Химическая кинетика. 2 страница

299. 2Н₂О₂ = 2Н₂О + О₂. Пероксид водорода разлагается при комнатной температуре, т.к. при этом получаются еще более устойчивые вещества. ΔG_{реакции} = 2ΔG(Н₂О) - 2ΔG(Н₂О₂) = -2*241.8 + 2*187.8 = -108 кДж/моль, т.е. реакция термодинамически возможна.

300. Энергию Гиббса часто называют «свободной» энергией, т.к. она является функцией давления и температуры, т.е. параметров, которые можно свободно менять и фиксировать. Для окислительно-восстановительных реакций энергия Гиббса определяется уравнением: ΔG = -z*F*E, где z - количество электронов, F - постоянная Фарадея, E - электродвижущая сила.

301. Скорость химической реакции по некоторому компоненту называется изменение количества этого компонента в единицу времени в единице реакционного пространства. На практике скорость реакции может определяться по различным параметрам: по изменению концентрации одного из веществ, по изменению цветности, рН, электропроводности и др. Скорость реакции - это кинетическая характеристика, а энергия Гиббса - термодинамическая характеристика, эти параметры между собой не связаны. Т.к. скорость реакции определяется концентрациями реагирующих веществ, которые постоянно изменяются, то ее определяют на данный момент времени.

302. Основным понятием химической кинетики является понятие о скорости химической реакции. Математическое выражение скорости реакции зависит от типа реакции: гетерогенная или гомогенная. Поэтому в кинетике проводится такое разделение реакций.

гомогенные: N₂(г)+O₂(г) = 2NO₂(г), N₂O₄ (г) = 2 NO₂ (г);

гетерогенные: Ca(тв) + 2H₂O(ж) = Ca(OH)₂(ж) + H₂(г), CuO(тв) = Cu(тв) + 1/2O₂(г).

303. Одной из основных задач химической кинетики является нахождение зависимости скорости реакции от концентраций реагирующих веществ (кинетическое уравнение). Для простой реакции кинетическое уравнение находится легко, в то время как для сложной реакции нахождение кинетического уравнения представляет собой очень сложную задачу. Поэтому принято разделение реакций на простые и сложные.

Простые реакции. Моно: Cl₂ = 2Cl, Би: Н⁺ + Сl^- = HCl, Три: 3O₂ = 2O₃.

Сложные реакции: Последовательные: 2Ca + O₂ = 2CaO => CaO + H₂O = Ca(OH)₂, Параллельные: Ca + Cl₂ = CaCl₂ и Ca + F₂ = CaF₂, Цепные: Сl₂ = 2Cl^*, Cl^* + CH₄ = CH₃^* + HCl, CH₃^* + Cl₂ = CH₃Cl + Cl^* и т.д.

По стехиометрическому уравнению нельзя однозначно определить - сложная это реакция или простая, но если в реакцию вступают более трех частиц, то эта реакция сложная.

304. На скорость реакции влияют: природа взаимодействующих частиц, температура, давление, катализатор и др.

305. Кинетическое уравнение для простой и сложной реакции записывается как зависимость скорости реакции от концентрации взаимодействующих веществ. Однако, если для простой реакции кинетическое уравнение имеет относительно простой вид, то для сложных реакций кинетическое уравнение может записываться в виде системы уравнений. Константа скорости реакции - это скорость реакции при концентрации веществ равных единице. На константу скорости влияет температура, давление, природа веществ и не влияет концентрация веществ и объем системы.

306. а) 2HI = H₂ + I₂, V = К*Р²_(HI) , после увеличения давления в 2 раза V^/ = К*(2Р_(HI))² , в результате скорость возрастет в V^/ / V = 4 раза.

Б) N₂O₄ = 2NO₂, V = К*Р (N₂O₄), после увеличения давления в 2 раза V^/ = К*(2Р(N₂O₄)), в результате скорость возрастет в V^/ / V = 2 раза.

В) 2NO +H₂ = N₂O + H₂O, V = К*Р²(N₂O) *P(H₂), после увеличения давления в 2 раза V^/ = К*(2Р(N₂O)) ² *2P(H₂), в результате скорость возрастет в V^/ / V = 8 раз.

307. a) 2NO +Cl₂ = 2NOCl, V = К*Р²(NO)*P(Cl₂), после увеличения давления в 3 раза V^/ = К*(3Р(NO))² * 3P(Cl₂), в результате скорость возрастет в V^/ / V = 27 раз.

Б) H₂ + OH= H₂O + H, V = К*Р(OH)*P(H₂), после увеличения давления в 3 раза V^/ = К*3Р(OH)*3P(H₂), в результате скорость возрастет в V^/ / V = 9 раз.

В) Cl₂ = 2Cl, V = К*P(Cl₂), после увеличения давления в 3 раза V^/ = К*3P(Cl₂), в результате скорость возрастет в V^/ / V = 3 раза.

308. а) O₂+H = OH + O, V = К*Р(H) *P(O₂), после увеличения давления в 4 раза V^/ = К*4Р(H) *4P(O₂), в результате скорость возрастет в V^/ / V = 16 раз.

Б) H₂+Y₂ = 2HY, V = К*Р(H₂)*P(Y₂), после увеличения давления в 4 раза V^/ = К*4Р(H₂)*4P(Y₂), в результате скорость возрастет в V^/ / V = 16 раз.

В) 2NO+O₂ = 2NO₂, V = К*Р²(NO₂)*P(O₂), после увеличения давления в 4 раза V^/ = К*(4Р(NO₂) )² *4P(O₂), в результате скорость возрастет в V^/ / V = 64 раза.

309. H₂+Br₂ = 2HBr, V = K*[H₂]*[Br₂]^1/2 .Молекулярность реакции равна1+1 =2, а порядок реакции 1+1/2=1,5. Поскольку молекулярность и порядок не совпадают, то данная реакция - сложная. А) V^/=K*4[H₂]*[Br₂]^1/2 , скорость реакции возрастает в V^/ / V= 4 раза.

Б) V^//=K*[H₂]*(4[Br₂])^1/2 , скорость реакции возрастает в V^// / V= 2 раза.

В) V^///=K*4[H₂]*(4[Br₂])^1/2 , скорость реакции возрастает в V^// / V= 8 раз.

310. F₂+ 2ClO₂=2ClO₂F_, V=K*[F₂]*[ClO₂], Данная реакция является сложной, т.к. ее порядок (2) и молекулярность (3) не совпадают. При увеличении давления в 3 раза: V^/ = K*3[F₂]*3[ClO₂], скорость реакции возрастает в V^/ / V = 9 раз.

311. 2NO +2H₂ = N₂ + 2H₂O, а) фиксируем концентрацию [H₂] = 0,12 моль/л. При увеличении [NO] в 2 раза, скорость реакции возрастает в 4 раза, т.е. порядок по[NO] равен 2. б) фиксируем [NO] = 1,12 моль/л. При увеличении [H₂] в 2 раза, скорость возрастает в 2 раза - порядок по [H₂] = 1. Т.о. кинетическое уравнение имеет вид: V = K*[H₂]¹ *[NO]².

312. SO₂+2H₂=S+2H₂O, а) фиксируем концентрацию [SO₂]=200. При увеличении [H₂] в 2 раза, скорость реакции возрастает в 2 раза, т.е. порядок по[H₂] равен 1. б) фиксируем [H₂]=200. При увеличении [SO₂] в 2 раза, скорость возрастает в 2 раза - порядок по [SO₂]=1. Т.о. кинетическое уравнение имеет вид: V=K*[H₂]¹ *[SO₂]¹.

313. 2Co⁺³ + Tl⁺ = 2Co⁺² + Tl⁺³,

а) фиксируем концентрацию [Co⁺³] = 0,3моль/л. При увеличении [Tl⁺] в 2 раза, скорость реакции возрастает в 2 раза, т.е. порядок по [Tl⁺] равен 1.

б) фиксируем [Tl⁺] = 0,1 моль/л. При увеличении [Co⁺³] в 3 раза, скорость возрастает в 3 раза - порядок по [Co⁺³] = 1. Т.о. кинетическое уравнение имеет вид: V = K*[ Co⁺³]¹ *[Tl⁺]¹.

314. CH₃CHO = CH₄+CO. При увеличении [CH₃CHO] в 2 раза, скорость возрастает в 4 раза, т.е. порядок равен 2. V=K* [CH₃CHO]².

315. 2A+3B=A₂B₃. а) фиксируем концентрацию [A] = 0,20 моль/л. При увеличении [В] в 4 раза, скорость реакции возрастает в 4 раза, т.е. порядок по [В] равен 1. б) фиксируем [В] = 0,80 моль/л. Изменение [A] не приводит к изменению скорости. Т.о. кинетическое уравнение имеет вид: V = K*[В]¹ . После увеличения давления в 2 раза V^/ = K*2[В], скорость реакции возрастает в 2 раза: V^/ / V = 2 раза.

316. 2NO+O₂ = 2NO₂, Кинетическое уравнение: V = K*[NO]²*[O₂]¹. 1.2*10^-3 = К*0.3² *0.15, следовательно, К = 0,089 л²/моль²с.

317. H₂+Y₂ = 2HY, К = 0,16, [H₂] = 0,04, [I₂] = 0,05 моль/л. V_исх. = K*[H₂]*[I₂] = 0,16*0,04*0,05 = 3,2*10^-4. Когда израсходовалась половина количества водорода, т.е. 0,02 моль/л, то израсходовалось столько же иода. Осталось 0,02 моль/л водорода и 0,03 моль/л иода. V^/ = 0,16*0,02*0,03 = 9,6*10^-5.

318. 2NO+Cl₂ = 2NOCl, [NO_исх.] = 0,4 моль/л, [Cl_{2 исх.}] = 0,3 моль/л. V = K*[NO]² * [Cl₂] = К*0,4² *0,3 = 0,048К. Прореагировало 0,2 моль/л NO, следовательно, прореагировало 0,1 моль/л Cl₂. Осталось 0,2 моль/л NO и 0,2 моль/л Cl₂. V = K * 0,2² * 0,2 = 0,008 К. Скорость уменьшилась в 0,048/0,008 = 6 раз.

319. Согласно правилу Вант-Гоффа, при повышении температуры на 10⁰ скорость реакции увеличивается в 2-4 раза. γ = 3, Т₁ = 80⁰С, Т₂ = 130⁰С. V₂/V₁ = γ^{Т2 -Т1 / 10} = 3^{130-80 /10} = 243.

320. Температурный коэффициент показывает, во сколько раз увеличивается скорость химической реакции при увеличении температуры на 10 градусов. γ = 3, ∆Т = 40, V₂/V₁ = γ^{Т2 -Т1 / 10} = 3^{40 /10} = 81.

321. Согласно правилу Вант-Гоффа, при повышении температуры на 10⁰ скорость реакции увеличивается в 2-4 раза. γ = 1.8, V₂/V₁ = 50. ∆Т -?

V₂/V₁ = γ ^∆Т/10, 50 = 1.8 ^∆Т/10, ln50 = ∆Т/10 *ln1.8, ∆Т = 66.5⁰C.

322. Правило Вант-Гоффа выведено не из фундаментальных законов, а опытным путем, поэтому оно называется эмпирическим. Оно справедливо для всех реакций, кроме ферментативных и реакций третьего порядка. Т₁ = 100⁰, Т₂ = 150⁰, К₁ = 6*10^-4, К₂ = 7.2*10^-2. К₂ / К₁ = γ ^{∆Т / 10} , 7.2*10^-2 / 6*10^-4 = γ ^(150-100)/10 , γ = 2.6.

323. Т₁=120⁰, Т₂=170⁰, К₁=5,9*10^-4, К₂=6,7*10^-2. К₂ / К₁ = γ ^{∆Т / 10} , 6,7*10^-2 / 5,9*10^-4 = γ ^170-120/10 , γ = 2,6.

324. γ₁ = 3, γ₂ = 4, при температуре Т₁ : К₁^/ = К₂^/. При температуре Т₂: К₂^// / К₁^// = 5. ∆Т -?

К₂ / К₁ = γ ^{∆Т / 10} . К₁^// / К₁^/ = γ₁ ^{∆Т / 10} (1) . К₂^// / К₂^/ = γ₂ ^{∆Т / 10} (2). Разделим выражение (1) на выражение (2), получим: К₁^// / К₂^// = (γ₁ ^{∆Т / 10}) / (γ₂ ^{∆Т / 10}). 1/5 = (3 ^{∆Т / 10} ) / (4 ^{∆Т / 10}). ln5 + (∆Т / 10) *ln3 = (∆Т / 10) * ln4, ∆Т = 56⁰.

325. Уравнение Аррениуса определяет зависимость константы скорости химической реакции от температуры. , К = К₀ * е ^{-Е а / RT} .

Т₁­ = 288К, К₁ = 3,1*10^-4. Т₂ = 313 К, К₂ = 8,2*10^-3.

ln(K₂/K₁) = E_a/R * (1/T₁ - 1/T₂).

ln(8,2*10^-3 / 3,1*10^-4) = Е_а / 8,31 * (1/288 - 1/313), следовательно, Е_а = 98,14 кДж/моль.

326. Дополнительная энергия, необходимая для протекания между частицами химической реакции, называется энергией активации. Т₁ = 673К, К₁ = 2,2*10^-4. Т₂ = 973 К, К₂ = 8,33. ln(K₂/K₁) = E_a/R * (1/T₁ - 1/T₂). ln(8,33 / 2,2*10^-4) = Е_а / 8,31 * (1/673 - 1/973), Е_а = 191,4 кДж/моль.

327. Е_а = 100 кДж/моль Т₁ = 273К, К₁ = 2,0*10^-2. Т₂ = 373 К, К₂ =?. ln(K₂/K₁) = E_a/R * (1/T₁ - 1/T₂). ln(К₂ / 2,0*10^-2) = 100000 / 8,31 * (1/273 - 1/373), К₂ = 2712.

328. а) 2NO = N₂ + O₂, Е_а = 290 кДж/моль Т₁=300К, Т₂=310 К, К₂ / К₁ =?. ln(K₂/K₁) = E_a/R * (1/T₁ - 1/T₂). ln(К₂ / К₁) = 290000 / 8,31 * (1/300 - 1/310), К₂ /К₁ = 43.

Б) 2NO + O₂ = 2NО₂, Е_а = 10 кДж/моль Т₁=300К, Т₂=310 К, К₂ / К₁ =?. ln(K₂/K₁) = E_a/R * (1/T₁ - 1/T₂). ln(К₂ / К₁) = 10000 / 8,31 * (1/300 - 1/310), К₂ /К₁ = 1,14.

Изменение скоростей данных реакций не согласуется с правилом Вант-Гоффа.

329. Е_А1 = 184 кДж/моль, Е_А2 = 107 кДж/моль, пусть Т=400 К. К₁ = К₀ * е ^{-Е А1 / RT} , К₂ = К₀ * е ^{-Е А2 / RT} , , К₂ / К₁ =1,15*10¹⁰ раз.

330.

Процесс	Катализаторы
Синтез аммиака из N2 и Н2	Fe + K2O, Al2O3, MgO
Синтез спиртов из СО и Н2	ZnO-Cr2O3, CuO-ZnO- Cr2O3
Синтез углеводородов из СО и Н2	Fe, Ni, Co+MgO
Риформинг	Pt/ Al2O3
Гидратация олефинов	H3PO4 на носителях
Производство серной кислоты	Оксид ванадия (V)
Производство азотной кислоты	Платинородиевые сетки
Гидратация этилена	H3PO4 и H2SO4
Производство полиэтилена	Al(C2H5)3 и TiCl4

Катализаторы используют для увеличения скорости реакции, повышения ее селективности, конверсии и выхода целевого продукта.

Е_А1 = 200 кДж/моль, Е_А2 = 100 кДж/моль, Т=400 К. К₁ = К₀ * е ^{-Е А1 / RT} , К₂ = К₀ * е ^{-Е А2 / RT} , , К₂ / К₁ = 1,16*10¹³ раз.

331. С точки зрения химической термодинамики, химическое равновесие характеризуется постоянством концентраций веществ во времени. Согласно химической кинетике, равновесие определяется равенством скоростей прямой и обратной реакций.

А) N₂ (г) + 3H₂ (г) = 2NH₃ (г),

Б) Fe₃O₄ + 4CO (г) = 3Fe (к) + 4CO₂ (г),

332. Константа химического равновесия - это отношение произведения концентраций продуктов химической реакции к произведению концентраций исходных веществ, взятых в степенях, равных их стехиометрическим коэффициентам.

А) 4HCl + O₂ (г)= 2Cl₂(г) + 2H₂O (г),

Б) CaO (k) + H₂O (г) = Сa(OH)₂ (к),

333. Состояние реакции, при котором концентрации веществ не изменяются во времени, называется равновесным. Основные признаки: если на реакцию, находящуюся в состоянии химического равновесия оказать воздействие, то система перейдет в новое равновесное состояние, уменьшающее это воздействие. Если воздействие снять, то реакция вернется к исходному состоянию.

А) CO(г) + H₂O(г) = CO₂(г) + H₂(г)

Б) 2CuO(к) = 2Cu(к) + O₂(г)

334. При истинном равновесии химическая реакция характеризуется постоянством концентраций всех веществ в течение сколь угодно долгого промежутка времени. При этом реакция подчиняется принципу Ле Шателье. При ложном химическом равновесии с течением времени концентрации веществ могут меняться, и реакция не подчиняется принципу Ле Шателье.

А) 3O₂(г) = 2О₃ (г),

Б) Na₂CO₃ (к) + CO₂(г) + H₂O(г) = 2NaHCO₃(к),

335. Закон действующих масс: константа равновесия химической реакции равна отношению произведения концентраций продуктов реакции к произведению концентраций исходных веществ, взятых в степенях, равных их стехиометрическим коэффициентам: аА + bB = cC + dD, .

А) N₂ (г) + О₂ (г) = 2NО(г), ,

Б) 3Fe(к) + 4H₂O(г) = Fe₃O₄(к) + 4H₂(г), .

336. На величину константы химического равновесия влияют: природа реагирующих веществ, температура, давление.

А) Y₂ (г) + H₂ (г) = 2HY (г), ,

Б) MgO(к) + CO₂(г) = MgCO₃(к), .

337. N₂ (г) + 3H₂ (г) = 2NH₃ (г),

Cисх.	х	у
Сравн.

, С_исх. (N₂) = [N₂] + 0,5[NH₃] = 3+ 0,5*4 = 5 моль/л.

С_исх(Н₂) = [Н₂] + 1,5[NH₃] = 9 + 1,5*4 = 15 моль/л.

338. CO + Cl₂ = COCl₂

Cисх.	Х	у
Сравн.	0,2	0,3	1,2

, С_исх. (Cl₂) = [Cl₂] + [COCl₂] = 0,3 + 1,2 = 1,5 моль/л.

С_исх(CO) = [CO] + [COCl₂] = 0,2 + 1,2 = 1,4 моль/л.

339. CO + H₂O = CO₂ + H₂

Cисх.	0,03	0,03
Сравн.	x	y	0,01	z

Согласно уравнению реакции, водорода образуется столько же, сколько и СО₂: [CO₂]=[H₂]=0,01 моль/л. СО и Н₂О израсходовалось 0,01 моль/л, следовательно [CO]=[H₂O]=0,02 моль/л. .

340. FeO(k) + CO = Fe(k) + CO₂

Cисх.	-	0,05	-	0,01
Сравн.	-	0,05-x	-	0,01+x

0,01+x=0,025-0,5x, x=0,01. [CO] = 0,05 - 0,01 = 0,04 моль/л. [CO₂] = 0,01 + 0,01 = 0,02 моль/л.

341. Br₂ (г) + H₂ (г) = 2HBr (г),

Cисх.
Сравн.	3-x	1-x	2x

, 3x² + 4x - 3 = 0, x = 0,54.

[H₂] = 3-0.54 = 2.46 моль/л, [Br₂] = 1-0.54 = 0.46 моль/л, [HBr] = 2*0.54=1.08 моль/л.

w(H₂)=(2.46/4)*100 %=61.5%, w(Br₂)=(0.46/4)*100%=11.5%, w(HBr)=(1.08/4)*100%=27%.

342. N₂O₄ (г) = 2NO₂ (г),

Cисх.	0.08
Сравн.	50%	X

Прореагировало 0.08*0.5 = 0.04 моль/л N₂O₄. Следовательно, образовалось 2*0.04 = 0.08 моль/л NO₂ .

.

343. Y₂ (г) + H₂ (г) = 2HY (г),

Cисх.	0.01	0.01
Сравн.	0.01-x	0.01-x	2x

К=40

х = 0.0076, [HY]=2*0.0076=0.015моль/л.

В=(0.015*100)/(2*0.01)=76%

344. Y₂ (г) + H₂ (г) = 2HY (г),

Cисх.
Сравн.	1-x	2-x	2x

К=50

46х² -150х + 100=0, х = 0.57, Теоретически может образоваться 2 моль HY, образовалось 0.57*2 = 1.14 моль. В=(1.14*100%) / 2 = 57 %.

345. 2HY (г) = Y₂ (г) + H₂ (г)

Cисх.
Сравн.	1-2x	x	x

К = 2*10^-2

х = 0.11, разложилось 2*0.11 = 0.22моль HY, степень разложения 22 %.

346. Cl₂ (г) = 2Cl(г)

Cисх.	0.04
Сравн.	0.04-x	2x

К=4.2*10^-4

4х² + 4.2*10^-4х -1.68*10^-5 = 0, х = 0.002, степень атомизации хлора равна (002/0.04)*100 % = 5 %.

347. CO + H₂O = CO₂ + H₂

Cисх.
Сравн.	1-x	1-х	х	х

К=1. , х = 0.5, [CO₂]=[H₂]=0,5 моль/л, [CO]=[H₂O]=0,5 моль/л.

348. PCl₅ = PCl₃ + Cl₂

Cисх.	0.3
Сравн.	0.3-x	х	х

К=125. , х² + 125х - 37.5 = 0, х = 0.299. Разложилось PCl₅: (0.299/0.3)*100% = 99.76 %.

349. Принцип Ле Шателье: при оказании внешнего воздействия на реакцию, находящуюся в состоянии равновесия, ее равновесие смещается к состоянию, уменьшающему это воздействие. А) 2CO (г) + О₂(г) = 2СО₂ (г), ΔН⁰= -566 кДж/моль. Т.к. реакция экзотермическая, то при понижении температуры ее равновесие сместится вправо; т.к. количество газообразных продуктов реакции меньше количества газообразных исходных веществ, то при повышении давления равновесие сместится вправо. Б) N₂ (г) + O₂ (г) = 2NO (г), ΔН⁰= 180 кДж/моль. Т.к. реакция эндотермическая, то при понижении температуры ее равновесие сместится влево; т.к. количество газообразных продуктов реакции равно количеству газообразных исходных веществ, то повышение давления на равновесие не влияет.

350. При оказании внешнего воздействия на систему, находящуюся в состоянии равновесия, положение равновесия смещается к состоянию, уменьшающему это воздействие. А) 2H₂ (г) + O₂ (г) = 2H₂O (г), ΔН⁰ = - 483.6 кДж/моль. Т.к. реакция экзотермическая, то при повышении температуры ее равновесие сместится влево; т.к. количество газообразных продуктов реакции меньше количества газообразных исходных веществ, то при понижении давления равновесие сместится вправо. Б) CaCO₃ (k) = CaO (k) + CO₂(г), ΔН⁰ = 179,0 кДж/моль. Т.к. реакция эндотермическая, то при повышении температуры ее равновесие сместится вправо; т.к. газообразные вещества - продукты реакции CO₂ , то понижение давления сместит равновесие вправо.

351. N₂ (г) + 3H₂ (г) = 2NH₃ (г), ΔH⁰= -92.4 кДж/моль. а) реакция экзотермическая, поэтому при увеличении температуры равновесие сместится влево, а при понижении - вправо. Б) Т.к. количество газообразных продуктов реакции меньше количества газообразных исходных веществ, то при повышении давления равновесие сместится вправо, а при понижении давления - влево. В) равновесие сместится вправо при повышении концентрации азота и водорода и понижении концентрации аммиака, при повышении концентрации аммиака и понижении концентрации азота и водорода равновесии сместится влево. Г) введение промоторов не смещает положение равновесия. д) Поглощение аммиака сместит равновесие вправо, а поглощение азота и водорода - влево. Е) введение инертного газа аналогично повышению давления.

Дата добавления: 2014-12-27