l b kя g - rubinst.ru · Химическая кинетика ± это важный раздел химии, т.к. получение новых веществ и исследование

МИНИСТЕРСТВО ОБРАЗОВАНИЯ И НАУКИ

РОССИЙСКОЙ ФЕДЕРАЦИИ

Рубцовский индустриальный институт (филиал)

ФГБОУ ВО «Алтайский государственный технический университет

им. И.И. Ползунова»

Н.Н. Аветисян

Химическая кинетика

и равновесие

Методические указания по химии

для самостоятельной работы студентов технических направлений

всех форм обучения

Рубцовск 2015

2

УДК 541

Аветисян Н.Н. Химическая кинетика и равновесие: Методические указания

по химии для самостоятельной работы студентов технических направлений

всех форм обучения /Рубцовский индустриальный институт. – Рубцовск, 2015. -

31 с.

Предлагаемые методические указания содержат теоретический материал,

необходимый для самостоятельной работы студентов по теме «Химическая

кинетика и равновесие».

В работе рассмотрены примеры решения задач, приведены варианты для

программированного контроля знаний студентов и тестовые материалы.

Рассмотрено и одобрено на

заседании кафедры физики и

химии Рубцовского

индустриального института.

Протокол № 4 от 10.12.2015

Рецензент: д.х.н., профессор АГУ В.К. Чеботарёв

© Рубцовский индустриальный институт, 2015

3

СОДЕРЖАНИЕ

ВВЕДЕНИЕ ……………………………………………………..……………. 4

1. ЭЛЕМЕНТЫ КИНЕТИКИ ХИМИЧЕСКИХ РЕАКЦИЙ ………….......... 4

1.1. Скорость химической реакции ..……………………………….…... 4

1.2. Факторы, влияющие на скорости химических реакций ..…….….. 5

1.3. Скорость реакций в гетерогенных системах .....……………..…… 9

2. ХИМИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ .……………………………………...... 10

2.1. Смещение химического равновесия. Принцип Ле Шателье .…... 11

3. ПРИМЕРЫ РЕШЕНИЯ ЗАДАЧ …………………………………….…... 13

4. ВАРИАНТЫ ИНДИВИДУАЛЬНЫХ ЗАДАНИЙ ……………………... 16

5. ТЕСТОВЫЕ ЗАДАНИЯ …………………………………….…………..... 20

СПИСОК ЛИТЕРАТУРЫ …………………………………….….....….…... 31

4

ВВЕДЕНИЕ

Химическая кинетика – это важный раздел химии, т.к. получение новых

веществ и исследование их свойств возможно лишь при знании механизма

химических процессов.

Химические реакции идут с различной скоростью: одни очень быстро,

другие – годами. Кроме того, чтобы реакции осуществлялись, необходимы

определенные условия: давление, температура, катализатор. Одна и та же

реакция идет медленно при обычной температуре и очень быстро при высокой.

Знание скоростей химических реакций имеет очень большое значение для

науки и практики. От скорости реакции зависят размеры и производительность

химической аппаратуры, количество вырабатываемых веществ.

1. ЭЛЕМЕНТЫ КИНЕТИКИ ХИМИЧЕСКИХ РЕАКЦИЙ

1.1. Скорость химической реакции

Скорость химической реакции и связанный с ней механизм протекания

изучает химическая кинетика. При определении скоростей учитывается, что

реакции могут быть гомогенными – протекающими в однофазной системе или

гетерогенными – протекающих в системах, состоящих более чем из одной

фазы.

Фазой называют часть системы, отделенную от других ее частей

поверхностью раздела, при переходе через которую свойства изменяются

скачком.

Гомогенны: газовые смеси, растворы. Гетерогенны: насыщенный раствор с

осадком и др.

Реакции в гомогенной системе протекают во всем объеме, гетерогенные –

на поверхности раздела фаз.

Скорость реакции равна числу ее актов в единицу времени: для

гомогенных реакций – в единице объема, для гетерогенных – на единице

поверхности раздела фаз. Скорость можно характеризовать как изменение

во времени концентраций реагирующих веществ (концентрацию

выражают в моль/л, время – мин, с). Так как в общем случае концентрации

реагирующих веществ непрерывно изменяются, то следует говорить о

мгновенной скорости реакции υ, т.е. о ее скорости в данный момент

времени t. В общем виде она выражает изменение количества реагирующих

веществ в единицу времени в единице реакционного пространства, т.е.:

Δn/(VΔt)υ ,

где Δn = n2 – n1 – изменение числа молей какого-либо из получающихся

при реакции веществ;

Δt = t2 – t1 – изменение времени;

V – объем системы.

5

Так как V

n - молярная концентрация С, а

V

nΔ - ее изменение ΔС, то средняя

скорость υ за отрезок времени Δt равна отношению t

C

Δ

Δ. Если Δt стремится к

нулю, то в пределе средняя скорость υ становится скоростью в данный момент

времени или истинной скоростью υ, которая равна производной от

концентрации по времени: t

Сυ

. Знак определяется направлением

изменения концентрации вещества: плюс означает её увеличение, а минус –

уменьшение.

В случае гомогенных реакций скорость измеряется количеством

вещества, вступающего в реакцию или образующегося в результате реакции за

единицу времени на единицу объема системы: tV

nυ

.

Скорость гетерогенных процессов измеряется количеством вещества,

вступающего в реакцию или образующегося в результате реакции за единицу

времени на единицу поверхности раздела фаз: tS

nυ

, где Δn = n2 – n1, n2 и n1 –

количество вещества в момент времени t2 и t1, Δt = t2 – t1, S – площадь

поверхности.

Скорость химической реакции зависит от: 1) природы реагирующих

веществ; 2) условий, при которых протекает реакция: концентрации

реагирующих веществ, температуры, давления (для газов), облучения светом и

др.; 3) присутствия катализаторов; 4) среды, в которой протекает реакция; 5)

состояния реагирующих веществ.

1.2. Факторы, влияющие на скорости

химических реакций

1. Концентрации реагирующих веществ

Скорость реакции пропорциональна числу соударений, которые

претерпевают молекулы реагирующих веществ. Чем больше число соударений,

тем выше концентрация каждого из исходных веществ или произведение

концентраций реагирующих веществ.

Понятие скорости химической реакции вытекает из формулировки закона

действующих масс: при постоянной температуре скорость элементарной

гомогенной реакции, для которой молекулярность совпадает с порядком

прямо пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ

в степенях, равных соответствующим коэффициентам в уравнении

реакции. Зависимость скорости реакции от концентрации выражается законом

действующих масс: скорость химической реакции пропорциональна

6

произведению концентраций реагирующих веществ в степени некоторых

чисел, определяемых опытным путем.

В общем случае для реакции aA + bB = cC закон действующих масс

выражается уравнением:

bB

αA CkC υ ,

где α и b – некоторые числа, определяемые опытным путем,

k – коэффициент пропорциональности, который называется константой

скорости химической реакции.

При концентрации веществ 1 моль/л k = υ (физический смысл константы

скорости химической реакции).

Константа скорости зависит от температуры и природы реагирующих

веществ, но не от их концентрации. Значение k для различных реакций при

одной и той же температуре дает сравнительную характеристику способности

веществ к взаимодействию при этой температуре.

Уравнения подобного типа, выведенные на основе экспериментальных

данных зависимости скорости от концентрации реагирующих веществ,

называют кинетическими уравнениями реакции.

Для элементарных реакций, т.е. реакций, протекающих в одну стадию и

именно так, как записано уравнение, показатель степени при концентрации

данного вещества совпадает с его стехиометрическим коэффициентом в

уравнении реакции. Таким образом, для элементарной реакции А + В → С

скорость согласно закону действующих масс выражается уравнением:

.CkCυ BA

При гетерогенных реакциях концентрации веществ, находящихся в

твердой фазе, обычно не изменяются в ходе реакции и поэтому не включаются

в уравнение закона действующих масс, например:

С(тв) + О2(г) → СО2(г) υ = ][ 2Ok .

Закон действующих масс был установлен в 1867 г. К. Гульдбергом и

П. Вааге (Норвегия).

2. Температура

Для того чтобы произошла реакция, необходимо разорвать или ослабить

связи между атомами в молекулах исходных веществ. На это надо затратить

определенную энергию. Избыточная энергия, которой должны обладать

молекулы для того, чтобы их столкновение могло привести к образованию

нового вещества, называется энергией активации данной реакции

(кДж/моль). Молекулы, обладающие такой энергией, называются

активными молекулами.

С ростом температуры число активных молекул возрастает. Отсюда

следует, что и скорость химической реакции должна увеличиться с

повышением температуры. Вант-Гофф нашел правило, по которому скорость

большинства реакций возрастает примерно в 2-4 раза (в γ раз) при

7

повышении температуры на С10 . Отсюда с ростом температуры

увеличивается и константа скорости реакции.

Если температура повышается от t1 до t2 = t1 + 10n, то отношение констант

скоростей данной реакции, отвечающих этим температурам, по правилу

Вант-Гоффа, равно k2/k1 = γn, где n = (t2 – t1)/10, γ – температурный коэффициент

реакции. Отношение скоростей реакции υ2/υ1 = γn, где n = (t2 – t1)/10.

γ – температурный коэффициент скорости реакции, показывающий, во

сколько раз увеличивается скорость реакции при повышении температуры на

каждые С10 .

Для большинства реакций при обычных температурах значения γ

находятся в пределах 2-4.

Теорией, объясняющей возрастание скоростей реакций при повышении

температуры, является теория активных молекул (теория Аррениуса).

Результативными в химическом отношении оказываются немногие

столкновения, а только с участием активных молекул.

Число активных молекул Na представляет малую долю от общего числа

молекул N, и по Больцману его выражают через энергию активации:

RT/Ea

aNeN

,

где Еа – энергия активации;

R – универсальная газовая постоянная.

Зависимость константы скорости реакции k от температуры выражается

уравнением Аррениуса:

RT

Ea

Aek

или lnk = lnA - Ea/RT,

где А – постоянная величина для данной реакции,

предэкспоненциальный множитель;

е – основание натурального логарифма (е = 2,718);

R – универсальная газовая постоянная (8,314 11 КмольДж );

Т – температура, К;

Еа – энергия активации.

Как следует из уравнения Аррениуса, константа скорости реакции тем

больше, чем меньше энергия активации. Измерением константы скорости при

разных температурах можно определить значения А и Еа для данной реакции.

Энергия активации разных реакций различна. Она определяется природой

реагирующих веществ и отвечает необходимости ослабления связей в их

молекулах, которые вступают во взаимодействие.

Если Еа очень мала (< 40 кДж/моль), то значительная часть столкновений

приводит к реакции. Скорость реакции велика (ионные реакции в растворах).

Если Еа > 120 кДж/моль, то активных столкновений мало, скорость реакции

мала (N2 + 3H2 2NH3). Если Еа = 40 – 120 кДж/моль, то скорость – средняя,

ее можно измерить. Реакции, требующие для своего протекания заметной

энергии активации, начинаются с разрыва или с ослабления связей между

8

атомами в молекулах исходных веществ. При этом вещества переходят в

неустойчивое промежуточное состояние, характеризующееся большим запасом

энергии, называемое активированным комплексом. Активированный комплекс

существует очень короткое время и распадается с образованием продуктов

реакции и выделением энергии.

Например: H Cl H – Cl

| + | → продукты

H Cl H – Cl

активированный

комплекс

Активированный комплекс энергетически отличается от исходных веществ

на величину энергии активации прямой реакции, а от конечных продуктов – на

энергию активации обратной реакции. Разность энергий активации прямой и

обратной реакции равна тепловому эффекту реакции.

Источниками активации молекул могут быть лучистая и электрическая

энергия, энергия радиоактивных частиц и т. д.

3. Катализатор

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. В результате общее число активных молекул возрастает, скорость

реакции увеличивается.

Как следует из уравнения Аррениуса, в которое Еа входит в качестве

показателя степени, даже небольшое уменьшение энергии активации приводит

к значительному возрастанию скорости реакции. Так, под действием

биологических катализаторов – ферментов – энергия активации химических

реакций, протекающих в живых организмах, резко снижается, и эти реакции

достаточно быстро протекают при сравнительно низких температурах.

4. Природа реагирующих веществ

На скорость химической реакции влияют как внутримолекулярные

(химические), так и межмолекулярные силы связи.

- Вещества, молекулы которых построены по неполярному типу связи,

реагируют между собой медленно.

- Вещества, с ионным типом связи, в водных растворах взаимодействуют

между собой чрезвычайно быстро.

- Вещества, с полярным типом связи, по скорости взаимодействия

занимают промежуточное положение между неполярными и ионными

соединениями.

9

Скорость процесса зависит от форм молекул, их геометрической

ориентации, от величины выделяющейся или поглощающейся энергии при

реакции и других факторов.

Например:

2Н2 + О2 = 2Н2О - реакция протекает медленно. Молекулы Н2 и О2

неполярны, реакция проходит с небольшой скоростью.

H2 + Cl2 = 2HCl - реакция протекает на свету 60-80 дней, соединение

HCl с ковалентным полярным типом связи.

2Na + Cl2 = 2NaCl - реакция протекает мгновенно. NaCl – соединение с

ионным типом связи.

5. Состояние реагирующих веществ

Важными являются: агрегатное состояние вещества, степень

раздробленности и внутренне состояние молекул. Чем больше контактируют

взаимодействующие вещества, тем выше скорость реакции. Увеличить контакт

можно различными способами: путем их дробления (распыления), растворения,

превращения в пар.

Размельчение твердого тела значительно ускоряет химическую реакцию.

При растворении вещества в воде – это вещество распадается на молекулы

(неэлектролиты) или на ионы (электролиты). При смешивании растворов их

частицы приходят в близкий контакт, что значительно ускоряет химические

превращения. Большинство реакций осуществляется в растворах.

Энергично протекают реакции в газообразном состоянии.

Реакционная способность повышается и при возбуждении молекул, т.к.

возбужденные молекулы обладают повышенным запасом энергии и поэтому

отличаются большой химической активностью.

6. Среда, в которой протекает реакция

Так как большинство реакций протекает в растворах, то природа

растворителя весьма активно влияет на скорость реакции. Во многих случаях

ускоряющее действие растворителя объясняется образованием водородной

связи между молекулами растворителя и растворенного вещества. Скорости

некоторых реакций в зависимости от выбранной среды отличаются в сотни и

тысячи раз.

1.3. Скорость реакций в гетерогенных системах

К гетерогенным реакциям относят химические реакции с участием

веществ, находящихся в различных фазах и составляющих в совокупности

гетерогенную систему, например, горение твердого топлива, коррозию

металлов и сплавов и т. д. В ходе гетерогенной реакции можно выделить по

меньшей мере три стадии: 1) подвод реагирующего вещества к поверхности; 2)

химическую реакцию на поверхности; 3) отвод продукта реакции от

поверхности.

10

При установившемся режиме реакции все три стадии ее протекают с

равными скоростями. При этом во многих случаях энергия активации реакции

невелика и скорость реакции определяется скоростью переноса вещества.

Однако не во всех случаях она определяется скоростью переноса.

Определяющей стадией реакций большой энергией активации является вторая

стадия – собственно химическая реакция.

Стадия, определяющая скорость протекания реакции, называется

лимитирующей.

Скорость гетерогенной реакции можно описать с помощью закона

действующих масс. Этот закон не выполняется, если диффузия веществ

(процесс переноса веществ в гетерогенных системах) протекает медленнее, чем

химическая реакция; в этом случае наблюдаемая скорость гетерогенной

реакции описывается уравнениями диффузионной кинетики.

2. ХИМИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ

При протекании химической реакции концентрации исходных веществ

уменьшаются. В соответствии с законом действующих масс это приводит к

уменьшению скорости реакции. Если реакция обратима, т.е. может протекать

как в прямом, так и в обратном направлении, то с течением времени скорость

обратной реакции будет возрастать, так как увеличиваются концентрации

продуктов реакции. Когда скорости прямой и обратной реакций становятся

одинаковыми, наступает состояние химического равновесия. Концентрации

реагирующих веществ, установившиеся к моменту наступления равновесия,

называются равновесными, они остаются постоянными до нарушения

химического равновесия. Для равновесной системы mA + nB pC + qD

математическое выражение закона действия масс имеет вид:

nm

qp

равнBA

DCК

][][

][][ .

В такой форме закон действующих масс для обратимой реакции применим

только в том случае, если система гомогенна.

Для любой системы, например,

222 OSO 2SO3

скорости прямой и обратной реакции можно выразить согласно закону

действующих масс: υ1 = k1[SO2]2[O2] и υ2 = k2[SO3]

2.

С наступлением равновесия υ1 = υ2 или k1[SO2]2[O2] = k2[SO3]

2. Отсюда

K]O[]SO[

]SO[

k

k

22

2

23

2

1 .

Отношение констант скоростей прямой и обратной реакций называют

константой равновесия К. Константа равновесия – постоянная для данной

температуры величина, которая также равна произведению равновесных

концентраций продуктов реакции, деленному на произведение равновесных

концентраций исходных веществ, возведенных в степени, равные

1V

2V

11

стехиометрическим коэффициентам. Значение константы равновесия

определяет глубину превращения исходных веществ в продукты реакции при

данной температуре. При К >> 1 произведение концентраций полученных

веществ много больше произведения концентраций исходных веществ, поэтому

обратимая реакция дает в этом случае большой выход продуктов реакции. При

К << 1, наоборот, выход продуктов реакции очень мал. В первом случае

равновесие системы сильно смещено в сторону образования продуктов

реакции, а во втором – в сторону исходных веществ.

Константа равновесия связана с изменением основных термодинамических

характеристик соотношением:

-RTlnK = ΔG, отсюда lnK = -ΔG/RT.

Чем отрицательнее значения ΔG, тем численно больше константа

равновесия, тем сильнее смещается равновесие вправо, и, наоборот, чем больше

положительные значения ΔG, тем сильнее равновесие смещается влево.

В выражение константы равновесия гетерогенной реакции, как и в

выражение действующих масс для скорости реакции, входят только

концентрации веществ, находящихся в жидкой или газообразной фазе, так как

концентрация твердых веществ остаются, как правило, постоянными. Так, для

реакции:

2PbO(тв) + O2 → 2PbO2(тв) υ = k[O2].

Для равновесной системы: С + СО2 2СО константа равновесия:

К = ]CO[

]CO[

2

2

.

Величина константы равновесия зависит от природы реагирующих

веществ и от температуры, от присутствия катализаторов она не зависит.

Катализатор не влияет на значение константы равновесия, поскольку он

одинаково снижает энергию активации прямой и обратной реакций и поэтому

одинаково увеличивает их скорость. Катализатор лишь ускоряет достижение

равновесия, но не влияет на количественный выход продуктов реакции.

2.1. Смещение химического равновесия.

Принцип Ле Шателье

При изменении условий протекания реакции (температуры, давления,

концентрации какого-либо из участвующих в реакции веществ) скорости

прямого и обратного процессов изменяются неодинаково и химическое

равновесие нарушается. В результате преимущественного протекания реакции

в одном из возможных направлений устанавливается состояние нового

химического равновесия, отличающееся от исходного. Процесс перехода от

одного равновесного состояния к новому равновесию называется смещением

химического равновесия.

Наибольшее значение имеют случаи нарушения равновесия вследствие: а)

изменения концентрации какого-либо из веществ, участвующих в равновесии

или изменения давления газообразных веществ; б) изменения температуры.

12

1. При увеличении концентрации какого-либо из веществ, участвующих в

равновесии, равновесие смещается в сторону расхода этого вещества; при

уменьшении – в сторону образования этого вещества.

При увеличении давления газообразных веществ путем сжатия системы

равновесие в сторону уменьшения числа молекул газов, т.е. в сторону

понижения давления; при уменьшении давления равновесие сдвигается в

сторону возрастания числа молекул газов, т.е. в сторону увеличения давления.

2. Фактором, который определяет направление смещения равновесия,

является знак теплового эффекта реакции. При повышении температуры

равновесие смещается в направлении эндотермической, а при понижении – в

направлении экзотермической реакции.

Закономерности нарушения химического равновесия представляют собою

частные случаи общего принципа, определяющего влияние различных

факторов на равновесные системы. Это принцип Ле Шателье Брауна: если на

систему, находящуюся в равновесии, оказать какое-либо воздействие, то в

результате протекающих в ней процессов равновесие сместится в таком

направлении, что оказанное воздействие будет ослаблено. Принцип Ле Шателье Брауна распространяется не только на химические,

но и на различные физико-химические равновесия (кипение, растворение,

кристаллизацию).

Влияние различных факторов (температуры, давления и концентрации) на

смещение химического равновесия представлено в таблице 1.

Таблица 1

Влияние различных факторов (температуры, давления и концентрации)

на смещение химического равновесия

Изменение условий реакции Влияние на сдвиг положения равновесия

Температура Повышение

Понижение

Увеличивает скорость эндотермической реакции.

Увеличивает скорость экзотермической реакции.

Давление Повышение

Понижение

Увеличивает скорость реакции, протекающей

с уменьшением объема.


с увеличением объема.

Концентрация Повышение

Понижение

Увеличивает скорость реакции, использующей

вводимое вещество.


с образованием вещества, концентрация

которого понижается.

13

3. ПРИМЕРЫ РЕШЕНИЯ ЗАДАЧ

Пример 1. Реакция между оксидом азота (II) и хлором протекает по

уравнению: 2NO + Cl2 2NOCl. Как изменится скорость данной

элементарной реакции при увеличении: а) концентрации оксида азота (II) в два

раза; б) давления в 2 раза?

Решение

а) Обозначим концентрации NO и Cl2 соответственно через a и b. В

соответствии с законом реакция имеет вид: υ1 = ka2b. После увеличения

концентрации NO в два раза она будет равна 2а, поэтому υ2 = k(2a)2b = k4a2b.

Увеличение скорости реакции по отношению к первоначальной определяется

соотношением: 44

2

2

1

2

bak

bak

υ

υ.

б) Увеличение давления во столько же раз повышает концентрации

газообразных веществ NO и Cl2. Они соответственно станут равными 2а и 2b.

Поэтому υ2 = k(2a)22b = k8a2b.

Увеличение скорости реакции составит: 824

2

2

1

2

bak

bak

υ

υ.

Ответ: увеличится: а) в 4 раза; б) в 8 раз.

Пример 2. На сколько градусов следует повысить температуру системы,

чтобы скорость протекающей в ней реакции возросла в 50 раз? Температурный

коэффициент скорости реакции равен 1,8.

Решение

Найдем значение ΔТ = Т2 – Т1, при котором отношение υ2/υ1 = 50.

Согласно правилу Вант-Гоффа 10

12

12

ТТ

ТТ υυ

, отсюда 1,8 10

Т

= 50, или

50lg8,1lg10

Δ

Т. Следовательно, ΔТ = 67 С .

Ответ: на 67 С .

Пример 3. Чему равна энергия активации реакции, если при повышении

температуры от 290 до 300 К скорость её увеличится в 2 раза?

Решение

Обозначим константы скорости реакции при 290 и 300 К соответственно k1

и k2. Используя уравнение Аррениуса, находим:

1 1300 ( )

2 300 290

1 290

a

a

a

EERR

E

R

k ee

ke

.

Известно, что k2/k1 = 2, отсюда )(

290

1

300

1

R

Ea

e = 2.

Выражаем из последнего соотношения энергию активации:

14

)290

1

300

1(

314,82lg30,22ln aE

;

Еа =

003330003450

31486930

,,

,, 48013 Дж = 48,0 кДж.

Ответ: 48,0 кДж.

Пример 4. Вычислите равновесную концентрацию Н2 и I2 в системе:

2НI Н2 + I2, если исходная концентрация НI составляла 0,05 моль/л, а

константа равновесия К = 0,02.

Решение

Представим молярный состав системы к моменту наступления равновесия:

2НI Н2 + I2

Исходные концентрации, моль/л 0,05 - -

Прореагировало, моль/л 2х - -

Образовалось, моль/л - х х

Равновесные концентрации, моль/л (0,05 – 2х) х х

Запишем выражение для константы равновесия:

К = 02,0)205,0(

]][[

][ 2

22

2

хх

х

IH

HI. Отсюда х = 31055 , моль/л.

Ответ: [H2] = [I2] = 31055 , моль/л.

Пример 5. Равновесные концентрации веществ, участвующих в реакции:

2NO + O2 2NO2 были равны (в моль/л): [NO] = 0,060; [O2] = 0,030;

[NO2] = 0,046. Вычислите исходные концентрации NO и О2.

Решение

Согласно стехиометрическому уравнению реакции на образование 2 моль/л

NO2 требуется 2 моль/л NO и 1 моль/л О2. Ниже представлен молярный состав

системы к моменту наступления равновесия:

2NO + O2 2NO2

Исходные концентрации, моль/л 0,106 0,053 -

Прореагировало, моль/л 0,046 0,023 -

Образовалось, моль/л - - 0,046

Равновесные концентрации, моль/л 0,060 0,030 0,046

Исходные концентрации NO и О2 равны сумме прореагировавших и

равновесных концентраций.

Ответ: Исходные концентрации NO и О2 соответственно равны 0,106 и

0,053 моль/л.

Пример 6. Как повлияет на выход хлора в системе

4HCl(г) + O2(г) 2Cl2(г) + 2H2O(ж); ΔН = -202,4 кДж

а) повышение температуры в реакционном объеме; б) уменьшение общего

объема системы; в) уменьшение концентрации кислорода; г) введение

катализатора?

15

Решение

а) Данная реакция протекает с выделением теплоты (ΔН < 0), поэтому

согласно принципу Ле Шателье Брауна выход хлора увеличится при

понижении температуры до такого ее значения, при котором скорость реакции

еще достаточна для относительно быстрого достижения равновесия, в данном

случае повышение температуры в реакционном объеме снизит выход хлора.

б) Протекание реакции в прямом направлении сопровождается

уменьшением общего числа молей газообразных веществ, т.е. понижением

давления в системе. Уменьшение общего объема системы приведет к

повышению давления, а значит, вызовет смещение равновесия в сторону

прямой реакции - увеличения выхода хлора.

в) Уменьшение концентрации кислорода – одного из исходных веществ

приведет к сдвигу равновесия в направлении обратной реакции, т.е. понизит

выход хлора.

г) Введение катализатора лишь ускоряет достижение равновесия, но не

влияет на количественный выход продуктов реакции.

Пример 7. Определите скорость химической реакции между атомарными

азотом и кислородом, если через 51 с после начала реакции молярная

концентрация азота была 0,52 моль/л, а через 98 с стала 0,41 моль/л. Продуктом

реакции является NО.

Решение

Записываем уравнение реакции N + О = NО. Для решения используем

уравнение:

t

CN

Δ

Δ ,

где ΔС = ( NN CC ) – уменьшение концентрации азота за промежуток

времени Δt = t2 – t1.

))/((1034,25198

41,052,0 3 слмоль

.

Ответ: )/(1034,2 3 слмоль .

Пример 8. Рассчитайте значение константы скорости реакции

SO2 + O = SO3,

если при концентрациях сернистого газа и атомарного кислорода, равных

соответственно 0,25 и 0,56 моль/л, скорость реакции равна

)сл/(моль, 310782 .

Решение

На основании закона действующих масс для скорости химической реакции

запишем уравнение:

BA CkC ,

тогда

16

))./((02,056,025,0

1078,2)/(

3

2смольлCCk OSO

Ответ: )./(02,0 смольлk

Пример 9. Эндотермическая реакция разложения пентахлорида фосфора

протекает по уравнению:

PCl5(г) PCl3(г) + Cl2(г); ΔН = 92,58 кДж.

Как надо изменить: а) температуру; б) давление; в) концентрацию, чтобы

сместить равновесие в сторону прямой реакции – разложения PCl5?

Решение

Направление, в котором сместилось равновесие, определяется по принципу

Ле Шателье: а) так как реакция разложения PCl5 эндотермическая (ΔН > 0), то

для смещения равновесия в сторону прямой реакции нужно повысить

температуру; б) так как в данной системе разложение PCl5 ведет к увеличению

объема (из одной молекулы газа образуется две газообразные молекулы), то для

смещения равновесия в сторону прямой реакции надо уменьшить давление; в)

смещения равновесия в указанном направлении можно достигнуть как

увеличением концентрации PCl5, так и уменьшением концентрации PCl3 или

Cl2.

4. КОНТРОЛЬНЫЕ ЗАДАНИЯ

1. Окисление углерода и его оксида протекает по уравнениям:

а) С(т) + 21 О2(г) = СО(г);

б) СО(г) + 21 О2(г) = СО2(г).

Как изменятся скорости этих реакций, если объемы каждой из систем

уменьшить в 4 раза?

Ответ: увеличатся: а) в 2 раза; б) в 8 раз.

2. Реакция идет по уравнению Н2 + I2 2НI. Константа скорости этой

реакции при 508 С равна 0,16. Исходные концентрации реагирующих веществ

были: С0(Н2) = 0,04 моль/л; С0(I2) = 0,05 моль/л. Вычислите начальную скорость

реакции и ее скорость в момент, когда концентрация Н2 стала равной 0,03

моль/л.

Ответ: 41023 , ; 410921 , .

3. Реакция идет по уравнению 2NO + O2 2NO2. Концентрация исходных

веществ были: С0(NO) = 0,03 моль/л, С0(О2) = 0,05 моль/л. Как изменится

скорость реакции, если увеличить концентрацию кислорода до 0,10 моль/л, а

концентрацию NO до 0,06 моль/л?

Ответ: увеличится в 8 раз.

4. Напишите выражение для константы равновесия гетерогенной реакции

СО2 + С 2СО. Как изменится скорость прямой реакции – образования СО,

17

если концентрацию СО2 уменьшить в 4 раза? Как следует изменить давление,

чтобы повысить выход СО?

Ответ: уменьшится в 4 раза, давление уменьшить.

5. Для практической остановки реакции применяют быстрое охлаждение

реакционной смеси («замораживание реакции»). Определите, во сколько раз

изменится скорость реакции при охлаждении реакционной смеси с 40 до

–10 С , если температурный коэффициент скорости реакции равен 2,7.

Ответ: в 143,5 раза.

6. Как изменится скорость реакции, протекающей в газовой фазе, при

повышении температуры на 60 С , если температурный коэффициент скорости

данной реакции равен двум?

Ответ: увеличится в 64 раза.

7. Две реакции протекают при 25 С с одинаковой скоростью.

Температурный коэффициент скорости первой реакции равен 2, а второй – 2,5.

Найдите соотношение скоростей υ1/υ2 этих реакций при 95 С .

Ответ: υ1/υ2 = 4,77.

8. Энергия активации реакции О3(г) + NO(г) = О2(г) + NO2(г) равна 10

кДж/моль. Во сколько раз изменится скорость реакции при повышении

температуры от 27 до 37 С ?

Ответ: в 1,14 раз.

9. Во сколько раз увеличится скорость реакции, протекающий при 298 К,

если энергию активации реакции уменьшить на 4 кДж/моль?

Ответ: в 5 раз.

10. Реакция идет по уравнению 2NO + О2 2NO2. Концентрации

исходных веществ до начала реакции были: С0(NO) = 0,049 моль/л; С0(О2) = 0,01

моль/л. Вычислите концентрацию этих веществ в момент, когда концентрация

NO стала равной 0,005 моль/л.

Ответ: [NO] = 0,039 моль/л; [О2] = 0,005 моль/л.

11. Реакция идет по уравнению N2 + 3Н2 2NН3. Концентрации

участвующих веществ были: [N2] = 0,80 моль/л; [Н2] = 1,5 моль/л; [NН3] = 0,01

моль/л. Вычислите концентрации водорода и аммиака, когда концентрация

азота стала равной 0,50 моль/л.

Ответ: [NН3] = 0,70 моль/л; [Н2] = 0,60 моль/л.

12. Равновесие в гомогенной системе:

4HCl(г) + O2(г) 2H2O(г) + 2Cl2(г)

установилось при следующих концентрациях реагирующих веществ:

[Н2О] = 0,14 моль/л; [Cl2] = 0,14 моль/л; [HCl] = 0,20 моль/л; [О2] = 0,32 моль/л.

Вычислите исходные концентрации хлористого водорода и кислорода.

Ответ: [HCl]исх = 0,70 моль/л; [О2]исх = 0,39 моль/л.

13. Константа равновесия гомогенной реакции:

18

СО(г) + Н2О(г) СО2(г) + Н2(г)

при некоторой температуре равна 1. Вычислите равновесные концентрации

всех реагирующих веществ, если исходные концентрации С0(СО) = 0,10 моль/л;

С0(Н2О) = 0,40 моль/л.

Ответ: [СО2] = [Н2] = 0,08 моль/л; [СО] = 0,02 моль/л; [Н2О] = 0,32 моль/л.

14. Константа равновесия гомогенной реакции:

N2 + 3Н2 2NН3

при температуре 400 С равна 0,1. Равновесные концентрации водорода и

аммиака соответственно равны 0,20 моль/л и 0,08 моль/л. Вычислите

равновесную и начальную концентрации азота.

Ответ: 0,80 моль/л; 0,84 моль/л.

15. В гомогенной системе: 2СО + О2 2СО2 при некоторой температуре

равновесие установилось при следующих концентрациях реагирующих веществ

[СО] = 0,20 моль/л; [О2] = 0,10 моль/л; [СО2] = 0,10 моль/л. Вычислите

константу равновесия и исходную концентрацию СО и О2.

Ответ: К = 2,5; [СО] = 0,30 моль/л; [О2] = 0,15 моль/л.

16. Исходные концентрации NO и Сl2 в гомогенной системе:

2NO + Сl2 NOСl составляют соответственно 0,50 и 0,20 моль/л. Вычислите

константу равновесия, если к моменту наступления равновесия прореагировало

20% NO.

Ответ: 0,416.

17. Напишите выражение для константы равновесия гомогенной реакции

СН4 + СО2 2СО + 2Н2. Как следует изменить температуру и давление, чтобы

повысить выход водорода? Прямая реакция (образования водорода)

эндотермическая.

18. Напишите выражение для константы равновесия гетерогенной

системы: С(т) + Н2О(г) СО(г) + Н2(г). Как следует изменить концентрацию и

давление, чтобы сместить равновесие влево?

19. Почему при изменении давления смещается равновесие системы:

N2 + 3Н2 2NН3 и не смещается равновесие системы N2 + О2 2NO?

Напишите выражения для констант равновесия каждой из данных систем.

20. Укажите, в каком направлении смещается равновесие в следующих

системах:

1) СО(г) + Н2О(г) СО2(г) + Н2(г), ΔН1 = 742, кДж;

2) 2СО(г) + О2(г) 2СО2(г), ΔН2 = 4569, кДж;

3) N2О4(г) 2NО2(г), ΔН3 = 57,4 кДж?

а) при одновременном увеличении температуры и давления; б) при

одновременном уменьшении температуры и повышении давления?

21. Константа равновесия гомогенной системы

СО(г) + Н2О(г) СО2(г) + Н2(г)

19

при С850 равна 1. Вычислите концентрации всех веществ при

равновесии, если исходные концентрации: [СО]исх = 3 моль/л; [Н2О]исх = 2

моль/л.

Ответ: [СО2]р = 1,2 моль/л; [Н2]р = 1,2 моль/л;

[СО]р = 1,8 моль/л; [Н2О]р = 0,8 моль/л.

22. Рассчитайте, во сколько раз увеличится скорость реакции Н2 + О = Н2О,

если концентрация реагентов увеличилась в три раза.


23. Вычислите, во сколько раз увеличится скорость реакции, протекающей

в газовой фазе, при повышении температуры от 30 до С70 , если

температурный коэффициент реакции равен 2.


24. Реакция при температуре С50 протекает за 2 мин 15 с. За какой

промежуток времени закончится эта реакция при температуре С70 , если в

данном температурном интервале коэффициент скорости реакции равен 3?

Ответ: 15 с.

25. Во сколько раз изменится скорость прямой и обратной реакции в

системе 2SO2(г) + O2(г) 2SO3(г), если объем газовой смеси уменьшить в три

раза? В какую сторону сместится равновесие системы?

Ответ: скорость прямой реакции увеличилась в 27 раз, а обратной в 9 раз.

Равновесие системы сместилось вправо.

26. Напишите выражение зависимости скорости прямой и обратной

реакции от концентрации реагирующих веществ для следующих процессов.

Как изменится скорость прямой реакции, если увеличить давление в системе в

4 раза?

а) 2SO3(г) 2SO2(г) + O2(г);

б) FeO(тв) + CO(г) Fe(тв) + CO2(г).

Ответ: а) увеличится в 16 раз: б) увеличится в 4 раза.

27. При С80 некоторая реакция заканчивается за 16 мин. Сколько

потребуется времени для проведения той же реакции: а) при С120 ; б) при

С60 ? Температурный коэффициент реакции γ = 2.

Ответ: а) 1 мин; б) 64 мин.

28. Как изменится скорость реакции, протекающей в газовой фазе, если

температуру уменьшить от 70 до С30 ? Температурный коэффициент равен 3

(γ = 3).

Ответ: при уменьшении температуры на С40 скорость реакции

уменьшится в 81 раз.

29. В равновесной системе N2(г) + 3H2(г) 2NH3(г); НrΔ 92 кДж

равновесие установилось при следующих концентрациях реагирующих веществ

[N2] = 3 моль/л; [Н2] = 9 моль/л; [NН3] = 4 моль/л. Определите исходные

20

концентрации азота и водорода, если исходная концентрация аммиака равна

нулю.

Ответ: 2NисхС = 5 моль/л;

2HисхС =15 моль/л.

30. Исходные концентрации йода и водорода равны соответственно 1 и 2

моль/л. Вычислите равновесные концентрации веществ при С450 , если при

этой температуре для реакции H2 + I2 2HI константа химического

равновесия К = 50.

Ответ: [Н2] = 1,07 моль/л; [I2] = 0,07 моль/л; [НI] = 1,86 моль/л.

31. Вычислите, используя правило Вант-Гоффа, на сколько градусов нужно

повысить температуру, чтобы скорость реакции возросла в 81 раз.

Температурный коэффициент скорости реакции равен 3.

Ответ: на С40 .

32. Реакция идет по уравнению 4HCl + O2 = 2H2O + 2Cl2. Через некоторое

время после начала реакции концентрации участвующих в ней веществ были

(моль/л): [HCl] = 0,75; [O2] = 0,42; [Cl2] = 0,20.

Какими были концентрации этих веществ в начале реакции?

Ответ: HClС 1,15 моль/л; 2OС 0,52 моль/л;

2ClС 0 моль/л.

5. ТЕСТОВЫЕ ЗАДАНИЯ

1. Скорость прямой реакции N2 + 3H2 2NH3; Нr < 0 возрастает при:

1. увеличении концентрации азота;

2. уменьшении концентрации азота;

3. увеличении концентрации аммиака;

4. уменьшении концентрации аммиака.

2. Как изменится скорость реакции 2NO + O2 2NO2, если объём

реакционного сосуда увеличить в 2 раза?

1. уменьшится в 4 раза;

2. уменьшится в 8 раз;

3. возрастёт в 4 раза;

4. уменьшится в 8 раз.

3. Чем объясняется повышение скорости реакции при введении в систему

катализатора?

1. уменьшением энергии активации, ростом числа активных молекул;

2. увеличением средней кинетической энергии молекул;

3. возрастанием числа столкновений;

4. ростом числа активных молекул.

4. Катализатор ускоряет химическую реакцию благодаря:

1. снижению энергии активации;

2. повышению энергии активации;

21

3. возрастанию теплоты реакции;

4. уменьшению теплоты реакции.

5. Для некоторой реакции ΔG < 0. Какие из приведённых утверждений

правильны?

1. константа равновесия реакции больше единицы, в равновесной смеси

преобладают продукты реакции;

2. константа равновесия реакции меньше единицы, в равновесной

смеси преобладают исходные вещества;

3. константа равновесия реакции равна единице, концентрации

исходных веществ и продуктов в данный момент времени равны;

4. константа равновесия реакции меньше единицы, в равновесной

смеси преобладают продукты реакции.

6. Если объём закрытого реакционного сосуда, в котором установилось

равновесие 2SO2(г) + O2 2SO3(г), уменьшить в 2 раза, то:

1. скорости прямой и обратной реакции останутся одинаковыми,

равновесие не сместится;

2. скорость прямой реакции станет в 2 раза больше скорости обратной

реакции, равновесие сместится вправо;

3. скорость прямой реакции станет в 4 раза больше скорости обратной

реакции, равновесие сместится вправо;

4. скорость обратной реакции возрастёт в 4 раза, равновесие сместится

влево.

7. Химическая кинетика – раздел химии, в задачи которого входит…

1. объяснение качественных и количественных изменений химических

процессов, происходящих во времени;

2. объяснение качественных и количественных изменений химических

процессов без учёта времени, в течение которого произошли эти изменения;

3. выявление механизма и количественное описание химической

реакции;

4. определение энергетических эффектов, сопровождающих

химические реакции;

5. установление зависимости между величиной теплового эффекта,

сопровождающего химическую реакцию, и продолжительностью её

протекания.

8. Выявление механизма химической реакции заключается…

1. в установлении элементарных стадий процесса и последовательности

их протекания;

2. в установлении строгих соотношений, позволяющих рассчитывать

изменения количеств исходных реагентов и продуктов по мере протекания

реакции только в определении числа промежуточных стадий химической

реакции;

3. только в определении числа промежуточных стадий химической

реакции;

22

4. только в установлении молекулярности химической реакции;

5. в определении величины энергии активации химической реакции.

9. Число молекул, участвующих в элементарном акте химической реакции,

определяет:

1. молекулярность этой реакции;

2. тепловой эффект, сопровождающий эту реакцию;

3. число промежуточных стадий этой реакции.

10. Выходом реакции называется:

1. отношение количества получаемого в действительности продукта к

тому количеству, которое получилось бы при протекании реакции до конца;

2. отношение количества продукта, которое получилось бы при

протекании реакции до конца к тому количеству, которое получается в

действительности;

3. количество получаемого в действительности продукта;

4. количество продукта, которое получается в том случае, когда

реакция идёт до конца.

11.Математическая запись закона действующих масс при химическом

равновесии для реакции H2(г) + Cl2(г) = 2HCl(г):

1. К = ][][

][

22

2

ClH

HCl

;

2. К = 2

22

][

][][

HCl

ClH ;

3. К = ][][

][

22

2

ClH

HCl

;

4. К = kпр ][][ 22 ClH ;

5. К = kобр2][HCl .

12. Скорость химической реакции:

1. определяется количеством вещества, прореагировавшего в единицу

времени в единице объёма;

2. при постоянной температуре пропорциональна произведению

концентрации реагирующих веществ;

3. не может быть отрицательной величиной;

4. измеряется в моль/ сл ;

5. для данной реакции является величиной неизменной.

13. Скорость реакции ABBA в соответствии с законом действующих

масс рассчитывается по уравнению:

1. BA CkC ;

2. BA CkC ;

3. )( BA CCk ;

23

4. B

A

C

Ck ;

5. B

A

C

Ck .

14. Зависимость 22 ][][ BAk справедлива для:

1. газов;

2. жидких веществ;

3. твёрдых веществ.

15. Кинетическое уравнение реакции H2(г) + Cl2(г) = 2HCl(г):

1. 22 ClH CkC ;

2. 12

12

22

tt

CC HH

;

3. dt

Cd H2

;

4.

2

2

Cl

H

C

Ck ;

5. 2HClCk .

16. Кинетическое уравнение реакции С(тв) + О2(г) = СО2(г):

1. 2OC CkC ;

2. 12

12

22

tt

CC OO

;

3. 2OkC ;

4. CkC ;

5. 2OkC .

17. Скорость химической реакции зависит от:

1. природы реагирующих веществ;

2. температуры;

3. концентрации;

4. присутствия катализатора;

5. времени.

18. При повышении температуры на каждые С10 скорость большинства

химической реакции:

1. возрастает в 2-4 раза;

2. понижается в 2-4 раза;

3. возрастает ровно в 2 раза;

4. возрастает в 2 или 4 раза.

19. Константа скорости химической реакции зависит от:

24



3. концентрации реагирующих веществ;

4. времени протекания реакции.

20. Скорость химической реакции зависит от:



3. концентрации;

4. знака теплового эффекта реакции;

5. величины теплового эффекта реакции.

21. В обратимых реакциях скорость обратной реакции с течением времени:

1. уменьшается;

2. увеличивается;

3. не изменяется.

22. При увеличении количества углерода в 3 раза скорость реакции

С(т) + О2 = СО2(г):



3. не изменится.

23. Если температурный коэффициент равен 4, то при увеличении

температуры с С20 до С50 скорость химической реакции увеличится в:

1. 4 раза;

2. 16 раз;

3. 64 раза;

4. 120 раз;

5. 12 раз.

24. Если две реакции протекают с одинаковой скоростью при С20 и

температурный коэффициент скорости первой реакции равен шести, а второй

трём, то при С60 соотношение скоростей реакции V2/V1 будет:

1. 12/24;

2. 2;

3. (3/6)4;

4. 1/16;

5. 1/81.

25. Если температурный коэффициент равен 3, то, чтобы скорость реакции

уменьшилась в 81 раз, температуру надо понизить на:

1. С80 ;

2. С40 ;

3. С27 ;

4. С243 ;

25

5. С81 ;

26. Скорость прямой реакции 2NO(г) + O2(г) 2NO2(г) при одновременном

уменьшении концентрации исходных веществ в 2 раза:





5. уменьшится в 8 раз.

27. Если увеличить давление в 3 раза, то скорость реакции

X2(г) + 2Y2(г) = 2XY2(г),

протекающей в закрытом сосуде:

1. уменьшится в 9 раз;

2. возрастёт в 9 раз;



5. возрастёт в 27 раз.

28. Химические реакции называются каталитическими, если:

1. они протекают с участием катализатора;

2. они протекают с участием ингибитора;

3. они протекаю с участием промотора;

4. катализатор входит в состав конечных продуктов реакции;

5. катализатор входит в состав только промежуточных продуктов

реакции.

29. Катализатором называется вещество, изменяющее:

1. скорость реакции, но остающееся после того, как химическая

реакция заканчивается;

2. скорость реакции только при условии, что и катализатор, и

реагирующие вещества находятся в одинаковых агрегатных состояниях;

3. скорость реакции только при условии, что и катализатор, и

реагирующие вещества находятся в разных агрегатных состояниях;

4. величину теплового эффекта химической реакции;

5. энергию активации химической реакции.

30. Если между реагирующими веществами и катализатором есть

поверхность раздела, то в этом случае катализ называется:

1. положительным;

2. отрицательным;

3. гомогенным;

4. гетерогенным;

5. неоднородным.

31. Если между реагирующими веществами и катализатором нет

поверхности раздела, то в этом случае катализ называется:

1. положительным;

26

2. отрицательным;

3. гомогенным;

4. гетерогенным;

5. неоднородным.

32. В каком случае повышение давления и понижения температуры в

системе приводит к повышению выхода продукта реакции?

1. 2Н2О(г) 2Н2(г) + О2(г); HrΔ > 0;

2. N2(г) + 3H2(г) 2NH3(г); HrΔ < 0;

3. H2(г) + I2(г) 2HI(г); HrΔ > 0;

4. N2(г) + О2(г) 2NО(г); HrΔ > 0.

33. Какое соотношение представляет собой константу равновесия (Кр) для

химического равновесия, описываемого уравнением реакции:

2NО(г) + О2(г) 2NО2(г)?

1. ][

][][

2

2

NO

ONO ; 2.

][][

][

22

22

ONO

NO

;

3. 2

2

22

][

][][

NO

ONO ; 4.

][][

][

22

2

ONO

NO

.

34. В какой реакции повышение давления в системе приводит к

повышению выхода продуктов реакции?

1. 2Н2О(г) = 2Н2(г) + О2(г);

2. СаСО3(тв) = СаО(тв) + СО2(г);

3. N2(г) + 3Н2(г) = 2NН3(г);

4. СО(г) + Н2О(г) = СО2(г) + Н2(г).

35. При повышении давления равновесие системы, описываемое

уравнением N2(г) + 3Н2(г) 2NН3(г), сдвигается таким образом, что:

1. образуется больше NН3(г);

2. образуется больше N2(г);

3. образуется больше N2(г) и Н2;

4. никаких изменений в количествах реагентов и продуктов реакции не

наблюдается.

36. В каком направлении сместится равновесие в системе 4Fe(кр) + 3O2(г)

2Fe2O3(кр) при увеличении давления?

1. в сторону прямой реакции;

2. в сторону обратной реакции;

3. не сместится;

4. не сместится при Т = 298 К; P = 760 мм рт.ст.

37. Равновесие реакции Fe3O4(тв) + 4CO = 3Fe(тв) + 4CO2; HrΔ = 437

кДж/моль смещается влево при:

1. повышении температуры;

27

2. уменьшении давления;

3. понижении температуры;

4. увеличении давления.

38. При повышении давления равновесие системы N2 + О2 2NО:


2. сместится вправо;

3. сместится влево.

39. В момент химического равновесия:

1. скорость прямой реакции равна скорости обратной реакции;

2. и прямая, и обратная реакции прекращаются;

3. скорость обратной реакции равна скорости прямой реакции.

40. При протекании необратимых реакций:

1. один из продуктов реакции – газ;

2. продукты реакции взаимодействуют между собой с образованием

исходных веществ;

3. один из продуктов реакции – осадок.

41. Обратимыми реакциями являются:

1. реакции, которые при одних и тех же условиях могут идти в

противоположных направлениях;

2. реакции, продукты которых при тех же условиях взаимодействуют

между собой с образованием исходных веществ;

3. реакции, продукты которых не взаимодействуют друг с другом;

4. реакции, которые одновременно протекают в двух взаимно

противоположных направлениях.

42. В обратимых реакциях скорость прямой реакции с течением времени:

1. уменьшается;

2. увеличивается;

3. не изменяется.

43. На состояние химического равновесия оказывают влияние:

1. температура;

2. природа реагирующих веществ;

3. концентрация реагирующих веществ;

4. время протекания реакции.

44. Равновесие системы 4NН3 + 5О2 4NО + 6Н2О(г) при повышении

давления:


2. сместится вправо;

3. сместится влево.

45. Равновесие системы 2СО(г) + О2(г) 2СО2(г); HrΔ 572 кДж/моль при

повышении температуры:


2. сместится влево;

28

3. сместится вправо.

46. Увеличение концентрации одного из продуктов реакции:

1. смещает равновесие в сторону образования исходных веществ;

2. смещает равновесие в сторону образования продуктов реакции;

3. не вызывает смещения равновесия.

47. Понижение температуры смещает химическое равновесие:

1. в сторону эндотермической реакции;

2. в сторону экзотермической реакции.

48. Повышение температуры смещает химическое равновесие:

1. в сторону эндотермической реакции;

2. в сторону экзотермической реакции.

49. Необратимые реакции:

1. KI + AgNO3 = AgI + KNO3;

2. 3H2 + N2 = 2NH3;

3. KOH + HNO3 = KNO3 + H2O;

4. H2 + I2 = 2HI;

5. СаН2 + 2Н2О = Са(ОН)2 + 2Н2.

50. Принципу Ле Шателье Брауна соответствуют формулировки:

1. при изменении внешних условий химическое равновесие смещается

в сторону той реакции (прямой или обратной), которая ослабляет это

взаимодействие;

2. внешнее воздействие на систему, находящуюся в состоянии

химического равновесия, приводит к смещению этого равновесия в

направлении, при котором эффект произведенного воздействия ослабляется.

3. если на систему, находящуюся в состоянии химического равновесия,

оказывается равновесие извне, то внутри системы протекают процессы,

препятствующие этому воздействию;

4. если на систему, находящуюся в состоянии химического равновесия,

оказывается равновесие извне, то внутри системы протекают процессы,

способствующие этому воздействию;

5. внешнее воздействие на систему, находящуюся в состоянии

химического равновесия, приводит к смещению этого равновесия в

направлении, при котором эффект произведенного воздействия становится

максимальным.

51. В химической реакции, протекающей по уравнению 2А(г) + В(г) → С(г),

концентрацию вещества А увеличили в 2 раза, а концентрацию вещества В

уменьшили в 2 раза, скорость реакции при этом:

1. уменьшилась в 2 раза;

2. не изменилась;

3. увеличилась в 2 раза;

4. увеличилась в 4 раза.

52. Смещению химического равновесия влево в системе

2SO2(г) + O2(г) → 2SO3(г); ΔН < 0,

29

будет способствовать:

1. уменьшение давления;

2. уменьшение температуры;

3. уменьшение концентрации SO3;

4. увеличение концентрации SO2.

53. Смещению химического равновесия вправо в системе

N2(г) + 3H2(г) ↔ 2NH3(г); ΔН < 0,


1. повышение давления;

2. увеличение температуры;

3. уменьшение концентрации N2;

4. увеличение концентрации NH3.

54. Смещению химического равновесия вправо в системе

N2(г) + О2(г) ↔ 2NО(г); ΔН > 0,


1. увеличение температуры;

2. уменьшение давления;

3. уменьшение концентрации N2;

4. уменьшение концентрации О2.

55. Для реакции, протекающей в газовой фазе, повысили температуру от 80

до С110 . Температурный коэффициент скорости этой реакции равен 3.

Скорость реакции при этом изменится в число раз:

1. увеличится в 30;



4. уменьшится в 9.

56. Объем системы 2NО(г) + О2(г) ↔ 2NО2(г) уменьшили в три раза. Скорость

прямой реакции изменится в число раз:



3. уменьшится в 3;

4. уменьшится в 9.

57. Для того чтобы в системе H2(г) + I2(г) = 2HI(г) скорость прямой реакции

увеличилась в 25 раз, давление газовой смеси следует изменить в число раз:

1. увеличить в 25;

2. уменьшить в 25;

3. увеличить в 5;

4. уменьшить в 5.

58. Дополните Основным законом химической кинетики является закон действующих

масс, который выражает зависимость скорости химической реакции от

__________________________________________ взаимодействующих веществ.

30

59. Дополните

Реакции, протекающие в двух взаимопротивоположных направлениях,

называются __________________________________.


Состояние химической системы, при котором скорости прямой и обратной

реакции равны, называется химическим __________________________.


Повышение температуры смещает химическое равновесие в сторону

____________________ реакции.


Понижение температуры смещает химическое равновесие в сторону

____________________ реакции.


При увеличении давления химическое равновесие смещается в сторону

образования ________________________ числа моль газообразных веществ.

64.Дополните

При уменьшении давления химическое равновесие смещается в сторону

образования _______________________ числа моль газообразных веществ.

65. Соответствие между направлением смещения химического равновесия

при повышении давления и системой:

направление смещения равновесия система

1. вправо СО(г) + Н2О(г) ↔ СО2(г) + Н2(г);

2. не сместится N2(г) + 3H2(г) ↔ 2NH3(г);

3. влево С(г) + Н2О(г) ↔ СО(г) + Н2(г).

66. Последовательность приведенных ниже уравнения реакций в порядке

увеличения скорости прямой реакции при повышении концентрации

реагирующих веществ в 2 раза:

1. H2(г) + I2(г) ↔ 2HI(г);

2. С(г) + О2(г) = СО2(г);

3. SO2(г) + 2H2S(г) = 3S(к) + 2H2O(ж);

4. С2Н4(г) + 3О2(г) = 2СО2(г) + 2Н2О(ж).

67. Для обратимой реакции, протекающей по уравнению

4HCl(г) + O2(г) ↔ 2Cl2(г) + 2H2O(г); ΔН < 0,

смещение химического равновесия вправо происходит при:

1. уменьшении концентрации О2;

2. уменьшении концентрации HCl;

3. понижении давления;

4. понижении температуры.

68. Для обратимой реакции, протекающей по уравнению

N2(г) + 3H2(г) ↔ 2NH3(г); ΔН < 0,

смещение химического равновесия вправо происходит при:

1. увеличении концентрации NH3;

31

2. понижении температуры;

3. понижении давления;

4. уменьшении концентрации N2.

СПИСОК ЛИТЕРАТУРЫ

1. http://xumuk.ru – Справочник химика. Физико-химические величины.

2. Борзова, Л.Д. Основы общей химии [Электронный ресурс] : учебное

пособие / Л.Д. Борзова, Н.Ю. Черникова, В.В. Якушев. — Электрон. дан. —

СПб. : Лань, 2014. — 470 с. — Режим доступа:

http://e.lanbook.com/books/element.php?pl1_id=51933 — Загл. с экрана.

3. Глинка Н.Л. Общая химия: Учебник. – 29-е изд., испр. и доп. – М.:

Интеграл-Пресс, 2002. – 727 с.

4. Коровин, Н.В. Общая химия. Теория и задачи [Электронный

ресурс]: учебное пособие / Н.В. Коровин, Н.В. Кулешов, О.Н. Гончарук [и

др.]. — Электрон. дан. — СПб. : Лань, 2014. — 491 с. — Режим доступа:


5. Пресс, И.А. Основы общей химии [Электронный ресурс] : учебное

пособие. — Электрон. дан. — СПб. : Лань, 2012. — 496 с. — Режим доступа:


Аветисян Надежда Николаевна

Химическая кинетика и равновесие

Методические указания по химии для самостоятельной работы студентов

технических направлений всех форм обучения

Редактор Е.Ф. Изотова

Подписано к печати __.__.13. Формат 60х84/16.

Усл. печ. л. 1,94. Тираж 100 экз. Зак. __-___. Рег. № __.

Отпечатано в РИО Рубцовского индустриального института

658207, Рубцовск, ул. Тракторная, 2/6.

http://xumuk.ru/

Documents

l b kя g - rubinst.ru · Химическая кинетика ± это важный раздел химии, т.к. получение новых веществ и исследование