Примеры решения задач

Пример 14. Составить математическое выражение для скоростей следующих реакций:

2NO(г) + O₂(г) = 2NO₂(г);

СаО(тв) + СО₂(г) = СаСО₃(т)

Решение. В соответствии с законом действующих масс скорость первой реакции должна быть прямо пропорциональна произведению молярных концентраций NO и О₂, взятых в степени равной стехиометрическим коэффициентам:

V = k∙C_NO² ∙ C_O2;

Для математического выражения скорости второй реакции (гетерогенной системы) учитываются только концентрации газообразных компонентов:

V = k ∙ C_CO2.

Пример 15. Скорость некоторой реакции увеличивается в 3 раза при повышении температуры реакционной смеси на 10ºС. Во сколько раз увеличится скорость реакции при повышении температуры от 30 до 60ºС?

Решение. По правилу Вант-Гоффа

V(T₂) = V(T₁)ּγ^T2-T1/10, следовательно,

V(T₂)/V(T₁) = γ^T2-T1/10= 3^60-30/10 = 3³ = 27

Ответ: Скорость реакции увеличится в 27 раз.

Пример 16. Во сколько раз изменится скорость реакции при понижении температуры от 70 до 40ºС, если температурный коэффициент реакции равен 2?

Решение. По правилу Вант-Гоффа

V(T₂) = V(T₁)ּγ^T2-T1/10, следовательно,

V(T₂)/V(T₁) = γ^T2-T1/10= 2^-3 = ½³ = 1/8.

Ответ: Скорость реакции уменьшится в 8 раз.

Пример 17. Как изменится скорость прямой реакции

2SO₂(г) + O₂(г) = 2SO₃(г)

если уменьшить объем газовой смеси в три раза.

Решение. Скорость реакции до изменения объема:

V₁ = k∙C²_SO2∙C_O2

При уменьшении объема системы в три раза во столько же раз возрастут концентрации реагирующих веществ (так как концентрация – это масса вещества в единице объема, при постоянной массе с уменьшением объема концентрация веществ возрастает). Тогда после уменьшения объема системы в три раза скорость реакции будет:

V₂ = k∙(3C_SO2)²∙3C_O2 = 27k∙ C²_SO2∙C_O2

Т.е. скорость реакции увеличится в 27 раз.

Пример 18. Вычислите равновесные концентрации [NO] и [O₂] и константу равновесия реакции 2NO_(г) + О_2(г) 2NO_2(г) , если исходные концентрации NO и О₂ составляют по 0,08 моль/л, а равновесная концентрация [NO₂] равна 0,06 моль/л.

Решение. Согласно уравнению реакции на образование 0,06 моль NO₂ расходуется 0,06 моль NO и 0,03 моль О₂, следовательно, их равновесные концентрации равны:

[NO] = 0,08 – 0,06 = 0,02 моль/л; [O₂] = 0,08-0,03 = 0,05 моль/л.

Подставим эти значения в выражение константы равновесия, получим:

Пример 19. В момент равновесия системы N₂ + 3H₂ 2NH₃ концентрации веществ составляют: [N₂] = 5 моль/л; [H₂] = 9 моль/л; [NH₃] = 7 моль/л. Какова была исходная концентрация азота?

Решение. Равновесные концентрации реагирующих веществ – это их концентрации в момент химического равновесия. По уравнению реакции из 1 моль N₂ образуется 2 моль NH₃, следовательно, для нахождения исходной концентрации азота нужно составить пропорцию:

из 1 моль N₂ образуется 2 моль NH₃;

из x моль N₂ - 7 моль NH₃,

откуда х = 3,5 моль N₂.

Таким образом, исходная концентрация азота равна (5 + 3,5) = 8,5 моль/л.

Пример 20. В системе 3А + В 2С + D концентрации веществ А, В и С в состоянии равновесия равны соответственно 0,030; 0,010 и 0,008 моль/л. Найдите исходные концентрации веществ.

Решение. Концентрация веществ С и D в исходной смеси была равна нулю, то есть все они образовалось в процессе химической реакции. Согласно уравнению реакции, в 1 л равновесной смеси

n(D) = ½ n(C) = ½ × 0,008 = 0,004 (моль).

В процессе реакции исходные концентрации веществ А и В уменьшаются (идет их превращение в продукты реакции). Сравнивая коэффициенты в уравнении реакции, получаем: n(B) = n(D) = 0,004 моль; n(A) = 3×n(B) = 0,012 моль.

Исходные концентрации А и В – это суммы оставшихся и прореагировавших количеств:

	3 A	+	B		2 C	+	D
Взято, моль/л	0,042		0,014
К моменту равно-весия прореагиро-вало, моль/л	0,012		0,004
Образовалось, моль/л					0,008		0,004
Осталось, моль/л	0,030		0,010

Таким образом, исходная концентрация вещества А – 0,042 моль/л; исходная концентрация вещества В – 0,014 моль/л.

Пример 21. Какие факторы (давление, температура, катализатор) влияют на смещение равновесия в реакции: СО₂(г) + С(тв) 2СО +∆Н в сторону образования СО? Ответ мотивируйте.

Решение. Рассмотрим по очереди все факторы:

1.Давление. В правой и в левой части уравнения реакции есть газы. Однако V(CO₂) = 2V(CO), поэтому по принципу Ле Шателье равновесие сместится в сторону уменьшения давления системы, т.е. влево. Чтобы сместить равновесие вправо, давление следует понизить.

2.Температура. Реакция идет с поглощением тепла. Следовательно, увеличение температуры смещает равновесие вправо.

3.Катализатор во всех случаях ускоряет наступление равновесия, но само равновесие не смещается.

АДСОРБЦИЯ

Адсорбция – это поглощение одного вещества поверхностью другого.

Абсорбция – это поглощение одного вещества в объеме другого.

Нескомпенсированность сил притяжения и отталкивания молекул вещества на поверхности приводит к возникновению поверхностного натяжения и способности к адсорбции молекул из окружающей среды:

По типу взаимодействия молекул поверхности (адсорбента) и молекул окружающей среды (адсорбата) адсорбцию делят на:

1.физическую (связана только с межмолекулярным взаимодействием. Такая адсорбция обратима и всегда сопровождается десорбцией);

2.химическую (сопровождается протеканием на поверхности химической реакции, например, возникновение оксидной пленки на поверхности металлов. Такая адсорбция необратима).

Адсорбция зависит от температуры (уменьшается при нагревании) и от давления (увеличивается при увеличении давления в случае адсорбции из газовой фазы).

Зависимость величины адсорбции от концентрации адсорбата (или давления) при постоянной температуре называется изотермой адсорбции:

Г = f(P)_{T = Const} или Г = f(С)_{T = Const}

Г / Г_max = q (степень заполнения поверхности);

1 – q - доля свободной поверхности, способной к адсорбции.

Скорость адсорбции пропорциональна концентрации адсорбата в окружающей среде и количеству свободных мест на поверхности адсорбента (доле свободных мест), а скорость десорбции пропорциональна числу занятых мест на поверхности адсорбента: v(адс.) = k(адс.)×( 1 – q) [адсорбат]

k(адс.)×( 1 – q) [адсорбат] = k(дес.)× q;

k(дес.)/ k(адс.) = q / ( 1 – q) [адсорбат] = К.

Тогда Г = Г_max× K× [адсорбат] / 1 + K× [адсорбат]

В начальный момент адсорбции концентрация адсорбата на поверхности адсорбента мала, то есть 1 >> K× [адсорбат], знаменатель выражения близок к единице, Г = Г_max× K× [адсорбат], то есть адсорбция линейно зависит от концентрации адсорбата (линия 1 на графике).

После того, как все активные места адсорбции заняты, концентрация адсорбата велика, 1 << K× [адсорбат], знаменатель можно принять за K× [адсорбат], то есть Г = Г_max (адсорбция постоянна и не зависит от концентрации адсорбата, что отражается линией 2, параллельной оси абцисс). В промежутке зависимость Г от концентрации адсорбата нелинейна, что отражается изотермой адсорбции:

Г

 

 

 

 

 

[адсорбат]

 

ПОНЯТИЕ КАТАЛИЗА

Процесс изменения скорости химической реакции за счет введения в реакционную систему веществ, не входящих в состав продуктов реакции, называется катализом. Различают положительный и отрицательный катализ, то есть ускоряющий или замедляющий скорость данной реакции. Катализаторами называют вещества, увеличивающие скорость реакции и остающиеся после реакции в неизменном виде. Вещества, замедляющие скорость реакции называются ингибиторами.

Реакции, в которых один из продуктов является катализатором данного процесса, называются автокаталитическими.

Различают гомогенный и гетерогенный катализ. В случае гомогенного катализа реагирующие вещества и катализатор находятся в одной фазе. Примером может служить окисление газообразного оксида серы (IV) до оксида серы (VI) с участием катализатора - оксида азота (IV) - тоже газа. Явление гомогенного катализа объясняется теорией образования промежуточных соединений, согласно которой в присутствии катализатора реакция протекает с его участием в несколько стадий. Схематично это может быть выражено так: А + В = АВ (реакция без катализатора идет медленно).

В присутствии катализатора К :

1-ая стадия А + К = АК (быстро, АК - промежуточное соединение)

2-ая стадия АК + В = АВ + К (катализатор К после реакции остается в химически неизменном виде).

Главной причиной ускоряющего действия гомогенных катализаторов является снижение энергии активации, необходимой для протекания реакции.

 

В гетерогенном катализе реагирующие вещества и катализатор находятся в различных фазах (как правило, катализатором является твердое вещество, на поверхности которого происходит ускорение реакции). Примером может служить реакция окисления оксида серы (IV) кислородом на поверхности платины. Механизм гетерогенного катализа заключается в адсорбции реагирующих веществ на поверхности катализатора (активных местах). Увеличение поверхностной концентрации приводит к увеличению скорости реакции. Продукты реакции десорбируются с поверхности катализатора.

Скорость гетерогенного катализа, как и скорость адсорбции, будет определяться числом активных мест на поверхности катализатора, а графическая зависимость аналогична изотерме адсорбции.

 

Гетерогенный катализатор всегда более активный, чем гомогенный катализатор (в большей степени увеличивает скорость реакции).

 

Биологический (ферментативный) катализ – это катализ биохимических реакций с помощью биокатализаторов – ферментов.

Особенности ферментативного катализа:

1. Высокая каталитическая активность ферментов (в сотни раз активнее неорганических катализаторов).

2. Биокатализаторы в отличие от неорганических катализаторов имеют высокую специфичность (один фермент, как правило, катализирует одну биохимическую реакцию).

3. Необходимость создания специальных условий (даже небольшое изменение рН и температуры приводит к изменению каталитических свойств ферментов).

 

 

РАСТВОРЫ

 

Растворы - этооднородные (гомогенные) системы переменного состава.

Растворы состоят по меньшей мере из двух компонентов – растворителя и растворенного вещества. За растворитель принимают обычно то вещество, которое сохраняет свое агрегатное состояние в процессе образования растворов или то, которое находится в избытке.

Количество (масса) растворенного вещества в единице массы или объема раствора называют концентрацией раствора.

Наиболее распространенные способы выражения концентрации растворов:

Массовая доля – это масса вещества в 100 г раствора:

Молярная концентрация – это количество вещества в 1 л раствора:

 

Молярная концентрация эквивалента (нормальная концентрация) – это число эквивалентов вещества в 1 л раствора:

 

Растворимость – это способность одного вещества растворяться в другом при заданных условиях. Количественно она выражается коэффициентом растворимости, s. Он равен концентрации насыщенного раствора при данных условиях. В том случае, когда концентрация растворенного вещества меньше коэффициента растворимости, мы имеем дело с ненасыщенными растворами. В ряде случаев возможно получить пересыщенные растворы, однако они неустойчивы и легко выделяют избыток вещества, превращаясь в насыщенные растворы.

Растворимость веществ зависит от температуры и давления: для жидких и твердых веществ она увеличивается при повышении температуры, для газов – при понижении температуры и повышении давления.

<14151617181920>

---

Дата добавления: 2016-11-22; просмотров: 2847;

---