Учителю химии
картотека по химии (8 класс) на тему

ХИМИЧЕСКАЯ СВЯЗЬ

Описание химической связи в любой молекуле есть по существу описание распределения в ней электронной плотности. Основным типом химической связи является ковалентная.

Ковалентная связь - химическая связь между двумя атомами, осуществляемая общей для этих атомов парой электронов, перекрыванием электронных облаков взаимодействующих атомов.

В зависимости от природы взаимодействующих атомов электронная пара, область максимального перекрывания электронных облаков может одинаково принадлежать взаимодействующим частицам или смещаться в ту или другую сторону.

Для  оценки  способности  атома  данного  элемента  смещать  электронную  плотность, осуществляющую  связь,  пользуются  значением относительной электроотрицательности (Х). Чем больше  электроотрицательность  атома,  тем  сильнее  притягивает  он  обобществленные  электроны.

Иными словами, при образовании ковалентной связи между двумя атомами разных элементов общее электронное облако смещается к более электроотрицательному атому, и в тем большей степени, чем больше  разность  электроотрицательностей (∆Х) взаимодействующих  атомов.  Поэтому  с  ростом  ∆Х степень ионности связи возрастает.

Значения электроотрицательности атомов некоторых элементов приведены в табл. 2.

 Относительная электроотрицательность атомов

П р и м е р  Вычислите разность относительных электроотрицательностей атомов для связей H-O и O-Э в соединениях Э(OH)2, где  Э - Mg, Сa или Sr, и определите:

а) какая из связей H-O или O-Э характеризуется в каждой молекуле большей степенью ионности;

б) каков характер диссоциации этих молекул в водном растворе?

Решение  По данным табл. 2 вычисляем разность электроотрицательностей для связей О-Э:

∆ХMg-O= 3,5 - 1,2 = 2,3;

∆ХCa-O= 3,5 - 1,0 = 2,5;

∆ХSr-O= 3,5 - 1,0 = 2,5.

Разность электроотрицательностей для связи H-О составляет 1,4.

Таким образом: а) во всех рассмотренных молекулах связь Э-О более полярна, т.е. характеризуется большей степенью ионности; б) диссоциация на ионы в водных растворах будет осуществляться по наиболее ионной связи в соответствии со схемой:

Э(OH)2= Э2+ + 2OH-.

Следовательно, все рассматриваемые соединения будут диссоциировать по типу гидроксидов.

При образовании полярной ковалентной связи происходит смещение общего электронного облака от менее к более электроотрицательному атому. В результате один из атомов приобретает избыточный отрицательный заряд, а другой - такой же по абсолютной величине избыточный положительный заряд.

Систему  из  двух  равных  по  абсолютной  величине  и  противоположных  по  знаку  зарядов,  расположенных на определенном расстоянии друг от друга, называют электрическим диполем.

Напряженность поля, создаваемая диполем, пропорциональна электрическому дипольному моменту диполя, представляющему собой произведение абсолютного значения заряда электрона q (1,60•10-19Кл)

на расстояние l между центрами положительного и отрицательного зарядов в диполе (длиной диполя):

µ= ql.

Величина µ молекулы служит количественной мерой ее полярности и измеряется в Дебаях (D):

1D = 3,33•10-30 Кл•м.

П р и м е р   Длина диполя молекулы НСl равна0,22•10-8 см. Вычислите электрический момент диполя.

Решение  q = 1,60•10-19Кл;

l = 2,2•10-11м;

µ= ql = 1,60•10-19 •2,2•10-11= 3,52•10-30 Кл•м=

 = 3,52•10-30/(3,33•10-30) = 1,06 D.

П р и м е р  Какую  валентность,  обусловленную  неспаренными  электронами(спинвалентность), может проявлять фосфор в нормальном и возбужденном(*) состояниях?

Решение  Распределение электронов внешнего энергетического уровня фосфора 3s23р3 (учитывая правило Хунда, 3s23px3py3pz) по квантовым ячейкам имеет вид:

Атомы фосфора имеют свободные d-орбитали, поэтому возможен переход одного3s-электрона в 3d-состояние:

Отсюда  валентность (спинвалентность)  фосфора  в  нормальном  состоянии  равна  трем,  а  в возбужденном - пяти.

П р и м е р  Что такое гибридизация валентных орбиталей? Какое строение имеют молекулы типа AВn, если связь в них образуется за счет sp-, sp2-, sp3 -гибридных орбиталей атома А?

Решение  Теория валентных связей (ВС) предполагает участие в образовании ковалентных связей не  только "чистых" АО,  но  и "смешанных", так  называемых  гибридных,  АО.  При  гибридизации первоначальная форма и энергия орбиталей (электронных облаков) взаимно изменяются и образуются

орбитали (облака) новой одинаковой формы и одинаковой энергии. Число гибридных орбиталей(q) равно числу исходных. Ответ на поставленный вопрос отражен в табл. 3.

Если в гибридизации участвуют одна s- и одна p-орбитали (sp-гибриди-зация), то образуются две равноценные sp-орбитали; из одной s- и двух p-орбиталей (sp2-гибридизация) образуются три sp2-орбитали и т.д.

Гибридные  облака,  соответствующие  данному  типу  гибридизации,  располагаются  в  атоме  так, чтобы взаимодействие между электронами было минимальным, т.е. как можно дальше друг от друга.

Поэтому при sp-гибридизации электронные облака ориентируются в противоположных направлениях,  при sp2-гибридизации - в направлениях, лежащих в одной плоскости и составляющих друг с другом углы в120°(т.е. в направлениях к вершинам правильного треугольника), при sp3-гибридизации- к вершинам тетраэдра (угол между этими направлениями составляет109°28'), при sp3d2-гибридизации – к вершинам октаэдра (т.е. по взаимно перпендикулярным направлениям).

Задачи

236 Какую химическую связь называют ковалентной? Опишите ее основные свойства.

237  Почему при образовании ковалентной связи расстояние между атомами строго определенно? Как оно называется?

238  Что называется кратностью связи? Как влияет увеличение кратности связи на ее длину и энергию?

239  Определите ковалентность и степень окисления:

а) углерода в молекулах C2H6; C2H5OH; CH3COOH; CH3Cl;

б) хлора в молекулах NaCl, NaClO3, NaClO4, Ca(ClO)2;

в) серы в молекулахNa2S2O3, Na2S, Na2SO4.

240 Какая из связей Сa – H, C – Cl, Br – Cl является наиболее полярной и почему? (табл. 2)

241  Объясните почему максимальная ковалентность фосфора может быть равной 5, а у азота такое валентное состояние отсутствует?

242  Пользуясь значениями относительных электроотрицательностей (табл. 2) определите степень ионности связи в молекулах:

а) CH4, CCl4, CO2;

б) NH3, NO, Mg3N2;

в) LiCl, LiI, Li2O;

г) HF, HCl, HBr;

д) SO2, SeO2, TeO2;

е) CO2, SiO2, SnO2.

243  Какой тип гибридизации электронных облаков в молекулах: а) BCl3; б) CaCl2; в) GeCl4; г) SiCl4; д) ZnI2; е) ВеН2? Какую пространственную конфигурацию имеют эти молекулы?

244 Какая из связей K - S, H - S, Br -S, C - S наиболее полярна и почему (табл.2)?

245 В сторону какого атома смещается электронная плотность в молекулах H2O, NaH, HI, CH4?

246  Какую ковалентную связь называют полярной? Что служит количественной мерой полярности ковалентной связи?

247  Какую химическую связь называют водородной? Между молекулами каких веществ она образуется? Почему HF и H2O, имея  меньшую  молекулярную  массу,  плавятся  и  кипят  при  более высоких температурах, чем их аналоги?

248  Какие  кристаллические  структуры  называют  ионными,  атомными,  молекулярными  и металлическими? Кристаллы каких веществ: алмаз, хлорид натрия, диоксид углерода, цинк - имеют указанные структуры?

249  Какую химическую связь называют ионной? Каков механизм ее образования? Какие свойства ионной связи отличают ее от ковалентной? Приведите примеры типичных ионных соединений.

250  Какую химическую связь называют дативной? Каков механизм ее образования? Приведите пример.

251  Какие силы молекулярного взаимодействия называют ориентационными, индукционными и дисперсионными? Когда возникают эти силы и какова их природа?

252  В ряду галогеноводородов HCl, HBr, HI электрические моменты диполей молекул равны 3,5•10-30, 2,6•10-30, 1,4•10-30 Кл•м соответственно. Как изменяется характер химической связи в этих молекулах?

253  Какое состояние электрона, атомных орбиталей или атомов в целом называют валентным?

Сколько валентных состояний возможно для атомов кислорода и серы, фтора и хлора?

254  Какой  способ  образования  ковалентной  связи  называют  донорно- акцепторным? Какие химические связи имеются в ионах NH4+и BF4-? Укажите донор и акцептор?

255  Электрический момент диполя молекул сероводорода и диоксида серы равны 3,1•10-30 и 2,0•10-30 Кл•м. Какая из этих молекул более полярна?

256  Электрический момент диполя молекул метана, аммиака, воды и хлороводорода равны 0; 4,7•10-30; 6,1•10-30; 3,5•10-30 Кл•м. Какая из этих молекул более полярна?

257  Почему  молекула  диоксида  углерода  неполярна,  хотя  связь  углерод- кислород  имеет электрический момент диполя 0,37•10-30 Кл•м?

258  Каково  взаимное  расположение  электронных  облаков  при sp2-гибри-дизации? Приведите примеры. Какова пространственная структура этих молекул?

259 Энергия связи в молекулах этилена и ацетилена равна 383,2 и 433,7 кДж/моль соответственно. В какой молекуле связь наиболее прочная?

260 В чем причина различной пространственной структуры молекул хлорида бора и аммиака?

Термохимия. Законы термохимии

Науку  о  взаимных  превращениях  различных  видов  энергии  называют  термодинамикой. Термодинамика  устанавливает  законы  этих превращений,  а  также  направление  самопроизвольного течения различных процессов в данных условиях. При химических реакциях происходят глубокие качественные изменения в системе, перестройка электронных структур взаимодействующих частиц. Эти изменения сопровождаются поглощением или выделением энергии. В большинстве случаев этой энергией является теплота. Раздел термодинамики, изучающий  тепловые  эффекты  химических  реакций,  называют  термохимией.  Реакции,  которые сопровождаются выделением теплоты, называют экзотермическими, а те, которые сопровождаются поглощением  теплоты, -  эндотермическими.  Теплоты  реакций  являются,  таким  образом,  мерой изменения свойств системы, и знание их может иметь большое значение при определении условий протекания тех или иных реакций.

При любом процессе соблюдается закон сохранения энергии как проявление более общего закона природы - закона  сохранения  материи.  Теплота Q, поглощается  системой,  идет  на  изменение  ее внутренней энергии ∆U и на совершение работы А:

Q = ∆U + A. (4.1.1)

Внутренняя энергия системы U - это общий ее запас, включающий энергию поступательного и вращательного движения молекул, энергию внутримолекулярных колебаний атомов и атомных групп, энергию движения электронов, внутриядерную энергию и т.д. Внутренняя энергия - полная энергия

системы  без  потенциальной  энергии,  обусловленной  положением  системы  в  пространстве,  и  без кинетической  энергии  системы  как  целого.  Абсолютное  значение  внутренней  энергии U веществ определить невозможно, так как нельзя привести систему в состояние, лишенное энергии. Внутренняя энергия,  как  и  любой  вид  энергии,  является  функцией  состояния,  т.е.  ее  изменение  однозначно определяется начальным и конечным состоянием системы и не зависит от пути перехода, по которому

протекает процесс:

∆U = U2- U1,

где ∆U - изменение внутренней энергии системы при переходе от начального состоянияU1 в конечное U2.

ЕслиU2> U1, то ∆U > 0. ЕслиU2< U1, то ∆U < 0.

Теплота и работа функциями состояния не являются, ибо они служат формами передачи энергии и связаны с процессом, а не с состоянием системы. При химических реакциях А - это работа против внешнего давления, т.е. в первом приближении:

А= Р ∆V,

где ∆V - изменение объема системы(V2- V1).

Так  как  большинство  химических  реакций  протекает  при  постоянном  давлении  и  постоянной температуре, то для изобарно-изотермического процесса(Р= const, T = const) теплота:

Qp= ∆U + Р∆V;

Qp= (U2– U1) + Р(V2– V1);

Qp= (U2+ РV2) - (U1+ РV1).

Сумму U + РV обозначим через Н,  тогда: Qp= H2- H1= ∆H.

Величину Н называют энтальпией. Таким образом, теплота при Р= соnst и Т= соnst приобретает свойство функции состояния и не зависит от пути, по которому протекает процесс. Отсюда теплота реакции в изобарно-изотер-мическом процессе QP равна изменению энтальпии системы ∆Н (если един-ственным видом работы является работа расширения):

Qp = ∆H.

Энтальпия,  как  и  внутренняя  энергия,  является  функцией  состояния;  ее  изменение(∆H) определяется  только  начальным  и  конечным  состоянием  системы  и  не  зависит  от  пути  перехода.

Нетрудно видеть, что теплота реакции в изохорно-изотермическом процессе (V = const; Т= сonst), при котором ∆V = 0, равна изменению внутренней энергии системы:

Qv= ∆U.

Теплоты химических процессов, протекающих при Р, Т= const и V,T = const, называются тепловыми эффектами.

При  экзотермических  реакциях  энтальпия  системы  уменьшается  и  ∆H < 0 (Н2< H1), а  при эндотермических реакциях энтальпия системы увеличивается и ∆H > 0 (Н2> H1). В дальнейшем тепловые эффекты выражаются через ∆H.

В основе термохимических расчетов закон Гесса(1840 г.):

тепловой  эффект  реакции  зависит  только  от  природы  и  физического  состояния  исходных веществ и конечных продуктов, но не зависит от пути перехода. 

В  термохимических  расчетах  применяют  чаще  следствие  из  закона  Гесса:  тепловой  эффект реакции (∆Hх.р.) равен сумме теплот образования ∆Hобр продуктов реакции за вычетом суммы теплот образования исходных веществ с учетом стехиометрических коэффициентов:

∆Hх.р= Σ∆Hпродобр - Σ∆Hисх обр. (4.1.2)

П р и м е р   Исходя из теплоты образования газообразного диоксида углерода (∆H0 = -393,5 кДж/моль) и термохимического уравнения реакции:

С(графит) + 2N2O(г)= CO2(г) + 2N2(г) ;  ∆H0= -557,5 кДж                                    (1)

вычислите теплоту образования N2O(г). 

Решение  Обозначив искомую величину через х, запишем термохимическое уравнение реакцииобразования N2O из простых веществ:

N2(г) + 1/2О2(г) = N2O(г); ∆H01= х кДж.                          (2)

Запишем также термохимическое уравнение реакции образованияCO2(г) из простых веществ:

С (графит) + O2(г) = CO2(г);  ∆H02= -393,5 кДж.                  (3)

Из  уравнений  реакций (2) и(3) можно  получить  уравнение  реакции (1). Для  этого  умножим уравнение (2) на два и вычтем найденное уравнение из уравнения (3). Имеем:

С(графит) + 2N2O(г) = CO 2(г) + 2N 2(г); ∆H0 = (-393,5 - 2х) кДж.            (4)

Сравнивая уравнения (1) и (4), находим: -393,5 -2х= -557,5.

Отсюда х= 82,0 кДж/моль.

П р и м е р  Пользуясь данными табл. 4, вычислите ∆H0 реакции:

2Mg(к)+ СО2(г) = 2МgО(к)+ С(графит).

Решение  Стандартные энтальпии образования СО2(г) и МgО(к) равны соответственно - 393,5 и - 601,8 кДж/моль(стандартные  энтальпии  образования  простых  веществ  равны  нулю). ∆H0 реакциина ходим по уравнению (4.1.2.)

∆H0= 2∆H0MgO - ∆H0CO2= 2(-601,8) + 393,5 = -810,1 кДж.

П р и м е р  Рассчитайте теплоту сгорания метана и количество теплоты, которое выделится при сгорании100 дм3 этого вещества.

Решение   Под теплотой сгорания вещества подразумевают тепловой эффект реакции окисления одного моля этого соединения. В случае органического соединения продуктами окисления обычно бывают СО2(г) и Н2О(г). 

Реакцию сгорания метана можно представить уравнением:

СН4(г) + 2О2(г) = СО2(г) + 2Н2О(г)            (1)

Используя  следствие  закона  Гесса  и  стандартные  энтальпии  образования  веществ (табл. 4),

определяем изменение энтальпии при протекании реакций:

или

∆Η0= -393,5 + 2(-241,8) - (-74,9) = -402,2 кДж.

∆Η0= -Q, следовательно, при сгорании одного моля СН4 выделяется 402,2 кДж теплоты.

ν(СН4) = 100 дм3/22,4дм3 = 4,46 моль.

Количество теплоты при сгорании 4,46 моль составит

4,46•402,2 = 1795,5 кДж.

Самопроизвольно  могут  протекать  реакции,  сопровождающиеся  не  только  выделением,  но  и поглощением теплоты.

Реакция, идущая при данной температуре с выделением теплоты, при другой температуре проходит с  поглощением  теплоты.  Здесь  проявляется  диалектический  закон  единства  и  борьбы противоположностей. С одной стороны, система стремится к упорядочению (агрегации), к уменьшению Н;  с  другой  стороны,  система  стремится  к  беспорядку (дезагрегации). Первая  тенденция  растет  с понижением, а вторая - с повышением температуры. Тенденцию к беспорядку характеризует величина,  которая называется энтропией.

Энтропия S, так же как внутренняя энергия U, энтальпия Н, объем V и др., является свойством вещества, пропорциональным его количеству. S, U, H, V обладают аддитивными свойствами. Энтропия отражает движение частиц вещества и является мерой неупорядоченности системы. Она возрастает с

увеличением  движения  частиц:  при  нагревании,  испарении,  плавлении,  расширении  газа,  при ослаблении  или  разрыве  связей  между  атомами  и  т.п.  Процессы,  связанные  с  упорядоченностью системы; конденсация, кристаллизация, сжатие, упрочнение связей, полимеризация и т.п., - ведут к

уменьшению энтропии. Энтропия является функцией состояния, то есть ее изменение(∆S) зависит только от начального(S1) и конечного(S2) состояния и не зависит от пути процесса:

∆Sх.р.= ΣS0прод- ΣS0исх.          (4.1.3)

∆S = S2– S1.  ЕслиS2> S1, то ∆S > 0.  ЕслиS2< S1, то ∆S<0.

Так как энтропия растет с повышением температуры, то можно считать, что мера беспорядка ≈ Т∆S.

Энотропия выражается в Дж/(моль К). Таким образом, движущая сила процесса складывается из двух составляющих: стремления к упорядочению (Н) и стремления к беспорядку (T∆S). При Р = const и Т= const общую движущую силу процесса, которую обозначают ∆G, можно найти из соотношения:

∆G = (Н2- H1) - (TS2- TS1); ∆G = ∆H - T∆S.       (4.1.4)

Величина G называется изобарно-изотермическим потенциалом или энергией Гиббса. Итак, мерой химического сродства является убыль энергии Гиббса (∆G), которая зависит от природы вещества, его количества и от температуры. Энергия Гиббса является функцией состояния, поэтому:

∆Gх.р.= Σ∆Gпродобр- Σ∆Gисхобр.             (4.1.5)

Самопроизвольно протекающие процессы идут в сторону уменьшения потенциала, в частности, в сторону  уменьшения ∆G. Если  ∆G < 0, процесс  принципиально  осуществим; если ∆G > 0, процесс самопроизвольно проходить не может. Чем меньше ∆G, тем сильнее стремление к протеканию данного процесса и тем дальше он от состояния равновесия, при котором

∆G = 0 и ∆H = T∆S.

Из  соотношения  ∆G = ∆H - T∆S видно,  что  самопроизвольно  могут  протекать  процессы,  для которых ∆H > 0 (эндотермические). Это возможно, когда ∆S >0, |T∆S| > | ∆H|, и тогда ∆G < 0. C другой стороны, экзотермические реакции (∆H < 0) самопроизвольно не протекают, если при ∆S < 0 окажется,

что ∆> 0.

Значения стандартных энтальпий образования ∆H0, энтропии S0 и энергия Гиббса ∆G0 образования некоторых веществ при 298 К(25 °С) и давлении 1атм = 101325 Па= 760 мм.рт.ст представлены в табл. 4.

П р и м е р  В каком состоянии энтропия 1 моль вещества больше: в кристаллическом или в парообразном при той же температуре?

Решение  Энтропия  есть  мера  неупорядоченности  состояния  вещества.  В кристалле  частицы (атомы,  ионы)  расположены  упорядоченно  и  могут  находиться  лишь  в  определенных  точках пространства, а для газа таких ограничений нет. Объем 1 моль газа гораздо больше, чем объем 1 моль

кристаллического  вещества;  возможность  хаотичного  движения  молекул  газа  больше.  А  так  как энтропию  можно  рассматривать  как  количественную  меру  хаотичности  атомно-молекулярной структуры  вещества,  то  энтропия 1 моль  паров  вещества  больше  энтропии  его  кристаллов  при

одинаковой температуре.

П р и м е р  Исходя из значений стандартных теплот образования и абсолютных стандартных энтропий соответствущих веществ (табл. 4) вычислите 0G∆ реакции, протекающей по уравнению:

NH3(г) + НСl (г) = NH4Cl (кр).

Может ли эта реакция при стандартных условиях протекать самопроизвольно?

Решение  Энергия Гиббса (∆G0) является функцией состояния и вычисляется из соотношения (4.1.4). Величины ∆H0 и ∆S0 находим из соотношений (4.1.2):

Так как ∆G < 0, то реакция протекает самопроизвольно при стандартных условиях.

П р и м е р  Реакция восстановления Fe2O3 водородом протекает по уравнению:

Fe2O 3(кр) + 3H2(г) = 2Fe(кр) + 3H2O(г); ∆H = + 96,61 кДж.

Возможна  ли  эта  реакция  при  стандартных  условиях,  если  изменение  энтропии ∆S = 0,1387 кДж/(моль•K)? При какой температуре начнется восстановлениеFe2O3?

Решение  Вычисляем ∆G реакции:

∆G = ∆H - T∆S = 96,61 - 298•0,1387 = +55,28 кДж.

Так как ∆G > 0, то реакция при стандартных условиях невозможна; наоборот, при этих условиях идет обратная реакция окисления железа (коррозия).

Найдем температуру, при которой ∆G = 0:

∆H = T∆S; T = ∆H/ ∆S = 96,61/0,1387 = 696,5 К.

Следовательно,  при  температуре 695,5 К  начнется  реакция  восстановленияFe2O3.  Иногда  эту температуру называют температурой начала реакции.

П р и м е р Вычислите ∆H0х.р, ∆S0х.р, ∆G0T реакции, протекающей по уравнению:

Fe2O3(кр)+ 3С(графит)= 2Fe(кр) + 3CO(г).

Возможна ли реакция восстановления Fe2O3 углеродом при температурах 500 и 1000 К?

Решение  ∆Hх.р. и ∆Sх.р находим из соотношений (4.1.2) и (4.1.3), как в примере 4.1.5:

∆Hх.р. = [3(-110,53) + 2•0] - [-822,16+3•0] =

= -331,56 + 822,10 = +490,57 кДж;

∆Sх.р= (2•27,15 + 3•197,55) - (87,45 + 3•5,74) = 542,28 Дж/К.

Энергию Гиббса при соответствующих температурах находим из соотношения(4.1.4):

∆G500= 490,57 - 500•542,28/1000 = 219,43 кДж;

∆G1000= 490,57 - 1000•542,28/1000 = -51,71 кДж.

Так  как  ∆G500> 0, а  ∆G1000< 0, то  восстановлениеFe2O3  углеродом  возможно  при1000 К  и невозможно при500 К.

Задачи

При решении задач данного раздела использовать таблицу 4.

261  Теплоты растворения сульфата меди (CuSO4) и медного купороса (CuSO4•5H2O), равны -66,11 кДж и 11,72 кДж соответственно. Вычислите теплоту гидратации сульфата меди.

262  Вычислите тепловой эффект и напишите термохимическое уравнение реакции горения одного моля этана (C2H6(г)), в результате которой образуются пары воды и диоксид углерода. Сколько теплоты выделится при сгорании этана объемом 1м3 (н.у.)?

263  Реакция горения бензола выражается термохимическим уравнением: C6H6(ж) + 7/2O2(г) = 6CO2(г) + 3H2O(г). Вычислите тепловой эффект этой реакции.  

264  Газообразный этиловый спирт можно получить при взаимодействии этилена и водяных паров. Напишите термохимическое уравнение этой реакции, вычислите ее тепловой эффект.

265  Напишите  термохимическое  уравнение  реакции  взаимодействия  оксида  углерода(II)  и водорода, в результате которой образуются газообразные метан и вода. Сколько теплоты выделится при этой реакции, если был получен метан объемом 67,2 дм3 (н.у.)?

266  Кристаллический хлорид аммония образуется при взаимодействии газообразных аммиака и HCl. Напишите термохимическое уравнение этой реакции, вычислите ее тепловой эффект. Сколько теплоты выделится, если в реакции был израсходован аммиак объемом10 дм3(н.у.)?

267  При  сгорании  газообразного  аммиака  образуются  пары  воды  и  оксид  азота (II). Сколько теплоты выделится при этой реакции, если был получен оксид азота (II) объемом 44,8 дм3(н.у.)?

268 Реакция горения метилового спирта выражается термохимическим уравнением:

CH3OH(ж) + 3/2O2(г) = CO2(г) + 2H2O(ж).

Вычислите тепловой эффект этой реакции.

269  При взаимодействии газообразных сероводорода и диоксида углерода образуются пары воды и газообразный сероуглерод (CS2). Напишите термохимическое уравнение этой реакции и вычислите ее тепловой эффект.

270  На  основании  значений  ∆G0,  различных  кислородных  соединений  щелочных  металлов, приведенных в табл. 5, определите образование каких соединений наиболее характерно для различны щелочных металлов.

Таблица5

Чем можно объяснить наблюдаемые закономерности?

271  При взаимодействии 1 моля водорода и 1 моля селена поглотилось 77,4 кДж тепла. Вычислите энтальпию образования селеноводорода.

272  При взаимодействии2 молей мышьяка и3 молей водорода поглотилось 370 кДж тепла. Вычислите энтальпию образования арсина.

273  При взаимодействии 1 моля водорода и 1 моля хлора выделилось 184 кДж тепла. Вычислите энтальпию образования хлороводорода.

274  При образовании 1 моля воды из простых веществ выделилось 242 кДж тепла. Чему равна энтальпия образования воды?

275  При взаимодействии 1 моля азота и 3 молей водорода выделилось 93 кДж тепла. Чему равна энтальпия образования аммиака?

276  Вычислите,  какое  количество  теплоты  выделится  при  восстановлении  оксида  железа (III)  металлическим алюминием, если было получено железо массой 335,1 г.

277  При сжигании графита образовался диоксид углерода массой 8,86 г и выделилось 79,2 кДж тепла. Вычислите теплоту образования диоксида углерода.

278  При разложении карбоната магния на оксид магния и диоксид углерода поглощается 100,7  кДж тепла. Вычислите теплоту образования карбоната магния.

279  При  сгорании  жидкого  этилового  спирта  массой 11,5 г  выделилось 308,71 кДж  тепла. Напишите термохимическое уравнение реакции, в результате которой образуются пары воды и диоксид углерода. Вычислите теплоту образования C2H5OH(ж).

280  При восстановлении оксида железа (III) массой 80,0 г алюминием (реакция алюмотермии) выделяется 426,3 кДж тепла. При сгорании металлического алюминия массой 5,4 г выделяется167,3 кДж тепла. На основании этих данных вычислите теплоту образования оксида железа (III).

281  Вычислите  ∆G0 реакций  образования AgГ(т) и CaГ2(т)  из  ионов  в  растворе,  использовав термодинамические данные, приведенные в табл. 6.

Таблица 6

-?

Как  изменяется  растворимость AgГ  и CaГ2  в  ряду F-→Cl-→Br- →I-? Сопоставьте  характер изменения в этом ряду значений ∆G0обр. и ПР. Величины ПР для галогенидов серебра в этом ряду имеют следующие значения(кроме фторида серебра) 1,8•10-10; 5,3•10-13; 8,37•10-17соответственно. Почему для фторида серебра отсутствуют данные по ПР?

282 Реакция горения аммиака выражается термохимическим уравнением:

4NH3(г)+ 3O2(г) = 2N2(г) + 6Н2О(ж);

 ∆H0= -1530,28 кДж.

Вычислите теплоту образования аммиака.

283  При взаимодействии железа массой 6,3 г с серой выделилось 11,31 кДж тепла. Вычислите теплоту образования сульфида железа (II).

284  При  сгорании  ацетилена  объемом 1 дм3 (н.у.)  выделяется 56,053 кДж  тепла.  Напишите термохимическое уравнение реакции, в результате которой образуются пары воды и диоксид углерода.  Вычислите теплоту образования газообразного ацетилена.

285 Вычислите теплоту образования NO(г), исходя из следующих термохимических уравнений:

4NH3(г) + 5O2(г) = 4NO(г) + 6H2O(ж); 

∆H0= -1168,80 кДж;

4NH3(г) + 3O2(г) = 2N2(г) + 6H2O(ж);

∆H0= -1530,28 кДж.

286  Вычислите  теплоту  образования  газообразного  метана,  исходя  из  следующих термохимических уравнений:

H2(г) + 1/2O2(г) = H2O(ж);

∆H0= -285,84 кДж;

С(графит) + O2(г) = CO2(г);

∆H0= -393,51 кДж;

CH4(г) + 2O2(г) = 2H2O(ж) + CO2(г);

 ∆H0= -890,31 кДж.

287 Рассчитайте ∆G0 реакций:

а) CO(г) + 1/2O2(г) = CO2(г);

б) 1/2N2(г) + 3/2H2(г) = NH3(г);

в) C6H6(ж) + NH3(г) = H2(г) + C6H5NH2(ж).

288 При какой температуре наступит равновесие системы:

4HCl(г) + O2(г) = 2H2O(г) + 2Сl2(г);  ∆H0= -114,42 кДж?

289 Восстановление Fe3O4 оксидом углерода идет по уравнению:

Fe3O4(кр) + CO(г) = 3FeO(кр) + СO2(г).

Вычислите ∆G0и сделайте вывод о возможности самопроизвольного протекания этой реакции при стандартных условиях. Чему равно ∆S0  в этой реакции?

290 Вычислите ∆G0 и ∆S0 реакции горения ацетилена:

C2H2(г) + 5/2O2(г) = 2СO2(г) + H2O(ж).

291 Чем можно объяснить, что при стандартных условиях невозможна экзотермическая реакция:

H2(г) + CO2(г) = CO(г) + H2O(ж); 

∆H0= -2,85 кДж?

На  основании  стандартных  значений ∆Η0 и S0 соответствующих  веществ определите  ∆G0 этой реакции.

292  Исходя из значений стандартных теплот образования и абсолютных стандартных энтропий соответствующих веществ вычислите ∆G0 реакций, протекающих по уравнениям:

а) CS2(г) + 3O2(г) = CO2(г) + 2SO2(г);

б) Al2O3(кр) + 2Cr(кр) = Сr2O3(кр) + 2Al(кр);

в) CaO(кр) + CO2(г) = CaCO3(кр);

г) 2PbS(кр) + 3O2(г) = 2PbO(кр) + 2SO2(г).

293 При какой температуре наступит равновесие систем:

а) CO(г) + 2H2(г) = CH3OH(ж); ∆H0= -128,05 кДж;

б) СH4(г) + СO2(г) = 2CO(г) + 2H2(г); ∆H0= 247,37 кДж;

в) Fe3O4(кр) + CO(г) = 3FeO(кр) + CO2(г);  ∆H0= 34,55 кДж;

г) PCl5(г) = PCl3(г) + Сl2(г) ;  ∆H0 = 92,59 кДж.

294  Уменьшается или увеличивается энтропия при переходах:

а) воды в пар;

б) графита в алмаз?

Почему? Вычислите  ∆S0 для  каждого  превращения.  Сделайте  вывод  о  количественном  изменении энтропии при фазовых и аллотропических превращениях.

295  Не  производя  вычислений,  укажите,  для  каких  из  перечисленных  процессов  изменение энтропии положительно:

а) MgO(кр) + H2(г) = Mg(кр) + H2O(ж); 

б) C(графит) + CO2(г) = 2CO(г); 

в) CH3COOH = CH3COO-+ H+;

г) 4HCl(г) + O2(г) = 2Cl2(г) + 2H2O(г); 

д) NH4NO3(кр) = N2O(г)+ 2H2O(г). 

296  При стандартных условиях теплота полного сгорания белого фосфора равна 760,1 кДж/моль, а теплота полного сгорания черного фосфора равна 722,1 кДж/моль. Чему равна теплота превращения черного фосфора в белый при стандартных условиях?

Скорость химической реакции

Скорость химической реакции измеряется количеством вещества, вступающего в реакцию или образующегося в результате реакции в единицу времени на единицу объема (для гомогенной системы) или на единицу поверхности раздела фаз (для гетерогенной системы).

В  случае  гомогенного  процесса,  протекающего  при  постоянном  объеме,  скорость  реакции может  быть  определена  изменением  концентрации  какого  либо  из  реагирующих  веществ  за единицу времени.

Для вещества, вступающего в реакцию, это определение может быть выражено уравнением:

v= -∆с/∆t ,              (4.2.1)

а для образующегося вещества:

ν= ∆с/∆t ,              (4.2.2)

где ∆с- изменение концентрации вещества за время ∆t.

Знаки в правой части этих уравнений различны, так как в ходе реакции концентрации исходных веществ убывают (∆с< 0), а образующихся продуктов - возрастают(∆с> 0).

Скорость реакции зависит от природы реагирующих веществ, их концентрации, температуры и от присутствия в системе катализаторов. Зависимость скорости реакции от концентраций определяется законом  действия  масс:  при  постоянной  температуре  скорость  химической  реакции  прямопропорциональна произведению молярных концентраций реагирующих веществ. 

Так для реакции типа:  А+ B ↔AB

закон действия масс выражается следующим уравнением:

ν= k[A][B],

где[A] и[B] - концентрации вступающих в реакцию веществ моль/дм

3, k - константа скорости реакции, зависящая от природы реагирующих веществ.

Для реакции типа: A + 2B ↔AB2 по закону действия масс можно записать:

ν= k[A][B]2.         (4.2.3)

П р и м е р  Во сколько раз изменится скорость прямой и обратной реакции в системе:

2SO2(г) + O2(г) = 2SO3(г),

если объем газовой смеси уменьшить в три раза? В какую сторону сместится равновесие системы?

Решение  Обозначим концентрации реагирующих веществ:

[SO2] = a, [O2] = b, [SO3] = c. Согласно закону действия масс скорости (ν) прямой и обратной реакции до изменения объема будут равны:

v пр = ka2b; v обр= k1c2.

После уменьшения объема гомогенной системы в три раза концентрация каждого из реагирующих веществ увеличится в три раза: [SO2] = 3a, [O2]= 3b; [SO3] = 3c. При этих концентрациях скорости (ν) прямой и обратной реакции примут значения:

Так как, скорость прямой реакции увеличилась в 27 раз, а обратной- только в9 раз, следовательно равновесие системы сместилось в сторону образования SO3.

При  гетерогенных  реакциях  концентрации  веществ,  находящихся  в  твердой  фазе,  обычно  не изменяются в ходе реакции и поэтому не включаются в уравнение закона действия масс.

П р и м е р   Напишите выражения закона действия масс для реакций:

а) 2NO(г) + Cl2(г) = 2NOCl(г);

б) СaCO3(кр) = CaO(кр) + CO2(г).

Решение

а) ν= k[NO]2[Cl2].

б) Поскольку карбонат кальция- твердое вещество, концентрация которого не изменяется в ходе реакции,  искомое  выражение  будет  иметь  вид:  ν= k, т.е.  в  данном  случае  скорость  реакции  при определенной температуре постоянна.

П р и м е р Как изменится скорость реакции: 2NO(г) + O2(г) = 2NO2(г);

если уменьшить объем реакционной смеси в 3 раза?

Решение  До изменения объема скорость реакции выражалась уравнением: v= k[NO]2[O2].

Вследствие уменьшения объема концентрация каждого из реагирующих веществ возрастет в три раза. Следовательно:

ν` = k(3[NO])2(3[О2]) = 27k[NO]2[О2].

Сравнивая выражения для ν и ν`, находим, что скорость реакции возрастает в 27 раз.

Зависимость скорости реакции (или константы скорости реакции) от температуры может быть выражена уравнением:

νt+10/ νt= kt+10/kt= γ∆t/10

Здесь vt и kt- скорость и константа скорости реакции при температуре t °C; νt+10 и kt+10- те же величины  при температуре (t + 10) °C; γ- температурный коэффициент скорости реакции, значение которого  для  большинства  реакций  равно 2 - 4 (правило  Вант-Гоффа).  В  общем  случае,  если температура изменилась на t °C, последнее уравнение преобразуется к виду:

П р и м е р  Температурный коэффициент скорости реакции равен 2,8. Во сколько раз возрастет скорость реакции при повышении температуры от 20 до75 °С?

Решение  Поскольку ∆t = 55 °C, то обозначив скорость реакции при 20 и 75 °С соответственно через ν и ν`, можем записать:

ν/ν` = 2,855/10 = 2,85,5; lg ν`/ν= 5,5•lg2,8 = 5,5•0,447 = 2,4584.

Откуда: ν`/ν= 287. Скорость реакции увеличится в 287 раз.

П р и м е р  Растворение образца цинка в соляной кислоте при 20 °С заканчивается через 27 минут, а при 40 °С такой же образец металла растворяется за 3 минуты. За какое время данный образец цинка растворится при 55 °С?

Решение  Растворение цинка в соляной кислоте описывается уравне-нием:

Zn + 2HCl = ZnCl2+ H2↑.

Поскольку во всех трех случаях растворяется одинаковое количество образца, то можно считать что средняя скорость реакции обратно пропорциональна времени реакции. Следовательно при нагревании от 20 °С до40 °С скорость реакции увеличивается в 27/3 = 9 раз. Это означает, что коэффициент в уравнении Вант-Гоффа

который показывает, во сколько раз увеличивается скорость реакции υ при увеличении температуры на 10 °С, равен 3. Значит при нагревании до 55 °С скорость реакции увеличивается в 3(55-40)/10 = 5,2, а время реакции составит 3/5,2 = 0,577 мин, или 34,6 с.

П р и м е р   Энергия активации некоторой реакции в отсутствие катализатора равна 32,3•103Дж/моль, а в присутствии катализатора она равна 20,9•103 Дж/моль. Во сколько раз возрастет скорость этой реакции в присутствии катализатора при 25 °С.

Решение    Энергию  активации  реакции  без  катализатора  обозначим  Еа,  а  в  присутствии катализатора Е′а.  Соответственно  константы  скорости  этой  реакции  равны k и k/; отношение k/k/ показывает, во сколько раз скорость реакции в присутствии катализатора больше скорости этой же реакции без катализатора. Используя уравнение Аррениуса, запишем

Таким образом, k'/k = 102= 100, т. е. при данной температуре реакция протекает в 100 раз быстрее в присутствии катализатора

Задачи

297 Напишите выражение для скорости прямой реакции:

а) 2А+ B ↔A2B;

б) N2(г) + 3H2(г) ↔2NH3(г);

в) CO2(г) + С(кp) ↔2CO(г);

г) Fe3O4(кp) + 4СO(г) ↔3Fe(кp) + 4СO2(г).

Как изменятся скорости прямых реакций (а) и(б) при увеличении концентрации исходных веществ в два раза?

298  Во сколько раз увеличится скорость реакции взаимодействия водорода и брома H2(г) + Br2(г) ↔ 2HBr(г), если концентрации исходных веществ увеличить в2 раза?

299 Чему равна скорость обратной реакции:

CO(г)+ H2O(г) ↔CO2(г) + H2(г), 

если концентрации [CO2] = 0,30 моль/дм3; [H2] = 0,02 моль/дм3; k = 1?

300 Начальная концентрация исходных веществ в системе:

CO(г) + Cl2(г) ↔ CОCl 2(г) была равна (моль/дм3): [CO] = 0,3; [Cl2] = 0,2. Во сколько раз увеличится скорость реакции, если повысить концентрации: CO до 0,6 моль/дм3, а Cl2 до1,2 моль/дм3?

301  Концентрации NO и O2, образующих NO2, были соответственно равны 0,03 и 0,05 моль/дм3.

Чему равна скорость реакции?

302 Как изменится скорость прямой реакции: 4NH3(г) + 5O2(г) ↔4NO(г) + 6H2O(г), если увеличить давление системы в два раза?

303 Как изменится скорость прямой реакции:

2CO(г) + O2(г)  ↔2CO2(г), если увеличить давление системы в три раза?

304 Как изменится скорость реакции горения серы:

S(г) + O2(г) ↔SO2(г), если уменьшить объем системы в 5 раз?

305 Как изменится скорость химической реакции:

2Al(кр) + 3Cl2(г) = 2AlCl3(кр), если давление системы увеличится в 2 раза?

306  Во  сколько  раз  увеличится  скорость  реакции,  если  температура  повысилась  на 30°,  а температурный коэффициент равен 3?

307  Вычислите температурный коэффициент скорости некоторых реакций, если при повышении температуры: а) от 283 до 323 К скорость реакции увеличилась в16 раз; б) от 323 до 373 К скорость реакции увеличилась в 1200 раз.

308  На сколько градусов нужно повысить температуру, чтобы скорость реакции увеличилась в 81 раз, если температурный коэффициент скорости равен 3?

309  Чему  равен  температурный  коэффициент  скорости  реакции,  если  при  увеличении температуры на 30 градусов скорость возрастает в 27 раз?

310 Во сколько раз возрастает скорость реакции при повышении температуры на 50 °, если γ= 2?

311  На сколько градусов надо повысить температуру реакции, чтобы ее скорость увеличилась в 729 раз (γ= 3)?

312  При увеличении температуры реакции на 60° скорость реакции возросла в 64 раза. Определите температурный коэффициент (γ).

313  При  повышении  температуры  на  20° скорость  реакции  возросла  в 9 раз.  Чему  равен температурный коэффициент этой реакции и во сколько раз увеличится ее скорость при повышении температуры на 30° и на100° ?

Химическое равновесие. Смещение химического равновесия

При  протекании  химической  реакции  концентрации  исходных  веществ  уменьшаются;  в соответствии с законом действия масс, это приводит к уменьшению скорости реакции. Если реакция обратима, т.е. может протекать как в прямом, так и в обратном направлениях, то с течением времени скорость обратной реакции будет возрастать, так как увеличиваются концентрации продуктов реакции.

Когда скорости прямой и обратной реакций становятся одинаковыми, наступает состояние химического равновесия и дальнейшего изменения концентраций участвующих в реакции веществ не происходит.

В случае обратимой химической реакции:

A + B ↔C + D

зависимость скоростей прямой (νпр) и обратной (νобр) реакций от концентраций реагирующих веществ выражается соотношениями:

νпр= k[A][B]; νобр= k[C][D].

В состоянии химического равновесия νпр= νобр, т.е.:

νпр= kпр[A][B]; νобр= kобр[C][D].

Откуда:

kпр            [C][D]   

── =   ────  = K,                  (4.3.1.)

Kобр       [A][B]

где K - константа равновесия.

Концентрации,  входящие  в  выражение  константы  равновесия,  называются  равновесными концентрациями. Константа равновесия - постоянная при данной температуре величина, выражающая соотношение  между  равновесными  концентрациями  продуктов  реакции (числитель)  и  исходных

веществ (знаменатель). Чем больше константа равновесия, тем "глубже" протекает прямая реакция, то есть тем больше выход ее продуктов.

В общем случае, для химической реакции протекающей по схеме:

aA + bВ+ ...= cC + dD + ....

справедливо выражение для константы равновесия:

K = [C]c[D]d/[A]a[B]b           (4.3.2)

В выражение константы равновесия гетерогенной реакции, как и в выражение закона действия масс, входят только концентрации веществ, находящихся в жидкой или газообразной фазе, так как концентрации твердых веществ остаются, как правило, постоянными.

П р и м е р В системе:

А(г)+ 2B(г) ↔ С(г)

равновесные концентрации равны (моль/дм3): [A] = 0,6; [B] = 1,2; [C] = 2,16. Определите константу равновесия реакции и исходные концентрации веществ A и B.

Решение  Константа равновесия этой реакции выражается уравнением:

K = [C]/[A][B]2.

Подставляя в него данные из условия задачи, получаем:

K = 2,16/0,6•1,22= 2,5

Для нахождения исходных концентраций веществ А и В учтем, что, согласно уравнению реакции, из 1 моля вещества А и 2 молей вещества В образуется 1 моль вещества С. Поскольку по условию задачи в каждом дм3 системы образовалось 2,16 моля вещества С, то при этом было израсходовано 2,16

моля вещества А и 2,16 • 2 = 4,32 моля вещества В. Таким образом, искомые исходные концентрации равны:

[А]исх.= 0,6 + 2,16 = 2,76 моль/дм3;

[B]исх.= 1,2 + 4,32 = 5,52 моль/дм3.

При изменении условий протекания реакции (температуры, давления, концентрации какого-либо из участвующих в реакции веществ) скорости прямого и обратного процессов изменяются неодинаково, и химическое равновесие нарушается. В результате преимущественного протекания реакции в одном из возможных направлений устанавливается состояние нового химического равновесия, отличающееся от исходного.  Процесс  перехода  от  одного  равновесного  состояния  к  новому  равновесию  называется смещением химического равновесия.

Направление  этого  смещения  подчиняется  принципу  Ле-Шателье:  если  на  систему, находящуюся в состоянии химического равновесия, оказать какое-либо воздействие, то равновесие сместится в таком направлении, что оказанное воздействие будет ослаблено.

Так,  повышение  температуры  приводит  к  смещению  равновесия  в  направлении  реакции, сопровождающейся поглощением теплоты, т.е. охлаждением системы; повышение давления вызывает смещение равновесия в направлении уменьшения общего числа молей газообразных веществ, то есть в направлении, приводящем к понижению давления; удаление из системы одного из продуктов реакции ведет  к  смещению  равновесия  в  сторону  прямой  реакции;  уменьшение  концентрации  одного  из исходных веществ приводит к смещению равновесия в направлении обратной реакции.

П р и м е р  В каком направлении сместится равновесие в системах:

а) CO(г) + Cl2(г) ↔ СOCl2(г);

б) H2(г) + I2(г) ↔2HI(г),

если при неизменной температуре увеличить давление путем уменьшения объема газовой смеси?

Решение   а) протекание реакции в прямом направлении приводит к уменьшению общего числа молей  газов,  т.е.  к  уменьшению  давления  в  системе.  Поэтому,  согласно  принципу  Ле-Шателье,  повышение давления вызывает смещение равновесия в сторону прямой реакции.

б)  протекание  реакции  не  сопровождается  изменением  числа  молей  газов  и  не  проводит, следовательно,  к  изменению  давления.  В  этом  случае  изменение  давления  не  вызывает  смещения равновесия.

Задачи

314  Реакция  идет  по  уравнению:  А+ 2B ↔C; константа  ее  скорости  при  определенной температуре  равна 0,4, а  начальные  концентрации  составляли(моль/дм3): [А] = 0,3  и [B] = 0,5.

Вычислите скорость этой реакции при той же температуре в начальный момент и после того, как прореагирует 0,1 моль/дм3 вещества А.

315  Начальные концентрации веществ, участвующих в реакции:

N2(г) + 3H2(г) ↔2NH3(г), равны (моль/дм3): [N2] = 1,5; [H2] = 2,5; [NH3] = 0. Каковы концентрации азота и водорода в момент, когда концентрация аммиака стала равной 0,5 моль/дм3?

316 В начальный момент протекания реакции:

CO(г) + H2O(г) ↔CO2(г) + H2(г)

концентрации были равны (моль/дм3):

[CO] = 0,30; [H 2O] = 0,40; [CO2] = 0,40; [H2] = 0,05.

Вычислите концентрации всех веществ в момент, когда прореагирует 50% воды.

317 Пентахлорид фосфора диссоциирует при нагревании по уравнению:

PCl5(г) ↔ PCl3(г) + Cl2(г).

Вычислите константу равновесия этой реакции, если из 3 молей PCl5, находящихся в закрытом сосуде емкостью 10 дм3, подвергается разложению 2,5 моля.

318 Чему равна константа равновесия реакции:

4HCl(г) + O2(г) ↔2H2O(г) + 2Cl2(г),

если равновесные концентрации (моль/дм3) равны: [Cl2] = 0,04; [H2O] = 0,20; [HCl] = 0,08; [O2] = 0,10?

319 Найдите константу равновесия для реакции:

А(г)+ В(г) ↔ C(г) + D(г),

если исходные концентрации веществ А и В были равны по 0,8 моль/дм3, а равновесная концентрация вещества С равна 0,6 моль/дм3.

320 Рассчитайте константу равновесия реакции при 500 К:

PCl5(г) ↔ PCl3(г) + Cl2(г),

если к моменту равновесия продиссоциировало 54 % PCl5, а исходная концентрация PCl5 была равна1 моль/дм3.

321 Вычислите константу равновесия реакции: 2HBr(г) ↔H2(г) + Br2(г) ,

если  первоначальная  масса  бромистого  водорода  была  равна 0,809 г,  а  к  моменту  равновесия прореагировало5 % исходного вещества.

322  При некоторой температуре состав равновесной смеси в объеме10 дм3

был следующий: 11,2 г CO, 14,2 г Cl2, 19,8 г COCl2. Вычислите константу равновесия реакции: CO + Cl2 ↔COCl2 при данных условиях.

323 Чему равна константа равновесия реакции: 2SO2(г) + O2(г)  ↔2SO3(г),

если равновесные концентрации равны(моль/дм3):

[SO2]= 0,20; [O2] = 0,40; [SO3] = 0,08?

324. Константа равновесия реакции:

FeO(кр) + CO(г) ↔Fe(кр) + CO2(г)

при некоторой температуре равна 0,5. Найдите равновесные концентрации CO и СО2, если начальные концентрации этих веществ составляли (моль/дм3): [CO] = 0,05; [CO2] = 0,01.

325 Равновесие в системе: H2(г) + I2(г) ↔2HI(г) установилось при следующих концентрациях (моль/дм3):

[H2] = 0,25; [I2] = 0,05; [HI] = 0,90.

Определите исходные концентрации иода и водорода.

326 При некоторой температуре константа равновесия реакции:

2NO(г) + O2(г) ↔2NO2(г)

равна 2,2. Равновесные концентрации NO и O2 соответственно равны 0,02 моль/дм3 и 0,03 моль/дм3. Вычислите исходные концентрации NO иO2.

327  Исходные  концентрации  оксида  углерода (II)  и  паров  воды  соответственно  равны 0,08 моль/дм3. Вычислите равновесные концентрации CO, H2O иH2 в системе: CO + H2O ↔CO2+ H2, если равновесная концентрация CO2 равна 0,05 моль/дм3.

328 Константа равновесия реакции:

N2(г) + 3H2(г) ↔2NH3(г)

равна 0,1. Равновесные концентрации (моль/дм3) водорода и аммиака равны 0,6 и 0,2 соответственно. Вычислите начальную и равновесную концентрации азота.

329 В каком направлении сместится равновесие реакции:

2CO(г) + 2H2(г) ↔CH4(г) + CO2(г),

если давление в системе уменьшить в два раза?

330 В каком направлении сместится равновесие реакции:

CH4(г) + H2O(г) ↔ CO(г) + 3H2(г)

при увеличении объема системы в три раза?

331. Для реакцииN2+ 3H2 ↔2NH3 равновесные концентрации (моль/дм3) были: [N2] = 0,3; [H2] = 0,9; [NH3] = 0,4. Как изменится скорость прямой реакции, если увеличить давление в 5 раз? В каком направлении сместится равновесие при этом?

332  Как повлияет понижение температуры и давления на равновесие следующих гомогенных реакций:

а) 3O2 ↔2O3,  ∆H0 = +184,6 кДж;

б) 2CO + O2 ↔2CO2,  ∆H0 = -566,0 кДж;

в) N2+ 3H2 ↔2NH3,  ∆H0 = -92,4 кДж;

г) 2SO2+ O2 ↔2SO3,  ∆H0 = -196,6 кДж;

д) 4HCl + O2 ↔2H2O + 2Cl2,  ∆H0 = -114,5 кДж?

333 В системе:

CaCO3(кр) ↔CaO(кр) + CO2(г);  ∆H0 = +179 кДж

установилось равновесие. В какую сторону оно сместится при повышении температуры?

334  В системе: 3Fe2O3(кр) + H2(г) ↔2Fе3O4(кр) + H2O(г) установилось равновесие. В какую сторону оно сместится при повышении давления?

335 Как, изменяя давление можно повысить выход продуктов следующих реакций:

а) 2NO(г) + O2(г) ↔2NO2(г); 

б) N2O4(г) ↔ 2NO2(г); 

в) 2SO2(г) + O2(г) ↔2SO3( г);  

г) PCl5 (г) ↔PCl3 (г) + Сl2 (г);

д) CO2(г) + С(графит) ↔CO(г) ?

336 Действием каких факторов можно сместить равновесие указанных реакций вправо:

а) C(графит) + H2O(г) ↔ CO(г) + H2(г) - 129,89 кДж;

б) N2O4 ↔ 2NO2 - 54,47 кДж;

в) 2SO2 + O2 ↔ 2SO3 + 192,74 кДж?