II Общие закономерности химических процессов

Химические системы характеризуют такие величины как внутренняя энергия U, энтальпия H, энтропия S и энергия Гиббса G (изобарно-изотермический потенциал). Все они являются функциями состояния, то есть зависят только от состояния системы, но не от способа, которым это состояние достигнуто.

Протекание химической реакции сопровождается изменением внутренней энергии реагирующих систем. Если внутренняя энергия системы уменьшается (∆U<0), то реакция протекает с выделением энергии (экзотермические реакции). Если же внутренняя энергия системы возрастает (∆U>0), то процесс сопровождается поглощением энергии из внешней среды (эндотермические реакции).

Уравнения реакций, в которых количество выделенной или поглощенной теплоты записывается как член уравнения, называются термохимическими уравнениями.

Теплота, выделенная или поглощённая, входящая в уравнение как продукт реакции, называется тепловым эффектом реакции.

Количество теплоты, выделившейся или поглотившейся в результате реакции, зависит только от относительного запаса энергии продуктов и исходных веществ.

Относительный запас энергии, измеренный при постоянном давлении (изобарный процесс, p=const), называется энтальпией H. Изменение энтальпии ∆H равно тепловому эффекту химической реакции, протекающей в изобарно-изотермических условиях (p=const, T=const). В справочниках приводятся стандартные энтальпии образования (∆H^o₂₉₈), которые относятся к образованию 1 моль соединения из простых веществ в их устойчивых модификациях при t=25^oC (298K) и p=101,3кПа.

В основе расчётов тепловых эффектов реакций лежат следующие положения:

Закон Гесса. Тепловой эффект химической реакции зависит только от начального и конечного состояний участвующих в реакции веществ и не зависит от промежуточных стадий процесса (это одно из выражений закона сохранения энергии).

Из закона Гесса следует, что термохимические уравнения можно складывать, вычитать и умножать на численные множители.

Пример 7. Определить стандартное изменение энтальпии ∆H^o реакции горения метана

CH_4(г) + 2O_2(г) ═ CO_2(г) + 2H₂O_(г)

зная, что энтальпии образования CO_2(г), H₂O_(г) и CH_4(г) соответственно равны -393,5, -241,8 и -74,9 кДж/моль.

Р е ш е н и е. Запишем термохимические уравнения реакций образования CO₂, H₂O и CH₄ :

C_{(графит)} + O_2(г) ═CO_2(г) ; ∆H^o _CO2 ═ -393,5 кДж/моль (1)

H_2(г) + ½ O_2(г) ═ H₂O_(г) ; ∆H^o _H2O ═-241,8 кДж/моль (2)

C_{(графит)} + 2H_2(г) ═ CH_4(г) ; ∆H^o _CH4 ═-74,9 кДж/моль (3)

Сложив уравнение (1) с удвоенным уравнением (2) и вычтя из найденной суммы уравнение (3), получим термохимическое уравнение интересующей нас реакции:

CH_4(г) + 2O_2(г) ═ CO_2(г) + 2H₂O_(г) ;

∆H^o ═ ∆H^o _CO2 + 2 ∆H^o _H2O - ∆H^o _CH4

Используя данные задачи, для искомой величины найдём:

∆H^o ═ -393,5 – 241,8∙2 + 74,9 ═ -802,2 кДж.

Первое следствие из закона Гесса. Стандартное изменение энтальпии химической реакции равно сумме стандартных энтальпий образования продуктов реакции за вычетом суммы стандартных энтальпий образования исходных веществ.

∆H^o_хр═ ∑ ν_j∆H^o_{обр.прод.рек.} - ∑ ν_j∆H^o_{обр.исх.в-в} .

При каждом суммировании следует учитывать, в соответствии с уравнением реакции, число молей, участвующих в реакции веществ.

Пример 8. Пользуясь справочными данными, вычислить ∆H^o реакции:

2Mg_(к) + CO_2(г) ═ 2MgO_(к) + C_{(графит)}

Р е ш е н и е. По данным таблицы стандартные энтальпии образования

CO₂ и MgO равны соответственно -393,5 и -601,8 кДж/моль (напомним, что стандартные энтальпии образования простых веществ равны нулю). Отсюда для стандартной энтальпии реакции находим:

∆H^o ═ 2∆H^o_MgO - ∆H^o_CO2 ═ -601,8∙2 + 393,5 ═ -810,1 кДж

Направление, в котором самопроизвольно протекает химическая реакция, определяется совместным действием двух факторов: 1) тенденцией к переходу системы в состояние с наименьшей внутренней энергией ( с наименьшей энтальпией) и 2) тенденцией к достижению наиболее вероятного состояния, перехода из более упорядоченного состояния в менее упорядоченное ( с наибольшей энтропией). Энтропия является количественной мерой беспорядка в системе.

Энтропия S является термодинамической функцией состояния системы

S ═ R ln W,

где R-молярная газовая постоянная, 8,31 Дж/(моль∙К), W – термодинамическая вероятность системы.

Термодинамической вероятностью системы называется число микросостояний, с помощью которых осуществляется данное макросостояние.

Единица измерения энтропии - Дж/(моль∙К). Её значение увеличивается с ростом температуры и уменьшается с её понижением. При повышении давления энтропия газа уменьшается, а при понижении – увеличивается. Из изложенного выше ясно, что энтропия возрастает при переходе вещества из кристаллического состояния в жидкое и из жидкого в газообразное, при растворении кристаллов, при расширении газов, при химических взаимодействиях, приводящих к увеличению числа частиц и особенно частиц в газообразном состоянии. Напротив, все процессы, в результате которых упорядоченность системы возрастает (конденсация, полимеризация, сжатие, уменьшение числа частиц) сопровождаются уменьшением энтропии.

Пример 9. Не производя вычислений, определить знак изменения энтропии в следующих реакциях:

NH₄NO_3(к) ═ N₂O_(г) + 2H₂O_(г) (1)

2H_2(г) + O_2(г) ═ 2H₂O_(г) (2)

2H_2(г) + O_2(г) ═ 2H₂O_(ж) (3)

Р е ш е н и е. В реакции (1) 1моль вещества в кристаллическом состоянии образует 3моля газов, следовательно, ∆S₁ >0. В реакциях (2) и (3) уменьшается как общее число молей, так и число молей газообразных веществ, так что ∆S ₂ <0 и ∆S₃<0. При этом ∆S₃ имеет более отрицательное значение, чем ∆S₂, так как S_H2O(ж) < S_H2O(г).

Поскольку энтропия – функция состояния системы, её изменение ∆S в процессе химической реакции можно подсчитать, используя следствие закона Гесса:

∆S_хр ═ ∑ ν_j∆S^o_{j обр.прод.рек.} - ∑ ν_j∆S^o_{j обр.исх.в-в} .

Пример 10. Определите энтропию ∆S^о реакции

H₂S_(г) + Cl_2(г) ═ 2HCl_(г) + S_(к)

Р е ш е н и е. Поскольку энтропия – функция состояния системы, то её изменение ∆S^о_х.р. в процессе химической реакции можно подсчитать, пользуясь следствием из закона Гесса:

∆S^о_х.р. ═ 2S^о_HCl + S^о_S(к) – (S^о_H2S + S^о_Cl2 ).

Подставив соответствующие значения энтропии для каждого из веществ, взятые из таблицы, получаем:

∆S^о_х.р. ═ 2∙186,7 + 31,88 – 205,6 – 233 ═ - 23,32 Дж/К.

Суммарный эффект влияния энтальпии и энтропии на процессы, протекающие при постоянных температурах и давлении, отражается изменением изобарно-изотермического потенциала G (энергии Гиббса).

∆G ═ ∆H - T∆S.

Стандартную энергию Гиббса реакции рассчитывают по первому следствию из закона Гесса:

∆G^o_хр ═ ∑ ν_j∆G^o_{j обр.прод.рек.} - ∑ ν_j∆G^o_{j обр.исх.в-в} .

По данному уравнению удобно вычислять стандартную величину изменения энергии Гиббса при 298К,так как значения стандартных энергий образования химических соединений ∆G^о _обр приводятся в таблицах термодинамических величин. Стандартные значения энергий Гиббса образования простых веществ в стандартных условиях и наиболее устойчивых модификациях равны нулю.

∆G^о – критерий, определяющий направление самопроизвольного протекания химических процессов. Химическая реакция принципиально возможна, если энергия Гиббса уменьшается, то есть ∆G^о <0.

Пример 11. Какие из перечисленных оксидов (NiO, CuO, CaO, SnO₂) могут быть восстановлены до свободного металла при 298К: а) алюминием; б) водородом?

Р е ш е н и е.

3NiO_(к) + 2Al_(к) ═ Al₂O_3(к) + 3Ni_(к) (1)

NiO_(к) + H_2(г) ═ Ni_(к) + H₂O_(г) (2)

3CuO_(к) + 2Al_(к) ═ 3Cu_(к) + Al₂O_3(к) (3)

CuO_(к) + H_2(г) ═ Cu_(к) + H₂O_(г) (4)

3CaO_(к) + 2Al_(к) ═ 3Ca_(к) + Al₂O_3(к) (5)

CaO_(к) + H_2(г) ═ Ca_(к) + H₂O_(г) (6)

3SnO_2(к) + 4Al_(к) ═ 2Al₂O_3(к) + 3Sn_(к) (7)

SnO_2(к) + 2H_2(г) ═ Sn_(к) + 2H₂O_(г) (8)

По данным таблицы:

Вещество ∆G^о_обр, кДж/моль

NiO_(к) -211,6

CuO_(к) -129,9

CaO_(к) -604,2

SnO_2(к) -519,3

Al₂O_3(к) -1582,0

H₂O_(г) -228,6

Рассчитаем ∆G^о₂₉₈ для всех указанных реакций:

∆G^о₁ ═ -1582 – 3(-211,6) ═ -947,2 кДж

∆G^о₂ ═ -228,6 – (-211,6) ═ -17 кДж

∆G^о₃ ═ -1582 – 3(-129,9) ═ -1192 кДж

∆G^о₄ ═ -228,6 – (-129,9) ═ -98,7 кДж

∆G^о₅ ═ -1582 - 3(-604,2) ═ 230,6 кДж

∆G^о₆ ═ -228,6 – (-604,2) ═ 376,2 кДж

∆G^о₇ ═ 2(-1582) – 3(-519,3) ═ -1606,1 кДж

∆G^о₈ ═ 2(-228,6) – (-519,3) ═ -62,1 кДж

О т в е т : при 298К возможны реакции 1, 2, 3, 4, 7. CaO не восстанавливается алюминием и водородом при 298К. SnO₂ при этих условиях не может быть восстановлен водородом.

Пример 12. Рассчитать ∆G^о₂₉₈ реакции

Fe₂O_3(к) + 3H_2(г) ═ 2Fe_(к) + 3H₂O_(г)

и определить, выше какой температуры возможен прямой процесс.

Р е ш е н и е.

По данным таблицы:

Вещество ∆H^o₂₉₈, ∆S^о₂₉₈, ∆G^о₂₉₈,

кДж/моль кДж/моль∙К кДж/моль

Fe₂O_3(к) -822,2 0,090 -740,3

H₂O_(г) -241,8 0,190 -228,6

H_2(г) 0 0,130 0

Fe_(к) 0 0,027 0

∆G^о_{298 реакции}═ 3∙(-228,6) – (-740,3) ═ 54,5 кДж

Таким образом, при Т=298К прямая реакция невозможна. Вероятен обратный процесс – взаимодействие железа с водой (∆G^о₂₉₈ =-54,5 кДж).

Далее из соотношения ∆G ═ ∆H - T∆S можно рассчитать, при какой температуре установится равновесие (∆G ═ 0, т.е. ∆H = T∆S; Т= ∆H/∆S):

∆H^o_{298 реакции} = (-241,8∙3) – (-822,2) = 96,8 кДж

∆S^о_{298 реакции} = (0,190∙3 + 0,027∙2) - (0,090 + 0,130∙3) = 0,144 кДж/моль∙К

Т=96,8: 0,144 = 672,2 К.

Следовательно, при 672,2 К устанавливается равновесие, а при температуре выше 672,2 К для прямой реакции ∆G^о <0, и процесс возможен.

Возможность (или невозможность) самопроизвольного протекания реакции в зависимости от соотношения ∆H и ∆S приводит к следующим выводам:

1. Если ∆H<0 и ∆S>0, то ∆G<0, т.е. экзотермическая реакция с увеличением энтропии в системе возможна при всех температурах.

2. Если ∆H>0, а ∆S<0, то ∆G>0, т.е. эндотермическая реакция с уменьшением энтропии в системе невозможна ни при каких температурах.

3. Если ∆H<0 и ∆S<0, то знак ∆G экзотермической реакции с уменьшением энтропии зависит от соотношения ∆H и T∆S и возможна при достаточно низких температурах.

4. Если ∆H<0 и ∆S>0, то знак ∆G эндотермической реакции с увеличением энтропии в системе зависит от соотношения величин ∆H и T∆S; и реакция возможна при достаточно высоких температурах.

Скоростью химической реакции называют изменение количества вещества (n) в единицу времени (t) в единице реакционного пространства.

Скорость гомогенной химической реакции – это изменение концентрации одного из веществ в единицу времени. Средняя скорость реакции V_ср в интервале времени от t₁ до t₂ определяется соотношением:

Основные факторы, влияющие на скорость гомогенной химической реакции:

- природа реагирующих веществ;

- концентрация и давление (если в реакции участвуют газы);

- температура;

- катализатор.

Химические реакции по стадийности делятся на элементарные и сложные. Большинство химических реакций являются сложными процессами, протекающими в несколько стадий, т.е. состоящими из нескольких элементарных процессов.

Для элементарных реакций справедлив закон действующих масс: скорость элементарной химической реакции при данной температуре прямо пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ в степени их стехиометрических коэффициентов.

Для реакции типа

mA + nB = pC

математическое выражение закона имеет следующий вид:

V = k∙[A]^m∙[B]ⁿ,

где V – скорость реакции, [A] и [B] – молярные концентрации веществ Аи В, k – константа скорости реакции, m и n – коэффициенты в уравнении реакции. Физический смысл константы скорости заключается в том, что она численно равна скорости химической реакции при концентрациях реагирующих веществ, равных 1моль/л. Константа скорости гомогенной химической реакции зависит от природы реагирующих веществ, температуры и катализатора, но не зависит от концентрации реагирующих веществ.

Скорость химических реакций в гетерогенных системах. Для гетерогенных реакций в уравнение закона действующих масс входят концентрации не всех реагентов, а только газообразных или растворённых. Например, для восстановления оксида железа(II) водородом

FeO + H₂ → Fe + H₂O

cкорость реакции пропорциональна только концентрации водорода, т.е.

V=k∙[H₂].

В гетерогенных системах реакция происходит на поверхности раздела фаз, поэтому, чем больше поверхность соприкосновения, тем больше скорость реакции. Поэтому твёрдые вещества значительно быстрее реагируют в измельчённом состоянии.

Пример 13.Как изменится скорость реакции 2NO_(г) + Cl_2(г) ↔ 2NOCl_(г) ,

если: а) увеличить давление в реакционном сосуде в два раза; б) уменьшить объём сосуда в 4 раза?

Р е ш е н и е.

а) В соответствии с законом действующих масс, скорость данной реакции описывается уравнением: V=k∙[NO]² ∙[Cl]² . Поскольку увеличение давления приводит к пропорциональному увеличению концентраций газообразных веществ, концентрации реагентов в новых условиях будут равны: [NO]_кон=2[NO]_нач , [Cl₂] _кон=2[Cl₂]_нач . Константа скорости реакции при увеличении давления не изменяется, и скорость реакции в новых условиях будет равна:

V_кон= k∙[NO] ² _кон∙[Cl₂]_кон = k∙(2[NO])²_нач∙(2[Cl₂]_нач) = 8∙k∙ [NO]²_нач∙[Cl₂]_нач.

Отсюда следует, что

Скорость реакции увеличится в 8 раз.

б) Уменьшение объёма сосуда в 4 раза приводит к соответствующему увеличению концентрации реагентов. Таким образом, [NO]_кон=4∙[NO]_нач, а [Cl₂]_кон=4∙[Cl₂]_нач . Решая задачу по аналогии с предыдущим пунктом, получим т.е. уменьшение объёма сосуда в 4 раза приведёт к увеличению скорости в 64 раза.

Влияние температуры на скорость химической реакции.

Зависимость скорости реакции от температуры определяется правилом Вант-Гоффа: при повышении температуры на каждые 10^о градусов скорость химической реакции увеличивается в 2-4 раза (в γ раз):

,

где V_t2 и V_t1 –скорости реакции соответственно при температурах t₂ и t₁ ; γ - температурный коэффициент реакции и принимает значения для большинства реакций от 2 до 4.

Пример 14. Температурный коэффициент скорости химической реакции равен 2,1. Во сколько раз возрастёт скорость реакции при увеличении температуры в реакционном сосуде с 15 до 38^оС?

Р е ш е н и е. В соответствии с правилом Вант-Гоффа:

; .

Химическое равновесие.

Химические реакции, в результате которых исходные вещества полностью превращаются в продукты реакции, называются необратимыми. Реакции, идущие одновременно в двух противоположных направлениях (прямом и обратном), называются обратимыми.

Состояние системы в обратимых реакциях при равенстве скоростей прямой и обратной реакций (V_пр=V_обр) называется состоянием химического равновесия. Химическое равновесие является динамическим, т.е. его установление не означает прекращения реакции. В общем случае для любой обратимой реакции типа

aA + bB ↔ cC + dD

При установившемся равновесии произведение концентраций продуктов реакции, отнесённые к произведению концентраций исходных веществ для данной реакции при данной температуре представляет собой постоянную величину, называемую константой равновесия К.

Изменение условий (температура, давление, концентрация), при которых система находилась в состоянии химического равновесия (V_пр=V_обр), вызывает нарушение равновесия. В результате неодинакового изменения скоростей прямой и обратной реакции (V_пр≠ V_обр) с течением времени в системе устанавливается новое химическое равновесие (V_пр=V_обр), соответствующее новым условиям. Переход из одного равновесного состояния в другое называется сдвигом, или смещением положения равновесия.

Направление смещения химического равновесия в результате изменения внешних условий определяется принципом Ле Шателье:

Если на систему, находящуюся в состоянии химического равновесия, оказать внешнее воздействие, то оно будет способствовать протеканию того из двух противоположных процессов, который противодействует произведённому изменению.

Пример 15. В какую сторону сместится химическое равновесие в системе

CaCO_3(к) ↔ CaO_(к) + CO_2(г); ∆H=178,4 кДж/моль

а) при введении в систему углекислого газа;

б) при введении в систему оксида кальция;

в) при увеличении давления;

г) при увеличении температуры?

Р е ш е н и е. В соответствии с принципом Ле Шателье, равновесие в системе сдвигается таким образом, чтобы уменьшить внешнее воздействие.

а) Введение углекислого газа приводит к повышению концентрации СО₂. Для ослабления этого воздействия равновесие в системе должно сместиться влево.

б) Введение твёрдого оксида кальция не изменяет концентрацию CaO в фазе CaO_(к), и химическое равновесие не смещается.

в) Увеличение давления приводит к увеличению концентрации CO_2(г) и практически не влияет на концентрацию твёрдых компонентов. Равновесие сдвигается влево.

г) Увеличение температуры может быть скомпенсировано эндотермическим процессом. Поскольку именно прямая реакция протекает с поглощением тепла, равновесие в системе смещается вправо.

Фазой называется совокупность однородных частей системы (т.е. одинаковых по физическим, химическим и термодинамическим свойствам), отделённая от других частей системы физической (реально существующей) поверхностью раздела. Все химические термодинамические системы можно разделить на две большие группы - гомогенные и гетерогенные. Гомогенными (однофазными) называют системы, состоящие только из одной фазы, например, воздух – смесь газов. Системы, содержащие две или более число фаз, называются гетерогенными (неоднородными, разнофазными). Например, не растворившиеся в воде кристаллы поваренной соли образуют гетерогенную систему из двух фаз. В гетерогенной системе составные её части – фазы – разделены поверхностью раздела.

Индивидуальное вещество в твёрдом агрегатном состоянии всегда образует самостоятельную фазу.

Жидкие и твёрдые фазы называются конденсированными.

Если вещество содержится одновременно в разных фазах, то происходит его переход из одной фазы в другую; такой переход называется фазовым. Состояние, при котором скорости противоположных фазовых переходов равны, называется фазовым равновесием.

Компонентами (составляющими веществами) называются все химические вещества, которые могут быть выделены из системы и существовать вне её. Число компонентов обозначают буквой R.

Число независимых компонентов (К) – это минимальное число компонентов, необходимое для образования каждой из фаз данной системы. Если в системе не протекает химическая реакция, то число независимых компонентов (К) равно числу компонентов (R): К= R.

Если же в системе между компонентами протекают химические реакции, то число независимых компонентов меньше числа компонентов: К<R, поскольку некоторые компоненты могут быть получены в ходе данных реакций.

Число независимых компонентов (К) равно числу компонентов (R) минус число математических уравнений, связывающих концентрации компонентов.

Например, система состоит из трех газов: оксида углерода (II), кислорода и оксида углерода (IV), связанных химическим процессом:

2СО + О₂ = 2СО₂.

Уравнением, связывающим концентрации компонентов в данной системе, является константа равновесия данной реакции:

К_р =

К = R – 1 = 3 – 1 =2

Таким образом, чтобы получить данную систему, в произвольном количестве можно взять только два газа: СО и О₂, СО и СО₂, СО₂ и О₂; количество третьего газа определяется константой равновесия.

Числом термодинамических степеней свободы (С) называется число параметров (температура, давление, концентрация независимых компонентов), которые можно произвольно в определенных пределах изменять, не меняя числа и вида фаз в системе.

Число степеней свободы можно рассчитать, пользуясь правилом фаз Гиббса:

С = К – Ф + n,

где К – число независимых компонентов; Ф –число фаз; n – число внешних параметров, влияющих на состояние фазового равновесия. Такими внешними параметрами являются температура и давление. Если Р и Т – величины переменные, то n = 2. При P=const или Т = const n = 1. Если и Р = const и Т = const, то n = 0.

Если С=0, то система называется инвариантной (безвариантной). Если С = 1, то система называется моновариантной. Если С = 2, то система называется бивариантной.

Правило фаз Гиббса дает возможность вычислить максимальное число фаз, которые могут находиться в равновесии:

Ф = К + n – С.

Число фаз достигает максимального значения, когда С = 0:

Ф_max = К + n - 0.

В однокомпонентной системе (К = 1) максимальное число фаз, находящихся в равновесии, равно трем:

Ф_max = 1 + 2 =3,

в двухкомпонентной - Ф_max = 2 + 2 = 4, в трехкомпонентной - Ф_max = 3 + 2 =5 и т.д.

Вариант 1.

5. Не производя вычислений, установить знак ΔSº₂₉₈ процесса:

MgO_(к) + H_2(г) = Mg_(к) + H₂O_(ж)

6. Определите значения ΔGº₂₉₈, ΔHº₂₉₈ и ΔSº₂₉₈ для реакции:

NiO_(к) + Pb_(к) = Ni_(к) + PbO_(к)

7. Рассчитайте, как изменится скорость реакции

2А_(г) + В_(г) → 2С_(г), если :

а) увеличить концентрацию вещества А в 2раза;

б) увеличить концентрацию вещества В в 2 раза?

8. На сколько градусов необходимо изменить температуру в системе, чтобы скорость реакции увеличилась в 120 раз, если температурный коэффициент равен 3,2?

9. В какую сторону сместится равновесие в системе:

2Н_2(г) + O_2(г) ↔ 2Н₂O_(г) ΔHº = -484 кДж

- при увеличении давления

- при увеличении объёма системы

- при охлаждении системы

10. Вычислить число степеней свободы, которыми обладает система, состоящая из раствора KNO₃ и NaNO₃ в присутствии кристаллов обеих солей и паров воды.

Вариант 2.

5. Не производя вычислений, установить знак ΔSº₂₉₈ процесса:

С_{(графит)} + СО_2(г) = 2СО_(г)

6. Определите значения ΔGº₂₉₈, ΔHº₂₉₈ и ΔSº₂₉₈ для реакции:

2NН_3(г) = 3Н_2(г) + N_2(г)

7. Рассчитайте, как изменится скорость реакции

2А_(г) + В_(г) → 2С_(г), если :

а) увеличить давление в системе в два раза;

б) увеличить объём системы в два раза?

8. Температурный коэффициент скорости реакции равен 2,1. Рассчитайте, как изменится скорость реакции, если: а) увеличить температуру в системе с 18ºС до 43ºС; б) уменьшить температуру в системе с 55ºС до 8ºС?

9. В какую сторону сместится равновесие в системе:

H_2(г) + I_2(г) ↔ 2HI_(г) ΔHº = -26кДж

- при увеличении давления

- при увеличении объёма системы

- при охлаждении системы

10. Вычислить число степеней свободы, которыми обладает система, состоящая из раствора солей KNO₃ и NaNO₃ в присутствии льда, кристаллов обеих солей и паров воды.

Вариант 3.

5. Не производя вычислений, установить знак ΔSº₂₉₈ процесса:

СН₃СООН_(водн.) = СН₃СОО^-_(водн.) + Н⁺_(водн.)

6. Определите значения ΔGº₂₉₈, ΔHº₂₉₈ и ΔSº₂₉₈ для реакции:

СаСО_3(к) = СаО_(к) + СО_2(г)

7. Найти значение константы скорости реакции А + В → АВ, если при концентрациях веществ А и В, равных соответственно 0,05 и 0,01 моль/л, скорость реакции равна 5∙10^-5 моль/(л∙мин).

8. При повышении температуры на 40ºС скорость реакции возросла в 16,8 раза. Определите температурный коэффициент скорости реакции.

9. В какую сторону сместится равновесие в системе:

N_2(г) + O_2(г) ↔ 2NO_(г) ΔHº = 181 кДж

- при увеличении давления

- при увеличении объёма системы

- при охлаждении системы

10. Вычислить число степеней свободы, которыми обладает система, состоящая из раствора KNO₃ и NaNO₃ в присутствии льда и паров воды.

Вариант 4.

5. Не производя вычислений, установить знак ΔSº₂₉₈ процесса:

4HСl_(г) + О_2(г) = 2Сl_2(г) + 2H₂O_(г)

6. Определите значения ΔGº₂₉₈, ΔHº₂₉₈ и ΔSº₂₉₈ для реакции:

2H₂S _(г) + 3O_2(г) = 2SО_2(г) + 2H₂O_(ж)

7. 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?

8. При уменьшении температуры с 95ºС до 40ºС скорость реакции уменьшилась в 97 раз. Определите температурный коэффициент скорости реакции.

9. В какую сторону сместится равновесие в системе:

2СО_(г) + O_2(г) ↔ 2СO_2(г) ΔHº = -569 кДж

- при увеличении давления

- при увеличении объёма системы

- при охлаждении системы

10. Система, состоящая из водного раствора сульфата натрия, кристаллов этой соли и водяного пара, находится при постоянном давлении. Сколько степеней свободы имеет данная система?

Вариант 5.

5. Не производя вычислений, установить знак ΔSº₂₉₈ процесса:

2H₂S_(г) + 3O_2(г) = 2H₂O_(ж) + 2SO_2(г)

6. Определите значения ΔGº₂₉₈, ΔHº₂₉₈ и ΔSº₂₉₈ для реакции:

CO_(г) + H_2(г) = C_(к) + H₂O_(г)

7. Во сколько раз следует увеличить концентрацию вещества В₂ в системе 2А_2(г) + _В2(г) = 2А₂В_(г), чтобы при уменьшении концентрации вещества А в 4 раза скорость прямой реакции не изменилась?

8. Две реакции протекают при 25^оС с одинаковой скоростью. Температурный коэффициент скорости первой реакции равен 2,0, а второй – 2,5. Найти отношение скоростей этих реакций при 95^оС.

9. В какую сторону сместятся равновесия реакций:

2СО + О₂↔ 2СО₂ + 568,48 кДж

2 SO₂ + O₂ ↔ 2 SO₃ + 172?38 кДж

а) при понижении температуры; б) при повышении давления?

10. Определите число фаз, число компонентов и число степеней свободы для равновесной системы, содержащей ZnO_(к), Zn_(г), C_(к), CO_(г).

Вариант 6.

5. Не производя вычислений, установить знак ΔSº₂₉₈ процесса:

2CH₃OH_(г) + 3O_2(г) = 4H₂O_(г) + 2 CO_2(г)

6. Определите значения ΔGº₂₉₈, ΔHº₂₉₈ и ΔSº₂₉₈ для реакции:

CH_4(г) + H₂O_(г) = CO_2(г) + 3H_2(г)

7. Начальные концентрации реагентов равны: с_о(А) = 0,06 моль/л и с_о(В) = 0,10 моль/л. Рассчитайте, как изменится скорость реакции 2А_(г) + В_(г) → 2D_(г)

по сравнению с первоначальной в тот момент, когда прореагирует 10 % вещества В.

8. Чему равен температурный коэффициент скорости реакции, если при увеличении температуры на 30 градусов скорость реакции возрастает в 15,6 раза?

9. В какую сторону сместятся равновесия реакций:

2HBr ↔ H₂ + Br₂ – 59,83 кДж;

2N₂ + O₂ ↔ 2NO₂ – 56,90 кДж

а) при понижении температуры; б) при повышении давления?

10. Определите число фаз, число компонентов и число степеней свободы для равновесной системы, содержащей ZnO_(к), Zn_(к), C_(к), CO_(г).

Вариант 7.

5. Не производя вычислений, установить знак ΔSº₂₉₈ процесса:

2H₂S_(г) + O_2(г) = 2S_(к) + 2H₂O_(ж)

6. Определите значения ΔGº₂₉₈, ΔHº₂₉₈ и ΔSº₂₉₈ для реакции:

2NO_(г) + O_2(г) = 2NO_(г)

7. В сосуд объёмом 2л ввели 0,032 г О₂ и 0,030 г NO. Рассчитайте, как изменится скорость реакции 2NO_(г) + O_2(г) → 2NO_2(г) по сравнению с первоначальной в тот момент, когда прореагирует 20 % NO.

8. Температурный коэффициент скорости реакции равен 2,3. Во сколько раз увеличится скорость этой реакции, если повысить температуру на 25 градусов?

9. В каком направлении сместится равновесие в системе

CO_(г) + Cl_2(г) ↔ COCl_2(г)

если при неизменной температуре увеличить давление путём уменьшения объёма газовой смеси?

10. Определите число фаз, число компонентов и число степеней свободы для равновесной системы, содержащей ZnO_(к), Zn_(г), C_(г), CO_(г).

Вариант 8.

5. Не производя вычислений, установить знак ΔSº₂₉₈ процесса:

CO_(г) + H_2(г) = C_(к) + H₂O_(г)

6. Определите значения ΔGº₂₉₈, ΔHº₂₉₈ и ΔSº₂₉₈ для реакции:

FeO_(к) + CO_(г) = Fe_(к) + CO_2(г)

7. В два сосуда одной и той же вместимости ведены: в первый – 1 моль газа А и 2 моля газа В, во второй – 2 моля газа А и 1 моль газа В. Температура в обоих сосудах одинакова. Будет ли различаться скорость реакции между газами А и В в этих сосудах, если скорость реакции выражается: а) уравнением v= k ₁[A][B]; б) уравнением v₂= k₂[A]²[B]?

8. При 150^оС некоторая реакция заканчивается за 16 мин. Принимая температурный коэффициент скорости реакции равным 2,5, рассчитать, через какое время закончится эта реакция, если её проводить при 200^оС.

9. В каком направлении сместится равновесие в системе

CO_(г) + Cl_2(г) ↔ COCl_2(г)

если при неизменной температуре увеличить давление путём уменьшения объёма газовой смеси?

10. Определите число фаз, число компонентов и число степеней свободы для равновесной системы, содержащей ZnO_(к), Zn_(к), C_(г), CO_(г).

Вариант 9.

5. Не производя вычислений, установить знак ΔSº₂₉₈ процесса:

CO_2(г) + 4H_2(г) = CH_4(г) + 2H₂O_(г)

6. Определите значения ΔGº₂₉₈, ΔHº₂₉₈ и ΔSº₂₉₈ для реакции:

CH_4(г) + 2H₂O_(г) = CO_2(г) + 4H_2(г)

7. В системе CO + Cl₂ = COCl₂ концентрацию СО увеличили от 0,03 до 0,12 моль/л, а концентрацию хлора – от 0,02 до 0,06 моль/л. Во сколько раз возросла скорость прямой реакции?

8. При 150^оС некоторая реакция заканчивается за 16 мин. Принимая температурный коэффициент скорости реакции равным 2,5, рассчитать, через какое время закончится эта реакция, если её проводить при 80^оС.

9. Как повлияет на равновесие реакции

2Н_2(г) + О_2(г) ↔ 2Н₂О_(г) ∆Н= - 483,6 кДж

а) повышение давления; б)повышение температуры?

10. Определите число фаз, число компонентов и число степеней свободы для равновесной системы, содержащей Na₂CO_3(к), NaHCO_3(к), CO_2(г), H₂O_(г).

Вариант 10.

5. Не производя вычислений, установить знак ΔSº₂₉₈ процесса:

2NO_2(г) = N₂O_4(г)

6. Определите значения ΔGº₂₉₈, ΔHº₂₉₈ и ΔSº₂₉₈ для реакции:

Fe₂O_3(к) + 3H_2(г) = 2Fe_(к) + 3H₂O_(г)

7. Реакция между веществами А и В выражается уравнением: А + 2В → С. Начальные концентрации составляют: [A]_o = 0,03 моль/л, [B]_o= 0,05 моль/л. Константа скорости реакции равна 0,4. Найти начальную скорость реакции и скорость реакции по истечению некоторого времени, когда концентрация вещества А уменьшится на 0,01 моль/л.

8. При 20^оС константа скорости некоторой реакции равна 10^-4 мин^-1, а при 50^оС - 8∙10^-4 мин^-1. Чему равен температурный коэффициент скорости реакции?

9. Как повлияет увеличение давления на химическое равновесие в обратимой системе:

Fe₂O_3(г) + 3H_2(г)↔ 2Fe_(к) + 3H₂O_(г) ?

10. Определите число фаз, число компонентов и число степеней свободы для равновесной системы, содержащей СuSO₄·5H₂O_(к), СuSO_4(к), H₂O_(г).