1. Приведите примеры обратимых реакций с участием: а) двух газообразных веществ; б) жидкого и газообразного веществ; в) твёрдого и газообразного веществ; г) двух жидких веществ; д) одного твёрдого вещества. Какие условия способствуют протеканию прямой реакции в каждом случае?
а) Два газообразных вещества: 2NO(g) ⇌ N2(g) + O2(g) Условия, способствующие протеканию прямой реакции: повышение температуры, повышение давления (если объем уменьшается при образовании продуктов).
б) Жидкое и газообразное вещество: H2O(l) ⇌ H2O(g) Условия, способствующие протеканию прямой реакции: повышение температуры.
в) Твердое и газообразное вещество: C(s) + O2(g) ⇌ CO2(g) Условия, способствующие протеканию прямой реакции: повышение температуры.
г) Два жидких вещества: CH3COOH(l) + NH3(g) ⇌ CH3COONH4(l) Условия, способствующие протеканию прямой реакции: охлаждение, повышение концентрации реагентов.
д) Одно твердое вещество: CaCO3(s) ⇌ CaO(s) + CO2(g) Условия, способствующие протеканию прямой реакции: повышение температуры.
2. Приведите по одному примеру обратимых реакций с участием: я) водорода; б) кислорода; в) воды; г) галогена; д) углеводорода; е) спирта; ж) иона водорода.
я) Водород: H2(g) + I2(g) ⇌ 2HI(g)
б) Кислород: 2O2(g) ⇌ 2O3(g)
в) Вода: H2O(g) ⇌ H2O(l)
г) Галоген: Cl2(g) ⇌ 2Cl(g)
д) Углеводород: C2H2(g) + 2H2(g) ⇌ C2H6(g)
е) Спирт: C2H5OH(l) ⇌ C2H4(g) + H2O(g)
ж) Ион водорода: H+(aq) + OH-(aq) ⇌ H2O(l)
3. Приведите по одному примеру обратимых реакций: а) разложения; б) соединения; в) замещения. Какие условия способствуют протеканию прямой реакции в каждом случае?
а) Разложения: CaCO3(s) ⇌ CaO(s) + CO2(g) Условия для прямой реакции: повышение температуры.
б) Соединения: N2(g) + 3H2(g) ⇌ 2NH3(g) Условия для прямой реакции: повышение давления, снижение температуры.
в) Замещения: Zn(s) + CuSO4(aq) ⇌ ZnSO4(aq) + Cu(s) Условия для прямой реакции: повышение концентрации Zn.
4. Напишите выражения для констант равновесия следующих реакций:
а) H2(г) + I2(г) > 2HCl(г);
б) C2H2(г) + 2H2(г) >C2H6(г);
в) 3O2(г)> 2O3(г);
г) C(тв) + H2O2(г) > CO(г)+H2(г);
а) H2(g) + I2(g) ⇌ 2HI(g) Kc = [HI]^2 / [H2][I2]
б) C2H2(g) + 2H2(g) ⇌ C2H6(g) Kc = [C2H6] / [C2H2][H2]^2
в) 3O2(g) ⇌ 2O3(g) Kc = [O3]^2 / [O2]^3
г) C(s) + H2O2(g) ⇌ CO(g) + H2(g) Kc = [CO][H2] / [H2O2]
5 Рассчитайте константу равновесия для обратимой реакции CH4+H2O⇌CO+3H2, если даны равновесные концентрации веществ: [CH4| = 0,1 моль/л, [H2O] = 0,2 моль/л, [CO] = 0,2 моль/л, [H2] = 0,6 моль/л.
Для вычисления константы равновесия для реакции CH4 + H2O ⇌ CO + 3H2, используем выражение для константы равновесия:
K = [CO] * [H2]^3 / [CH4] * [H2O].
Подставляем равновесные концентрации:
[CH4] = 0,1 моль/л, [H2O] = 0,2 моль/л, [CO] = 0,2 моль/л, [H2] = 0,6 моль/л.
Теперь вычисляем K:
K = (0,2 * 0,6^3) / (0,1 * 0,2) = (0,2 * 0,216) / (0,1 * 0,2) = 0,0432 / 0,02 = 2,16.
Таким образом, константа равновесия для данной реакции равна 2,16.
6. При нагревании бутана в присутствии катализатора 75% углеводорода превратилось в его изомер — изобутан. Рассчитайте константу изомеризации бутана.
Предположим, что в начале реакции у нас есть 100 моль бутана (C₄H₁₀). Известно, что 75% этого вещества превращается в изобутан (C₄H₁₀), а оставшиеся 25% остаются в виде бутана.
Таким образом, при равновесии:
Моль бутана = 25 моль (осталось). Моль изобутана = 75 моль. Составим выражение для константы равновесия изомеризации, которая описывается уравнением:
C₄H₁₀ ⇌ изобутан
Константа равновесия K для этой реакции равна отношению концентраций продуктов и реагентов:
K = [изобутан] / [бутан]
Подставляем значения:
K = 75 / 25 = 3.
Таким образом, константа изомеризации бутана при данных условиях равна 3.
7. Смесь 1,2 моль водорода и 0,7 моль иода (в парах) выдержали до установления равновесия при 800 °С. В результате реакции выделилось 8,4 кДж теплоты. Рассчитайте константу равновесия H2 + I2 ⇌ 2Н1 при этой температуре, если теплота образования HI равна 7,0 кДж/моль.
Для расчета константы равновесия реакции H₂ + I₂ ⇌ 2HI, исходя из данных о выделившейся теплоте, можно воспользоваться следующим методом.
Из условия задачи известно, что при установлении равновесия выделилось 8,4 кДж теплоты, а теплота образования HI составляет 7,0 кДж/моль. Для расчета количества образовавшегося HI, используя выделившуюся теплоту, можно записать: 8,4 кДж = 2 * 7,0 кДж/моль * x, где x — это количество моль HI, которое образовалось.
Решая это уравнение, получаем:
x = 8,4 / 14 = 0,6 моль.
Это означает, что при реакции образовалось 0,6 моль HI.
Исходное количество водорода было 1,2 моль, а иода — 0,7 моль. Поскольку на образование 0,6 моль HI расходуются 0,6 моль водорода и 0,6 моль иода, остаточные количества веществ следующие: Водорода осталось 0,6 моль. Иода осталось 0,1 моль. HI образовалось 0,6 моль. Константа равновесия выражается как: K = [HI]² / [H₂][I₂].
K = (0,6)² / (0,6 * 0,1) = 0,36 / 0,06 = 6.
Таким образом, константа равновесия при 800°C для данной реакции составляет 6.
8. Константа равновесия реакции H2(г) + I2(г) = 2HI(г) при некоторой температуре равна 15. Смешали 1 моль водорода, 1 моль иода и 5 моль иодоводорода. В каком направлении — прямом или обратном — пойдёт реакция?
Для решения задачи нужно рассчитать, в каком направлении пойдет реакция, основываясь на значении константы равновесия и начальных концентрациях.
Реакция: H₂ + I₂ ⇌ 2HI.
Константа равновесия реакции K = 15.
Итак, из условия задачи, мы имеем следующие начальные количества веществ: 1 моль водорода, 1 моль иода и 5 моль иодоводорода.
Для того чтобы понять, в каком направлении будет идти реакция, сравним произведение концентраций продуктов и реагентов в текущий момент с константой равновесия.
Выражение для константы равновесия K для этой реакции: K = [HI]² / [H₂][I₂].
Подставляем начальные концентрации (предполагая, что объём смеси равен 1 литру): K = (5)² / (1)(1) = 25 / 1 = 25.
Так как полученное значение K = 25 больше, чем заданная константа равновесия K = 15, это означает, что концентрация продуктов (HI) слишком велика по сравнению с концентрациями реагентов (H₂ и I₂). Реакция будет двигаться в обратном направлении, чтобы уменьшить количество HI и увеличить количество H₂ и I₂, стремясь достичь равновесия.
9. Константа равновесия превращения алмаза в графит при комнатной температуре больше единицы: К=3,2. Почему же эта реакция не происходит на самом деле?
Это связано с несколькими факторами:
Энергетический барьер (активационная энергия): Превращение алмаза в графит требует значительных усилий для преодоления активационной энергии. Алмаз и графит — это два аллотропные состояния углерода, и для того, чтобы атомы углерода в алмазе перестроились в структуру графита, необходимо преодолеть энергетический барьер. Это очень энергозатратный процесс, и при комнатной температуре молекулы не обладают достаточной энергией для того, чтобы пройти через этот барьер.
Скорость реакции: Даже если константа равновесия говорит о том, что при достижении равновесия в большей степени будет присутствовать графит, сам процесс превращения алмаза в графит имеет крайне низкую скорость. При комнатной температуре эта реакция протекает очень медленно, и для её протекания потребуется много времени (даже миллионы лет), чтобы алмаз полностью превратился в графит.
Температурные условия: При комнатной температуре система находится далеко от термодинамического равновесия. Чтобы реакция протекала более эффективно, требуются высокие температуры или катализаторы, которые могут снизить активационную энергию и ускорить процесс.
10. В реакции H2+I2-2HI после установления равновесия концентрация Н2 увеличена в четыре раза. Во сколько раз надо увеличить концентрацию HI, чтобы равновесие сохранилось?
Уравнение реакции:
H₂ + I₂ ⇌ 2HI
Если концентрация H₂ увеличена в 4 раза, то это повлияет на равновесие. Увеличение концентрации одного из реагентов заставит систему двигаться в сторону продукции, чтобы восстановить равновесие.
Мы знаем, что согласно уравнению реакции, на каждый моль H₂, который вступает в реакцию, образуется 2 моля HI. То есть, если мы увеличим количество H₂ в 4 раза, то система будет стремиться увеличить количество HI в 2 раза больше, чем увеличено количество H₂, чтобы восстановить равновесие.
Таким образом, чтобы сохранить равновесие, концентрацию HI нужно увеличить в 8 раз
11. Константа равновесия изомеризации А⇌В при некоторой температуре равна 4. Какое количество вещества В образуется при нагревании одного моля вещества А до этой температуры? Сколько вещества А останется после установления равновесия?
Для решения задачи воспользуемся выражением для константы равновесия реакции и методом расчёта по закону сохранения массы.
Реакция изомеризации: A ⇌ B. Константа равновесия: K = 4.
Предположим, что изначально у нас есть 1 моль вещества A. Когда реакция достигает равновесия, некоторое количество вещества A превращается в B.
Пусть x — это количество вещества A, которое преобразуется в B. Тогда на равновесии концентрация вещества A будет равна 1 - x, а концентрация вещества B будет равна x.
Используя выражение для константы равновесия: K = [B] / [A] = x / (1 - x).
Подставляем значение K = 4: 4 = x / (1 - x).
Решим это уравнение для x: 4(1 - x) = x, 4 - 4x = x, 4 = 5x, x = 4 / 5 = 0,8.
Итак, при установлении равновесия образуется 0,8 моль вещества B, а количество вещества A, оставшееся в системе, будет 1 - 0,8 = 0,2 моль.
Ответ: образуется 0,8 моль вещества B. Останется 0,2 моль вещества A.
12. Как изменятся графики, приведённые на рисунке 155, б, если в реакцию А + В ⇌ Р ввести: а) катализатор; б) ингибитор?
Добавление катализатора: Катализатор ускоряет как прямую, так и обратную реакции, уменьшая энергию активации. Это приводит к тому, что система достигает равновесия быстрее, но не изменяет концентрации веществ в равновесии. В результате:
Графики концентраций реагентов (c_A, c_B) и продукта (c_P) изменятся так, что начальная скорость их изменения будет больше. Однако конечные концентрации останутся такими же, как на исходном графике, поскольку катализатор не влияет на положение равновесия. Графики скоростей прямой (r_пр) и обратной (r_обр) реакций также будут выше на начальных этапах, так как катализатор ускоряет обе реакции. Система достигнет равновесия быстрее, и скорости r_пр и r_обр выравняются на более раннем этапе времени. Добавление ингибитора: Ингибитор замедляет скорость реакции, увеличивая энергию активации или затрудняя взаимодействие реагентов. Это приводит к более медленному достижению равновесия. В результате:
Графики концентраций реагентов (c_A, c_B) и продукта (c_P) изменятся так, что скорости их изменения уменьшатся, и процесс будет идти медленнее. Однако, как и в случае с катализатором, ингибитор не изменяет положение равновесия, поэтому конечные концентрации веществ в равновесии останутся прежними. Графики скоростей прямой (r_пр) и обратной (r_обр) реакций будут ниже в начальный момент времени, и система достигнет равновесия позже по времени.