Скрипко Т.В. Общая и неорганическая химия Практикум. Общая и неорганическая химия
 Скачать 2.12 Mb.
|
|
Задача 309 В системе А(г) + 2 В(г) = С(г) равновесные концентрации равны: [A] = 0,06 моль/л; [B] = 0,12 моль/л; [C] = 0,216 моль/л. Найти константу равновесия реакции и исходные концентрации веществ А и В. Решение: Константа равновесия данной реакции выражается уравнением  .Подставляя в него данные задачи, получаем  .Для нахождения исходных концентраций веществ А и В учтем, что согласно уравнению реакции из 1 моля А и 2 молей В образуется I моль С. Поскольку по условию задачи в каждом литре системы образовалось 0,216 моля вещества С, то при этом было израсходовано 0,216 моля А и 0,2162=0,432 моля В. Таким образом, исходные концентрации равны: [A0] = 0,06 + 0,216 = 0,276 моль/л, [Во] = 0,12 + 0,432 = 0,552 моль/л. Задача 315 Константа скорости некоторой реакции при 313 К равна 1,81610-4сек-1, а при 333 К - 3,99610-4 сек-1. Вычислить энергию активации. Решение: Каждая реакция характеризуется определенным энергетическим барьером; для его преодоления необходима энергия активации - некоторая избыточная энергия (по сравнению со средней энергией молекул при данной температуре), которой должны обладать молекулы для того, чтобы их столкновение было эффективным, т.е. привело бы к образованию нового вещества. Энергию активации вычисляем по уравнению Аррениуса:   Задача 322 Температурный коэффициент скорости реакции равен 3. Во сколько раз возрастает скорость реакции при повышении температуры от 283 до 383 °С? Решение: Простейшая зависимость скорости реакции от температуры выражается эмпирическим правилом Вант-Гоффа: Vt+10 / Vt= kt+10 / kt= γ. Здесь Vt и kt - скорость и константа скорости реакции при температуре t 0С; Vt+10 и kt+10- те же величины при температуре (t+ 10 °С); γ- температурный коэффициент скорости реакции, значение которого для большинства реакций лежит в пределах 2-4. В общем случае, если температура изменилась на t °С, последнее уравнение преобразуется к виду Vt+t / Vt= kt+t / kt= γt/10.  ;  .Отсюда  .При повышении температуры на 100 0C скорость реакции увеличится в 59 020 раз. Задача 325 Энергия активации распада метана в отсутствии катализатора равна 331,0 кДж/моль, а с катализатором – 230,0 кДж/моль. Во сколько раз возрастет скорость реакции в присутствии катализатора, если реакция протекает при 1 000 К? Решение: Скорость химической реакции возрастает в присутствии катализатора. Действие катализатора объясняется тем, что при его участии возникают нестойкие промежуточные соединения (активированные комплексы), распад которых приводит к образованию продуктов реакции. При этом энергия активации реакции понижается и активными становятся некоторые молекулы, энергия которых была недостаточна для осуществления реакции в отсутствии катализатора. Обозначим энергию активации реакции без катализатора через Еа, а с катализатором - через  ; соответствующие константы скорости реакции обозначим через k и  . Используя уравнение Аррениуса, находим . Получим  . Окончательно находим  .Таким образом, снижение энергии активации на 101 кДж привело к увеличению скорости реакции в 186 тысяч раз. При выполнении заданий рекомендуется использовать методические указания [1; 3]. В задачах 285–300 определить константу равновесия обратимых химических реакций при заданной температуре и указать, как будет смещаться равновесие при повышении температуры или давления
В задачах 301–314 вычислить константу равновесия химической реакции и определить начальные концентрации вступивших в реакцию веществ
В задачах 315–319 определить, энергию активации химической реакции по следующим данным:
В задачах 320–324 определить, во сколько раз возрастет скорость химической реакции, если температура повысилась на 100 oС
В задачах 325–329 определить, во сколько раз возрастает скорость химической реакции при применении катализатора по сравнению со скоростью реакции, идущей без катализатора. Реакция идет при температуре 1000 К
4. ОКИСЛИТЕЛЬНО – ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ ПРОЦЕССЫ 4.1. Окислительно-восстановительные реакции Окислительно-восстановительными реакциями называются реакции, сопровождающиеся переходом электронов от одних атомов или ионов к другим. Теория окислительно-восстановительных процессов основана на следующих понятиях: - окисление (о-е) – процесс отдачи электронов атомом, молекулой или ионом. При окислении степень окисления увеличивается. Например: Са – 2е → Са2+; Н2 – 2е → 2Н+; Sn+2 – 2e → Sn+2; - восстановление (в-е) – процесс присоединения электронов атомом, молекулой или ионом. Например: Se + 2e → Se2–; Br2 + 2e → 2Br–; Sn+4 + 2e → Sn+2. При восстановлении степень окисления уменьшается. Вещества, отдающие электроны, называются восстановителями. Вещества, присоединяющие электроны называются окислителями. Окислительно-восстановительные реакции являются сопряженными. Окисление невозможно без одновременно протекающего с ним восстановления и наоборот. Известно, что правильно составленное уравнение химической реакции является выражением законов сохранения массы и энергии. Чтобы законы сохранения соблюдались, химические реакции необходимо уравнивать. Существует несколько способов достижения искомой цели. Ионно-электронный метод Этот метод применим только для окислительно-восстановительных реакций, протекающих в растворах электролитов. В методе ионо-электронных полуреакций коэффициенты окислительно-восстановительной реакции определяют с учетом конкретной формы ионов, участвующих во взаимодействии. Преимущество метода состоит в том, что нет необходимости пользоваться формальным представлением о степени окисления; применяются реально существующие ионы. Кроме того, этот метод позволяет учесть влияние реакции среды на характер окислительно-восстановительного процесса. При составлении ионно-электронных полуреакций необходимо использовать правила стяжения и два вывода, вытекающих из них. 1. Если продукт реакции содержит больше кислорода, чем исходное вещество, то расходуется либо вода – в нейтральных и кислых растворах, либо ионы ОН– – в щелочных растворах (р.окисления). Например: SO32–+ Н2О – 2е SO42– + 2H+. Продукт реакции SO42– содержит больше кислорода, чем исходное вещество SO32–. Следовательно, в нейтральной и кислой среде недостающий кислород берется из воды: Н2О О2– + 2H+. В полуреакции: СrO2– + 4OH– СrO42– + Н2О недостающий кислород берется из гидроксид ионов, учитывая правило стяжения в щелочной среде: 2OH– О2– + Н2О. 2. Если продукт реакции содержит меньше кислорода, чем исходное вещество, то в кислой среде образуется вода, а в нейтральной и щелочной - ионы ОН– (р.восстановления). Например: Сr2O72– + 14 H+ + 6е 2 Сr3– + 7 H2O. Избыточный кислород в кислой среде образует с ионами водорода воду: О2– + 2Н+ Н2O. MnO4– + 2 H2O + 3e MnО2 + 4 ОН–. Избыточный кислород в нейтральной и щелочной среде стягивается с молекулами воды с образованием гидроксид-ионов: О2– + Н2O 2OH–. Примеры составления условий задач и их решения | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||