Химических процессов, проходящих в гомогенной и гетерогенной среде

САМОСТОЯТЕЛЬНАЯ РАБОТА № 3 по ХИМИИ

Раздел 1. Обучающие примеры с алгоритмами решения по теме

«Скорость химической реакции, её зависимость от природы реагентов, концентрации и температуры. Химическое равновесие. Условия смещения равновесия»

Пример 1. Расчеты, основанные на применении закона действующих масс для

химических процессов, проходящих в гомогенной и гетерогенной среде

1. В результате реакции цинка сульфида с соляной кислотой за 6 мин образовалось 10, 2л сероводорода (н.у.). При взаимодействии цинка селенида в тех же условиях за такой же промежуток времени образовалось 4, 48л селеноводорода. Можно ли утверждать, что первая реакция протекает с большей скоростью?

Решение. Поскольку речь идет о химических процессах, запишем вначале уравнения реакций, о которых идет речь в задаче:

ZnS + 2HCl = ZnCl₂ + H₂S↑ и ZnSe + 2HCl = ZnCl₂ + H₂Se↑.

Уравнения реакций показывают, что объемы выделяющихся газов в первой H₂S и второй H₂Se реакциях эквивалентны количествам веществ ZnS и ZnSe, израсходованных в процессе. Это означает, что Δ n(H₂S) = -Δ n(ZnS) и Δ n(H₂Se) = -Δ n(ZnSe).

Определим эти количества, используя данные задачи:

Δ n(H₂S) = n(H₂S) – n₀(H₂S) = n(H₂S), аналогично Δ n(H₂Sе) = n(H₂Sе) – n₀(H₂Sе) = n(H₂Sе), т.к. в начальный момент времени τ ₀ в реакционных сосудах отсутствовали продукты реакции, n₀(H₂S) = 0 и n₀(H₂Sе) = 0.

Поскольку количество вещества любого газа при нормальных условиях прямо пропорционально его объему, отнесенному к молярному объему газа (V_m = 22, 4 л/моль), то n(H₂S) = V(H₂S)/V_m(H₂S) = 10, 2л/22, 4л·моль^-1 = 0, 45 моль;

и n(H₂Sе) = V(H₂Sе)/V_m(H₂Sе) = 4, 48л/22, 4л·моль^-1 = 0, 20 моль.

Следовательно, и количество вещества цинка сульфида за 6 мин уменьшилось на 0, 45 моль Δ n(ZnS) = -0, 45 моль, а количество вещества цинка селенида уменьшилось только на 0, 20 моль Δ n(ZnSe) = -0, 20 моль.

Согласно уравнению средней скорости химического процесса υ _ср = - Δ n/V·Δ τ.В этом уравнении объем реакционного сосуда V примем равным 1л, а промежуток времени Δ τ известен по условию задачи, он равен 6 мин или 6·60 = 360 с. Подставив найденные значения V и Δ τ в это уравнение и произведя расчеты, получим:

υ _ср(ZnS) = -(-0, 45моль)/(1л·360с) = 0, 0012моль/л·с = 1, 2·10^-3 моль/л·с;

υ _ср(ZnSе) = -(-0, 20моль)/(1л·360с) = 0, 00055моль/л·с = 5, 5·10^-4 моль/л·с.

Как показывают расчеты, скорость реакции взаимодействия соляной кислоты с цинка сульфидом больше, чем реакции с цинка селенидом.

Ответ: да, можно утверждать, что первая реакция протекает с большей скоростью, т.к. υ _ср(ZnS) =1, 2·10^-3 моль/л·с, а υ _ср(ZnSе) = 5, 5·10^-4 моль/л·с.

2. В реакции гидрирования ацетилена до этана концентрацию водорода увеличили в 6 раз, а концентрацию ацетилена уменьшили в 12 раз, поддерживая при этом температуру в системе постоянной. Определите, как изменилась скорость этой реакции.

Решение. В задаче речь идёт о реакции, которую условно можно принять за элементарную, одностадийную, гомогенную, протекающую по уравнению

С₂Н₂(г) + 2Н₂(г) = С₂Н₆(г).

Применим к этому процессу закон действующих масс, обозначив через υ ₁ – скорость реакции в начальный момент времени и через υ ₂ – скорость реакции после изменения концентраций реагирующих веществ. Тогда получим:

υ ₁ = kC_μ (C₂Н₂)·Сμ ²(Н₂) и υ ₂ = k[(1/12)С_μ (C₂Н₂)]·[(6Сμ)²(Н₂)].

Чтобы узнать, как изменилась скорость реакции, разделим υ ₂ на υ ₁:

υ ₂/υ ₁ = k[(1/12)С_μ (C₂Н₂)]·[(6Сμ)²(Н₂)]/kC_μ (C₂Н₂)·Сμ ²(Н₂) = 6²/12 = 3.

Следовательно, в результате изменения концентраций водорода и ацетилена скорость реакции возросла в 3 раза.

Ответ: скорость реакции возросла в 3 раза.

3. Скорость процесса окисления аммиака кислородом, протекающего по уравнению

4NH₃(г) + 5O₂(г) = 4NO(г) + 6H₂O(ж),

увеличилась в 512 раз. Определите, как изменилось при этом давление в зоне реакции.

Решение. Поскольку в реакции участвуют только газообразные реагенты, то их концентрации в объеме реакционного сосуда можно заменить парциальными давлениями. Применим к этому процессу закон действующих масс, обозначив через Р парциальное давление каждого из компонентов в смеси, через x – неизвестную величину, на которую изменилось давление в системе, через υ ₁ – скорость реакции в начальный момент времени и через υ ₂ – скорость реакции после изменения давления в системе. Тогда получим: υ ₁ = kP ^{ 4}(NH₃)·P ⁵(O₂) и υ ₂ = k(х Р ^ )⁴(NH₃)·(x P)⁵(O₂).

Теперь составим равенство, используя условие задачи:

υ ₂ /υ ₁ = [k(х Р ^ )⁴(NH₃)·(x P)⁵(O₂)]/[kP ^{ 4}(NH₃)·P ⁵(O₂)] = 512. Далее х ⁴· х ⁵ = 512 или х ⁹ = 512.

Решив это уравнение относительно «х», получим х = 2. Следовательно, давление в системе было увеличено в 2 раза.

Ответ: давление увеличено в 2 раза.

4. Реакция между веществами А и В подчиняется уравнению: А + 2В = С. При начальных концентрациях реагентов С_μ (А) = 0, 03 моль/л и С_μ (В) = 0, 05 моль/л скорость этой реакции была равна 3·10^-5 моль/л·с. Определите константу скорости этой реакции и установите, как изменится её скорость, когда в реакционном пространстве останется лишь 0, 01 моль/л вещества А.

Решение. Запишем выражение закона действующих масс, которому подчиняются реагенты А и В в этом химическом процессе: υ = kC_μ (A)·C_μ ²(B). По начальным концентрациям реагентов и скорости реакции вычислим её константу скорости:

k = υ ₁/[Cμ (A)·Cμ ²(B)], и далее k = (3·10^-5)/[(0, 03)·(0, 05)²] = 0, 4.

Теперь необходимо рассчитать скорость реакции υ ₂ через определённый промежуток времени. Если в сосуде осталось 0, 01 моль/л вещества А, то в реакцию вступили 0, 02 моль/л этого реагента: Δ С_μ (А) = 0, 03 - 0, 01 = 0, 02 (моль/л).

Из уравнения реакции видно, что вещества В расходуется в 2 раза больше, следовательно, Δ С_μ (В) = 2·Δ С_μ (А) = 2·0, 02 = 0, 04 моль/л. И к назначенному времени в реакционном пространстве останется 0, 01 моль/л вещества В (0, 05 - 0, 04). Подставим полученные значения концентраций реагентов и константы скорости в выражение закона действующих масс и произведем расчеты: υ ₂ = (0, 4)·(0, 01)·(0, 01)² = 4, 0·10^-7 (моль/л·с).

И, наконец, разделив значение скорости в начальный момент времени υ ₁ на значение υ ₂, получим: υ ₁/υ ₂ = (3·10^-5 моль/л·с)/(4, 0·10^-7 моль/л·с) = 75. Таким образом, скорость реакции уменьшилась в 75 раз.

Ответ: через определенный промежуток времени скорость уменьшилась в 75 раз.

5. Через некоторое время после начала реакции

4HCl(г) + O₂(г) = 2H₂O(ж) + 2Cl₂(г)

концентрации участвующих в ней веществ равны (моль/л): С_μ (HCl) = 0, 85; С_μ (О₂)= 0, 44; С_μ (Cl₂) = 0, 30. Определите, какими были концентрации хлороводорода и кислорода в начале реакции, и как изменилась скорость этого процесса, если объем реакционного пространства оставался постоянным.

Решение. Запишем уравнение закона действующих масс для указанного процесса окисления хлороводорода к моменту, когда в системе уже образовалось 0, 30 моль/л газообразного хлора: υ ₂ = kС_{μ 2}⁴(НСl) ·С_{μ 2}(О₂). Подставив известные значения, получим:

υ ₂ = k·(0, 85)⁴·(0, 44) = 0, 23k.

Начальные концентрации хлороводорода и кислорода С_{μ 1} будут больше С_{μ 2} на величину израсходованного количества вещества НСl и О₂, затраченных на образование 0, 30 моль/л хлора. Уравнение реакции показывает, что на образование 2 моль Cl₂ расходуется 4 моль HCl и 1 моль О₂. Следовательно, на образование 0, 30 моль Сl₂ потребуется Δ n(НСl) = 2·0, 30 = 0, 60 моль и Δ n(О₂) = (½)·0, 30 = 0, 15 моль. Тогда начальные концентрации реагентов будут равны (моль/л):

С_{μ 1}(НСl) = С_{μ 2}(НСl) +Δ С_μ (НСl), С_{μ 1}(НСl) = 0, 85 + 0, 60 = 1, 45 (моль/л);

С_{μ 1}(О₂) = С_{μ 2}(О₂) +Δ С_μ (О₂), С_{μ 1}(О₂) = 0, 44 + 0, 15 = 0, 59 (моль/л).

В этих выражениях Δ С_μ (НСl) = Δ n(НСl)/V и Δ С_μ (О₂) = Δ n(О₂)/V. Поскольку объем системы V неизвестен, его условно можно принять равным 1л.

Теперь рассчитаем начальную скорость реакции: υ ₁ = kС_{μ 1}⁴(НСl) ·С_{μ 1}(О₂), υ ₁ = k·(1, 45)⁴·(0, 59) = 2, 61k.

Отношение скоростей υ ₁ к υ ₂ составит величину υ ₁/υ ₂ = 2, 61k/0, 23k = 11, 35, что доказывает уменьшение скорости в 11, 35 раза.

Ответ: в начальный момент времени концентрации реагентов были равны (моль/л): С_{μ 1}(НСl) =1, 45; С_{μ 1}(О₂) = 0, 59. Скорость реакции уменьшилась в 11, 35 раза.