Химическая кинетика и химическое равновесие: Методические указания к лабораторной работе, СРС, вопросы к комплексному тестированию по теме

2 Федеральное агентство по образованию ВОСТОЧНО-СИБИРСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ ТЕХНОЛОГИЧЕСКИЙ УНИВЕРСИТЕТ

Методические указания к лабораторной работе, СРС, вопросы к комплексному тестированию по теме «Химическая кинетика и химическое равновесие» Для студентов нетехнологических специальностей очного и заочного обучения

Составитель: Сергеева Ц.Б.

Издательство ВСГТУ Улан-Удэ 2006

Данная работа является руководством к выполнению лабораторной работы по теме «Химическая кинетика и химическое равновесие», а также содержит 25 вариантов СРС, 24 вопроса комплексного тестирования по вышеназванной теме. Даны краткие теоретические сведения, примеры решения задач, ответы к задачам.

4

3 1. Краткие теоретические сведения 1.1. Химическая кинетика Химической кинетикой называют учение о скорости химических реакций и зависимости ее от различных факторов – природы и концентрации реагирующих веществ, температуры, присутствия катализаторов и др. Реакция может протекать в объеме фазы (гомогенно) или на границе раздела фаз (гетерогенно). Гомогенными реакциями являются, например, процессы в растворах газов, жидкостей; гетерогенными – реакции на границе газ – твердое вещество, жидкость – твердое вещество, жидкость – газ. Скоростью гомогенной реакции называют изменение концентрации реагирующих веществ или продуктов реакции в единицу времени. Концентрацию принято выражать в моль/л, время – в сек. Размерность скорости реакции моль/л.мин. При химическом взаимодействии концентрация каждого из исходных веществ уменьшается во времени, а концентрация каждого из продуктов реакции возрастает (С2 > С1, ∆С > 0). Различают среднюю и истинную (или мгновенную) скорость реакции. Средняя скорость V равна отношению ∆С/∆τ (∆С = С2 - С1; ∆τ = τ2 - τ1). Чтобы величина скорости всегда была положительной, перед дробью ставят знаки ±: ∆C . V =± ∆τ Истинная скорость химической реакции vист определяется пределом, к которому стремится отношение ∆С/∆τ при ∆τ→0, т.е. производной концентрации по времени:

dc dτ К важнейшим факторам, влияющим на скорость реакции, относятся следующие: природа реагирующих веществ, их концентрация, температура, присутствие катализатора. Зависимость скорости реакции от концентрации реагирующих веществ определяется законом действия масс (ЗДМ): при постоянной температуре скорость химической реакции прямо пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ, взятых в степенях, равных стехиометрическим коэффициентам в уравнении реакции. Согласно ЗДМ для реакции в общем виде аА + вВ = dD + eE, где А, В, Д, Е – формулы веществ, а а, в, d, e - стехиометрические коэффициенты, можно написать a в V = К [A] [B ] (1) В выражении (1) к– коэффициент пропорциональности, называемый константой скорости реакции; [А] и [В] – молярные концентрации веществ. Скоростью гетерогенной реакции называют количество вещества, вступающего в реакцию или образующегося при реакции за единицу времени на единице поверхности фазы: dn 1 ⋅ , Vист = ± dτ S где n - число молей исходного вещества или продукта реакции; τ - время; S – площадь поверхности фазы, на которой протекает реакция. Размерность скорости реакции – моль/м2 ⋅ мин. В гетерогенных реакциях наряду с собственно химическими превращениями имеются стадии переноса веществ. Например, в случае гетерогенной реакции Vист = ±

5

6

С(т) + О2(г) = СО2(г), чтобы реакция горения угля могла протекать, необходимо, чтобы диоксид углерода, образующийся при этой реакции, постоянно удалялся от поверхности угля, а новые порции кислорода подходили к ней. Оба процесса осуществляются путем конвекции (перемещения массы газа или жидкости) и диффузии. Можно выделить по меньшей мере три стадии: 1) подвод реагирующего вещества к поверхности; 2) химическая реакция на поверхности; 3) отвод продукта реакции от поверхности. Когда процесс складывается из разных стадий, обладающих различными скоростями, то общая скорость процесса определяется скоростью наиболее медленной стадии, который называется лимитирующей. Лимитирующей может быть как перенос вещества, так и собственно химическая реакция. При горении угля химическая стадия протекает быстро, лимитирующей является первая стадия: чем интенсивней подается к углю кислород или воздух, тем быстрей идет данная реакция. Очевидно, что в этом случае измеренная скорость не совпадает с вычисленной по ЗДМ. Зависимость скорости реакции от температуры. Энергия активации. При повышении температуры скорость химических реакций увеличивается и это увеличение весьма значительно. Зависимость скорости реакции от температуры определяется эмпирическим правилом Вант-Гоффа, согласно которому при повышении температуры на каждые десять градусов скорость большинства реакций увеличивается в 2-4 раза. Это правило носит приближенный характер, но, тем не менее, позволяет в большинстве случаев оценить пределы возможного изменения скорости при повышении температуры. Число, показывающее, во сколько раз увеличивается скорость реакции

при повышении температуры на 10оС, называется температурным коэффициентом скорости реакции и обозначается через γ. Значит, γ ≈ 2-4. В математической форме правило Вант-Гоффа представлено уравнением: t −t

2 1 V2 K 2 = = γ 10 (2) V1 K 1 Несмотря на небольшую величину температурного коэффициента, увеличение скорости весьма значительно. Например, если γ = 3, то увеличение скорости при увеличении температуры на 100о составит 310 ≈ 60000, т.е. скорость реакции увеличивается в 60000 раз. Более точно влияние температуры на скорость реакции определяется уравнением Аррениуса: K = A ⋅ e − Ea / RT (3) где А – предэкспоненциальный множитель, Т – абсолютная температура, R – универсальная газовая постоянная, Еа – энергия активации данной реакции. Энергию активации выражают в кДж/моль. Энергия активации Еа – это минимальная избыточная энергия, которой должны обладать молекулы для того, чтобы их столкновение могло привести к образованию нового вещества, т.е. осуществился переход от исходных веществ к продуктам реакции. Молекулы, обладающие такой энергией или большей, называют активными. С ростом температуры число активных молекул быстро увеличивается, что и приводит к резкому возрастанию скорости реакции. Логарифмируя (3), получим: Ea . (4) λnK = λnA − RT Выражение (4) является уравнением прямой в коор-

7

8

1 динатах λnK = f   , что позволяет достаточно просто опT  ределить А и Eа. Величину Eа химической реакции можно рассчитать, если известны значения констант скоростей при двух разных температурах K T1 и K T2

жительным, т.е. ускоряет реакцию. Известны отрицательные катализаторы, для которых выполняется обратное условие Еа’ > Еа и Еа” > Еа, они замедляют реакцию. При гетерогенном катализе реакция происходит, по крайней мере, в пять стадий. Это: 1) диффузия исходных веществ к поверхности катализатора; 2) поглощение исходных веществ поверхностью катализатора - адсорбция; 3) собственно химическая реакция на катализаторе; 4) десорбция – отрыв молекул продуктов реакции от поверхности катализатора; 5) диффузия продуктов реакции от поверхности катализатора в объем раствора. Собственно гетерогенный каталитический процесс составляют три стадии – 2, 3, 4. Поверхность катализатора неоднородна. Полагают, что на ней имеются так называемые активные центры, на которых и протекают каталитические реакции. При этом реагирующие вещества адсорбируются на этих центрах. В результате чего происходит их сближение, то есть увеличиваются их концентрации на поверхности катализатора, что приводит к ускорению реакции. Но главной причиной возрастания скорости реакции является сильное повышение химической активности адсорбированных молекул. Под действием катализатора в адсорбированных молекулах ослабляются связи между атомами и они делаются более реакционноспособными. В этом случае в присутствии катализатора требуется меньшая энергия активации (в том числе за счет образования поверхностных промежуточных соединений). Например, молекулы Н2, адсорбируясь на поверхности многих металлов, диссоциируют на атомы (Н2 → Н + Н), а атомарный водород значительно активнее молекулярного. Таким образом, как в гомогенном, так и в гетерогенном катализе действие положительных катализаторов сводится к уменьшению энергии активации реакций, другими

1 1  −  (5) K T1  T1 T2  Энергия активации характеризует высоту энергетического барьера, который химическая система должна преодолеть, чтобы данная реакция произошла. Как следует из (3), константа скорости реакции тем больше, чем меньше энергия активации. Гомогенный и гетерогенный катализ. Вещества, не расходующиеся в результате протекания реакции, но влияющие на ее скорость, называются катализаторами. Явление изменения скорости реакции под действием катализатора называется катализом. Различают гомогенный и гетерогенный катализ. В случае гомогенного катализа катализатор и реагирующие вещества образуют одну фазу. В случае гетерогенного катализа катализатор находится в системе в виде самостоятельной фазы. Гомогенный катализ. Действие катализатора связано с тем, что он вступает в промежуточное взаимодействие с реагирующими веществами, изменяя механизм протекания процесса. Например, реакция А + В = С, Еа требует большой энергии активации Еа. В присутствии катализатора протекают реакции: а) А + К → АК, Е’а б) АК + В → С + К, Еа”, где К – катализатор. Энергии активации этих реакций соответственно Еа’ и Еа”, Если они меньше, чем энергия активации для реакции без катализатора, т.е. выполняется условие Еа’ < Еа и Еа” < Еа, то катализатор является полоλn

K T2

=

Ea R

9

10

словами, - к снижению высоты энергетического барьера. В результате чего увеличивается скорость реакции.

аА + вВ ↔ dD + eE константа равновесия выразится уравнением [D]d [E ]e (6) Kc = [A]a [B]b Таким образом, константа равновесия обратимой химической реакции выражается как соотношение произведения концентраций продуктов реакции к произведению концентраций исходных веществ в степенях их стехиометрических коэффициентов. При этом концентрации, входящие в уравнение, являются равновесными. Химическое равновесие характеризуется постоянным и вполне определенным для данных условий соотношением равновесных концентраций всех веществ, участвующих во взаимодействии. Рассмотрим обратимую гетерогенную реакцию СО2(г) + С(т) ↔ 2СО(г) Скорость прямой реакции по закону действия масс: ρ ρ V = K [CO2 ][C ] Но в гетерогенных системах химическое взаимодействие протекает на поверхности раздела фаз. Соударения между молекулами СО2 и твердого угля могут происходить только на поверхности раздела фаз, а значит, масса твердой фазы не влияет на скорость реакции (концентрацию С(т) принимают равной 1), тогда выражение скорости записывается следующим образом: ρ ρ V = K [CO2 ] σ σ 2 Скорость обратной реакции: V = K [CO ] . Химичеρ σ скому равновесию отвечает условие: V = V . Константа химического равновесия имеет вид 2 [ CO ] Kc = [CO2 ] Концентрации газообразных веществ могут быть за-

1.2 Химическое равновесие. Константа равновесия

Большинство химических реакций обратимо, т.е. они могут идти в прямом и обратном направлениях. Например: Н2 + J2 ↔ 2HJ. Если в начальных условиях были взяты Н2 и J2, то в соответствии с выражением закона действия масс скорость прямой реакции ρ ρ V = K [H 2 ][J 2 ] с течением времени уменьшается, так как уменьшаются концентрации водорода и йода. Скорость обратной реакции σ σ 2 V = K [HJ ] в начальный момент равна нулю, а затем, с ростом концентрации НJ, постепенно увеличивается. В определенный момент изменения скоростей прямой и обратной реакций они становятся равными. В системе наступает химическое равновесие, которое является динамическим, т.е. прямая и обратная реакция не прекращаются, а идут с одинаковой ρ σ скоростью, т.е. V = V . Тогда: ρ σ 2 K [H 2 ][J 2 ] = K [HJ ] . Это выражение можно представить в виде: ρ [HJ ]2 . K σ= K [H 2 ][J 2 ] Частное от деления двух констант скоростей (постоянных при данной температуре) является величиной постоянной и называется константой химического равновесия Кс (С – концентрация в моль/л). В общем случае обратимой реакции

11

12

менены равновесными парциальными давлениями этих веществ. 2 PCO Kp = PCO2

образования аммиака, а концентрации водорода и азота уменьшаются. При уменьшении давления в химической системе 2NO + O2 ↔ 2NO2 равновесие сместится влево, т.е. в сторону увеличения давления в системе. При увеличении температуры в равновесной химической системе o CO + Cλ2 ↔ COCλ2 , ∆H 298 = −113,4 кДж произойдет смещение равновесия влево. Так как процесс разложения СOС λ 2 эндотермический, то смещение влево снизит температуру реакционной смеси. Пример 1. Как изменится скорость реакции СО + С λ 2 → СOС λ 2, если объем системы: а) уменьшить вдвое; б) увеличить втрое. Решение. Согласно ЗДМ (формула (1)) V = К[CО][С λ 2]. В случае а) при уменьшении объема системы вдвое (сжатие) концентрации веществ увеличатся вдвое, т.е. V ' = K ⋅ 2 ⋅ [CO ] ⋅ 2 ⋅ [Cλ2 ] = 4V . В случае б) увеличение объема системы втрое (расширение) отвечает уменьшению концентрации втрое, т.е. V ' = K ⋅ 0,33 ⋅ [CO ] ⋅ 0,33 ⋅ [Cλ 2 ] = 0,11V . Ответ: а) увеличится в 4 раза; б) уменьшится в 9 раз. Пример 2. Найдите константу скорости реакции 2А + В → С, зная, что при концентрациях А и В, соответственно равных 0,5 и 0,6 моль/л, ее скорость составляет 0,018 моль/л.мин. Решение. Согласно ЗДМ V = K ⋅ [ A] 2 ⋅ [ B] , отсюда: V K= . [A]2 [B] Подставляем данные задачи:

Константа равновесия и стандартное изменение изобарно-изотермического потенциала реакции связаны между собой следующим соотношением: ∆GT0 = − RTλnKp , (7) где индекс Т означает, что сохраняются стандартными все условия (давление, концентрация), кроме температуры. Принцип Ле Шателье. Условием химического равновесия является равенство скоростей прямой и обратной реакций. Это условие сохраняется при постоянстве внешних условий. Если в результате изменения внешних условий скорость прямой реакции окажется больше, чем обратной, то концентрация исходных веществ будет убывать, а концентрация продуктов реакции – возрастать. В результате этого скорость прямой реакции будет уменьшаться, а скорость обратной – возрастать до тех пор, пока они снова не сравняются. Наступит новое состояние равновесия с другими равновесными концентрациями. Процесс изменения концентраций, вызванный нарушением равновесия, называется смещением или сдвигом равновесия. Направление, в котором происходит смещение химического равновесия, определяется в соответствии с принципом Ле Шателье: изменение внешних условий (температура, давление, концентрация) вызывает смещение равновесия в направлении реакции, противодействующей введенному изменению. Например, в реакции 3Н2 + N2 ↔ 2NH3 увеличили концентрацию водорода. В соответствии с принципом Ле Шателье равновесие сместится в сторону

13

14

л2 0,018 0 , 12 = моль 2 ⋅ мин 0,5 2 ⋅ 0,6 Пример 3. Температурный коэффициент скорости некоторой реакции равен 3,5. Во сколько раз увеличится скорость этой реакции, если повысить температуру на 50 градусов. Решение. Подставляем данные задачи в формулу (2): V2 = 3,5 5 = 525,2 V1 Ответ: в 525,2 раза. Пример 4. Некоторая реакция при 0оС протекает практически до конца за 4,5 часа (∼16384 сек = 214 сек). При какой температуре реакция пройдет практически до конца в 1 сек (температурный коэффициент скорости равен 2). Решение. Подставляем данные задачи в формулу (2): t2 V2 = 214 = 2 10 V1 находим t2 : 14 = t2/10. Отсюда: t2 = 140оС. Пример 4. При 37оС реакция заканчивается за 150 с, а при 47о – за 75 с. Вычислить энергию активации. Решение. Выразим Еа из формулы (5): R ⋅ λnK 2 / K 1 ⋅ T2 ⋅ T1 8,31 ⋅ λn2 ⋅ 310 ⋅ 320 = = Ea = T2 − T1 10

a1 a2 K 2 A ⋅ e a2 RT = = = 2,72 2,81 = 16,6 . λ − Ed1 / RT K1 A⋅e Ответ: в 16,6 раза. Пример 6. Константа равновесия реакции о N2 + 3H2 ↔ 2NH3 равна 0,1 (при 400 С). Равновесные концентрации [Н2]=0,2 моль/л и [NН3]=0,08 моль/л. Вычислить начальную и равновесную концентрации азота. Решение. В данном случае есть две пути решения задачи. Первый можно назвать логическим, а второй - табличным или унифицированным. 1) N2 + 3Н2 ↔ 2NН3 Согласно (6) записываем выражение для Кс: 2 [ NH 3 ] Kc = [N 2 ][H 2 ]3 Подставляем в выражение для Кс данные задачи: 0,08 2 0,1 = [N 2 ] ⋅ 0,2 3 Отсюда рассчитываем равновесную концентрацию N2: 0,08 2 [N 2 ] = = 8 моль / л 0,1 ⋅ 0,2 3 Далее находим начальную концентрацию азота, учитывая, что согласно уравнению реакции из одного моля N2 образуется 2 моля NH3, т.е. по условию задачи для получения 0,08 моля NH3 потребуется 0,04 моля N2. Таким образом, начальная концентрация N2 составляла 8 + 0,04 = 8,04 моль/л. 2) Табличный способ (Балданов М.М., Батуева Д.М. Руководство для СРС к решению задач по общей и неорганической химии (часть I), Улан-Удэ, 1989, изд-во ВСТИ) представляется более удобным, т.к. использован единый подход к решению задач на химическое равновесие. Для

K=

= 57,1 кДж / моль. Пример 5. Во сколько раз увеличится скорость реакции, протекающей при 300оК, если энергию активации ее уменьшить на 7 кДж/моль? Решение. Воспользуемся уравнением (3). Запишем ее для двух скоростей реакций при двух разных энергиях активации, отличающихся на 7 кДж, и поделим одно на другое:

−E

/ RT

E −E

15

16

обратимых химических систем составляется единая таблица:

[N2]0 = 8,04 моль/л. Пример 7. Константа равновесия реакции FeО(к) + СО(г) ↔ Fe(к) + СО2(г) при некоторой температуре равна 0,5. Найти равновесные концентрации СО и СО2, если исходные концентрации этих веществ составляли: [CO]0 = 0,05 моль/л, [СО2]0 = 0,01 моль/л. Решение:

аА + вВ ↔ сС + dD [A]0 [B]0 0 0 ах вх 0 0 0 0 сх dx [A]0-ах [B]0-вх сх dх

Концентрации 1. Исходные 2. Израсходованные 3. Полученные 4. Равновесные

Пункт 1 таблицы относится к начальному состоянию системы, а пункты 2, 3, 4 к моменту наступления равновесия. Kc =

[C ]c ⋅ [D]d [A]a ⋅ [B]b

=

Концентрации FeO(k) + CO(г) ↔ Fe(k) + CO2(г) 1. Исходные [СО]0=0,05 [СО2]0 = 0,01 2. Израсходованные x О 3. Полученные О x 4. Равновесные [СО]0-х = 0,05-х [СО2]0+х = 0,011+х

(cx) c ⋅ (dx) d

([A]0 − ax )a ⋅ ([B ]0 − bx )b

Kc =

0,5 x = 0,015;

Далее сопоставляя данные задачи с данными таблицы, находим требуемые величины. Применим табличный способ к решению примера 6. Концентрации 1. Исходные 2. Израсходованные 3. Полученные 4. Равновесные Kc =

+ 3H2 ↔ 2NH3 N2 [N2]0 [H2]0 0 x 3x 0 0 0 2x [N2]0-x [H2]0-3x=0,2 2x=0,08

[NH 3 ]2 = (0,08)2 [N 2 ][H 2 ]3 [N 2 ] ⋅ 0,2

= 0,1

(8)

Из (8) находим равновесную концентрацию N2, равную 8 моль/л. Далее находим начальную концентрацию N2: [N2] – x = 8; 2 x = 0,08; x = 0,04; [N2]0 - 0,04 = 8;

[CO2 ] = 0,01 + x = 0,5; [CO ] 0,05 − x

0,01 + x = 0,025 − 0,5 x;

x = 0,03; [CO ] равн = 0,05 − 0,03 = 0,02 моль / л

[CO2 ] равн = 0,01 + 0,03 = 0,04 моль / л . Пример 8. В каком направлении сместятся равновесия 2СO ( г ) + О2 ( г ) ↔ 2СО2 ( г ), ∆Н о = −566 кДж N 2 ( г ) + О2 ( г ) ↔ 2 NО( г ), ∆Н о = 80 кДж а) при понижении температуры? б) при повышении давления? Решение. Применяем принцип Ле Шателье, согласно которому повышение температуры смещает равновесие в сторону эндотермической реакции, а понижение температуры – в сторону экзотермической. Также: повышение давления смещает равновесие в сторону понижения давления, а понижение давления – в сторону его повышения (очевидно, что изменение давления имеет значение только для газообразных веществ).

17

18

При понижении температуры равновесие смещается для первой реакции вправо, а для второй реакции – влево. При повышении давления (давление определяется количеством числа молей газов) равновесие для первой реакции смещается вправо (в сторону уменьшения числа молей газов). Во второй реакции повышение давления не сместит равновесие, т.е. равновесие сохранится, т.к. число молей газов остается для данной системы неизменным. Пример 9. Стандартное изменение энергии Гиббса для реакции А + В ↔ АВ при 298оК равно – 8 кДж/моль. Начальные концентрации [А]0 = [В]0 = 1 моль/л. Найти константу равновесия реакции и равновесные концентрации веществ А, В и АВ. Решение. Применяем уравнение (7). Выражаем Кр: ∆GTO 8000 λnKp = − = = 3,23; Kp = 25,3 RT 8,31 ⋅ 298 Концентрации ↔ А + В 1. Исходные [А]0 = 1 [B]0 = 1 2. Израсходованные х x 3. Полученные 0 0 4. Равновесные [A]0 – x = 1 - x [B]0 – x = 1 - x Kp =

АВ 0 0 x x

[AB] = x = 25,3 . [A][B ] (1 − x)(1 − x)

Решение квадратного уравнения приводит к следующим результатам: [A]равн = [В]равн = 0,18моль/л; [АВ]равн = 0,82 моль/л.

2. Лабораторная работа Химическая кинетика и химическое равновесие

2.1 Приборы и реактивы Приборы: секундомер, термостат, стакан емкостью 200÷250 мл и крышка с отверстиями для пробирок, термометр на 50оС, три бюретки емкостью 50 мл для растворов тиосульфата натрия, серной кислоты и дистиллированной воды, пробирки, стеклянные палочки, пипетки капельные, бумага миллиметровая, весы технические. Реактивы: растворы – тиосульфат натрия (0,5 М), серная кислота (1 М), соляная кислота (2 М), сульфат меди (0,25 М), хлорид железа (III) и роданид калия насыщенные растворы, цинк металлический в виде гранул или порошка, калий хлористый кристаллический. 2.2 Порядок проведения работы Опыт 1. Влияние концентрации реагирующих веществ на скорость реакции. Зависимость скорости реакции от концентрации реагирующих веществ рассмотреть на примере реакции Na 2 S 2 O3 + H 2 SO4 = S ↓ + Na 2 SO4 + H 2 O + SO2 . Для предварительного ознакомления с характером изучаемой реакции к 3 ÷ 5 мл раствора тиосульфата натрия долейте столько же серной кислоты и отметьте начало помутнения раствора, обусловленное выделением серы. Пользуясь бюреткой, налейте в три пробирки по 2,5мл раствора H 2 SO4 . В три другие пробирки, также пользуясь бюреткой, налейте в первую – 2,5 мл раствора тиосульфата натрия и 5 мл воды, во вторую – 5 мл тиосульфата натри и 2,5 мл воды, в третью – 7,5 мл тиосуль-

19

20

фата натрия. В каждую пробирку с раствором тиосульфата натрия вставьте стеклянную палочку. Быстро влейте серную кислоту, находящуюся в одной из пробирок в первую пробирку с раствором тиосульфата натрия. Раствор быстро перемешайте стеклянной палочкой (палочку из раствора не вынимайте), отметьте по секундомеру или часам промежуток времени от момента добавления кислоты до помутнения раствора. Эти же операции выполните со второй и третьей пробирками, определяя время до одной и той же степени помутнения раствора.

сано выше. Опыт с последней парой пробирок проведите при температуре на 20о С выше первоначальной. Результаты сведите в таблицу.

Данные занесите в таблицу. Объем, мл Номер опыта

Na 2 S 2O3

Н 2O

Н 2 SO4

а

б

в

Концент- Время от рация сливания Na 2 S 2 O3 растворов до помутa C= a+б +в нения τ, с

Скорость реакции в условных единицах V =

I

τ

На миллиметровой бумаге постройте график зависимости V от С (на оси абцисс откладывают значения С). Опыт 2. Влияние температуры на скорость реакции В три пробирки налейте по 3 мл раствора тиосульфата натрия, а в три другие – по 3 мл раствора серной кислоты. Одну пару пробирок с H 2 SO4 и Na 2 S 2 O3 поместите в стакан с водой, измерьте температуру воды в стакане и через 2÷3 мин слейте содержимое пробирок. Отсчитайте время до помутнения раствора. Приготовьте стакан с водой, температура которой на о 10 С выше исходной. Поместите в стакан другую пару пробирок с H 2 SO4 и Na 2 S 2 O3 и повторите опыт как опи-

Температура, оС

Время от слива- Скорость реакния растворов до ции в условных единицах помутнения τ, с V =

Температурный коэффициент реакции, γ

I

τ

Представьте графически зависимость скорости реакции от температуры; на оси ординат отложите значения V, а на оси абцисс – значения температуры. Вычислите температурный коэффициент скорости реакции. Опыт 3. Влияние катализатора на скорость реакции В данном опыте в качестве катализатора используйте 0,25 М раствор медного купороса. В четыре пробирки налейте по 3 мл раствора тиосульфата натрия, а в четыре другие – по 3 мл раствора серной кислоты. Проведите четыре опыта по взаимодействию тиосульфата натрия и серной кислоты при комнатной температуре: без катализатора, с одной, двумя и тремя каплями медного купороса. Катализатор добавляйте в серную кислоту перед сливанием растворов реагентов. Данные опыта занесите в таблицу. Номер опыта

CuSO4 капли

Время от слива- Скорость реакния растворов до ции в условных единицах помутнения τ, с V =

I

τ

22

21 Изобразите полученные данные графически. Опыт 4. Влияние площади поверхности на скорость реакции в гетерогенной системе Уравновесьте с помощью весов на одинаковых листочках бумаги гранулу цинка и цинк в виде порошка (0,2÷0,3 г). Наполните две пробирки на 1/3 разбавленной соляной кислотой (2 М). Одновременно стряхните кусочек цинка в одну из пробирок, а цинковый порошок – в другую. Сравните скорость растворения цинка в обеих пробирках. Напишите уравнение реакции. Опыт 5. Химическое равновесие и его смещение В пробирку, на 3\4 заполненную водой, добавьте по одной капле растворов FeCl3 и KSCN. Окрашенный раствор разлейте поровну в четыре пробирки. Одну пробирку с полученным раствором сохраните для сравнения результатов опыта. В остальные пробирки добавьте следующие реактивы: в первую – 1 каплю насыщенного хлорида железа (III), во вторую – 1 каплю насыщенного раствора роданида калия, в третью – несколько кристаллов хлорида калия. Сравните интенсивность окраски полученных растворов с интенсивностью окраски эталона. Составьте уравнение соответствующей обратимой реакции и напишите выражение константы равновесия. На основании принципа Ле-Шателье объясните наблюдаемые явления. Заполните таблицу по результатам опыта. Добавляемое вещество

Изменение интенсивности окраски

Направление смещения равновесия

3

Варианты СРС

Вариант 1 1. Во сколько раз увеличится скорость реакции при повышении температуры от 40о до 200оС, принимая температурный коэффициент скорости равным 2. 2. Вычислите константу равновесия для обратимой реакции: СО + Н2О ↔ СО2 + Н2, исходя из того, что при состоянии равновесия [СО]=0,04 моль/л: [Н2О] = 0,064 моль/л; [СО2] = [Н2] = 0,016 моль/л. 3. Равновесные концентрации веществ, участвующих в системе 2NO + O2 ↔ 2NO2, были в моль/л: [NO] = 0,056; [О2] = 0,028; [NO2] = 0,044. Вычислите исходные концентрации [NO] и [O2]. Вариант 2 1. Как изменится скорость реакции 2NO2(г) + O2(г) ↔ ↔ 2NO2(г), если уменьшить объем реакционного сосуда в 2 раза? 2. Температурный коэффициент скорости реакции равен 2. Во сколько раз возрастет скорость реакции при повышении температуры от 20о до 75оС? 3. Реакция идет по уравнению: 4НСl + O2 = 2H2O + + 2Cl2. Через некоторое время после начала реакции концентрации участвовавших в ней веществ были в (моль/л): [НСl] = 0,75; [O2] = 0,42; [Cl2]=0,20. Какими были концентрации этих веществ в начале реакции? Вариант 3 1. Напишите выражение закона действия масс для реакций: 2NO + O2 ↔ 2NO2; Fe2O3 + 3H2 ↔ 2Fe + 3H2O; NaCl + H2SO4 ↔ NaHSO4 + HCl. 2. В системе А(г) + В(г) ↔ С(г) равновесные концен-

23

24

трации равны [А] = 0,6 моль/л; [В] = 1,2 моль/л; [С] = 2,16 моль/л. Найти константу равновесия реакции. 3. Найдите исходные концентрации веществ А и В в задании 2.

2. Константа равновесия реакции 3NO2 ↔ N2O4 при некоторой температуре равна 0,25. Вычислить концентрацию компонентов системы при наступлении равновесия, если [NO2]р = 9,2 моль/л. 3. Как были изменены температура и давление в гетерогенной системе: СаСО3(т) ↔ СаО(т) + СО2(г), 0 ∆H 298 = 180 ккал , если равновесие сместилось вправо?

Вариант 4 1. Определите, как изменится скорость прямой реакции 2SO2 + O2 ↔ 2SO3, если общее давление в системе увеличить в 4 раза? 2. Вычислите во сколько раз увеличится скорость реакции при увеличении температуры на 40оС, если температурный коэффициент этой реакции равен 3. 3. При синтезе аммиака N2 + 3H2 ↔ 3NH3 равновесие установилось при следующих концентрациях реагирующих веществ (моль/л) [N2] = 2,5; [H2] = 1,8; [NH3] = 3,6. Рассчитайте константу равновесия этой реакции. Вариант 5 1. Как изменится скорость прямой реакции 3СН3ОН + Н3РО3 ↔ В(ОСН3)3 + 3Н2О, если увеличить концентрацию метилового спирта с 0,3 до 0,6 моль/л, а концентрацию борной кислоты с 0,2 до1,2 моль/л? 2. При повышении температуры от 10о до 50оС скорость некоторой реакции увеличилась в 16 раз. Вычислите температурный коэффициент скорости этой реакции. 3. Напишите формулу для вычисления константы равновесия реакции: 4НCl + O2 ↔ 2H2O + 2Cl2. В каком направлении сместится это равновесие в случае увеличения объема системы в 4 раза? Вариант 6 1. Как изменится скорость химической реакции 3Н2 + N2 ↔ 2NH3, протекающей в закрытом сосуде, если давление в нем увеличить в 3 раза.

Вариант 7 1. При некоторой температуре равновесные концентрации в системе: 2SO2 + O2 ↔ 2SO3, составляли соответственно [SO2] = 0,04 моль/л; [O2] = 0,06 моль/л; [SO3] = 0,02 моль/л. Вычислите константу равновесия и исходные концентрации [SO2] и [O2]. 2. В каком направлении сместится равновесие следующих реакций при понижении температуры: 0 2SO2 + O2 ↔ 2SO3, ∆H 298 = −192,5 кДж ; 0 = 54,4 кДж / N2O4 ↔ 2NO2, ∆H 298 3. Во сколько раз увеличится скорость химической реакции при повышении температуры на 200оС, принимая температурный коэффициент скорости равным 3?

Вариант 8 1. Для обратимой реакции Н2 + J2 ↔ 2HJ при 509оС константа скорости прямой реакции 0,16, а константа скорости обратной реакции 0,0047. Вычислить константу равновесия. 2. Как можно увеличить процентное содержание РСl3 в равновесной системе: РСl5 ↔ PCl3 + Cl2, 0 ∆H 298 = 544,2кДж 3. Во сколько раз повысится скорость химической реакции при повышении температуры от 200о до 500оС, если температурный коэффициент скорости реакции равен 2?

25 Вариант 9 1. Куда сместится равновесие вследствие уменьшения объема в системах: 4НСl + O2 ↔ 2H2O + 2Cl2, 2NO + O2 ↔ 2NO2? 2. Вычислите равновесные концентрации веществ, участвующих в реакции СО + Н2О ↔ СО2 + Н2 по следующим данным [СО]0 = 0,1 моль/л; [Н2О]0 = 0,4 моль/л; Кс = 1. 3. Во сколько раз изменится скорость реакции 2А + В ↔ А2В, если концентрацию вещества А увеличить в 2 раза, а концентрацию вещества В уменьшить в 2 раза? Вариант 10 1. Найти значение константы скорости реакции А + В ↔ АВ, если при концентрациях веществ А и В, равных соответственно 0,5 и 0,1 моль/л, скорость реакции равна 0,005 моль/(л.мин). 2. Каково значение энергии активации реакции, скорость которой при 300оК в 10 раз больше, чем при 280оК? 3. В каком направлении сместятся равновесия 2СО(г) + О2(г) ↔ 2СО2(г); ∆H 0 = −566 кДж N2(г) + О2(г) ↔ 2NО(г); ∆H 0 = 180 кДж , при повышении давления и понижении температуры? Вариант 11 1. Указать, какими изменениями концентраций реагирующих веществ можно сместить вправо равновесие реакции СО2(г) + С(графит) ↔ 2СО(г). 2. Во сколько раз следует увеличить концентрацию вещества В2 в системе 2А(г) + В2(г) ↔ 2А2В(г), чтобы при уменьшении концентрации вещества А в 4 раза скорость прямой реакции не изменилась? 3. Чему равна энергия активации реакции, если при

26 повышении температуры от 2о до 300оК скорость ее увеличивается в 2 раза? Вариант 12 1. Чему равен температурный коэффициент скорости реакции, если при увеличении температуры на 30о скорость реакции возрастет в 15,6 раза? 2. Через некоторое время после начала реакции 3А + В ↔ 2С + D концентрации веществ составляли [А] = 3моль/л, [В] = 1 моль/л, [С] =0,8 моль/л. Каковы исходные концентрации А и В? 3. Как влияет на равновесие следующих реакций 2Н2(г) + О2(г) ↔ 2Н2О(г), ∆H 0 = −483,6 кДж СаСО3(к) ↔ СаО(к) + СО2(г), ∆H 0 = 179 кДж а) повышение температуры, б) повышение давления? Вариант 13 1. Во сколько раз увеличится скорость химической реакции, протекающей в газовой фазе, если температуру изменить от 10о до 100оС? Температурный коэффициент скорости реакции равен 2. 2. Рассчитайте, как изменится скорость прямой и обратной реакции в системе 2SO2 + O2 ↔ 2SO3, если уменьшить объем, занимаемый газами в 2 раза. Сместится ли при этом равновесие системы? 3. Почему изменение давления смещает равновесие системы N2 + 3H2 ↔ 2NH3 и не смещает равновесие системы N2+O2 ↔ 2NO? Ответы дайте на основании расчета скорости прямой и обратной реакции в этих системах до и после изменения давления.

27

28

Вариант 14 1. Константа равновесия в гомогенной системе N2 + 3Н2 ↔ 2NH3 при температуре 400 оС равна 0,1. Равновесные концентрации водорода и аммиака соответственно равны 0,2 моль/л и 0,08 моль/л. Вычислите равновесную и начальную концентрации азота. 2. Эндотермическая реакция разложения пентахлорида фосфора протекает по уравнению РСl5(г) = PCl3(г) + + Cl2(г), ∆H 0 = 92,59 кДж . Как надо изменить: а) температуру, б) давление, в) концентрацию, чтобы сместить равновесие в сторону прямой реакции разложения РСl5? 3. Исходные концентрации NO и Cl2 в гомогенной системе 2NO + Cl2 ↔ 2NOCl составляют соответственно 0,5 моль/л и 0,2 моль/л. Вычислите константу равновесия, если к моменту наступления равновесия реагировало 20% NO.

Вычислите концентрации всех веществ при равновесии, если исходные концентрации равны [СО]исх. = 3 моль/л, [Н2О]исх. = 2 моль/л. 2. Как изменится скорость реакции, протекающей в газовой фазе при повышении температуры на 30о, если температурный коэффициент скорости данной реакции равен трем? 3. Почему при изменении давления смещается равновесие системы N2 + 3H2 ↔ 2NH3 и не смещается равновесие системы N2 + O2 ↔ 2NO? Напишите выражения констант равновесия каждой из данных систем.

Вариант 15 1. При 1000оС константа равновесия системы FeO + CO ↔ Fe + CO2 равна 0,5. Вычислите равновесные концентрации СО и СО2, если начальные концентрации [СО] = 0,05 моль/л; [CO2] = 0,01 моль/л. 2. Вычислите, во сколько раз увеличится скорость реакции, протекающей в газовой фазе, при повышении температуры от 30о до 70оС, если температурный коэффициент равен 2. 3. Во сколько раз изменится скорость прямой и обратной реакции в системе 2SO2(г) + О2(г) ↔ 2SO3(г), если объем газовой смеси уменьшить в три раза? В какую сторону сместится равновесие системы? Вариант 16 1. Константа равновесия гомогенной системы СO(г) + Н2О(г) ↔ СO2(г) + Н2(г) при 850оС равна 1.

Вариант 17 1. Как изменится скорость реакции, протекающей в газовой фазе, при повышении температуры на 60о, если температурный коэффициент скорости равен двум? 2. Напишите выражение для константы равновесия гетерогенной системы С(т) + Н2О(г) = СО(г) + Н2(г). Как следует изменить концентрацию и давление, чтобы сместить равновесие в сторону обратной реакции – образование водяных паров? 3. Во сколько раз изменится скорость прямой и обратной реакции в системе: 2SO2(г) + О2(г) ↔ 2SO3(г), если объем газовой смеси увеличить в 3 раза? Вариант 18 1. Вычислите, во сколько раз увеличится скорость реакции при повышении температуры от 20о до 60оС, если температурный коэффициент реакции (γ) равен 3? 2. Запишите на основании закона действия масс выражения скорости прямой и обратной реакции для следующих примеров: 2СО(г) + О2(г) ↔ 2СО2(г); СО2(г) + С(т) ↔ 2СО(г); FeO(т) + СО(г) ↔ Fe(т) + СО2(г).

29

30

3. Во сколько раз изменится скорость прямой реакции и обратной в системе N2(г) + О2(г) ↔ 2NO(г), если объем газовой смеси уменьшить в три раза? Вариант 19 1. Реакция идет по уравнению: N2 + 3H2 ↔ 2NH3. Как изменится скорость прямой реакции, если концентрацию азота увеличить в 8 раз, а концентрацию водорода уменьшить в 2 раза? 2. Вычислить, во сколько раз уменьшится скорость реакции, если понизить температуру от 90о до 60оС? Температурный коэффициент скорости реакции (γ) равен 2. 3. Реакция заканчивается при 7о за 120 с, а при 27о – за 60 сек. Вычислить энергию активации.

водорода после установления равновесия образовалось 0,5 моль/л аммиака. Вычислить константу равновесия системы: N2 + 3H2 = 2NH3. 3. На сколько градусов следует повысить температуру системы, чтобы скорость протекающей в ней реакции возросла в 20 раз, если температурный коэффициент скорости равен 3?

Вариант 20 1. Как влияет на равновесие следующих реакций: ∆H 0 = −483,6 кДж 2Н2(г) + О2(г) = 2Н2О(г), СаСО3(т) = СаО(т) + СО2(г), ∆H 0 = 179 кДж а) повышение давления, б) повышение температуры, в) уменьшение концентрации Н2О и СО2? 2. Чему равен температурный коэффициент скорости реакции, если при увеличении температуры на 30оС скорость реакции возросла в 27 раз? 3. Исходная концентрация первого вещества равна 2 моль/л, второго – 4 моль/л. Константа равновесия равна 2. Найти равновесные концентрации веществ реакции: СО + Cl2 ↔ СОСl2. Вариант 21 1. Как изменится скорость реакции при увеличении концентрации первого и второго вещества в два раза для гомогенных систем: 2NO + О2 = 2NO2; 2CO + O2 = 2CO2. 2. Из первоначально взятых 2 моль/л азота и 2 моль/л

Вариант 22 1. Концентрация исходного вещества равна 2,5 моль/л. Равновесие установилось после того, как 30% вещества прореагировало. Вычислить константу равновесия реакции: 2SO3 ↔ 2SO2 + O2. 2. Как изменится скорость прямой реакции при уменьшении давления в 2 раза: 2NO2 ↔ N2O4; 2C(к) + О2 = 2СО. 3. Определите температурный коэффициент скорости реакции, если при понижении температуры на 50о реакция замедлилась в 243 раза. Вариант 23 1. В обратимой реакции РСl3 + Сl2 = PCl5 установились следующие равновесные концентрации: [РСl3] = 0,1 моль/л, [Сl2] = 0,4 моль/л, [РСl5] = 4 моль/л. Вычислить: а) константу равновесия; б) исходные концентрации РCl3 и Cl2. 2. При наступлении равновесия реакции 4НСl + O2 ↔ ↔ 2Cl2 + 2H2O концентрации веществ были: [НСl] = 7,3 г/л; [О2] = 6,4 г/л; [Сl2] = 14,2 г/л; [Н2О] = 3,6 г/л. Вычислить константу равновесия данной реакции и исходную концентрацию хлористого водорода и кислорода. 3. Как изменится скорость прямой реакции при уменьшении давления в 2 раза: 2Аl + 3Cl2 = 2AlCl3; 2NO + Cl2 = 2NOCl.

31

32 4 Вопросы для комплексного теста

Вариант 24 1. Равновесные концентрации оксида азота (II) равны 0,5 моль/л и оксида азота (IV) – 0,5 моль/л. Константа равновесия равна 3.10-2. Определите равновесную концентрацию кислорода в системе: 2NO + O2 ↔ 2NO2, ∆H = −113,6 кДж. Как повлияет на систему повышение температуры? 2. Во сколько раз увеличится скорость реакции при повышении температуры с 20о до 120оС, если температурный коэффициент равен трем? 3. Изменение изобарно-изотермического потенциала в реакции образования воды Н2(г) + 0,5O2(г) = Н2О(г) равно 0 ∆G298 = −228,61 кДж / моль . Вычислить константу равновесия при стандартной температуре. Вариант 25 1. Как изменится скорость реакции при увеличении концентрации первого и второго вещества в 2 раза в гомогенной системе: 2NO + Br2 = 2NOBr; C2H4 + Cl2 = C2H4Cl2. 2. Определите исходные концентрации азота и водорода, если при наступлении равновесия системы N2 + 3H2 ↔ 2NH3 концентрации веществ были: азота – 0,5 моль/л, водорода – 0,3 моль/л, аммиака – 2 моль/л. В какую сторону сместится равновесие, если увеличить давление? 3. На сколько градусов следует повысить температуру системы, чтобы скорость протекающей в ней реакции возросла в 20 раз, если температурный коэффициент скорости равен 3?

1. Реакция, в которой повышение давления смещает равновесие вправо, это 1) 2HJ(г) ↔ Н2(г) + J2(г) 2) С3Н6(г) + Н2(г) ↔ С3Н8(г) 3) С(т) + S2(г) ↔ СS2(г) 4) Н2(г) + F2(г) ↔ 2НF(г) 2. Чтобы скорость реакции 2NO(г) + О2(г) ↔ 2NO2(г) увеличилась в 1000 раз, необходимо увеличить давление газовой смеси в n раз, где n равно 1) 100 2) 1000 3)10 4) 50 3. Температурный коэффициент скорости реакции может принимать значение: 1) 10 2) 1 3) 3 4) 8 5) 7 4. Выражение константы равновесия для гетерогенной системы 3Fe + 4H2O ↔ Fe3O4 + 4H2 равно 1) [Fe3O4][H2] / [Fe]3[H2O]4 2) [H2]4 / [H2O]4 3) [H2]4 4) 1/[H2O]4 5) [H2]4 / [Fe]3[H2O]4 5. Равновесие реакции N2(г) + О2(г) ↔ 2NO(г), ∆H = 180 кДж можно сместить влево изменением условия: 1) увеличением давления; 2) уменьшением давления; 3) повышением температуры; 4) понижением температуры. 0 298

33

34

6. При увеличении объема реакционного сосуда в 2 раза скорость реакции 2NO + O2 → 2NO2 1) уменьшится в 4 раза; 2) уменьшится в 8 раз; 3) возрастет в 4 раза; 4) возрастет в 8 раз.

11. Равновесие в системе Н2(г) + J2(г) ↔ 2HJ(г) установилось при следующих концентрациях: [H2] = 0,025 моль/л; [J2] = 0,005 моль/л; [HJ] = 0,09 моль/л. Исходные концентрации йода и водорода равны 1) 0,07 и 0,05 2) 0,035 и 0,025 3) 0,07 и 0,035 4) 0,09 и 0,05.

7. Система 4НСl(г) + О2(г) ↔ 2Сl2(г) + 2Н2О(г) находится в равновесии. Смещение равновесия влево произойдет вследствие: 1) увеличения концентрации О2; 2) увеличения концентрации Сl2; 3) повышения давления; 4) уменьшения объема реакционного сосуда.

12. В системе СО + Сl2 = СОСl2 концентрацию СО увеличили от 0,03 до 0,12 моль/л, а концентрацию хлора – от 0,02 до 0,06 моль/л. Скорость прямой реакции возросла в n раз, где n равно 1) 12 2) 8 3) 5 4) 6

8. С ростом температуры увеличивается скорость реакций: 1) любых; 2) протекающих с выделением энергии; 3) протекающих с поглощением энергии.

13. Константа равновесия реакции FeО(к) + СО(г) ↔ ↔ Fe(к) + СО2(г) при некоторой температуре равна 0,5. Начальные концентрации СО и СО2 составляли 0,05 и 0,01 моль/л соответственно. Равновесные концентрации СО и СО2 равны 1) 0,015 и 0,03 2) 0,04 и 0,02 3) 0,06 и 0,02 4) 0,08 и 0,04

9. Из двух молей СО и двух молей Сl2 образовалось при некоторой температуре 0,45 моля СОСl2. Константа равновесия системы СО + Сl2 ↔ СОСl2 равна 1) 0,689 2) 0,155 3) 0,187 4) 0,433 10. При концентрациях веществ А и В, равных соответственно 0,05 и 0,01 моль/л, скорость реакции А + В → АВ равна 5 ⋅ 10-5 моль/л⋅мин. Константа скорости реакции равна в л/моль⋅мин 1) 0,05 2) 0,5 3) 0,1 4) 0,7

14. Значение энергии активации реакции, скорость которой при повышении температуры от 290о до 300оК увеличивается в 2 раза, равно в кДж/моль 1) 15,0 2) 102,7 3) 49,9 4) 54,1 15. Значение энергии активации реакции, скорость которой при 300оК в 10 раз больше, чем при 280оК, равно в кДж/моль 1) 35,3 2) 80,3 3) 40,15 4) 70,6

35 16. Энергию активации реакции, протекающей при 298 К, уменьшили на 4 кДж/моль. Скорость реакции увеличилась в n раз, где n равно 1) 5 2) 3 3) 7 4)2 о

17. Энергия активации реакции O2(г) + NO(г) → O2(г) + NO2(г) равна 10 кДж/моль. При повышении температуры от 27 до 37оС скорость реакции изменится в n раз, где n равно 1) 0,75 2) 3,12 3) 2,75 4) 1,14 18. При 150оС некоторая реакция заканчивается за 16 мин. Температурный коэффициент скорости реакции равен 2,5. При повышении температуры до 200 оС реакция закончится за 1) 3,9 мин 2) 9,8 мин 3) 3,9 сек 4) 9,8 сек 19. Температурный коэффициент скорости некоторой реакции равен 2,3. При повышении температуры на 25 градусов скорость реакции увеличится в 1) 3 раза 2) 8 раз 3) 10 раз 4) 5 раз 20. Повышение скорости реакции при введении в систему катализатора объясняется 1) уменьшением энергии активации; 2) увеличением энергии активации; 3) увеличением средней кинетической энергии молекул; 4) возрастанием числа столкновений 21. В процессе реакции, протекающей по уравнению 2А + 3В → С, за определенный период времени концентрация вещества А уменьшилась на 0,3 моль/л. Концентрация вещества В уменьшилась при этом на

36 1) 0,15 моль/л; 3) 0,45 моль/л;

2) 0,28 моль/л; 4) 0,57 моль/л.

22. При 20 оС константа скорости некоторой реакции равна 10-4 мин-1, а при 50 оС - 8⋅10-4 мин-1. Температурный коэффициент скорости реакции равен 1) 2 2) 3 3) 4 4) 5

37

38

Ответы к задачам № варианта 1 1

1 2 в 65536 раза

2

увеличится в 8 раз

№ задачи варианта 2 3 0,1

3

3

4 5 6

увеличится в 64 раза увеличится в 48 раз в 81 раз

7

Кс=4,2; [SO2]0=0,06; [О2]0=0,07 моль/л 34

8 9 10 11 12 13 14

в 45,2 раза

0,1 3 в 512 раз [N2]0=8,04; [N2]равн=8,0 моль/л

в 81 раз 2 [NO2]равн=3,4 моль/л; [N2O4]равн=2,9 моль/л;

3 4 0,078; 0,050 моль/л [HCl]0=1,15; [O2]0=0,52 моль/л [HCl]0=1,15; [O2]0=0,52 моль/л 0,89 в прямом

∼3,5.109 [СO]равн=0,02; [N2О]равн=0,32 моль/л 80,3 кДж/моль в 16 раз 2,5

∼10,7.108 увеличится в 2 раза 3,4 кДж/моль 0.415

15

[СO]равн=0,04; [CO2]равн=0,02 моль/л

в 16 раз

16

[СO]равн=1,8; [Н2О]равн=0,8; [СО2]равн=[Н2]равн=1,2 моль/л

увеличится в 27 раз

прямой - увеличится в 27 раз; обратной - увеличится в 9 раз; сместится вправо

1 17

2 увеличится в 64 раза

18 19 20

В 81 раз не изменится

21 22

в 8 раз 6,9.10-2

23

Кс=100; [РСl3]0=4,1 моль/л; [Сl2]0=4,4 моль/л

24

3 моль/л; равновесие сместится влево увеличится а) в 8 раз; б) в 4 раза

25

3

в 8 раз 3

7,3.10-2 уменьшится в 4 раза Кс=0,18; [HСl]0=0,6 моль/л; [О2]0=0,28 моль/л в 59049 раз [N2]0=1,5 моль/л; [Н2]0=3,3 моль/л; вправо

4 прямой – уменьшится в 27 раз, обратной уменьшится в 9 раз не изменится 23,9 кДж [СО]равн=0,35; [Сl2]равн=2,35; [СОСl2]равн=1,65 моль/л 27,3 градуса 3 уменьшится в 8 раз

1040 27,3 градуса

39

40

Номера правильных ответов к вопросам комплексного теста по теме «Химическая кинетика и химическое равновесие». № вопроса № ответа № вопроса № ответа

1 2 12 1

2 3 13 2

3 3 14 3

4 2 15 2

5 3 16 1

6 2 17 4

7 2 18 4

8 1 19 2

9 3 20 1

10 3 21 3

11 1 22 2

Методические указания к лабораторной работе, СРС, вопросы к комплексному тестированию по теме «Химическая кинетика и химическое равновесие»

Составитель: Сергеева Ц.Б. Рецензент: Батуева Д.М.

Подписано в печать г. Формат 60×84 1/16. Усл.п.л. . Печать операт., бумага писч. Тираж экз. Заказ № ___________________________________________________ Издательство ВСГТУ 670013 г.Улан-Удэ, ул. Ключевская, 40 в.