Общая химия. Теория и задачи под ред. Н. В. Коровина и Н. В. Кулешова (1154110), страница 33
Текст из файла (страница 33)
Предложите способы увеличения выхода продуктов в заданной обратимой химической реакции.При ответах на вопросы можно допустить, что:· 2 r HT1 и 2 r ST1 не зависят от температуры;· ко всем газообразным компонентам системы применимы законы идеальных газов.ОТВЕТЫ НА ЗАДАЧИДЛЯ САМОСТОЯТЕЛЬНОГО РЕШЕНИЯК ГЛАВЕ 44.1. Kp = 3,23×1011. 4.2. Kc = 3,8×10–13. 4.3. Kp = 6,77×1022;Kc = 1,65×1024. 4.4.
Kp = 2,7×1032; Kc = 6,6×1030. 4.5. Kc,298 == 6×1078; Kc,1000 = 3×1017. 4.6. Kp,1000 = 2,564; Kp,1100 = 0,298;Kp,1200 = 0,05. 4.7. Kc = 44,44. 4.8. Kc = 0,57. 4.9. Kp = 4.4.10. Kc = 1. 4.11. Травн = 466 К. 4.12. [AB] = 0,32 моль/л;[A] = 0,28 моль/л. 4.13. Kc = 0,167. 4.14. Уменьшится в10 раз.
4.15. Увеличится в 10 раз. 4.16. [СО2] = 1,52 моль/л;[Н2] = 0,52 моль/л; [СО] = 0,68 моль/л; [Н2О] = 0,68 моль/л.4.17. Kp = 3,53; [Н2] = 0,012 моль/л; [Cl2] = 0,004 моль/л;[HCl] = 0,013 моль/л. 4.18. pравн,COCl2 1 0,6 кПа; pравн,CO 11 pравн,Cl2 1 9,4 кПа. 4.19. рравн,HI = 1,16×105 Па; pравн,H2 14.20. рравн,А = рравн,В = 186,5 кПа;1 pравн,I2 1 1,7 2104 Па.рравн,D = 177 кПа. 4.21. Не изменится.
4.22. Уменьшится в2 раза. 4.23. Увеличится в 4 раза. 4.24. Увеличится на1100 кПа.4.25. 2G10004.26. Т = 3070 К.3 44064 Дж.13 412,2 кДж. 4.28. pравн,H2O 1 190 кПа. 4.29. Умень4.27. 2G550шится на 33 кПа. 4.30. Уменьшится на 99 кПа. 4.31. Kp == 0,025; Kc = 6,1×10–4. 4.32. pравн,NO2 1 5,8 2 104 Па; pравн,N2O4 14.33. pравн,NO2 1 7,28 2104 Па; pравн,N2O4 11 1,71 2 105 Па.1 1,14 2 105 Па. 4.34. Увеличится в 1,23 раза.
4.35. [А] == 0,27 моль/л; [В] = 0,87 моль/л; [D] = 1,46 моль/л.14.36. Увеличится на 51 кПа. 4.37. 2G3753 6,94 кДж.4.38. 5,75 кДж. 4.39. DHадс = –15,54 кДж/моль. 4.40. DHадс == –29,3 кДж/моль. 4.41. 0,67. 4.42. 0,83. 4.43. 6,7×10–5 моль.4.44. Г = 1,5×10–3 моль/м2.4.45. Г = 5×10–6 моль/м2.4.46. Kа = 1,1×10–4 м3/моль. 4.47. [А] = 5×102 моль/м3.4.48. [Н2О] = 0,04 моль/л; [Н2] = 0,01 моль/л. 4.49. pравн,H2O 11 50 кПа; pравн,H2 1 100 кПа.
4.50. 395 К. 4.51. рравн = 1,16´´105 Па; увеличить в 10 раз. 4.52. Kp = 1,5. 4.53. Уменьшится в 4 раза. 4.54. Kp,600 = Kc,600 = 9,06. 4.55. Kp,500 == 27,54. 4.56. [А] = 0,952 моль/л; [B] = 0,961 моль/л;[D] = 0,048 моль/л; [M] = 0,029 моль/л; [N] = 0,009 моль/л.ГЛАВА 5ХИМИЧЕСКАЯ КИНЕТИКАКак было показано ранее, химическая термодинамикапозволяет предсказать принципиальную возможность илиневозможность самопроизвольного течения химическихреакций, а также рассчитать равновесные концентрацииреагирующих веществ.
Однако знания рассмотренных закономерностей еще недостаточно, чтобы предсказать реальную возможность химической реакции, определитьскорость реакции, ее механизм, а также управлять процессом. Быстрота реакции часто не связана со значениемизменения ее энергии Гиббса. Например, термодинамическая вероятность реакции окисления водорода до воды1H2 2 1/2O2 3 H2 O(ж), 4G2983 5237,2 кДж/мользначительно выше, чем вероятность реакции нейтрализации с образованием воды3H 1 1 OH 2 4 H2 O(ж), 5G2984 279,9 кДж/моль.В то же время первая реакция в обычных условиях безкатализатора практически не идет, а вторая реакция протекает почти мгновенно.Скорость и механизм химических реакций изучаетхимическая кинетика.5.1.СКОРОСТЬ ХИМИЧЕСКИХ РЕАКЦИЙОбщие понятия.
Скорость химической реакции равнаизменению количества вещества в единицу времени в единице реакционного пространства. В зависимости от типахимической реакции (гомогенная или гетерогенная) меняется характер реакционного пространства.ГЛАВА 5. ХИМИЧЕСКАЯ КИНЕТИКА215Гомогенной реакцией называется реакция, протекающая в однородной среде (в одной фазе). Гетерогенные ре2акции протекают на границе раздела фаз, например твердой и жидкой, твердой и газообразной.Реакционным пространством гомогенных реакций является объем, заполненный реагентами.
Так как отношение количества вещества к единице объема называетсяконцентрацией с, то скорость гомогенной реакции равнаизменению концентрации любого из исходных веществили продуктов реакции во времени. Различают среднююи мгновенную скорости реакции. Средняя скорость реакции равна(5.1)1 2 (c2 3 c1 )/(42 3 41 ) 2 35c / 54,где с2 и с1 — концентрации исходного вещества в моменты времени t2 и t1.Знак «–» означает, что концентрация исходного вещества уменьшается. В ходе реакции изменяются концентрации реагирующих веществ и соответственно скоростьреакции.Скорость реакции в данный момент времени, или мгновенная (истинная) скорость реакции u, равнаu = ±dc/dt.(5.2)Скорость реакции принимается всегда положительной, поэтому производная концентраций исходных веществ берется со знаком «–», а продуктов реакции — сознаком «+».Из определения скорости реакции и анализа уравнения(5.2) следует, что скорость реакции в системе СИ имеет единицу измерения [моль×м–3×с–1], однако также используются и другие единицы измерения: [моль×л–1×с–1], [моль×см–3´´с–1], [моль×см–3×мин–1].В ходе реакции изменяются концентрации всех исходных веществ и продуктов реакции.
Если у всех реагентоводинаковые стехиометрические коэффициенты, то изменения их концентраций (по модулю) во времени также одинаковы. Например, для реакции СО + H2O(г) = СО2 + H2:dcCO2 dcH2dcH2Odc11 2 CO 1 2.d3d3d3d3216ОБЩАЯ ХИМИЯ. ТЕОРИЯ И ЗАДАЧИЕсли стехиометрические коэффициенты в уравнениихимической реакции разные, то и скорости измененияконцентраций реагентов будут разными. В общем виде дляреакции bB + dD = lL + mM:1 dcL 1 dcM1 dc1 dc12 123 1 B 23 1 D.l d4 m d4b d4d d4Например, для реакции СH4 + 2H2O(г) = СО2 + 4H2dcCO2 dcH2dcCН4dcH2O11212.d34d3d32d3Как видно, концентрация H2O изменяется в 2 раза, аконцентрация H2 изменяется в 4 раза быстрее, чем концентрации СH4 и СО2.
Это и понятно, так как в ходе реакции на 1 моль СH4 расходуются 2 моль H2O и образуются1 моль СО2 и 4 моль H2. Поэтому в уравнении скорости реакции указывают конкретный реагент (продукт реакцииили исходное вещество).Скорость реакции зависит от природы реагирующихвеществ. Некоторые реакции, например взрывы, протекают мгновенно, другие могут идти годами. На скоростьреакции влияют многие факторы: концентрация реагентов, температура, катализаторы, внешние воздействия,например излучения, пластическая деформация.Зависимость скорости реакции от концентрации реагентов. Чтобы произошла реакция, необходимо столкновение реагирующих частиц. При одной и той же температуре число столкновений растет с увеличением числа реагирующих частиц в единице объема, т.
е. с возрастаниемконцентрации реагентов. Соответственно скорость реакции повышается с увеличением концентраций реагирующих веществ. Скорость необратимой реакции:bB + dD = lL + mMравна1 2 kcBnB cDnD ,(5.3а)где k — константа скорости реакции; nB и nD — коэффициенты, называемые порядками реакции по веществам Bи D.ГЛАВА 5. ХИМИЧЕСКАЯ КИНЕТИКА217Уравнение (5.3) называется кинетическим уравнениемхимической реакции.Константа скорости реакции k не зависит от концентрации реагентов, но зависит от их природы и температуры.
Из уравнения (5.3) следует, что при cB = cD = 1 (например, 1 моль/л) константа скорости реакции численно равна скорости реакции. Из этого же уравнения видно, чторазмерность константы скорости реакции зависит от порядка реакции, поскольку размерность скорости реакциидля всех гомогенных реакций одинакова.Например, в случае реакции диссоциации молекулыА2 = 2А,для которой порядок по веществу А2 равен единице, и скорость реакции равна1 2 kcA2 .(5.3б)Единицу измерения константы скорости k данной реакции можно определить, исходя из анализа единиц измерения величин, входящих в уравнение (5.3б): u [моль×л–1×с–1],c [моль×л–1]. Следовательно, единица измерения константы скорости данной реакции первого порядка k [с–1].Итак, скорость реакции пропорциональна произведению концентраций реагентов в степенях, называемых порядками реакции по реагентам.ПОРЯДОК ХИМИЧЕСКОЙ РЕАКЦИИСумма порядков реакции по реагентам называетсяпорядком реакции n:n 1 2 ni ,(5.4)где ni — порядок реакции по iреагенту.Например, в уравнении (5.3а) порядок рассматриваемой реакции равенn = nD + nB.Теоретически предсказать порядок реакции трудно,его определяют экспериментально.
Порядок реакции зави218ОБЩАЯ ХИМИЯ. ТЕОРИЯ И ЗАДАЧИсит от ее сложности. Если реакция простая, т. е. протекает в одну стадию, то порядок реакции равен сумме стехиометрических коэффициентов:n 1 3 2i ,где gi — стехиометрический коэффициент, т. е. коэффицент перед формулой iвещества в уравнении реакции.Например, если реакцияbB + dD = lL + mMпротекает в одну стадию, т.
е. является простой, то nB = bи nD = d и соответственно n = b + d.В этом случае кинетическое уравнение для указаннойодностадийной реакции принимает вид1 2 kcBb cDd(5.5)и называется законом действующих масс для химическойкинетики.Однако в большинстве случаев реакции многостадийны. Для многостадийных реакций порядки реакции пореагентам, как правило, не совпадают со стехиометрическими коэффициентами, а общий порядок реакции не равен сумме стехиометрических коэффициентов.
Соответственно в этом случае для расчета скорости реакции используют кинетическое уравнение (5.3), а не его частныйслучай — закон действующих масс для кинетики (см.уравнение (5.5)).Наиболее часто встречаются реакции первого, второго, иногда третьего порядков. Некоторые реакции имеютдробный порядок, например 0,5 и 1,5. Реакции более высокого порядка, чем третий, неизвестны.Итак, порядок простой (одностадийной) реакции равен сумме стехиометрических коэффициентов, а порядоксложной (многостадийной) реакции меньше этой суммы.Скорость реакции первого порядка.
![](https://s.studizba.com/z.php?f=/templates/si/i/noavatar.png&w=100&h=100&t=1"){kind=avatar}
