4.2. Контрольные вопросы и задания

1. Что такое средняя и мгновенная скорость реакции? Охарактеризуйте факторы, влияющие на скорость химических реакций (в гомогенных и гетерогенных системах).

2. Зависимость скорости от концентрации. Закон действующих масс. Константа скорости реакции.

3. Зависимость скорости реакции от температуры. Уравнение Аррениуса.

4. Характеристика энергии активации. Энергия активации каталитических реакций и сущность действия катализатора.

5. Понятие о ферментативном катализе в биологических системах. Гомогенный и гетерогенный катализ.

6. Обратимые и необратимые химические реакции. Константа равновесия и ее расчет по стандартным изменениям энергии Гиббса.

7. Химическое равновесие. Закон химического равновесия. Определение смещения равновесия при изменении условий на основании принципа Ле-Шателье.

8. Как изменится скорость прямой реакции: 2NO + O₂ = 2NO₂ при увеличении концентрации NO в три раза; при одновременном уменьшении концентрации NO и NO₂ в два раза?

9. Как изменится скорость реакции при повышении температуры от 30 ⁰С до 80 ⁰С, если температурный коэффициент равен 3?

10. Чему равен температурный коэффициент скорости реакции, если при увеличении температуры на 30 ⁰С скорость реакции возрастает в 15,6 раза?

11. Запишите математическое выражение скоростей реакций, протекающих по уравнениям:

12. Как следует изменить давление в системе, чтобы скорость реакции увеличилась в 27 раз? Реакция протекает по уравнению:

13. Реакция протекает в газовой фазе и заканчивается за 60 с. Как изменится время ее течения при повышении температуры на 40⁰ С, если =2, относительная скорость реакции.

14. При некоторой температуре равновесные концентрации в системе составляли соответственно [SO₂] = 0,04 моль/л, [O₂] = 0,06 моль/л, [SO₃] = 0,02 моль/л. Вычислите константу равновесия и исходные концентрации оксида серы (IV) и кислорода.

15. В какую сторону сместится равновесие в системе, если повысить t⁰, р, С одного из исходных веществ? Запишите выражение константы равновесия для приведенных ниже обратимых систем:

+830 кДж

-181 кДж

+172 кДж

4.3. Примеры решения задач

Пример 1. Во сколько раз изменится скорость реакции при увеличении давления в системе в 2 раза? Температура системы поддерживается постоянной.

Решение. Предположим, что рассматриваемая реакция является элементарной, т. Е. для нее справедлив закон действующих масс

Принимая, что концентрация и парциальное давление связаны прямо пропорциональной зависимостью: , получаем, что .

После увеличения давления в системе в 2 раза парциальное давление каждого из реагентов возрастает тоже в 2 раза, т.е.

Отсюда , следовательно, скорость реакции увеличитсяв 8 раз.

Пример 2. Вычислите, во сколько раз возрастет скорость реакции при увеличении температуры на 40 ⁰С, если температурный коэффициент реакции равен 3?

Решение. Согласно математическому выражению правила Вант-Гоффа

В нашем примере Т₂ – Т₁ = 40⁰ С, подставив данные задачи в уравнение, получим _Т2/ _Т1 = 3 ^40/10 = 3⁴ = 81, т.е. скорость реакции возросла в 81 раз.

Пример 3. При 353 К реакция заканчивается за 20 сек. Сколько времени длится реакция при 293 К, если температурный коэффициент реакции равен 2,5?

Решение. Между скоростью протекания химических реакций и их продолжительностью существует обратно – пропорциональная зависимость _Т2/ _Т1 = ₁/ ₂ , где ₁ и ₂ – время протекания реакции при температурах Т₁ и Т₂, таким образом, в данном случае правило Вант-Гоффа можно записать следующим выражением:

₁/ ₂ = ^{Т2 –Т1/10}; ₁ = ₂ ∙ ^{Т2-Т1/ 10} = 20 ∙ 2,5 ^{353-293/ 10} =20 ∙ 2,5⁶ = 4879 сек =

= 1 час 21 мин 19 сек.

Пример 4. При синтезе аммиака равновесие установилось при следующих концентрациях реагирующих веществ: [N₂] = 2,5 моль/л; [Н₂] = 1,8 моль/л; [NH₃] = 3,6 моль/л. Рассчитайте константу равновесия этой реакции и исходные концентрации азота и водорода.

Решение. Исходя из уравнения реакции получения аммиака определяем константу равновесия этой реакции:

Исходные концентрации азота и водорода находим на основе уравнения реакции. На образование 2 моль аммиака расходуется 1 моль азота, а на образование 3,6 моль потребовалось 3,6 /2 = 1,8 моль азота. Учитывая равновесную концентрацию азота, находим первоначальную концентрацию =2,5+1,8=4,3 моль/л. На образование 2 моль аммиака необходимо истратить 3 моль водорода, а для получения 3,6 молей аммиака требуется 3,6 ∙ 3/ 2 = 5,4 моль/л;=1,8+5,4 =7,2 моль/л. Таким образом, реакция начиналась при концентрациях азота и водорода соответственно 4,3 и 7,2 моль/л.

Пример 5. В каком направлении произойдет смещение равновесия систем:

а) 2SO₃ = 2SO₂ + O₂ ∆H = +192 кДж

б) 2СО =СО₂ + С ∆H = -171 кДж

в) COCl₂ = CO + Cl₂ ∆H = +113 кДж

при повышении давления, температуры и понижении концентрации О₂ и СО?

Решение. а) реакция эндотермическая, следовательно, при повышении температуры по принципу Ле-Шателье равновесие смещается в прямую сторону (→). Количество моль газообразных исходных веществ – 2, продуктов – 3, следовательно, при повышении давления равновесие смещается в сторону с меньшем количеством газообразных молекул, т.е. в обратную сторону (←). При понижении концентрации кислорода по принципу Ле-Шателье равновесие смещается в сторону прямой реакции (→).

б) реакция экзотермическая, следовательно, при повышении температуры по принципу Ле-Шателье равновесие смещается в сторону эндотермической реакции, т.е. в обратную сторону (←). Количество моль газообразных исходных веществ – 2, продуктов – 1, следовательно, при повышении давления равновесие смещается в сторону с меньшем количеством газообразных молекул, т.е. в сторону прямой реакции (→). При понижении концентрации угарного газа по принципу Ле-Шателье равновесие смещается в сторону обратной реакции (←).

в) реакция эндотермическая, следовательно, при повышении температуры по принципу Ле-Шателье равновесие смещается в прямую сторону (→). Количество моль газообразных исходных веществ – 1, продуктов – 2, следовательно, при повышении давления равновесие смещается в сторону с меньшем количеством газообразных молекул, т.е. в обратную сторону (←). При понижении концентрации угарного газа по принципу Ле-Шателье равновесие смещается в сторону прямой реакции (→).