Задачи на вант гоффа

Задачи с использованием закона Вант-Гоффа

Пример 1

Как изменится скорость гомогенной реакции при повышении температуры от 670 до 970 при температурном коэффициенте, равном четырём?

Решение

Запишем формулу закона Вант-Гоффа:

.

Подставим известные данные: =430/10 =43 = 64, где t2-конечная температура (970), а t1-начальная температура (670). Следовательно при повышении температуры от 670 до 970 скорость гомогенной реакции увеличится в 64 раза.

Пример 2

Рассчитайте, чему равен температурный коэффициент скорости, если известно, что при понижении температуры от 1500 до 1200 скорость реакции уменьшилась в 27 раз.

Решение

Запишем формулу закона Вант-Гоффа

и выразим из неё :

. Подставим данные = =3,

где t2=120, t1=150 (температура понижается ), а отношение конечной скорости к начальной, т. к. при уменьшении температуры скорость уменьшается.

СОВЕТ: помните, что значение не должно выходить за пределы 2-4

1.2.3 Задачи с использованием закона объёмных отношений

Формулировка закона: если в реакцию вступают газообразные вещества и такие же вещества образуются в результате реакции, то их обёмы относятся друг к другу как небольшие целые числа, равные стехиометрическим коэффициентам в уравнении реакции перед формулами этих веществ. Например, для гомогенной реакции aA + bB = cC + dDформула будет выглядеть следующим образом:

Этот закон относится к основным законам химии и может быть использован в химической кинетике применительно к концентрации.

Пример 1

Решение

В этой реакции Н2(г) и O2(г) относятся к исходным веществам, концентрация которых с течением времени уменьшается по мере того, как эти вещества расходуются, а Н2O(г) – к продуктам реакции, концентрация которых с течением времени увеличивается по мере того, как эти вещества образуются. Из закона объёмных отношений следует, что один объём О2 взаимодействует с двумя объёмами Н2и при этом образуется два объёма Н2O, т. е. если получается 0,01 моль/л Н2O, то расходуется столько же Н2 и в два раза меньше О2. В виде формулы это можно записать следующим образом:

: отсюда x=0,01 моль/л,

где обр-образованное и изр-израсходованное;

: отсюда x=0,005 моль/л.

Пример 2

Решение

, отсюда х = 0,12 моль/л.

Концентрацию вещества F можно найти таким же образом по концентрации K или L, а можно и полученной концентрации М:

, отсюда х = 0,4 моль/л

СОВЕТ: в формулу закона необходимо подставлять не начальные или конечные концентрации для исходных веществ, а именно израсходованные, прореагировавшие.

2 Химическое равновесие

В химических реакциях исходные вещества не всегда полностью превращаются в продукты реакции. Это происходит потому, что по мере накопления продуктов реакции могут создаваться условия для протекания обратимой реакции в противоположном направлении. Например, если смешать пары иода с водородом при температуре 200°С, то произойдет реакция:

Однако известно, что йодистый водород уже при нагревании до 180 °С начинает разлагаться на иод и водород:

Понятно, что в этих условиях не произойдет ни полного разложения НI, так как продукты реакции способны вновь реагировать между собой, ни полного образования йодистого водорода.

Основные понятия и законы

Обратимаяхимическая реакция – это реакция, в ходе которой происходят превращения как в прямом, так и в обратном направлениях, Первым, кто четко сформулировал представление об обратимости химических реакций, был К.Бертолле (1799). Участвуя в Египетской экспедиции Бонапарта, он обратил внимание на образование карбоната натрия в соляных озерах и пришел к заключению, что карбонат натрия образуется в результате взаимодействия между насыщенным раствором хлорида натрия и растворенным карбонатом кальция. Этот процесс обратен проводимой в лаборатории реакции между карбонатом натрия и растворенным хлоридом кальция с образованием карбоната кальция.

При написании уравнений обратимых реакций вместо знака равенства ставят две противоположно направленные стрелки. Уравнение рассмотренной выше обратимой реакции запишется следующим образом:

Реакцию, протекающую слева направо, называют прямой (константа скорости прямой реакции k1), справа налево — обратной (константа скорости обратной реакции k2).

В обратимых реакциях скорость прямой реакции вначале имеет максимальное значение, а затем уменьшается вследствие уменьшения концентрации исходных веществ, расходуемых на образование продуктов реакции. И наоборот, обратная реакция в начальный момент имеет минимальную скорость, которая увеличивается по мере увеличения концентрации продуктов реакции. Следовательно, скорость прямой реакции уменьшается, а обратной — увеличивается. Наконец, наступает такой момент, когда скорости прямой и обратной реакций становятся равными.

Рисунок 4 — График изменения скоростей прямой и обратной реакций во времени 1

V V1- скорость прямой реакции

V2- скорость обратной реакции

V1=V2 – состояние химического

равновесия

V1 V1=V2

t(время)

Рисунок 5 — График изменения скоростей прямой и обратной реакций во времени 2

Химическое равновесие — состояние системы, в котором скорость прямой реакции (V1) равна скорости обратной реакции (V2). При химическом равновесии концентрации веществ остаются неизменными. Химическое равновесие имеет динамический характер: прямая и обратная реакции при равновесии не прекращаются. Положение равновесия можно определить, зная скорости прямой и обратной реакций. Уравнение обратимой реакции имеет вид

согласно закону действующих масс, скорости прямой реакции u1 и обратной u2 соответственно запишутся следующим образом:

В равновесии скорости прямой и обратной реакций равны:

k1mn= k2pq.

Состояние химического равновесия количественно характеризуется константой равновесия, представляющей собой отношение констант прямой (K1) и обратной (K2) реакций. Преобразуем эту формулу и получим:

Константа равновесия зависит от температуры и природы реагирующих веществ. Чем больше константа равновесия, тем больше равновесие сдвинуто в сторону образования продуктов прямой реакции, т. е. численное значение константы равновесия характеризует тенденцию к осуществлению реакции или, другими словами, характеризует выход данной реакции. Так, при К >> 1 выход реакции велик (равновесие смещено в сторону прямой реакции ), так как при этом

Понятно, что при К << 1 выход реакции мал (.равновесие смещено в сторону обратной реакции ).

Дата добавления: 2016-03-27; просмотров: 3882 | Нарушение авторских прав

Рекомендуемый контект:

Похожая информация:

Поиск на сайте:

IV. Задачи на правило Вант-Гоффа

III. Задачи на расчет энергии Гиббса.

На рисунке 8 показана зависимость ΔG ряда реакций от температуры. Пользуясь рисунком, объясните:

1. Какие температурные условия необходимы для синтеза оксида азота (II) NO из простых веществ?

2. Возможно ли образование оксида азота (IV) NO2 из простых веществ?

3. При каких температурных условиях образуется оксид Ag2O из простых веществ?

4. При каких температурных условиях оксид серебра Ag2O разлагается на простые вещества?

5. Для каких из приведенных на рис. реакций повышение температуры благоприятствует их протеканию?

6. На образование какого вещества из простых веществ температура практически не влияет?

7. Какая температура 500 К или 1500 к К наиболее благоприятна для образования оксида углерода (II) СО из простых веществ?

Рис.9 Зависимость ΔG от температуры

1. Определите, на сколько градусов следует повысить температуру, чтобы скорость реакции возросла в 8 раз, если температурный коэффициент реакции равен 2.

2. Температурный коэффициент реакции равен 2. На сколько градусов надо повысить температуру, чтобы скорость этой реакции возросла в 16 раз?

3. Скорость химической реакции при 50 0С составляет 5 моль/л• с. Определите ее скорость при 100 0С, если температурный коэффициент равен 2.

4. Определите температурный коэффициент реакции, если при повышении температуры на 30 0С скорость химической реакции возросла в 64 раза.

5. При повышении температуры на 200С скорость реакции возросла в 9 раз. Чему равен температурный коэффициент и во сколько раз увеличится ее скорость при повышении температуры на 30 0С?

6. При температуре 30 0С реакция протекает за 25 мин, при 50 0С – за 4 мин. Рассчитайте температурный коэффициент скорости реакции.

7. При 20 0С скорость реакции равна 0,04 моль/л•с. Определите скорость этой реакции при 40 0С. Температурный коэффициент скорости реакции равен 3.

8. Определите, на сколько градусов следует повысить температуру, чтобы скорость реакции возросла в 16 раз, если температурный коэффициент скорости реакции равен 2.

9. Реакция при температуре 30 0С протекает за 10 мин. Вычислите, за сколько времени закончится эта реакция при 60 0С, если температурный коэффициент скорости реакции равен 3.

10. Вычислите, как изменится скорость реакции при понижении температуры на 20 0С, если температурный коэффициент скорости реакции равен 3.

11. Вычислите время протекания реакции при температуре 20 0С, если при температуре 80 0С реакция протекает за 20 секунд. Температурный коэффициент скорости реакции равен 2,5.

12. Температурный коэффициент скорости реакции равен 3. На сколько градусов надо повысить температуру, чтобы скорость этой реакции возросла в 27 раз?

13. Определите температурный коэффициент скорости реакции, если при повышении температуры с 30 0С до 70 0С скорость реакции возросла в 81 раз.

14. При 293 0К скорость реакции равна 0,2 моль/л•с. Определите скорость этой реакции при 323 0К. Температурный коэффициент скорости реакции равен 4.

15. Определите продолжительность реакции τ2 при 400 0С, если при 300 0С время протекания составляет 45 мин, а температурный коэффициент скорости реакции равен 2.

16-20. Рассчитайте время протекания реакции при температуре Т2, если известны время τ1 для Т1 и температурный коэффициент реакции γ:

Решение.

Скоростью химической реакции u называют число элементарных актов взаимодействия, в единицу времени, в единице объема для гомогенных реакций или на единице поверхности раздела фаз для гетерогенных реакций. Среднюю скорость химической реакции выражают изменением количества вещества n израсходованного или полученного вещества в единице объема V за единицу времени t. Концентрацию выражают в моль/л, а время в минутах, секундах или часах.

υ = ± dC/dt,

где C – концентрация, моль/л

Единица измерения скорости реакции моль/л·с

Если в некоторые моменты времени t1 и t2 концентрации одного из исходных веществ равна с1 и с2, то за промежуток времени Δt = t2 – t1 , Δc = c2 – c1

ῡ = — ΔC/Δt

Если вещество расходуется, то ставим знак «-«, если накапливается – «+»

Скорость химической реакции зависит от природы реагирующих веществ, концентрации, температуры, присутствия катализаторов, давления (с участием газов), среды (в растворах), интенсивности света (фотохимические реакции).

Зависимость скорости реакции от природы реагирующих веществ. Каждому химическому процессу присуще определенное значение энергии активации Еа. Причем, скорость реакции. тем больше, чем меньше энергия активации.

Скорость зависит от прочности химических связей в исходных веществах. Если эти связи прочные, то Еа велика, например N2 + 3H2 = 2NH3, то скорость взаимодействия мала. Если Еа равна нулю, то реакция протекает практически мгновенно, например:

HCl (раствор) + NaOH (раствор) = NaCl (раствор) + H2O.

Закон действующих масс. Скорость элементарной гомогенной химической реакции прямо пропорциональна произведению концентраций реагентов, взятых в степенях, равных их стехиометрическим коэффициентам.

Для реакции аА + bB = cC + dD

υ = k·a·b,

где и – концентрации веществ А и В в моль/л,

k – константа скорости реакции.

Концентрации твердых веществ, в случае гетерогенной реакции в кинетическое уравнение не включают.

Зависимость скорости реакции от концентрации реагирующих веществ определяется законом действующих масс:

υ = k·a·b

Очевидно, что с увеличением концентраций реагирующих веществ, скорость реакции увеличивается, т.к. увеличивается число соударений между участвующими в реакции веществами. Причем, важно учитывать порядок реакции: если реакция имеет первый порядок по некоторому реагенту, то ее скорость прямо пропорциональна концентрации этого вещества. Если реакция имеет второй порядок по какому-либо реагенту, то удвоение его концентрации приведет к росту скорости реакции в 22 = 4 раза, а увеличение концентрации в 3 раза ускорит реакцию в 32 = 9 раз.

Зависимость скорости от температуры. Правило Вант-Гоффа: Скорость большинства химических реакций при повышении температуры на 10° увеличивается от 2 до 4 раз.

υТ2 – скорость реакции при температуре t2, υТ1 – скорость реакции при температуре t1, γ — температурный коэффициент (γ = 2¸4).

Влияние катализаторов. Катализаторы увеличивают скорость реакции (положительный катализ). Скорость реакции растет, так как уменьшается энергия активации реакции в присутствии катализатора. Уменьшение энергии активации обусловлено тем, что в присутствии катализатора реакция протекает в несколько стадий с образованием промежуточных продуктов, и эти стадии характеризуются малыми значениями энергии активации.

Ингибиторы замедляют скорость реакции (отрицательный катализ).

В реакции:

Добавить комментарий

Ваш адрес email не будет опубликован. Обязательные поля помечены *