(ж) = NaHSO4 (к) + НCl (г) 62 СН4 (г) + О3 (г) = СО2 (г) + Н2О (г) 63 CaC2 (к) + H2O(ж) = С2Н2 (г) + Ca(OH)2 (к) 64 КОН (к) + Cl2 (г) = КС1О3 (к) + КС1 (к) + H2O(ж) 65 КС1О3 (к) = КС1 (к) + КС1О4 (к) 66 КС1О3 (к) = КС1 (к) + O2 (г) 67 BaSO4 (к) + С (графит) = BaS (к) + CO (г) 68 SiН4 (г) + О2 (г) = SiО2 (к) + Н2О (г) 69 FeS2 (к) + О2 (г) = Fe2О3 (к) + SO2 (г) 70 CaСO3(к) = CaO (к) + CO2 (г) 71 Сa(HCO3)2 (к) = CaСO3(к)+ CO2 (г) + H2O (ж) 72 BaCO3 (к) + НCl (г) = BaCl2 (к) + CO2 (г) + H2O (ж) 73 Na2S2O3(к) + НCl(г) = NaCl(к) + SO2(г) + S(к) + H2O(ж) 74 P (к, красный) + N2O (г) = N2 (г) + Р2O5 (к) 75 ЗАДАНИЕ СКОРОСТЬ ХИМИЧЕСКОЙ РЕАКЦИИ.

ХИМИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ Цель и задачи Изучив тему, Вы должны уметь:

1) выражать скорость заданной реакции через изменение концен трации какого-либо реагента от времени;

2) вычислять среднюю скорость реакции за некоторый промежуток времени по заданным концентрациям какого-либо реагента или про дукта в начале и конце промежутка этого времени;

3) объяснять смысл термина «константа скорости»;

4) вычислять скорость, константу скорости или концентрацию реа гента по заданному уравнению скорости и заданным значениям двух из этих переменных;

5) объяснять смысл понятия «энергия активации» и знать, как она связана с зависимостью скорости реакции от температуры;

6) записывать выражение для константы равновесия реакции по ее полному химическому уравнению как для гомогенного, так и для гете рогенного равновесия;

7) проводить вычисление константы по заданным равновесным концентрациям реагентов или продуктов, либо по исходным и равно весным концентрациям, по крайней мере, одного из участников ре акции;

8) пользоваться константой равновесия для вычисления равновес ных концентраций;

9) объяснять, как изменяются относительные равновесные количе ства реагентов и продуктов при изменениях температуры, давления или концентраций веществ, участвующих в равновесной реакции.

Для успешного усвоения темы «Химическая кинетика. Химическое равновесие» Вы должны знать:

1) способы выражения содержания вещества в системе (концен трации);

2) основные элементы и понятия термохимии:

а) тепловой эффект реакции;

б) экзотермические и эндотермические реакции;

в) уметь давать характеристику процесса по термохимическому уравнению.

Литература 1. Коровин Н.В. Общая химия. – М.: Высшая школа, 2000. – Гл. V, гл. VII.

2. Глинка Н.Л. Общая химия. – Л.: Химия, 1996. – Гл. VI.

3. Глинка Н.Л. Задачи и упражнения по общей химии. – М.: «Интеграл пресс», 1997. – Гл. V.

План изучения темы 1. Используя указанную литературу, ознакомиться со следующими вопросами темы и составить краткий конспект:

скорость химических реакций, понятие системы и реакции, скорость реакции в гомогенной и гетерогенной системах, зави симость скорости реакции от концентраций реагирующих ве ществ, закон действующих масс К.М. Гульдберга и П. Вааге, физический смысл константы скорости, зависимость скорости реакции от температуры и от природы реагирующих веществ, энергия активации, температурный коэффициент скорости ре акции, понятие активированного комплекса, катализ, катализа торы, катализ гомогенный и гетерогенный, необратимые и об ратимые реакции, химическое равновесие, константа равнове сия, смещение химического равновесия, принцип Ле Шателье, 2. Разобрать упражнения с комментариями к ответам.

3. Выполнить задание согласно номеру своего варианта.

Упражнения с комментариями к ответам Задача 1. Написать математическое выражение закона действующих масс для реакций а) 2NO (г) + Cl2 (г) 2NOCl (г);

б) СаСО3 (к) СаО (к) + СО2 (г).

Решение. а) Согласно закону действующих масс, для гомогенной реакции = k[NO]2[Cl2];

б) поскольку карбонат кальция – твердое вещество, концентрация которого не изменяется в ходе реакций, искомое выражение будет иметь вид: = k, т.е. в данном случае скорость гетерогенной реакции при определенной температуре постоянна.

Задача 2. Как изменится скорость реакции между сернистым газом и кислородом 2SО2 (г) +О2 (г)2SО3(г), если уменьшить объем газовой смеси в 3 раза?

Решение. До изменения объема скорость гомогенной реакции вы ражается уравнением: = k[SО2]2[О2].

С уменьшением объема концентрация каждого из реагирующих ве ществ возрастает в три раза: ' = k(3[SО2])2(3[О2]) = 27k[SО2]2[О2].

Находим отношение ' к, согласно которому скорость реакции возрастает в 27 раз.

Задача 3. Вычислите, во сколько раз увеличится скорость реакции, протекающей в газовой фазе при повышении температуры от 30 до 700С, если температурный коэффициент реакции 2.

Решение. Зависимость скорости химической реакции от температу ры определяется эмпирическим правилом Вант-Гоффа: «При повыше нии температуры на 100С скорость химической реакции увеличивается в 2-4 раза».

В математической форме эта зависимость выражается так:

t 2 t t 2 t1, где t 2 – скорость реакции при температуре t2;

t1 – скорость реакции при начальной температуре t1;

– температурный коэффициент скорости, показывающий, во сколь ко раз увеличивается скорость реакции при повышении температуры на 100C.

70 t 2 t1 2 10 t1 24 16 t1.

Следовательно, скорость реакции увеличится в 16 раз.

Задача 4. Вычислить температурный коэффициент, зная, что при увеличении температуры на 400C скорость реакции увеличится в 256 раз.

Решение. Температурный коэффициент – число, показывающее, во сколько раз увеличивается скорость химической реакции при повышении температуры на 100C. Следовательно, 10 256 или 4 Логарифмируя это выражение, находим:

4lg = lg 256 = 2,408;

lg = 0,602;

= 4.

Задача 5. Равновесие реакции Н2 + J2 2HJ установилось при сле дующих концентрациях участвующих в ней веществ: [H2] = 0, моль/л, [J2] = 00,5 моль/л, [HJ] = 0,9 моль/л. Определите исходные кон центрации йода и водорода.

Решение 1 способ. Обозначим через [ ]исх концентрацию веществ в начале ре акции, через [ ]р – концентрации веществ в момент равновесия;

х – чис ло молей, вступивших в реакцию. Тогда [Н2]p = 0,25 моль/л;

[J2]p = 0, моль/л;

[HJ]р = 0,9 моль/л.

Если в реакцию вступает х моль/л водорода, то согласно уравнению (см. коэффициенты) столько же моль иода (х моль/л) вступает в реак цию и при этом образуется 2х моль/л иодоводорода.

Отсюда исходные концентрации водорода и иода равны:

[Н2]исх = [Н2]p + х;

[J2]исх = [J2]p + х.

В процессе реакции водород и иод расходуются, а йодоводород об разуется. Его исходная концентрация равна нулю:[HJ]исх = 0, а равно весная концентрация [HJ]р = 2х = 0,9 моль/л;

отсюда х = 0,45 моль/л.

Тогда:

[Н2]исх = [Н2]p + х = 0,25 + 0,45 = 0,7 моль/л, [J2]исх = [J2]p + х = 0,05 + 0,45 = 0,5 моль/л.

2 способ. Из уравнения реакции следует, что для получения 2 моль/л HJ необходимы 1 моль/л Н2 и 1 моль/л J2. Концентрация HJ равна 0,9 моль/л. Значит, для образования этого количества HJ в реакцию должны вступить 0,45 моль Н2 и 0,45 моль/л J2.

Исходные концентрации иода и водорода будут равны:

[Н2]исх = 0,25 + 0,45 = 0,7 моль/л;

[J2]исх = 0,05 + 0,45 = 0,5 моль/л.

Задача 6. Константа равновесия гомогенной реакции СО (г) + Н2О (г) СО2 (г) + Н2 (г) при 8500С равна 1.

Вычислить концентрации всех веществ в состоянии равновесия, ес ли исходные концентрации [СО]исх = 3 моль/л, [Н2О]исх = 2 моль/л.

Дано: Решение:

[СО]исх = 3 моль/л При равновесии скорости прямой и обрат [Н2О]исх = 2 моль/л ной реакции равны, а отношение констант Кр = 1 этих скоростей постоянно и называется константой равновесия данной системы.

[СО]p = ? [Н2О]p = ?

[СО2]p = ? [Н2]p = ?

пр = k1[СО][Н2О];

обр. = k2[СО2][Н2] CO2 H k kp k 2 CO H 2 O В условии задачи даны исходные концентрации, тогда как в выра жение kр входят равновесные концентрации всех веществ системы.

Предположим, к моменту равновесия израсходуется х моль СО. Соглас но уравнению реакции, столько же моль Н2О (х моль/л) вступит в реак цию. Тогда их равновесные концентрации можно выразить так:

[СО]p = [СО]исх – х = (3 – х) моль/л, [Н2О]p = [Н2О]исх – х = (2 – х) моль/л.

К началу реакции [СО2]исх = [Н2]исх = 0 моль/л, [СО2]р = [Н2]р = х моль/л, согласно уравнению.

Зная константу равновесия, находим значение х, а затем исходные концентрации всех веществ:

х 1 ;

(3 х)(2 х) х2 = 6 – 2х – 3х + х2;

5х = 6;

х = 1,2 моль/л.

Таким образом, искомые равновесные концентрации: [СО2]p = 1,2 моль/л;

[Н2]p = 1,2 моль/л;

[СО]p = 3 – 1,2 = 1,8 моль/л;

[Н2О]p = 2 – 1,2 = 0,8 моль/л.

Задача 7. Эндотермическая реакция разложения пентахлорида фосфора протекает по уравнению PCl5 (г) PCl3 (г) + Cl2 (г);

H0 = + 92,59 кДж.

Как надо изменить: а) температуру, б) давление, в) концентрацию, чтобы сместить равновесие в сторону прямой реакции?

Решение. Смещением, или сдвигом химического равновесия называ ется изменение равновесных концентраций реагирующих веществ в ре зультате изменения одного из условий реакции (концентрации какого либо из веществ, участвующих в равновесии, давления или температуры).

Направление, в котором сместится равновесие, определяется по принципу Ле Шателье: «Если на систему, находящуюся в равновесии, оказать какое-либо воздействие, то в результате протекающих в ней процессов равновесие сместится в сторону той реакции, которая уменьшает это воздействие».

При увеличении концентрации какого-либо из веществ, участвую щих в реакции, равновесие смещается в сторону расходования этого вещества;

при уменьшении концентрации какого-либо из веществ рав новесие смещается в сторону образования этого вещества.

При увеличении давления путем сжатия системы равновесие сдвига ется в сторону уменьшения числа молекул газов, т.е. в сторону пониже ния объема;

при уменьшении давления равновесие сдвигается в сторону увеличения числа молекул газов, т.е. в сторону увеличения объема.

При повышении температуры равновесие смещается в направлении эндотермической, а при понижении – в направлении экзотермической реакции.

В данной системе прямая реакция (реакция разложения PCl5) - эндо термическая (H 0). Следовательно, для смещения равновесия в сто рону прямой реакции следует повысить температуру.

Так как в данной системе разложение PCl5 ведет к увеличению объ ема (из одной молекулы газа образуются две газообразные молекулы), то для смещения равновесия в сторону прямой реакции следует умень шить давление.

Смещения равновесия в указанном направлении можно достигнуть как увеличением концентрации PCl5, так и уменьшением концентрации PCl3 или Cl2.

Задача 8. Реакция протекает при температуре 600C за 4 мин 15 с. За какое время закончится эта реакция при температуре 80 0C, если темпе ратурный коэффициент равен 2?

Дано: Решение:

При повышении температуры от 600C до 1 = 4 мин 16 с t1 = 600C 80 C скорость химической реакции, со t2 = 800C гласно правилу Вант-Гоффа, увеличивает =2 ся в 4 раза:

2 = ? t 2 t1 80 t 2 10 t.

Скорость реакции обратно пропорциональна времени реакции:

t 2 (t1 ) t (t1 ), откуда : (t 2 ) 1.

(t ) t1 t Определяем (t2) = 256 = 64 с = 1 мин 4 с.

Задания для самостоятельного выполнения Вариант 1. Как изменится скорость реакции 2NO (г) + Cl2 (г) = 2NOCl (г), ес ли:а) увеличить давление в реакционном сосуде в 3 раза;

б) понизить концентрацию NO в 3 раза?

2. Смешали по 4 моль веществ А, В и С. После установления равно весия 2А + В = С в системе обнаружили 4,5 моль вещества С. Рассчи тайте константу равновесия.

3. В каком направлении будет смещаться равновесие: а) при повы шением температуры;

б) при повышении давления для следующих об ратимых реакций 1) СО2 (г) + С (к) 2СО(г);

Н0 = 72,6 кДж 2) N2 (г) + О2 (г) 2NO (г);

Н0 = 180 кДж 3) СОCl2 (г) CО (г) + Cl2;

Н0 = 112,5 кДж?

Напишите выражения констант равновесия для каждой из реакций.

Вариант 1. Чему равен температурный коэффициент скорости реакции, если при увеличении температуры на 40 градусов скорость реакции возрас тает в 81 раза?

2. Константа равновесия реакции Н2 (г) + Br2 (г) 2HBr при неко торой температуре равна 1. Сколько процентов брома подвергнется превращению, если смешать 4 моль водорода и 6 моль брома?

3. Для какой из реакций уменьшение объема системы и понижение температуры смещают равновесие в одном направлении?

1) SO3 (г) + NО (г) SO2 (г) + NO2 (г);

Н0 2) 2Н2S (г) + SО2 (г) 3S (к) + 2Н2О (г);

Н0 3) N2 (г) + 3Н2 (г) 2NH3 (г);

Н0 Запишите выражение для константы равновесия этой реакции Вариант 1. Растворение образца цинка в соляной кислоте при 20 0С заканчи вается через 16 минут, а при 400С такой же образец металла растворяет ся за 4 минуты. За какое время данный образец растворится при 60 0С?

2. Начальная концентрация SO2Cl2 была равна 0,5 моль/л. При неко торой температуре на момент установления равновесия SO2Cl2 SO2 + Cl2 разложилось 0,3 моль. Определите константу рав новесия при этой температуре.

3. В какую сторону сместится равновесие реакций:

1) ВаСО3 (к) ВаО (к) + СО2 (г);

Н0 2) SO3 (г) + NО (г) SO2 (г) + NO2 (г);

Н0 3) 2O3 (г) 3О2(г);

Н0 а) при понижении температуры, б) при понижении давления? Напишите выражения для констант равновесия каждой из данных систем.

Вариант 1. Во сколько раз нужно увеличить давление, чтобы скорость обра зования NOCl в реакции 2NO (г) + Cl2 (г) = 2NOCl (г) возросла в 125 раз?

2. Константа скорости реакции N2 + O2 = 2NO при некоторой темпе ратуре равна 0,32. Исходные концентрации реагирующих веществ: [N2] = 0,05 моль/л;

[O2] = 0,085 моль/л. Вычислите начальную скорость реак ции и скорость, когда [N2] стала равной 0,02 моль/л.

3. Какие факторы способствуют смещению равновесия в сторону образования исходных веществ в реакциях 1) СО2 (г) + С (т) 2СО;

Н0 = 72,6 кДж 2) Fe2O3 (т) + 3Н2 (г) 2Fe (т) + 3Н2О (г);

Н0 = - 89,6 кДж?

Запишите выражения констант равновесия для данных систем.

Вариант 1. Скорость некоторой реакции увеличивается в 3 раза при повыше нии температуры на каждые 100С в интервале от 0 до 800С. Во сколько раз увеличивается скорость реакции при повышении температуры от до 600С?

2. Смешали по 5 моль веществ А, В и С. После установления равно весия 2А = В + С в системе обнаружили 6 моль вещества С. Рассчитайте константу равновесия.

3. В каком направлении сместится равновесие реакций 1) 2СО (г) + О2 (г) 2СО2 (г);

Н0 = – 566 кДж 2) N2 (г) + О2 (г) 2NO (г);

Н0 = 180 кДж а) при повышении температуры;

б) при повышении давления?

Запишите выражения констант равновесия.

Вариант 1. Как изменится скорость реакции А2 (г) + 2В (к) = 2АВ (г), проте кающей в закрытом сосуде, если увеличить давление в 5 раз?

2. В закрытом сосуде установилось равновесие СO2 (г) + Н2 (г) СО (г) + Н2О (г). Константа равновесия равна едини це. Определите, какая доля СО2 подвергнется превращению в СО при данной температуре, если смешать 3 моль СО2 и 6 моль водорода?

3. В каком направлении сместится положение равновесия реакции 2Cu(NO3)2 (т) 2CuO (т) + 4NO2 (г) + О2 (г);

Н0 а) при увеличении температуры;

б) при уменьшении давлении;

в) при удалении оксида азота (IV)? Запишите выражение константы равнове сия данной системы.

Вариант 1. Во сколько раз изменится скорость прямой и обратной реакций в системе CO (г) + Cl2 (г) COCl2 (г), если объем газовой смеси умень шится в 3 раза? В какую сторону сместится равновесие системы?

2. Константа равновесия реакции А + В С + Д равна единице.

Начальные концентрации веществ A и В равны 0,03 и 0,05 моль/л, соот ветственно. Сколько процентов вещества А подвергается превращению при этом?

3. Для какой из трех приведенных ниже реакций 1) ВаСО3 (к) ВаО (к) + СО2 (г);

Н0 2) SO3 (г) + NО (г) SO2 (г) + NO2 (г);

Н0 3) 2SO2 (г) + O2 (г) 2SО3 (г);

Н0 смещение равновесия в сторону образования продуктов обеспечивается как понижением температуры, так и повышением давления?

Для уравнения (1) запишите выражение константы равновесия.

Вариант 1. Скорость некоторой реакции увеличивается в 2 раза при повыше нии температуры на 100С. Во сколько раз увеличится скорость реакции при повышении температуры от 20 до 700С?

2. В замкнутом сосуде протекает реакция АВ (г) А (г) + В (г).

Константа равновесия реакции равна 0,09. Равновесные концентрации веществ А и В составляют по 0,3 моль/л. Найдите начальную концен трацию вещества АВ. Сколько процентов вещества АВ разложилось?

3. В каком направлении сместится равновесие реакции 2СО + 2Н2 СН4 + СО2, если концентрации всех реагирующих веществ увеличить в 4 раза?

Запишите выражение для константы равновесия.

Вариант 1. Чему равен температурный коэффициент реакции, если при по вышении температуры на 70 0 скорость химической реакции возрастает в 128 раз?

2. При некоторой температуре равновесие реакции разложения оксида азота (IV) 2NO2 2NO + O2 установилось при следующих концентраци ях: [NO2] = 0,04 моль/л;

[NO] = 0,08 моль/л. Рассчитайте константу рав новесия реакции и исходную концентрацию NO2.

3. Как следует изменить: а) температуру и б) давление, чтобы сме стить равновесие реакции 2Н2S (г) + SО2 (г) 3S (к) + 2Н2О (г);

Н0 0 в сторону образова ния продуктов?

Запишите выражение для константы равновесия.

Вариант 1. Реакция между веществами А и В выражается уравнением:

А + 2ВС. Исходные концентрации составляют: [A] = 0,04 моль/л, [B] = 0,06 моль/л. Константа скорости реакции равна 0,4. Найдите начальную скорость реакции и скорость реакции по истечении некото рого времени, когда концентрация вещества А уменьшится на 0, моль/л.

2. Химическое равновесие реакции А (г) + В (г) С (г) + Д (г) установилось при следующих концентрациях: [А] = 6 моль/л, [В] = моль/л, [Д] = 3 моль/л. Вычислите константу равновесия и исходные концентрации веществ А и В.

3. Укажите, как нужно изменить температуру, давление, концентра ции веществ, чтобы сместить химическое равновесие в сторону увели чения выхода продукта реакции:

2NO (г) + O2 (г) 2NO2 (г);

Н0 Запишите выражение для константы равновесия.

Вариант 1. При 500С реакция протекает за 8 мин. За какое время будет про текать эта реакция при 900С? Температурный коэффициент реакции равен 2.

2.Константа равновесия обратимой реакции А (г) + В (г) С (г) +Д (г) равна 1. Вычислите равновесные концентрации всех веществ, если из вестно, что в начале реакции система содержала 30 моль вещества А и 20 моль вещества В. Объем системы 5 л.

3.Как повлияет на выход хлора в реакции 4HCl (г) + О2 (г) 2Cl2 (г) + 2Н2О (ж);

Н0 = – 202,4 кДж, а) понижение температуры в реакционном объеме, б) уменьшение концентрации хлороводорода, в) увеличение давления в реакторе, г) введение катализатора?

Запишите выражение для константы равновесия.

Вариант 1. Константа скорости реакции А + 2В = 3С равна 0,6. Начальные концентрации: [A] = 2,5 моль/л;

[B] = 3,0 моль/л. В результате реакции концентрация вещества А оказалась равной 1,5 моль/л. Вычислите, ка кова концентрация вещества В и скорость прямой реакции.

2. Рассчитайте константу равновесия реакции 3O2 2O3, если начальная концентрация O2 составляла 0,09 моль/л, а к моменту наступ ления равновесия образовалось 0,006 моль O3.

3. Для какой из трех приведенных ниже реакций 1) BaСО3 (к) BaО (к) + СО2 (г);

Н0 2) 2Н2S (г) + SО2 (г) 3S (к) + 2Н2О (г);

Н0 3) СS2 (г) + 3O2 (г) CO2 (г) + 2SO2 (г);

Н0 смещение равновесия в сторону образования продуктов обеспечивается и повышением температуры, и повышением давления?

Для уравнения (2) запишите выражение константы равновесия.

Вариант 1. Во сколько раз изменится скорость реакции 2А + В А2В, если концентрацию вещества А увеличить в 3 раза, а концентрацию вещества В одновременно уменьшить в 3 раза?

2. После смешивания газов А и В в системе А (г) + В (г) С (г) + Д (г) устанавливается равновесие при следующих концентрациях: [А] = 0, моль/л;

[Д] = 0,06 моль/л. Константа равновесия реакции равна 0,8. Вы числите исходные концентрации веществ А и В.

3. Как следует изменить температуру, давление, концентрацию ок сида серы (IV) для смещения равновесия реакции СS2 (г) + 3O2 (г) CO2 (г) + 2SO2 (г);

Н0 0 в сторону образования исходных веществ?

Запишите выражение для константы равновесия.

Вариант 1. Рассчитайте значение константы скорости реакции А + В АВ, если при концентрациях веществ А и В, равных соответственно 0,025 и 0,02 моль/л, скорость реакции равна 5 10–5 моль/(л мин).

2. Смешали по 5 моль веществ А, В и С. После установления равно весия А + В 2С в системе обнаружили 7 моль вещества С. Рассчитай те константу равновесия.

3. Как надо изменить давление в каждом случае, чтобы скорость первой реакции возросла в 25, а второй – в 81 раз:

1) СО (г) + Н2О (г) СО2 (г) + Н2 (г) 2) MnO2 (к) + 4HCl (г) MnCl2 (к) + Cl2 (г) + 2Н2О (г) ?

Запишите выражение для констант равновесия процессов.

Вариант 1. При некоторой температуре равновесие реакции разложения оксида серы (VI) 2SO3 2SO2 + O2 установилось при следующих концентраци ях: [SO3] = 0,12 моль/л;

[SO2] = 0,48 моль/л. Рассчитайте константу рав новесия реакции и исходную концентрацию SO3.

2. В начальный момент протекания реакции N2 + 3H2 2NH3 кон центрации были равны (моль/л): [N2] = 2,5;

[H2] = 4,0. Какими стали концентрации азота и водорода при концентрации аммиака 1,6 моль/л?

3. В какую сторону сместится равновесие реакции СS2 (г) + 3O2 (г) CO2 (г) + 2SO2 (г);

Н0 при увеличении температуры;

при увеличении давления?

Запишите выражение константы равновесия.

Вариант 1. Скорость химической реакции при 400С составляет 3 моль/л с.

Рассчитайте ее скорость при 1000С, если температурный коэффициент равен 2.

2. Вычислите константу химического равновесия обратимой реакции 2А (г) + В (г) С (г) + Д (г), если исходные концентрации веществ рав ны [A] = 5 моль/л, [B] = 3,5 моль/л и к моменту наступления равновесия прореагировало 60 % вещества А.

3.В какую сторону сместится равновесие реакций:

1) H2S (г) H2 (г) + S (г);

Н0 2) 2СО (г) + O2 (г) 2CО2 (г);

Н0 при понижении температуры;

при понижении давления?

Запишите выражения констант равновесия для данных реакций.

Вариант 1. Реакция протекает по уравнению Na2S2O3(р-р) + H2SO4(р-р) = Na2SO4(р-р) + H2SO3(р-р) + S(т).

Как изменится скорость реакции после разбавления реагирующей смеси в 3 раза?

2. Исходные концентрации веществ в реакции СО + H2О СО2 + H равны (моль/л): [СО] = 0,5;

[H2О] = 0,8;

[СО2] = 0,03;

[H2] = 0,02. Вычис лите концентрации всех участвующих в реакции веществ после того, как прореагировало 40 % СО.

3. Для какой из трех приведенных ниже реакций 1) 2Н2S (г) + SО2 (г) 3S (к) + 2Н2О (г);

Н0 2) SO3 (г) + NО (г) SO2 (г) + NO2 (г);

Н0 3) 2SO2 (г) + O2 (г) 2SO3 (г);

Н0 смещение равновесия в сторону образования продуктов обеспечивается как понижением температуры, так и выведением из реакционной среды оксида серы (VI)?

Для уравнения (1) представьте выражение константы равновесия.

Вариант 1. Как изменится скорость реакции 2 SO2 (г) + O2 (г) = 2 SO3 (г), если а) увеличить давление в системе в 4 раза;

б) повысить концентрацию SO2 в 4 раза?

2. Константа равновесия гомогенной реакции 2SO2 (г) + O2 (г)2SO3 (г) при некоторой температуре равна 0,2. Равновесные концентрации SO2 и SO3 соответственно равны 0,2 и 0,08 моль/л. Вычислите равновесную и исходную концентрации кислорода.

3. Эндотермическая реакция протекает по уравнению ВаСО3 (к) ВаО (к) + СО2 (г) Как надо изменить: а) температуру;

б) давление;

в) концентрации веществ, чтобы сместить равновесие в сторону прямой реакции? Запи шите выражение для константы равновесия.

Вариант 1. Скорость некоторой реакции увеличивается в 16 раз при повыше нии температуры реакционной смеси на 40 0С. Во сколько раз изменится скорость реакции при понижении температуры от 55 до 25 0С?

2. В гомогенной газовой системе А + В С + Д равновесие устано вилось при концентрациях (моль/л): [A] = 0,08 и [Д] = 0,06. Константа равновесия системы равна 0,08. Каковы концентрации веществ В и С.

3. Как повлияет изменение давления и температуры на равновесие обратимых реакций:

1) 2СаО(к)+4NО2(г) + O2(г) Са(NO3)2(к);

Н0 = – 440 кДж/моль 2) 2СО (г) СО2 (г) + С (к);

Н0 = –172,5 кДж 3) СO (г) + 2Н2 СН3ОН (г);

Н0 = 193,3 кДж Для уравнения (1) запишите выражение константы равновесия.

Вариант 1. Для гомогенной реакции, протекающей в объеме, равном 5 л, ко личество вещества реагента за 10с изменилось с 8 до 3 моль. Рассчитай те среднее значение скорости реакции по этому реагенту.

2. Рассчитайте начальные концентрации исходных веществ СО, Н2О и константу равновесия при некоторой заданной температуре для обратимой реакции СО + H2О СО2 + H2, учитывая, что в состоянии равновесия концентрации участвующих в реакции веществ были равны (моль/л): [СО] = 0,007;

[H2О] = 0,0013;

[СО2] = 0,17;

[H2] = 0,17.

3. Какие факторы способствуют смещению равновесия в сторону исходных веществ:

1) СО2 (г) + С (к) 2СО(г);

Н0 = 72,6 кДж 2) Fe2O3 (к) + 3Н2 (г) 2Fe (к) + 3Н2О (г);

Н0 = - 89,6 кДж 3) H2 (г) + S (ж) Н2S (г);

Н0 = + 20,9 кДж Для уравнения (1) запишите выражение константы равновесия.

Вариант 1.Скорость некоторой реакции увеличивается в 2 раза при повыше нии температуры на каждые 100С в интервале от 0 до 600С. Во сколько раз увеличивается скорость реакции при повышении температуры от до 550С?

2. В обратимой реакции N2 (г) + 3Н2 (г) 2NH3 (г) на момент уста новления равновесия концентрации составляли: [N2] = 0,1 моль/л;

[Н2] = 0,2 моль/л;

[NH3] = 0, 8 моль/л. Вычислите константу равновесия и ис ходные концентрации азота и водорода.

3. Как повлияют на состояние равновесия реакций CaСО3 (к) CaО (к) + СО2 (г);

Н0 = 179 кДж 2Н2 (г) + О2 (г) 2Н2О (г);

Н0 = –483,5 кДж а) понижение давления, б) повышение температуры?

Для первого уравнения напишите выражение константы равновесия.

Вариант 1. Как надо изменить давление, чтобы скорость реакции 2АВ (г) + В2 (г) 2АВ2 (г) возросла в 64 раз?

2. Рассчитайте равновесные концентрации веществ, участвующих в реакции СО + H2О СО2 + H2, если исходные концентрации веществ равны (моль/л): [СО] = 0,4;

[H2О] = 0,4, а константа равновесия при дан ной температуре равна 1.

3. Для каких из указанных реакций уменьшение объема сосуда при ведет к смещению равновесия в том же направлении, что и понижение температуры 1) N2 + O2 2NO;

Н0 2) СО2 + С (т) 2СО;

Н0 3) N2О4 (г) = 2NО2 (г);

Н0 4) СО + H2О СО2 + H2;

Н0 0?

Запишите выражение для константы равновесия этих реакций.

Вариант 1. Как надо изменить внешнее давление в системе, чтобы скорость реакции А (г) + 2В (г) = С (г) увеличилась в 81 раз?

2. Константа равновесия реакции FeO (к) + СО (г) Fe (к) + СО2 (г) при некоторой температуре равна 0,5. Найдите равновесные концентра ции СО и СО2, если исходные концентрации этих веществ составляют [СО] = 0,05 моль/л;

[СО2] = 0,01 моль/л.

3. В каком направлении смещается равновесие обратимых реакций 1) 2SO2 (г) + O2 (г) 2SO3 (г);

Н0 = 196,6 кДж 2) N2(г) + O2(г) 2NO(г);

Н0 = 180,7 кДж 3) 2СО (г) СО2(г) + С (к);

Н0 = –172,5 кДж.

с понижением температуры и давления?

Запишите выражение для константы равновесия третьей реакции.

Вариант 1. Для какой реакции зависимость скорости реакции от концентра ции описывается уравнением V = k[A2]?

1) В2 (г) + А2 (г) = 2АВ (г) 2) 2В2 (г) + А2 (г) = 2В2А (г) 3) В (к) + А2 (г) = ВА2 (г) 4) 2ВА (г) + А2 (г) = 2ВА2 (г).

2.В реакции N2 (г) + 3H2 (г) 2NH3 (г) равновесные концентрации веществ равны (моль/л): [N2] = 0,1;

[Н2] = 0,2;

[NH3] = 0,8. Найдите кон станту равновесия и исходные концентрации N2 и H2.

3.Укажите, как нужно изменить температуру, давление, концентра ции веществ, чтобы сместить химическое равновесие в сторону увели чения выхода продуктов реакции: 2Н2S (г) 2H2 (г) + S2 (г);

Н0 = 169,4 кДж Запишите выражение для константы равновесия.

Вариант 1. Для какой реакции увеличение концентрации вещества A2 в 3 ра за увеличит скорость реакции в 9 раза? Ответ обоснуйте.

1) В2 (г) + А2 (г) = 2АВ (г) 2) В (к) + А2 (г) = ВА2 (к) 3) 2А2 (г) = В (г) 4) 2А2 (к) = В (г) + С (г) 2. В обратимой реакции 2NO (г) + O2 (г) 2NO2 (г) на момент уста новления равновесия концентрации веществ составляли: [NO] = 0, моль/л;

[O2] = 0,09 моль/л;

[NO2] = 0,02 моль/л. Рассчитайте константу равновесия и исходные концентрации оксида азота (II) и кислорода.

3. Для какой из трех приведенных реакций 1) ВаСО3 (к) ВаО (к) + СО2 (г);

Н0 2) SO3 (г) + NО (г) SO2 (г) + NO2 (г);

Н0 3) 2SO2 (г) + О2 (г) 2SО3 (г);

Н0 смещение равновесия в сторону исходных веществ обеспечивается как понижением температуры, так и повышением давления?

Для реакции, описанной уравнением (2), запишите выражение кон станты равновесия.

Вариант 1. Как надо изменить давление, чтобы скорость реакции 2АВ (г) + В2 (г) 2АВ2 (г) возросла в 1000 раз?

2. Смешали по 3 моль веществ А, В и С. После установления равно весия 2А = В + С в системе обнаружили 3,5 моль вещества С. Рассчи тайте константу равновесия.

3. В каком направлении будет смещаться равновесие:

а) при повышении температуры;

б) при повышении давления для следующих обратимых реакций:

1) СО2 (г) + С (к) 2СО(г);

Н0 = 72,6 кДж 2) 2Н2О (г) + О2 (г) 2Н2О2;

Н0 = –183,7 кДж 3) СОCl2 (г) C О (г) + Cl2;

Н0 = 112,5 кДж?

Напишите выражения констант равновесия для каждой из реакций.

Вариант 1. Для какой реакции зависимость скорости реакции от концентра ции описывается уравнением V = k[A2]?

1) В2 (г) + А2 (г) = 2АВ (г) 2) 2В2 (г) + А2 (г) = 2В2А (г) 3) В (к) + А2 (г) = ВА2 (г) 4) 2ВА (г) + А2 (г) = 2ВА2 (г).

2. Константа равновесия реакции Н2 (г) + Br2 (г) 2HBr при неко торой температуре равна 1. Сколько процентов водорода подвергается превращению, если смешать 3 моль водорода и 5 моль брома?

3. Для какой из реакций уменьшение объема системы и понижение температуры смещают равновесие в одном направлении?

1) 2Н2S (г) + SО2 (г) 3S (к) + 2Н2О (г);

Н0 2) 2O3 (г) 3О2(г);

Н0 3) N2 (г) + 3Н2 (г) 2NH3 (г);

Н0 Запишите выражение для константы равновесия этой реакции Вариант 1. Как надо изменить внешнее давление в системе, чтобы скорость реакции А (г) + 2В (г) = С (г) увеличилась в 125 раз?

2. Для реакции SO2Cl2 SO2 + Cl2 при некоторой температуре из 1 моль SO2Cl2, находящегося в закрытом сосуде емкостью 20 л, разлага ется 0,5 моль. Определите константу равновесия при этой температуре.

3. В какую сторону сместится равновесие реакций:

1) ВаСО3 (к) ВаО (к) + СО2 (г);

Н0 2) SO3 (г) + NО (г) SO2 (г) + NO2 (г);

Н0 3) 2O3 (г) 3О2(г);

Н0 а) при повышении температуры, б) при понижении давления? Напи шите выражения для констант равновесия каждой из данных систем.

Вариант 1. Для какой реакции увеличение концентрации вещества A2 в 2 раза увеличит скорость реакции в 4 раза? Ответ обоснуйте.

1) В2 (г) + А2 (г) = 2АВ (г) 2) В (к) + А2 (г) = ВА2 (к) 3) 2А2 (г) = В (г) 4) 2А2 (к) = В (г) + С (г) 2. Константа скорости реакции N2 + O2 = 2NO при некоторой темпе ратуре равна 0,32. Исходные концентрации реагирующих веществ: [N2] = 0,03 моль/л;

[O2] = 0,075 моль/л. Вычислите начальную скорость реак ции и скорость, когда [N2] стала равной 0,02 моль/л.

3. Какие факторы способствуют смещению равновесия в сторону образования продуктов в реакциях 1) СО2 (г) + С (т) 2СО;

Н0 = 72,6 кДж 2) Fe2O3 (т) + 3Н2 (г) 2Fe (т) + 3Н2О (г);

Н0 = - 89,6 кДж?

Запишите выражения констант равновесия для данных систем.

Вариант 1. Реакция при температуре 600С протекает за 4 мин 15 с. За какое время закончится эта реакция при температуре 100 0С, если температур ный коэффициент скорости реакции равен 2?

2. Смешали по 3 моль веществ А, В и С. После установления равно весия А + В = 2С в системе обнаружили 5 моль вещества С. Рассчитайте константу равновесия.

1. В каком направлении сместится равновесие реакций 1) 2СО (г) + О2 (г) 2СО2 (г);

Н0 = – 566 кДж 2) N2 (г) + О2 (г) 2NO (г);

Н0 = 180 кДж а) при понижении температуры;

б) при повышении давления?

Запишите выражения констант равновесия.

Вариант 1. Для гомогенной реакции, протекающей в объеме, равном 3 л, ко личество вещества реагента за 5с изменилось с 5 до 2 моль. Рассчитайте среднее значение скорости реакции по этому реагенту.

2. В закрытом сосуде установилось равновесие СO2 (г) + Н2 (г) СО (г) + Н2О (г). Константа равновесия равна единице. Определите, какая доля СО2 подвергнется превращению в СО при данной температуре, если смешать 1 моль СО2 и 5 моль водорода?

3.В каком направлении сместится положение равновесия реакции 2Pb(NO3)2 (т) 2PbO (т) + 4NO2 (г) + О2 (г);

Н0 = + 558 кДж/моль а) при уменьшении температуры;

б) при уменьшении давлении;

в) при удалении оксида азота? Запишите выражение константы равновесия данной системы.

Вариант 1.Скорость некоторой реакции увеличивается в 4 раза при повыше нии температуры реакционной смеси на 20 0С. Во сколько раз изменит ся скорость реакции при понижении температуры от 55 до 15 0С?

2.Константа равновесия реакции А + В С + Д равна единице.

Начальная концентрация [A] = 0,02 моль/л. Сколько процентов веще ства А подвергается превращению, если начальная концентрация В рав на 0,02 моль/л?


3.В каком направлении сместится равновесие реакции 2СО + 2Н2 СН4 + СО2, если концентрации всех реагирующих веществ уменьшить в 3 раза?

Запишите выражение для константы равновесия.

Вариант 1.Как изменится скорость реакции 2NO (г) + O2 (г) = 2NO2 (г), если а) увеличить давление в системе в 3 раза;

б) повысить концентрацию NO в 3 раза?

2.В замкнутом сосуде протекает реакция АВ (г) А (г) + В (г). Кон станта равновесия реакции равна 0,04, а равновесная концентрация ве щества В составляет 0,02 моль/л. Найдите начальную концентрацию вещества АВ. Сколько процентов вещества АВ разложилось?

3.Для какой из трех приведенных ниже реакций 1) ВаСО3 (к) ВаО (к) + СО2 (г);

Н0 2) SO3 (г) + NО (г) SO2 (г) + NO2 (г);

Н0 3) 2SO2 (г) + O2 (г) 2SО3 (г);

Н0 смещение равновесия в сторону образования продуктов обеспечивается как повышением температуры, так и понижением давления?

Для уравнения (1) запишите выражение константы равновесия.

Вариант 1. Скорость химической реакции при 500С составляет 5 моль/л с.

Рассчитайте ее скорость при 1000С, если температурный коэффици ент равен 2.

2. При некоторой температуре равновесие реакции разложения оксида азота (IV) 2NO2 2NO + O2 установилось при следующих концентраци ях: [NO2] = 0,006 моль/л;

[NO] = 0,024 моль/л. Рассчитайте константу равновесия реакции и исходную концентрацию NO2.

3. Как следует изменить: а) температуру и б) давление, чтобы сме стить равновесие реакции 2Р (к) + 5Cl2 2PCl5 (г);

Н0 = –574 кДж/моль в сторону образования продукта? Как будет влиять на положение рав новесия удаление из реакционной среды хлорида фосфора?

Запишите выражение для константы равновесия.

Вариант 1. Рассчитайте значение константы скорости реакции А + В АВ, если при концентрациях веществ А и В, равных соответственно 0,05 и 0,01 моль/л, скорость реакции равна 5 10–5 моль/(л · мин).

2. Химическое равновесие реакции А (г) + В (г) С (г) + Д (г) уста новилось при следующих концентрациях: [А] = 6 моль/л, [В] = 2 моль/л, [Д] = 3 моль/л. Вычислите константу равновесия и исходные концен трации веществ А и В.

3. Укажите, как нужно изменить температуру, давление, концентра ции веществ, чтобы сместить химическое равновесие в сторону увели чения выхода продукта реакции:

2NO (г) + Cl2 (г) 2NOCl (г);

Н0 = – 73,6 кДж.

Запишите выражение для константы равновесия.

Вариант 1. Имеется 2 сосуда одинакового объема. В первом сосуде количе ство вещества А за 10с изменилось с 5 до 2 моль, а во втором за 20с с до 5 моль. Как соотносятся скорости реакций в сосудах?

2. Константа равновесия обратимой реакции А (г) + В (г) С (г) +Д (г) равна 1. Вычислите равновесные концентрации всех веществ, если из вестно, что в начале реакции система содержала 60 моль вещества А и 40 моль вещества В. Объем системы 10 л.

3. Как повлияет на выход хлора в реакции 4HCl (г) + О2 (г) 2Cl2 (г) + 2Н2О (ж);

Н0 = – 202,4 кДж, а) повышение температуры в реакционном объеме, б) уменьшение кон центрации кислорода, в) увеличение объема реактора, г) введение ката лизатора?

Запишите выражение для константы равновесия.

Вариант 1. Во сколько раз изменится скорость реакции 2А + В А2В, если концентрацию вещества А увеличить в 2 раза, а концентрацию вещества В одновременно уменьшить в 2 раза?

2. Рассчитайте константу равновесия реакции N2O4 2NO2, если начальная концентрация N2O4 составляла 0,08 моль/л, а к моменту наступления равновесия продиссоциировало 50 % N2O4.

3. Для какой из трех приведенных ниже реакций 1) CaСО3 (к) CaО (к) + СО2 (г);

Н0 2) 2Н2S (г) + SО2 (г) 3S (к) + 2Н2О (г);

Н0 3) N2 (г) + 3H2 (г) 2NH3 (г);

Н0 смещение равновесия в сторону образования продуктов обеспечивается и повышением температуры, и повышением давления?

Для уравнения (2) запишите выражение константы равновесия.

Вариант 1. Константа скорости реакции А + 2В = 3С равна 0,6. Начальные концентрации: [A] = 2 моль/л;

[B] = 2,5 моль/л. В результате реакции концентрация вещества В оказалась равной 0,5 моль/л. Вычислите, ка кова концентрация вещества А и скорость прямой реакции.

2. После смешивания газов А и В в системе А (г) + В (г) С (г) + Д (г) устанавливается равновесие при следующих концентрациях: [B] = 0, моль/л;

[C] = 0,02 моль/л. Константа равновесия реакции равна 4 · 10 –2.

Вычислите исходные концентрации веществ А и В.

3. Как следует изменить температуру, давление, концентрацию ок сида серы (IV) для смещения равновесия реакции СS2 (г) + 3O2 (г) CO2 (г) + 2SO2 (г);

Н0 0 в сторону образования продуктов?

Запишите выражение для константы равновесия.

Вариант 1. При 400С реакция протекает за 4 мин. За какое время будет про текать эта реакция при 60 0С? Температурный коэффициент реакции равен 2.

2. Смешали по 3 моль веществ А, В и С. После установления равно весия 2А = В + С в системе обнаружили 4 моль вещества С. Рассчитайте константу равновесия.

3. Как надо изменить давление в каждом случае, чтобы скорость пер вой реакции возросла в 25, а второй – в 81 раз:

1) СО (г) + Н2О (г) СО2 (г) + Н2 (г) 2) MnO2 (к) + 4HCl (г) MnCl2 (к) + Cl2 (г) + 2Н2О (г)?

Запишите выражение для констант равновесия процессов.

Вариант 1.Реакция между веществами А и В выражается уравнением:

А + 2ВС. Исходные концентрации составляют: [A] = 0,03 моль/л, [B] = 0,05 моль/л. Константа скорости реакции равна 0,4. Найдите начальную скорость реакции и скорость реакции по истечении некото рого времени, когда концентрация вещества А уменьшится на 0, моль/л.

2.В начальный момент протекания реакции N2 + 3H2 2NH3 кон центрации были равны (моль/л): [N2] = 1,5;

[H2] = 2,5. Каковы концен трации азота и водорода при концентрации аммиака 0,5 моль/л?

3.В какую сторону сместится равновесие реакции 2СаО (к) + 4NО2 (г) + O2 (г) 2Са(NO3)2(к);

Н0 = – 440 кДж/моль при увеличении температуры;

при увеличении давления?

Запишите выражение константы равновесия.

Вариант 1. Чему равен температурный коэффициент реакции, если при по вышении температуры на 300 скорость химической реакции возрастает в 64 раза?

2. Вычислите константу химического равновесия обратимой реак ции А (г) + 2В (г) С (г) + Д (г), если исходные концентрации веществ равны [A] = 6 моль/л, [B] = 5 моль/л и к моменту наступления равнове сия прореагировало 80 % вещества В.

3.В какую сторону сместится равновесие реакций:

1) H2S (г) H2 (г) + S (г);

Н0 2) N2О4 (г) 2NО2 (г);

Н0 3) 2СО (г) + O2 (г) 2CО2 (г);

Н0 при повышении температуры;

при повышении давления?

Запишите выражения констант равновесия для данных реакций.

Вариант 1. Реакция протекает по уравнению Na2S2O3(р-р) + H2SO4(р-р) = Na2SO4(р-р) + H2SO3(р-р) + S(т).

Как изменится скорость реакции после разбавления реагирующей смеси в 4 раза?

2.Исходные концентрации веществ в реакции СО + H2О СО2 + H равны (моль/л): [СО] = 0,05;

[H2О] = 0,06;

[СО2] = 0,4;

[H2] = 0,2. Вычис лите концентрации всех участвующих в реакции веществ после того, как прореагировало 60 % H2О.

1. Для какой из трех приведенных ниже реакций 1) 2Н2S (г) + SО2 (г) 3S (к) + 2Н2О (г);

Н0 2) SO3 (г) + NО (г) SO2 (г) + NO2 (г);

Н0 3) 2SO2 (г) + O2 (г) 2SO3 (г);

Н0 смещение равновесия в сторону образования продуктов обеспечивается как повышением температуры, так и выведением из реакционной среды оксида серы (IV)?

Для уравнения 1) представьте выражение константы равновесия.

Вариант 1.Скорость некоторой реакции увеличивается в 3 раза при повыше нии температуры на 100С. Во сколько раз увеличится скорость реакции при повышении температуры от 10 до 300С?

4. Константа равновесия гомогенной системы N2 + 3H2 2NH3 при некоторой температуре равна 0,1. Равновесные концентрации водорода и аммиака соответственно равны 0,2 и 0,08 моль/л. Вычислите равно весную и исходную концентрации азота.

5. Эндотермическая реакция протекает по уравнению PCl5 (г) PCl3 (г) + Cl2 (г);

Н0 = 92,59 кДж/моль.

Как надо изменить: а) температуру;

б) давление;

в) концентрацию, чтобы сместить равновесие в сторону прямой реакции?

Запишите выражение для константы равновесия.

Вариант 1.Во сколько раз изменится скорость прямой и обратной реакций в системе 2SO2 (г) + O2 (г) 2SO3 (г), если объем газовой смеси умень шится в 3 раза? В какую сторону сместится равновесие системы?

2.В гомогенной газовой системе А + В С + Д равновесие устано вилось при концентрациях (моль/л): [B] = 0,05 и [С] = 0,02. Константа равновесия системы равна 0,04. Вычислите исходные концентрации веществ А и В.

3.Как повлияет изменение давления и температуры на равновесие обратимых реакций:

1) 2СО (г) СО2 (г) + С (к);

Н0 = –172,5 кДж 2) 2Н2S (г) 2H2 (г) + S2 (г);

Н0 = 169,4 кДж 3) СO (г) + 2Н2 СН3ОН (г);

Н0 = 193,3 кДж Для уравнения (1) запишите выражение константы равновесия.

Вариант 1.Как изменится скорость реакции А2 (г) + 2В (к) = 2АВ (г), проте кающей в закрытом сосуде, если увеличить давление в 6 раз?

2.Рассчитайте начальные концентрации исходных веществ СО, Н 2О и константу равновесия при некоторой заданной температуре для обра тимой реакции СО + H2О СО2 + H2, учитывая, что в состоянии рав новесия концентрации участвующих в реакции веществ были равны (моль/л): [СО] = 0,16;

[H2О] = 0,32;

[СО2] = 0,32;

[H2] = 0,32.

3.Какие факторы способствуют смещению равновесия в сторону образования продуктов реакций:

1) СО2 (г) + С (к) 2СО(г);

Н0 = - 72,6 кДж 2) Fe2O3 (к) + 3Н2 (г) 2Fe (к) + 3Н2О (г);

Н0 = - 89,6 кДж 3) H2 (г) + S (ж) Н2S (г);

Н0 = + 20,9 кДж Для уравнения (2) запишите выражение константы равновесия.

Вариант 1.Скорость некоторой реакции увеличивается в 2 раза при повыше нии температуры на каждые 100С в интервале от 0 до 600С. Во сколько раз увеличивается скорость реакции при повышении температуры от до 400С?


2.Через некоторое время после начала реакции 3А + В 2С + Д концентрации веществ составляли: [A] = 0,03 моль/л;

[B] = 0,01 моль/л;

[C] = 0,008 моль/л. Каковы исходные концентрации веществ А и В?

3.Как повлияют на состояние равновесия реакций CaСО3 (к) CaО (к) + СО2 (г);

Н0 = 179 кДж 2Н2 (г) + О2 (г) 2Н2О (г);

Н0 = –483,5 кДж а) повышение давления, б) повышение температуры?

Для второго уравнения напишите выражение константы равнове сия.

Вариант 1. Во сколько раз нужно увеличить давление, чтобы скорость об разования NO2 в реакции 2NO (г) + O2 (г) = 2NO2 (г) возросла в 1000 раз?

2. Рассчитайте равновесные концентрации веществ, участвующих в реакции СО + H2О СО2 + H2, если исходные концентрации веществ равны (моль/л): [СО] = 0,1;

[H2О] = 0,4, а константа равновесия при дан ной температуре равна 1.

3. Для каких из указанных реакций уменьшение объема сосуда приведет к смещению равновесия в том же направлении, что и пониже ние температуры 1) N2 + O2 2NO;

Н0 2) СО2 + С (т) 2СО;

Н0 3) 2CO + O2 2CO2;

Н0 4) СО + H2О СО2 + H2;

Н0 0?

Запишите выражение для константы равновесия этих реакций.

Вариант 1. Растворение образца цинка в соляной кислоте при 20 0С заканчи вается через 8 минут, а при 400С такой же образец металла растворяется за 2 минуты. За какое время данный образец растворится при 50 0С?

2. Константа равновесия реакции FeO (к) + СО (г) Fe (к) + СО2 (г) при некоторой температуре равна 0,5. Найдите равновесные концентра ции СО и СО2, если исходные концентрации этих веществ составляют [СО] = 0,05 моль/л;

[СО2] = 0,01 моль/л.

3. В каком направлении смещается равновесие обратимых реакций 1) 2SO2 (г) + O2 (г) 2SO3 (г);

Н0 = 196,6 кДж 2) N2(г) + O2(г) 2NO(г);

Н0 = 180,7 кДж 3) 2СО (г) СО2(г) С (к);

Н0 = –172,5 кДж.

с повышением температуры и давления?

Запишите выражение для константы равновесия реакции 3).

Вариант 1. Чему равен температурный коэффициент скорости реакции, если при увеличении температуры на 30 градусов скорость реакции возрас тает в 64 раза?

2. В реакции N2 (г) + 3H2 (г) 2NH3 (г) равновесные концентрации веществ равны (моль/л): [N2] = 0,1;

[Н2] = 0,2;

[NH3] = 0,8. Найти про цент превращения исходных веществ N2 и H2.

3. Укажите, как нужно изменить температуру, давление, концентра ции веществ, чтобы сместить химическое равновесие в сторону увели чения выхода продуктов реакции: 2А (г) 2С (г) + Д (г);

Н0 0.

Запишите выражение для константы равновесия.

Вариант 1. Как изменится скорость реакции 2NO (г) + O2 (г) = 2NO2 (г), если:

а) увеличить давление в реакционном сосуде в 2 раза;

б) понизить концентрацию NO в 2 раза?

2. Обратимая реакция описывается уравнением: А + В С + Д.

Смешали по одному молю всех веществ. После установления равнове сия в смеси обнаружено 1,5 моль вещества С. Рассчитайте константу равновесия.

3. Для какой из трех приведенных реакций 1) ВаСО3 (к) ВаО (к) + СО2 (г);

Н0 2) SO3 (г) + NО (г) SO2 (г) + NO2 (г);

Н0 3) 2SO2 (г) + О2 (г) 2SО3 (г);

Н0 смещение равновесия в сторону образования продуктов обеспечивается как повышением температуры, так и понижением давления?

Для реакции, описанной уравнением (1), запишите выражение кон станты равновесия.

Вариант 1. Как изменится скорость реакции горения метана СН4 (г) + 2O2 (г) = СO2 (г) + 2Н2О (г) с увеличением концентрации кис лорода в 3 раза?

2. Обратимая реакция выражается уравнением СО2 (г) + Н2 (г) СO (г) + Н2О (г). Равновесие установилось при сле дующих концентрациях участвующих в реакции веществ: [СО] = [H2О] = 0,008 моль/л;

[СО2] = 0,032 моль/л;

[H2] = 0,002 моль/л. Определите ис ходные концентрации СО2 и H2 и константу равновесия.

3. В какую сторону сместится равновесие экзотермической реакции 2NO (г) + O2 (г) 2NO2 (г) а) при понижении температуры;

б) при уве личении давления?

Запишите выражение для константы равновесия.

Вариант 1. Во сколько раз увеличится скорость реакции при повышении температуры от 50 до 800С, если температурный коэффициент равен 2?

2. Реакция образования фосгена протекает в закрытом сосуде по уравнению СО (г) + Cl2 (г) СОCl2 (г). Исходные концентрации ве ществ равны (моль/л): [CO] = [Cl2] = 0,002. Определите концентрации всех трех веществ и константу равновесия, зная, что в реакцию вступи ло 50 % СО.

3. Реакция разложения карбоната кальция протекает по уравнению CaСО3 (к) CaО (к) + СО2 (г). В какую сторону сместится равновесие:

а) при повышении давления;

б) при понижении температуры? Реакция эндотермическая.

Напишите выражение константы равновесия.

Вариант 1. Как изменится скорость реакции 3А (к) + 2В 2 (г) С (к) при уве личения давления в системе в 3 раза? Ответ поясните.

2. Равновесие гомогенной системы 4HCl (г) + O2 (г) 2Сl2 (г) +Н2О(г) установилось при следующих концентрациях реагирующих веществ:

[H2О] = 0,14 моль/л;

[Сl2] = 0,14 моль/л;

[HCl] = 0,20 моль/л;

[О2] = 0, моль/л. Вычислите константу равновесия и исходные концентрации HCl и О2.

3. Эндотермическая реакция разложения пентахлорида фосфора протекает по уравнению PCl5 (г) Cl2 (г) + PCl3 (г);

Н0 0.

Как надо изменить: а) температуру;

б) давление, в) концентрацию, что бы сместить равновесие системы в сторону реакции разложения PCl5?

Вариант 1. Напишите выражение для константы равновесия системы 2SO2 (г) + O2 (г) 2SO3 (г). Как измениться скорость реакции образо вания оксида серы (VI), если увеличить концентрацию [SO2] в 2 раза?

2. Исходные концентрации оксида азота и хлора в системе 2NО (г) + Cl2 (г) 2NОCl2 (г) составляют соответственно 0,5 моль/л и 0,2 моль/л. Вычислите константу равновесия, если к моменту равнове сия прореагировало 20 % оксида азота.

3. Укажите, какими изменениями концентраций реагирующих веществ можно сдвинуть вправо равновесие реакции СО2 (г) + С (к) 2CО (г). Ка ким тепловым эффектом сопровождается образование оксида углерода (II), если понижение температуры смещает равновесие вправо?

Запишите выражение для константы равновесия.

Вариант 1. Как изменится скорость прямой реакции С (к) + СО2 (г) 2СО (г), если увеличить давление в 2 раза?

2. Равновесие реакции 2NO (г) + O2 (г) 2NO2 (г) установилось при следующих концентрациях реагирующих веществ: [NО] = 0,008 моль/л;

[O2] = 0,03 моль/л;

[NО2] = 0,01 моль/л. Вычислите константу равнове сия и исходные концентрации NO и О2.

3. Напишите выражение для константы равновесия системы 4HCl (г) + O2 (г) 2Сl2 (г) + 2Н2О (пар);

Н0 0. Как надо изменить температуру, давление, чтобы повысить выход хлора?

Вариант 1. Как изменится скорость реакции 2NO (г) + O2 (г) 2NO2 (г), если уменьшить объем газовой смеси в 3 раза?

2. Реакция между йодом и водородом протекает по уравнению H2 + J2 2HJ. Равновесие установилось при следующих концентрациях реагирующих веществ: [H2] = [J2] = 0,005 моль/л;

[HJ] = 0,04 моль/л.

Определите исходную концентрацию иода и константу равновесия.

3. Как повлияет повышение давления на равновесие следующих си стем:

1) С (к) + СО2 (г) 2СО (г);

2) N2О4 (г) 2NO2 (г) 3) N2 (г) + O2 (г) 2NO (г)?

Напишите выражения для констант равновесия каждой из данных си стем.

Вариант 1. Как изменится скорость реакции при повышении температуры на 400С, если температурный коэффициент равен 4?

2. Константа равновесия реакции CО2 (г) + Н2 (г) СО (г) + Н2О (г) при определенной температуре равна единице. Рассчитайте концентра ции всех четырех веществ при равновесии, зная, что исходные концен трации [Н2] = 0,006 моль/л, [CО2] = 0,0012 моль/л.

3. В какую сторону сместится равновесие реакций 2NO (г) + O2 (г) 2NO2 (г);

Н0 0, С (к) + СО2 (г) 2СО (г);

Н0 при понижении температуры? Напишите выражения для констант рав новесия каждой из данных систем.

Вариант 1. Напишите выражение для константы равновесия системы N2 (г) + 3H2 (г) 2NH3 (г).

Как изменится скорость реакции образования аммиака с увеличени ем концентрации водорода в 2 раза?

2. Равновесие реакции 2SO2 (г) + O2 (г) 2SO3 (г) установилось при следующих концентрациях реагирующих веществ: [SO2] = 0,008 моль/л, [О2] = 0,824 моль/л;

[SO3] = 0,032 моль/л. Определите исходные концен трации оксида серы (IV), кислорода и константу равновесия.

3. В какую сторону сместится равновесие реакции 2N2 (г) + O2 (г) 2N2O (г) а) при повышении давления;

б) при пониже нии температуры? Реакция образования оксида азота (I) - эндотермиче ская.

Вариант 1. Как изменится скорость реакции при понижении температуры от 80 до 400С, если температурный коэффициент равен 3?

2. В состоянии равновесия системы N2О4 (г) 2NO2 (г) концентра ции участвующих веществ составляли (моль/л): [N2О4] = 0,006;

[NO2] = 0,02. Определите исходную концентрацию N2О4 и константу равнове сия.

3. Как повлияет повышение давления при неизменной температуре на равновесие следующих систем:

1) N2 (г) + O2 (г) 2NO (г) 2) CaСО3 (к) CaО (к) + СО2 (г) 3) 2SO2 (г) + O2 (г) 2SO3 (г)?

Напишите выражения для констант равновесия каждой из данных систем.

Вариант 1. Как изменится скорость реакции образования N2O в системе 2N2 (г) + О (г) 2N2O (г), если объем газовой смеси увеличится в 3 ра за? Напишите выражение для константы равновесия данной системы.

2. Равновесие реакции 2NO (г) + O2 (г) 2NO2 (г) установилось при следующих концентрациях реагирующих веществ: [NO] = 0, моль/л, [О2] = 0,04 моль/л;

[NO2] = 0,004 моль/л. Определите константу равновесия и исходные концентрации азота и кислорода.

3. Какими изменениями концентраций реагирующих веществ можно сдвинуть влево равновесие реакции СО2 (г) + Н2 (г) СO (г) + Н2О (г)?

Вариант 1. Как изменится скорость реакции при повышении температуры на 600С, если температурный коэффициент равен 3?

2. Рассчитайте величину константы равновесия для реакции СН4 (г) + 2O2 (г) = СO2 (г) + 2Н2О (г), если известно, что исходные кон центрации равны: [СН4] = 3 моль/л, [O2] = 4 моль/л и к моменту равно весия прореагировало 50 % кислорода.

3. В какую сторону сместится равновесие реакций при повышении температуры 2SO2 (г) + O2 (г) 2SO3 (г);

Н0 0, N2О4 (г) 2NO2 (г);

Н0 0? Напишите выражения для констант рав новесия каждой из данных систем.

Вариант 1. Напишите выражение для константы равновесия системы СO2 (г) + С (к) 2СO (г). Как изменится скорость реакции образования СО с уменьшением концентрации СO2 в 3 раза?

2. При некоторой температуре равновесные концентрации в системе 2SO2 (г) + O2 (г) 2SO3 (г) составляли: [SO2] = 0,04 моль/л, [О2] = 0, моль/л;

[SO3] = 0,002 моль/л. Вычислите константу равновесия и исход ные концентрации оксида серы (IV) и кислорода.

3. Как отразится повышение давления на состоянии равновесия ни жеприведенных систем:

1) СО2 (г) + С (к) 2CО (г);

2) H2 (г) + J2 (г) 2HJ (г);

3) 2NO (г) + O2 (г) 2NO2 (г)?

Вариант 1. Вычислите, во сколько раз уменьшится скорость реакции, имею щей температурный коэффициент равный 3, если понизить температуру от 90 до 600С.

2. Исходные концентрации оксида углерода (II) и паров воды равны и составляют 0,03 моль/л. Вычислите константу равновесия и равновес ные концентрации всех веществ в системе СO (г) + Н2О (г) СО2 (г) + Н2 (г), если равновесная концентрация СО2 оказалась равной 0,01 моль/л.

3. Напишите выражение для константы равновесия системы 2Н2S (г) 2H2 (г) + S2 (г);

Н0 0. Как повлияет понижение температу ры, повышение давления на равновесие этой системы?

Вариант 1. Как изменится скорость реакции, протекающей в газовой фазе, при повышении температуры на 500С, если температурный коэффици ент равен 2?

2. Реакция протекает по уравнению 4HCl + O2 2Сl2 + 2Н2О.

Равновесие установилось при следующих концентрациях реагирующих веществ: [H2О] = [Сl2] = 0,16 моль/л;

[HCl] = 0,08 моль/л;

[О2] = 0, моль/л. Вычислите исходные концентрации хлороводорода, кислорода и константу равновесия.

3. В какую сторону сместится равновесие систем COCl2 (г) CO (г) + Cl2 (г);

Н0 2CО (г) CO2 (г) + C (к);

Н0 при повышении температуры? Напишите выражения для констант рав новесия каждой из данных систем.

Вариант 1. Как изменится скорость прямой реакции С (к) + Н2О (г) СО (г) + Н2 (г), если увеличить давление в системе в раза?

2. Реакция идет по уравнению СО2 (г) + Н2 (г) СO (г) + Н2О (г).

Вычислите концентрации всех веществ при равновесии, зная, что кон станта равновесия равна 1, а исходные концентрации равны: [СO2] = 0,006 моль/л;

[Н2] = 0,003 моль/л.

3. В каком направлении произойдет смещение равновесия при по вышении давления систем:

1)2NO (г) + O2 (г) 2NO2 (г);

2) 4HCl + O2 2Сl2 + 2Н2О;

3) 2H2 (г) + S2 (г) 2Н2S (г)?

Напишите выражения для констант равновесия.

Вариант 1. Реакция образования хлороводорода идет по уравнению H2 (г) + Cl2 (г) 2HCl (г). Как изменится скорость реакции, если увели чить концентрацию хлора в 4 раза?

2. Реакция протекает по уравнению 2SO2 + O2 2SO3. Исходные концентрации веществ равны: [SO2] = 0,04 моль/л;

[О2] = 0,84 моль/л.

Равновесие наступило, когда 80 % SO2 превратилось в SO3. Вычислите концентрации всех трех газов при равновесии и константу равновесия.

3. Как влияет понижение давления, повышение температуры на равновесие системы 2NO (г) + O2 (г) 2NO2 (г);

Н0 0? Напишите выражение для константы равновесия данной системы.

Вариант 1. Во сколько раз увеличится скорость химической реакции при повы шении температуры на 400С, если температурный коэффициент равен 3?

2. Равновесие реакции CO + Cl2 COCl2 установилось при следу ющих концентрациях реагирующих веществ: [СO] = [Cl2] = [COCl2] = 0,001 моль/л. Определите константу равновесия и исходные концентра ции оксида углерода и хлора.

3. В какую сторону сместится равновесие обратимых реакций PCl5 (г) PCl3 (г) + Cl2 (г);

Н0 N2 (г) + 3H2 (г) 2NH3 (г);

Н0 при повышении температуры, понижении давления?

Запишите выражения для констант равновесия.

Вариант 1. Как изменится скорость реакции образования оксида углерода (IV) и водорода, протекающей в замкнутом сосуде по уравнению СO (г) + Н2О (г) СО2 (г) + Н2 (г), если уменьшить объем, занимаемый газами, в 3 раза?

2. Равновесие реакции СН3СООН + С2Н5ОН СН3СООС2Н5 + Н2О установилось при следующих концентрациях участвующих в ней ве ществ: [СН3СООН] = 2,3 моль/л;

[С2Н5ОН] = 0,3 моль/л;

[СН3СООС2Н5] = [H2О] = 1,7 моль/л. Определите исходные концентрации уксусной кис лоты, этилового спирта и константу равновесия.

3. Напишите выражение для константы равновесия системы COCl2 (г) CO (г) + Cl2 (г);

Н0 0. Как следует изменить температу ру, давление, чтобы повысить выход хлора?

Вариант 1. Скорость химической реакции при 200С равна 1 моль/(л · с). Вы числите скорость этой реакции при 600С, если температурный коэффи циент 3.

2. Обратимая реакция выражается уравнением А + В С + Д. Кон станта равновесия 1. Исходные концентрации веществ: [А] = 3 моль/л;

[В] = 2 моль/л. Вычислите равновесные концентрации всех участвую щих в реакции веществ.

3. Напишите выражение для константы равновесия системы СН4 (г) + 2O2 (г) = СO2 (г) + 2Н2О (г);

Н0 0. Как следует изменить температуру, давление, чтобы повысить выход СO2?

Вариант 1. Как изменится скорость химической реакции 2Fe (к) + 3Cl2 (г) 2FeСl3(к), если давление в системе увеличить в 5 раз?

2. Обратимая реакция выражается уравнением СO + Н2О СО2 + Н2.

В момент равновесия концентрации веществ были: [СO2] = [Н2] = 0, моль/л, [CO] = 0,0025 моль/л, [Н2О] = 0,0225 моль/л. Вычислите исход ные концентрации оксида углерода и водяных паров. Определите кон станту равновесия.

3. Какими изменениями температуры, концентрации водорода можно сместить вправо равновесие системы N2 (г) + 3H2 (г) 2NH3 (г);

Н0 0?

Запишите выражение для константы равновесия.

Вариант 1. На сколько градусов надо повысить температуру, чтобы скорость реакции увеличилась в 729 раз? Температурный коэффициент реакции равен 3.

2. При некоторой температуре константа равновесия системы N2О4 (г) 2NO2 (г) равна 0,16. Равновесная концентрация NO2 равна 0,08 моль/л. Вычислите равновесную и исходную концентрации N2О4.

Сколько процентов этого вещества прореагировало?

3. Напишите выражение константы равновесия системы MgCO3 (к) MgO (к) + СО2 (г);

Н0 0. Как следует изменить давле ние и температуру, чтобы сместить равновесие вправо?

Вариант 1. Как изменится скорость реакции образования аммиака из водоро да и азота с уменьшением давления газовой смеси в 2 раза?

2. Обратимая реакция выражается уравнением СО2 + Н2 СO + Н2О.

Равновесие установилось при следующих концентрациях участвующих в ней веществ: [СO2] = 0,004 моль/л, [Н2] = 0,001 моль/л, [CO] = [Н2О] = 0,002 моль/л. Вычислите исходные концентрации оксида углерода (IV), водорода и константу равновесия.

3. В какую сторону сместятся равновесия реакций СО2 (г) + Н2 (г) СO (г) + Н2О (г);

Н0 2Н2 (г) + О2 (г) Н2О (г);

Н0 при повышении температуры? Напишите выражения для констант рав новесия каждой из данных систем.

Вариант 1. Вычислите температурный коэффициент, зная, что при увеличе нии температуры на 400С скорость реакции увеличивается в 256 раз.

2. При некоторой температуре константа равновесия системы N2 + 3H2 2NH3 равна 1. Равновесные концентрации [Н2] = 0,2 моль/л;

[NH3] = 0,08 моль/л. Вычислите начальную и равновесную концентра ции азота.

3. В каком направлении происходит смещение равновесия системы 3Fe (к) + 4Н2О (г) Fe3O4 (к) + 4Н2 (г), если а) увеличить концентра цию водорода, б) уменьшить концентрацию паров воды? Напишите вы ражение для константы равновесия этой системы.

Вариант 1. Как изменится скорость реакции образования NO 2NO (г) + O2 (г) 2NO2 (г) с увеличением концентрации NO в 4 раза?

Напишите выражение для константы равновесия этой системы.

2. Обратимая реакция выражается уравнением СО2 + Н2 СO + Н2О Равновесие установилось при следующих концентрациях участвующих веществ: [СO2] = 0,032 моль/л, [Н2] = 0,002 моль/л, [CO] = [Н2О] = 0, моль/л. Определите исходные концентрации оксида углерода (IV), во дорода и константу равновесия.

3. Напишите выражение для константы равновесия системы С (к) + Н2О (г) СО (г) + Н2 (г). Как следует изменить давление, чтобы сместить равновесие вправо?

Вариант 1. Вычислить температурный коэффициент реакции, зная, что с по вышением температуры на 700С скорость реакции возрастает в 128 раз.

2. Обратимая реакция выражается уравнением Н2 + J2 2HJ. Равно весие установилось при следующих концентрациях участвующих ве ществ: [H2] = 0,02 моль/л, [J2] = 0,005 моль/л, [HJ] = 0,03 моль/л. Опре делите исходные концентрации водорода и йода и константу равнове сия.

3. В какую сторону сместится равновесие реакции 4HCl (г) + O2 (г) 2Сl2 (г) + 2Н2О (г);

Н0 а) при увеличении давления, б) при понижении температуры?

Напишите выражение для константы равновесия данной системы.

ЗАДАНИЕ СТРОЕНИЕ АТОМА. ХИМИЧЕСКАЯ СВЯЗЬ Литература 1. Глинка, Н. Л. Общая химия. – М.: Интеграл-Пресс, 2007. – Гл. 2, 4.

2. Коровин, Н. В. Общая химия. – М.: Высш. шк., 2006. – Гл. 1, 2.

План изучения темы 1. Используя указанную литературу, изучите следующие вопросы и понятия:

корпускулярно-волновые свойства микрочастиц;

квантовые числа и их физический смысл;



Pages:   || 2 | 3 |
 





 
© 2013 www.libed.ru - «Бесплатная библиотека научно-практических конференций»

Материалы этого сайта размещены для ознакомления, все права принадлежат их авторам.
Если Вы не согласны с тем, что Ваш материал размещён на этом сайте, пожалуйста, напишите нам, мы в течении 1-2 рабочих дней удалим его.