Добавил:
Upload Опубликованный материал нарушает ваши авторские права? Сообщите нам.
Вуз: Предмет: Файл:
876__2006.doc
Скачиваний:
14
Добавлен:
06.12.2018
Размер:
397.82 Кб
Скачать

Контрольные вопросы и упражнения

  1. Что изучает химическая кинетика?

  2. Что называется скоростью химической реакции?

  3. Что такое средняя и истинная скорость реакции?

  4. Сформулируйте закон действия масс.

  5. В чём смысл константы скорости химической реакции? Какие факторы влияют на величину константы скорости?

  6. Какие факторы влияют на скорость химической реакции?

  7. Что такое энергия активации? В каких единицах она выражается?

  8. Напишите уравнение Аррениуса. Какую зависимость оно устанавливает?

  9. Почему катализатор увеличивает скорость реакции?

  10. Во сколько раз увеличится скорость реакции, если температура повысится на 400? Температурный коэффициент равен 2.

  11. На сколько градусов нужно повысить температуру, чтобы скорость реакции возросла в 81 раз? Температурный коэффициент скорости равен 3.

  12. Исходные концентрации реагирующих веществ в системе

2 NO + O22 NO2

были равны (моль/л): СNO = 0,8, СО2 = 0,6. Как изменится скорость реакции, если концентрацию кислорода увеличить до 0,9 моль/л, а оксида азота – до 1,2 моль/л?

  1. Во сколько раз следует увеличить давление, чтобы скорость образования NO2 по реакции

2 NO + O22 NO2

возросла в 1000 раз?

  1. Константа скорости некоторой реакции при 273 К равна 1,17 л ∙ моль-1 ∙ мин-1, а при 298 К  6,56 л ∙ моль-1 ∙ мин-1. Рассчитать температурный коэффициент скорости реакции и энергию активации.

3. Химическое равновесие

Все химические реакции можно разделить на две группы: необратимые и обратимые. Необратимые реакции протекают до конца – до полного израсходования одного из реагирующих веществ, т.е. протекают только в одном направлении. Обратимые реакции протекают не до конца. При обратимой реакции ни одно из реагирующих веществ не расходуется до конца. Обратимая реакция может протекать как в прямом, так и в обратном направлении.

Пример необратимой реакции

Zn + 4 HNO3 → Zn(NO3)2 + 2 NO2↑ + 2 H2O.

Пример обратимой реакции

H2 + J22 HJ.

В начале процесса прямая реакция идет с большой скоростью:

V1 = K1[H2][J2].

Постепенно концентрация исходных реагентов уменьшается и уменьшается скорость V.

По мере накопления HJ все с большей скоростью начинает протекать обратный процесс разложения HJ.

V2 = K2[HJ]2.

Через некоторое время скорости прямой и обратной реакции становятся равными:

V1 = V2; K1[H2]∙[J2] = K2[HJ]2

или

K1/K2 = K , или [HJ]2/([H2]∙[J2]),

где К – константа равновесия.

Химическое равновесие – это такое состояние системы, при котором скорости прямой и обратной реакций равны.

Для обратимой реакции

mA + nB ⇄ pC + qD

константа химического равновесия равна

К = ([C]P [D]q)/([A]m [B]n).

В обратимых химических реакциях равновесие устанавливается в тот момент, когда отношение произведения концентраций продуктов, возведенных в степени, равные стехиометрическим коэффициентам, к произведению концентраций исходных веществ, также возведенных в соответствующие степени, равно некоторой постоянной величине, называемой константой химического равновесия.

Константа химического равновесия зависит от природы реагирующих веществ и от температуры. Концентрации, при которых устанавливается равновесие, называются равновесными. Изменение внешних условий (концентрации, температуры, давления) вызывает смещение химического равновесия в системе и переход ее в новое равновесное состояние.

Подобный переход реакционной системы из одного состояния к другому называется смещением (или сдвигом) химического равновесия.

Направление смещения химического равновесия определяется принципом Ле Шателье: если на систему, находящуюся в состоянии химического равновесия, производить какое-либо внешнее воздействие (изменять концентрацию, температуру, давление), то в этой системе самопроизвольно возникают процессы, стремящиеся ослабить произведенное воздействие.

Повышение концентрации одного из исходных реагентов сдвигает равновесие вправо (усиливается прямая реакция); повышение концентрации продуктов реакция смещает равновесие влево (усиливается обратная реакция).

Если реакция протекает с увеличением числа молекул газа (т.е. в правой части уравнения реакции суммарное число молекул газов больше, чем число молекул газообразных веществ в левой части), то повышение давления препятствует реакции, а уменьшение давления – благоприятствует реакции.

При повышении температуры равновесие смещается в сторону эндотермической реакции, а при понижении – в направлении экзотермической реакции.

Катализатор изменяет в одинаковое число раз как скорость прямой, так и обратной реакции. Поэтому катализатор не вызывает сдвиг равновесия, а лишь сокращает или увеличивает время, необходимое для достижения равновесия.