Химическая кинетика задачи как решать

29.01.202204.02.2022 admin 0 Комментариев

Задачи к разделу Химическая кинетика и равновесие химической реакции

Задача 1. Дайте определение понятию скорость химической реакции. Опишите количественно (где это можно), как влияют на скорость реакции внешние условия (концентрация, температура, давление). Рассчитайте, во сколько раз изменится скорость реакции Н₂+С1₂ = 2НС1 при увеличении давления в 2 раза;

Решение.

Скоростью химической реакции u называют число элементарных актов взаимодействия, в единицу времени, в единице объема для гомогенных реакций или на единице поверхности раздела фаз для гетерогенных реакций. Среднюю скорость химической реакции выражают изменением количества вещества n израсходованного или полученного вещества в единице объема V за единицу времени t. Концентрацию выражают в моль/л, а время в минутах, секундах или часах.

где C – концентрация, моль/л

Единица измерения скорости реакции моль/л·с

Если вещество расходуется, то ставим знак «-», если накапливается – «+»

Скорость химической реакции зависит от природы реагирующих веществ, концентрации, температуры, присутствия катализаторов, давления (с участием газов), среды (в растворах), интенсивности света (фотохимические реакции).

Зависимость скорости реакции от природы реагирующих веществ. Каждому химическому процессу присуще определенное значение энергии активации Е_а. Причем, скорость реакции. тем больше, чем меньше энергия активации.

Скорость зависит от прочности химических связей в исходных веществах. Если эти связи прочные, то Е_а велика, например N₂ + 3H₂ = 2NH₃, то скорость взаимодействия мала. Если Е_а равна нулю, то реакция протекает практически мгновенно, например:

HCl (раствор) + NaOH (раствор) = NaCl (раствор) + H₂O.

Закон действующих масс. Скорость элементарной гомогенной химической реакции прямо пропорциональна произведению концентраций реагентов, взятых в степенях, равных их стехиометрическим коэффициентам.

Для реакции аА + bB = cC + dD

где [A] и [B] – концентрации веществ А и В в моль/л,

k – константа скорости реакции.

Концентрации твердых веществ, в случае гетерогенной реакции в кинетическое уравнение не включают.

Зависимость скорости реакции от концентрации реагирующих веществ определяется законом действующих масс:

Очевидно, что с увеличением концентраций реагирующих веществ, скорость реакции увеличивается, т.к. увеличивается число соударений между участвующими в реакции веществами. Причем, важно учитывать порядок реакции: если реакция имеет первый порядок по некоторому реагенту, то ее скорость прямо пропорциональна концентрации этого вещества. Если реакция имеет второй порядок по какому-либо реагенту, то удвоение его концентрации приведет к росту скорости реакции в 2 2 = 4 раза, а увеличение концентрации в 3 раза ускорит реакцию в 3 2 = 9 раз.

Зависимость скорости от температуры. Правило Вант-Гоффа: Скорость большинства химических реакций при повышении температуры на 10° увеличивается от 2 до 4 раз.

υ_Т2 – скорость реакции при температуре t₂, υ_Т1 – скорость реакции при температуре t₁, γ — температурный коэффициент (γ = 2¸4).

Влияние катализаторов. Катализаторы увеличивают скорость реакции (положительный катализ). Скорость реакции растет, так как уменьшается энергия активации реакции в присутствии катализатора. Уменьшение энергии активации обусловлено тем, что в присутствии катализатора реакция протекает в несколько стадий с образованием промежуточных продуктов, и эти стадии характеризуются малыми значениями энергии активации.

Ингибиторы замедляют скорость реакции (отрицательный катализ).

При увеличении давления в 2 раза концентрация веществ увеличится тоже в 2 раза и скорость реакции станет равна:

υ_прям возрастает в 4 раза.

Задача 2. При установлении равновесия Fe₂O₃ (т) + 3CO (г) = 2Fe (т) + 3CO₂ (г) концентрация [CO] = 1 моль/л и [CO₂] = 2 моль/л. Вычислите исходную концентрацию [CO]_исх, если начальная концентрация CO₂ равна нулю.

Решение.

3 моля СО₂ образуется, если в реакцию вступают 3 моля СО,

х = 2 моль, ⇒ исходная концентрация [CO]_исх = [CO]_pавн + 2 моль = 1 + 2 = 3 моль.

Задача 3.Температурный коэффициент реакции равен 2,5. Как изменится ее скорость при охлаждении реакционной смеси от изменения температуры от 50 °С до 30 °С?

Решение.

Воспользуемся правилом Вант-Гоффа

Скорость реакции уменьшится в 6,25 раз

Решение.

Скорость прямой реакции равна:

Задача 5. Как следует изменить концентрацию кислорода, чтобы скорость гомогенной элементарной реакции: 2 NО_(г) +O_2(г) → 2 NО_2(г) не изменилась при уменьшении концентрации оксида азота (II) в 2 раза?

Скорость прямой реакции равна:

При уменьшении концентрации NО в 2 раза скорость прямой реакции станет равной:

т.е. скорость реакции уменьшится в 4 раза:

Чтобы скорость реакции не изменилась концентрацию кислорода надо увеличить в 4 раза.

Задача 6. При увеличении температуры с 30 до 45 о С скорость гомогенной реакции повысилась в 20 раз. Чему равна энергия активации реакции?

Решение.
Применяя уравнение Аррениуса, получим:
ln 20 = E_a/8,31 · (1/303 – 1/318),
отсюда

E_a = 160250 Дж = 160,25 кДж

Задача 7. Константа скорости реакции омыления уксусноэтилового эфира: СН₃СООС₂Н_5(р-р) + КОН_(р-р)→СН₃СООК _(р-р) +С₂Н₅ОН_(р-р) равна 0,1 л/моль∙мин. Начальная концентрация уксусноэтилового эфира была равна 0,01 моль/л, а щелочи – 0,05 моль/л. Вычислите начальную скорость реакции и в тот момент, когда концентрация эфира станет равной 0,008 моль/л.

Решение.

Скорость прямой реакции равна:

В тот момент, когда концентрация эфира станет равной 0,008 моль/л, его расход составит

Значит, в этот момент щелочи также израсходовалось [КОН]_расход = 0,002 моль/л и ее концентрация станет равной

[КОН]_кон = 0,05 – 0,002 = 0,048 моль/л

Вычислим скорость реакции в тот момент, когда концентрация эфира станет равной 0,008 моль/л, а щелочи 0,048 моль/л

Задача 8. Как следует изменить объем реакционной смеси системы:
8NH_3(г) + 3Br_2(ж)→6NH₄Br_(к) + N_2(г), чтобы скорость реакции уменьшилась в 60 раз?

Решение.

Чтобы уменьшить скорость реакции необходимо увеличить объем системы, т.е. уменьшить давление и, тем самым, уменьшить концентрацию газообразного компонента — NH₃. Концентрация Br₂ при этом останется постоянной.

Начальная скорость прямой реакции была равна:

при увеличении концентрации аммиака скорость прямой реакции стала равной:

После сокращения всех постоянных, получаем

Таким образом, чтобы уменьшить скорость реакции в 60 раз, надо увеличить объем в 1,66 раз.

Задача 9. Как повлияет на выход хлора в системе:
4HCl_(г) +O_2(г) ↔2Cl_2(г) + 2H₂О_(ж); ΔН о ₂₉₈ =−202,4кДж
а) повышение температуры; b) уменьшение общего объема смеси; c) уменьшение концентрации кислорода; d) введение катализатора?

Решение.

Задача 10. В системе: PCl₅ ↔ PCl₃ + Cl₂
равновесие при 500 о С установилось, когда исходная концентрация PCl₅, равная 1 моль/л, уменьшилась до 0,46 моль/л. Найдите значение константы равновесия при указанной температуре.

Решение.

Запишем выражение для константы равновесия:

Найдем количество PCl_5, которое расходуется на образование PCl₃ и Cl₂ и их равновесные концентрации.

Из уравнения реакции:

Из 1 моль PCl₅ образуется 1 моль PCl₃

Из 0,54 моль PCl₅ образуется x моль PCl₃

Аналогично, из 1 моль PCl₅ образуется 1 моль Cl₂

из 0,54 моль PCl₅ образуется у моль Cl₂

Задача 11. Константа равновесия реакции: СОСl_2(г) ↔ СО_(г)+С1_2(г) равна 0,02. Исходная концентрация СОCl₂ составила 1,3 моль/л. Рассчитайте равновесную концентрацию Сl₂. Какую исходную концентрацию СОCl₂ следует взять, чтобы увеличить выход хлора в 3 раза?

Решение.

Запишем выражение для константы равновесия:

Подставим значения в выражение для константы равновесия

Преобразим выражение в квадратное уравнение

х 2 + 0,02х – 0,026 = 0

Решая уравнение, находим

Увеличив выход хлора в 3 раза получим:

Исходная концентрация [СОСl₂]_исх2 при этом значении Cl₂ равна:

[СОСl₂]_равн2 = 0,45·0,45/0,02 = 10,125 моль/л

[СОСl₂]_исх2 = 10,125 + 0,45 = 10,575 моль/л

Таким образом, чтобы увеличить выход хлора в 3 раза, исходная концентрация СОCl₂ должна быть равна [СОСl₂]_исх2 = 10,575 моль/л

Задача 12. Равновесие в системе H_2(г)+ I_2(г)↔ 2HI_(г) установилось при следующих концентрациях участников реакции: HI – 0,05 моль/л, водорода и иода – по 0,01 моль/л. Как изменятся концентрации водорода и иода при повышении концентрации HI до 0,08 моль/л?

Решение.

Найдем значение константы равновесия данной реакции:

К = 0,05 2 ̸ 0,01 · 0,01 = 25

При увеличении концентрации HI до 0,08 моль/л, равновесие сместится в сторону образования исходных веществ.

Из уравнения реакции видно, что образуется 2 моль HI, 1 моль H₂ и 1 моль I_2.

Обозначим новые равновесные концентрации через неизвестную х.

Найдем х с помощью выражения для константы равновесия:

К = (0,08 — 2х) 2 ̸ [(0,01 + х) · (0,01 + х)] = 25

Решая уравнения находим:

Задача 13. Для реакции: FeO_(к) + CO_(г)↔Fe_(к) + CO_2(г) константа равновесия при 1000 о С равна 0,5. Начальные концентрации СО и СО₂ были соответственно равны 0,05 и 0,01 моль/л. Найдите их равновесные концентрации.

Решение.

Запишем выражение для константы равновесия:

Пусть равновесные концентрации равны:

Подставим значения в выражение для константы равновесия:

Решая уравнение, найдем х:

[СО]_равн = 0,05 – 0,01 = 0,04 моль/л [СО₂]_равн = 0,01 + 0,01 = 0,02 моль/л

Источник

Решение задач по химической кинетике и термодинамике (профильный уровень)

Разделы: Химия

Элементы содержания: энергетика и направление течения химических реакций; скорость химических реакций; химическое равновесие; закон действующих масс.

Требования к уровню подготовки выпускников: уметь объяснять зависимость скорости и направления протекания реакций от различных факторов, знать закон действующих масс.

Цель: закрепить умения решать задачи по химической кинетике и термодинамике, обобщить знания по темам «Энергетика и направление течения химических реакций», «Скорость химических реакций. Химическое равновесие «.

1. Устный (фронтальный) опрос по теме «Энергетика химических реакций»:

1) что называется термодинамической системой? какие параметры характеризуют состояние системы?

2) что такое энтальпия системы (Н)?

3) что называется тепловым эффектом реакции? при каких условиях он называется изменением энтальпии реакции и обозначается Н?

4) что называется стандартной энтальпией образования соединения Н o ₂₉₈? Почему необходима стандартизация состояния веществ?

5) для каких процессов справедлив закон Гесса?

2. Решение задач: термохимические расчеты

Задача 1. Рассчитайте тепловой эффект реакции горения сероводорода

(Н o ₂₉₈(О₂ ) = 0).

Отрицательное значение энтальпии реакции горения сероводорода означает, что данная реакция экзотермическая.

Н (исх.) > Н (прод.) (в данном случае, больше на 562,8 кДж).

Следовательно, Н (исх.) = Н (прод.) + 562,8 кДж. Энергия выделяется в окружающее пространство.

Тепловой эффект можно включить в уравнение химической реакции

Примечание: возможен другой вариант решения: если сложить термохимические уравнения 2 и 3 и вычесть уравнение 1, то получим искомое (исходное) уравнение:

Подставив численное значение энтальпий образования веществ из задачи, получим значение теплового эффекта реакции:

Полученное уравнение для Н и есть следствие закона Гесса.

Задача 2. С помощью термохимического уравнения

H₂S_(г) + 3 /₂ O₂ = SO_{2 (г)} + H₂O_(ж) + 562,8 кДж определите объем сгоревшего сероводорода, если известно, что в результате реакции выделилось 281,4 кДж теплоты.

Решение: проведем расчет по уравнению и определим V(H₂S):

3. Устный (фронтальный) опрос по теме «Направления течения химических реакций»:

1) что такое энтропийный фактор процесса?

2) проиллюстрируйте примером тот факт, что направление химического процесса зависит и от энтропийного, и от энтальпийного факторов;

3) что называется стандартной энтропией вещества?

4) как определяется изменение энтропии системы в результате протекания определенного процесса в стандартных условиях?

5) что такое изобарно-изотермический потенциал, или свободная энергия Гиббса? Что можно сказать о химическом процессе, для которого:

Проверьте правильность сделанных выводов расчетом S o ₂₉₈ соответствующих реакций, пользуясь справочными данными.

I. 1) S o ₂₉₈ первой реакции больше нуля. Энтропия системы как мера неупорядоченности растет при увеличении количества молей вещества (числа молей), тем более, что одно из полученных веществ находится в газообразном состоянии;

2) S o ₂₉₈ o ₂₉₈ o ₂₉₈ > 0, так как усложнился состав молекул газа (H₂O вместо H₂), хотя результате реакции число молей и не изменилось (в том числе и газообразных веществ );

т.е. результаты вычисления S o ₂₉₈ реакций подтвердили выводы, сделанные раннее.

Задача 2. Какие из реакций, перечисленных в задаче 1, протекают самопроизвольно при стандартных условиях?

Полученные результаты говорят о том, что реакции 1, 3 и 5 могут протекать в стандартных условиях самопроизвольно до установления равновесия, а реакции 2 и 4 в этих условиях протекать в указанном направлении не могут.

5. Устный (фронтальный) опрос по теме «Скорость химических реакций»

1) что понимают под скоростью химических реакций?

2) почему о скорости химических реакций имеет смысл говорить только для данного момента времени?

3) какие факторы влияют на скорость химической реакции?

4) в чем различие гомогенных и гетерогенных химических реакций?

5) сформулируйте закон действия масс

6) что такое константа скорости химической реакции? каков ее физический смысл? в каких единицах она измеряется?

7) в какой форме закон действия масс применим для гетерогенных реакций?

8) как скорость химических реакций зависит от температуры? что такое температурный коэффициент скорости химической реакции? как он рассчитывается?

9) что такое энергия активации химической реакции? как влияет величина энергии активации на скорость реакции?

10) что такое лимитирующая стадия сложной химической реакции?

6. Решение задач: скорость химических реакций

Задача 1. Скорость химической реакции 2NO + O₂ = 2NO₂ описывается уравнением . Во сколько раз возрастет скорость данной реакции при увеличении давления в смеси исходных газов в два раза?

Решение: увеличение давления вдвое равноценно двойному увеличению концентраций NO и O₂. Поэтому скорости взаимодействия примут в соответствии с законом действия масс следующие выражения:

Задача 2. Объясните, почему показатели степеней в уравнениях, выражающих закон действия масс для нижеприведенных реакций взаимодействия исходных газообразных веществ, не всегда соответствуют коэффициентам уравнения?

Ответ: реакции 2 и 4 протекают через промежуточные стадии, а скорость подобных реакций определяется стехиометрией лимитирующей стадии.

7. Устный (фронтальный) опрос по теме «Катализ»:

1) какой процесс называют катализом?

2) что такое катализатор?

3) что такое положительный и отрицательный катализ?

4) как катализатор влияет на энергию активации химической реакции?

5) чем отличается гетерогенный катализ от гомогенного?

6) в чем сущность избирательности катализатора?

7) какова роль катализатора в гетерогенном катализе?

8) в чем заключается действие ингибиторов химических реакций?

9) что такое каталитические яды?

10) в чем особенности ферментативного катализа?

8. Решение задач: катализ

Задача 1. Ацетальдегид разлагается в газовой фазе следующим образом: CH₃COH = CH₄ + CO. Присутствие паров иода заметно ускоряет реакцию. Известно, что первая стадия каталитического процесса

CH₃COH + I₂ = CH₃I + HI + CO протекает медленнее второй. Напишите уравнение реакции для второй стадии и уравнение, выражающее закон действия масс для каталитической реакции в целом.

Решение: По теории промежуточных соединений, объясняющей гомогенный катализ, реакция А + В = АВ (а) протекает по стадиям:

( оперируем с химическим уравнением как с алгебраическим ).

Так как лимитирующей стадией каталитического процесса является медленная стадия, то уравнение скорости разложения ацетальдегида согласно закону действия масс будет

9. Устный (фронтальный) опрос по теме «Химическое равновесие»:

1) какие реакции называются обратимыми? в чем их отличие от реакций, протекающих до конца?

2) что такое состояние химического равновесия? можно ли сказать, что при установлении химического равновесия реакция прекращается?

3) что такое константа равновесия химической реакции? как константа равновесия выражается через равновесные концентрации реагирующих веществ?

4) каковы особенности выражения константы равновесия для гетерогенных химических процессов?

5) как константа равновесия связана с изменением изобарно-изотермического потенциала G реакции?

6) как влияет изменение температуры на константу равновесия?

7) изменится ли состояние равновесия при введении в реакционную смесь катализатора? какой вывод следует сделать о влиянии катализатора на константу равновесия?

8) сформулируйте правило для определения направления смещения равновесия при изменении давления в реакциях между газообразными веществами; какие коррективы нужно ввести при определении смещения равновесия при изменении давления для гетерогенных систем?

9) как влияет изменение концентрации одного из веществ на смещение равновесия в гомогенной реакционной смеси?

10) каково влияние изменения температуры на смещение равновесия в экзотермических и эндотермических реакциях?

10. Решение задач: химическое равновесие

Задача 1. При некоторой температуре константа равновесия реакции H_{2 (г)} + Br_{2 (г)} 2НBr _(г) равна 1. Определите состав равновесной реакционной смеси, если для реакции были взяты 1 моль H₂ и 2 моль Br₂.

Решение: запишем выражение константы равновесия:

Задача сводится к определению равновесных концентраций реагирующих веществ через константу равновесия. Из уравнения реакции видно, что 1 моль водорода реагирует с 1 моль брома, при этом получается 2 моль бромоводорода. Если же до достижения равновесия прореагировало Х моль водорода, то равновесные количества веществ в смеси и пропорциональные им концентрации составят:

Подставляя эти значения в выражение константы равновесия, получим:

По достижении равновесия количества реагирующих веществ в смеси составят:

n (НBr) = 2 * 0,45 = 0,9 моль

Задача 2. Оксид азота (IV) NO₂ окрашен в бурый цвет, его димер N₂O₄ бесцветен. Предскажите, как будет меняться окраска смеси газов при одновременном увеличении температуры и уменьшении давления.

Рассчитаем тепловой эффект реакции в стандартных условиях по справочным данным:

Так как реакция экзотермическая (Н 24.07.2012

Источник

Задачи с решениями на химическую кинетику и химическое равновесие

Химическая кинетика и химическое равновесие

Задача № 1. Написать математическое выражение скорости прямой и обратной реакций:

Пример 59

Для реакции согласно закону действия масс выражения скоростей реакции следующие:

где — константа скорости прямой реакции;

— соответственно концентрации ;

где — константа скорости обратной реакции;

— концентрация .

Задача 43

Определить начальную скорость реакции с константой скорости прямой реакции к в растворе, полученном смешением 2 л 0,6 М раствора и 3 л 1 М раствора .

Решение:

Уравнение химической реакции, происходящей в смеси двух растворов, следующее:

Согласно закону действия масс выражение скорости химической реакции

Для определения скорости реакции необходимо знать величину концентраций веществ в момент их смешения. Для этого определим объем смеси двух растворов:

Зная, что в исходном растворе уксусной кислоты содержится 0,6-2 = = 1,2 моль , находим ее концентрацию в смеси:

В исходном растворе гидроксида аммония содержится 1-3=3 моль , значит, концентрация его в смеси

Определяем начальную скорость реакции:

Задача 44

Как изменится скорость прямой реакции

если давление увеличить в 3 раза?

Решение:

Предположим, что в начальный момент до повышения давления концентрации реагирующих веществ следующие:

Скорость реакции, определяемая по закону действия масс, до повышения давления равна:

Согласно уравнению Менделеева-Клапейрона Повышение давления в 3 раза приводит к повышению концентрации каждого компонента в 3 раза.

Таким образом, после повышения давления концентрации реагирующих веществ станут равными:

Скорость реакции после повышения давления

Повышение скорости реакции будет следующим:

При повышении давления в 3 раза скорость прямой реакции увеличивается в 27 раз.

Задача 45

Во сколько раз увеличится скорость реакции при увеличении температуры с 50 до 90°С? Температурный коэффициент реакции у равен 2,5.

Решение:

Согласно правилу Вант-Гоффа

Задача 46

Константа скорости реакции разложения HI равна при 280°С и при 300°С. Определить энергию активации, константу скорости при 310 °C и температурный коэффициент скорости реакции.

Решение:

Воспользуемся формулой, являющейся производной уравнения Аррениуса:

Теперь, зная энергию активации, можно рассчитать константу скорости реакции при 310 °C:

Определяем температурный коэффициент по следующей формуле:

Задача 47

Написать математические выражения констант равновесия следующих реакций:

Решение:

а) Для гомогенной реакции

б) Для гетерогенной реакции

так как концентрации твердых веществ не входят в выражение константы равновесия.

Задача 48

В состоянии равновесия системы при определенной температуре концентрации участвующих в равновесии веществ следующие: =0,04 моль/л. Рассчитать константу равновесия этой реакции.

Решение:

Подставим в выражение константы равновесия значения равновесных концентрации:

Задача 49

Константа равновесия реакции при 1000 °C равна 0,5. Исходные концентрации равны соответственно 0,05 моль/л и 0,01 моль/л. Рассчитать их концентрации в состоянии равновесия.

Решение:

Предположим, что в ходе реакции до момента установления состояния химического равновесия концентрация СО уменьшается на X моль/л. Тогда в состоянии химического равновесия концентрации будут следующими:

Математическое выражение константы равновесия данной реакции:

Отсюда находим значение X:

В состоянии равновесия значения концентрации будут следующими:

Задача 50

Для реакции рассчитать константу равновесия в стандартных условиях.

Решение:

Между энергией Гиббса и константой равновесия существует следующая взаимосвязь:

Рассчитываем вначале значение

Находим значение константы равновесия реакции в стандартных условиях :

Задача 51

В каком направлении сместится равновесие следующих химических реакций:

если увеличить температуру?

если увеличить концентрацию для реакции а и уменьшить концентрацию для реакции б?

если увеличить давление?

Решение:

Воспользуемся принципом Ле Шателье.

1) Увеличение температуры смещает химическое равновесие в направлении эндотермической реакции, а уменьшение температуры — в направлении экзотермической реакции.

Для реакции являющейся эндотермической увеличение температуры смещает равновесие в сторону прямой реакции .

2) Увеличение концентрации одного из участвующих в равновесии веществ смещает химическое равновесие в сторону реакции, уменьшающей концентрацию этого вещества.

Уменьшение концентрации одного из участвующих в равновесии веществ смещает химическое равновесие в сторону реакции, увеличивающей концентрацию этого вещества.

Для реакции увеличение концентрации , являющегося реактивом, смещает равновесие в сторону реакции, уменьшающей его концентрацию, т.е. в прямом направлении .

3) Увеличение давления смещает химическое равновесие в направлении реакции, вызывающей уменьшение объема системы, т.е. в сторону реакции с уменьшением числа газообразных молекул.

Для реакции увеличение давления смещает равновесие в сторону обратной реакции , так как число молекул исходных веществ (2 молекулы ) меньше, чем число молекул продуктов реакции (2 молекулы молекула , итого 3 молекулы).