Практическая работа №1 Термохимия Основы теории



страница2/4
Дата28.11.2017
Размер0.58 Mb.
ТипПрактическая работа
1   2   3   4

1. Реакция соединения азота и водорода обратима и протекает по уравнению

N2 + 3Н2 2NН3. При состоянии равновесия концентрации участвующих в ней веществ были: [N2] = 0,01 моль/л, [Н2] = 2,0 моль/л, [NH3] = 0,40 моль/л. Вычислить константу равновесия и исходные концентрации азота и водорода.

Решение:

Для приведенной реакции



Подставляя значение равновесных концентраций, получим



= 2

Согласно уравнению реакции из 1 моль азота и 3 моль водорода получаем

2 моль аммиака, следовательно, на образование 0,4 моль аммиака пошло

0,2 моль азота и 0,6 моль водорода. Таким образом, исходные концентрации будут [N2] = 0,01 моль/л + 0,2 моль/л = 0,21 (моль/л),

[H2] = 2,0 моль/л + 0,6 моль/л = 2,6 (моль/л).

Ответ: Кравн = 2; С0 (N2) = 0,21 моль/л и С0 2) = 2,6 моль/л.



2. Один моль смеси пропена с водородом, имеющей плотность по водороду 15, нагрели в замкнутом сосуде с платиновым катализатором при 320°С, при этом давление в сосуде уменьшилось на 25%. Рассчитайте выход реакции в процентах от теоретического. На сколько процентов уменьшится давление в сосуде, если для проведения эксперимента в тех же условиях использовать 1 моль смеси тех же газов, имеющей плотность по водороду 16?
Решение:

С3Н6 + Н2 С3Н8

1) Пусть н(C3H6) = х, н(H2) =1-x, тогда масса смеси равна

42х + 2(1 - х) = 2 • 15 = 30,

откуда х = 0,7 моль, т. е. н(C3H6) = 0,7 моль, н(H2) = 0,3 моль.

Давление уменьшилось на 25% при неизменных температуре и объеме за счет уменьшения на 25% числа молей в результате реакции. Пусть у моль Н2 вступило в реакцию, тогда после реакции осталось:

н(C3H6) = 0,7 - у, н(H2) = 0,3 – у, н(C3H8) = у,

но6щ = 0.75 =(0,7 - у) + (0,3 - у) + у, откуда y = 0,25 моль.

Теоретически могло образоваться 0,3 моль С3Н8 (H2 — в недостатке), поэтому выход равен . Константа равновесия при данных условиях равна

2) Пусть во втором случае н(C3H6) = a моль, н(H2) = (1 – а) моль, тогда масса смеси равна 42а + 2(1 - а) = 2 • 16 = 32, откуда, а= 0,75, т. е. н(C3H6) = 0,75, н(H2) = 0,25. Пусть в реакцию вступило b моль Н2. Это число можно найти из условия неизменности константы равновесия



=

Из двух корней данного квадратного уравнения выбираем корень, удовлетворяющий условию 0 < b < 0,25, т. е. b = 0,214 моль

Общее число молей после реакции равно

нoбщ =((0,75 - 0,214) + (0,25 - 0,214) + 0,214 - 0,786) моль, т. е. оно уменьшилось на 21,4% по сравнению с исходным количеством (1 моль). Давление пропорционально числу молей, поэтому оно также уменьшилось на 21,4%.

Ответ: выход С3Н8 — 83,3%; давление уменьшится на 21,4%.

Задания для практической работы № 2 (варианты):
1. В реакции между раскаленным железом и паром , при достижении равновесия парциальные давления водорода и пара равны 3,2 и 2,4 кПа соответственно. Рассчитайте константу равновесия.

2. Вычислите константы равновесия газовой реакции , состав газовой смеси при равновесии следующим (% по объему): СО=2,4, Cl2=12,6, COCl2=85,0, а общее давление смеси при 200С составляло Па. Вычислите ΔG реакции.

3. Рассчитайте константу равновесия при некоторой заданной температуре для обратимой реакции , учитывая, что в равновесном состоянии концентрации участвующих в реакции веществ были равны [CO]=0,16 моль/л, [H2O]=0,32 моль/л, [CO2]=0,32 моль/л, [H2]=0,32 моль/л.

4. В стальном резервуаре находятся карбонат кальция и воздух под давлением 1 атм. при температуре 270С. Резервуар нагревают до 8000С и дожидаются установления равновесия. Вычислите константу равновесия реакции при 8000С, если известно, что равновесное давление газа в резервуаре при этой температуре равно 3,82 атм., а при 270С не разлагается.

5. При постоянной температуре в гомогенной системе А+В=2С установилось равновесие с равновесными концентрациями [A]=0,8 моль/л, [B]=0,6 моль/л, [C]=1,2 моль/л. Определите новые равновесные концентрации, если в систему дополнительно ввели 0,6 моль/л вещества В.

6. Как можно обосновать оптимальные условия промышленного синтеза аммиака с высоким выходом на основе термохимического уравнения реакции



и с учетом того, что при низких температурах скорость прямой реакции очень мала?

7.Вычислите константу равновесия ниже приведенных реакций, протекающих при стандартных условиях и при 400 К.

а) ;

б) .

8. Уравнение реакции окисления хлорида водорода . Вычислите константу равновесия этой реакции при Т=500 К. Предложите способы увеличения концентрации хлора в равновесной смеси.

9.При смешении 2 моль уксусной кислоты и 2 моль этилового спирта в результате реакции к моменту наступления равновесия осталось 0,5 моль и , а также некоторое количество эфира и воды. Определите состав равновесной смеси, если смешивают по 3 моль и при той же температуре.

10. Вычислить начальные концентрации веществ в обратимой реакции и константу равновесия, если равновесные концентрации составляют , ,

Практическая работа № 3

Химическая кинетика

Основы теории
Это раздел физической химии, изучающей скорость химических реакций, а в более широком смысле – закономерности их протекания.

Термин скорость реакции означает скорость, с которой образуются продукты, либо скорость, с которой расходуются агенты при протекании химической реакции. Химические реакции происходят с самыми разными скоростями. Со скоростью химических реакций связаны представления о превращении веществ, а также экономическая эффективность их получения в промышленных масштабах. Основным понятием в химической кинетике является понятие о скорости реакции, которая определяется изменением количества вещества реагентов (или продуктов реакции) в единицу времени в единице объема. Если при неизменном объеме и температуре концентрация одного из реагирующих веществ уменьшилась (или увеличилась) от значения с1 до значения с2 за промежуток времени от t1 до t2, то средняя скорость реакции составит



(1.3.1)

где Сi – изменения концентрации i-того компонента, моль/м3 или моль/л,



wi - скорость реакции, (моль/(л · с) или моль/м3 ·с). Уравнение подходит для реакций протекающих в гомогенном реакционном пространстве.

Если реакция протекает в гетерогенном пространстве, то выражение для скорости реакции по данному веществу i имеет вид (моль/м3 *с).





dni изменение количества i-того компонента, моль; S- площадь, м2;

dt – изменение времени, с.

I. Продукты реакции или промежуточные соединения образуются при взаимодействии частиц в элементарном химическом акте. Число частиц в элементарном химическом акте называется молекулярностью реакции. Элементарные реакции бывают трех типов:

мономолекулярные А  Р1+ Р2 + …

бимолекулярные А + В  Р1+ Р2 +...

тримолекулярные 2А + В  Р1+ Р2 + … 3А  Р1+ Р2 + …,

А + В + С  Р1+ Р2 + …

Четырехмолекулярных реакций не бывает, т.к. вероятность одновременного столкновения четырех молекул ничтожно мала.

Скорость реакции можно измерить, определяя количество реагента или продукта во времени. Скорость реакции зависит от природы реагирующих веществ и от условий, в которых реакция протекает. Важнейшими из них являются концентрация, температура и присутствие катализатора.

Рассмотрим реакцию между веществами А и В, протекающую по схеме

аА + вВ + …. → сС + dD + …

Скорость реакции зависит от концентраций А и В, однако заранее нельзя утверждать, что она прямо пропорциональна концентрации того или другого. Зависимость скорости химической реакции от концентрации реагирующих веществ выражается основным законом химической кинетики — законом действующих масс: скорость элементарной химической реакции прямо пропорциональна произведению концентрации реагирующих веществ в степенях, равных стехиометрическим коэффициентам в уравнении реакции.

Для элементарной реакции

n1А + n2В  n3С + n4Е + …



w= или w = k [A]nA [B]nВ.

Выражение такого типа называют кинетическим уравнением, где k - константа скорости (не зависит от концентрации реагирующих реагентов и времени); CA, CB – текущие концентрации реагирующих веществ; n1, n2 - некоторые числа, которые называются порядком реакции по веществам А и В соответственно. Порядок реакции совпадает со стехиометрическими показателями элементарной реакции. Порядок реакции n – сумма показателей кинетических степеней в химическом уравнении реакции. Сумма показателей степеней n1 + n2 = n называется общим порядком реакции. Для элементарной реакции общий порядок равен молекулярности, а порядок по веществам равны коэффициентам в уравнении реакции. Порядок реакции по i-тому компоненту не равен его стехиометрическому коэффициенту в химическом уравнении сложной реакции.



1. Реакции нулевого порядка. Скорость этих реакций не зависит от концентрации реагирующего вещества n=0. Из уравнений получим следующее

w=k или .

Интегрируя выражение (1.3.4) получаем:

CA,t=CA,0 k0t, k0t = CA,0 – CA,t

Введем понятие время полупревращения t1/2 – это время, в течение которого превращается половина исходного вещества.

Для реакции нулевого порядка в уравнение 1.3.5 подставим

t1/2=

2. Реакции первого порядка. Для реакции первого порядка n=1 типа

А  Р1+ Р2 + …, скорость прямо пропорциональна концентрации вещества А:



w=;

lnCA,t = lnCA,0 – kt

С=СА,t=CA,0 e-kt

t1/2=

3. Реакции второго порядка. Для реакции второго порядка n=2 типа

А + В  Р1+ Р2 +..., если СА,0В,0 кинетическое уравнение имеет вид



w=;



t1/2

Для реакции второго порядка типа А + В  Р + … если СА,0 СВ,0 кинетическое уравнение имеет вид



w=

Периоды полураспада вещества А и В, если СА,0 СВ,0, различны,

т.е. t1|2 (A) t1|2 (B).

4. Реакции третьего порядка. Кинетика реакции третьего порядка n=3 типа

2А + В  Р1+ Р2 + … 3А  Р1+ Р2 + …, А + В + С  Р1+ Р2 + …

при равных начальных концентрациях описывается уравнением

w=

t1|2=

Для реакции А + В + С  Р + …,если СА,0 СВ,0СС,0 кинетическое уравнение примет вид



w=

II. Выражение записано для фиксированной температуры. Для приближенной оценки изменения скорости широко используется эмпирическое правило Вант-Гоффа, в соответствии с которым скорость химической реакции становится в 2-4 раза больше при повышении температуры на каждые 10°C. В математической форме зависимость изменения скорости реакции от температуры выражается уравнением



— скорость реакции при повышенной температуре Т2,

- скорость реакции при начальной температуре Т1; г —температурный коэффициент скорости, показывающий, во сколько раз увеличится скорость реакции при повышении температуры на 10°С . Это позволяет предположить, что между скоростью реакции и температурой должна существовать экспоненциальная зависимость. Точное соотношение между скоростью реакции и температурой установил шведский химик Аррениус в 1899 г. Это соотношение, получившее название уравнение Аррениуса, имеет вид

где k – константа скорости реакции; А — постоянная, характеризующая каждую конкретную реакцию (константа Аррениуса, или «предэкспонента»);



Еa — постоянная, характерная для каждой реакции и называемая энергией активации, Дж; R — универсальная газовая постоянная Дж/(К·моль);

Т — температура, К.

Подчеркнем, что это уравнение связывает температуру не со скоростью реакции, а с константой скорости. Приведем уравнение Аррениуса для двух температур





III. Одно из наиболее сильных средств влияния на скорость реакции — присутствие в реагирующей системе катализатора - вещества, которое усиливают (а иногда и понижают - тогда его называют ингибитором) скорость химической реакции, но само не расходуется в этом процессе.

Примеры решения задач

1. Во сколько раз увеличится скорость химической реакции при повышении температуры с 0 до 50°С, принимая температурный коэффициент скорости равным трем?

Решение:

В математической форме зависимость изменения скорости реакции от температуры выражается уравнением



=г

Температура увеличивается на 50°С, а г = 3. Подставляя эти значения, получим = 3 = 243

Ответ: скорость увеличится в 234 раза.

2. Для реакции первого порядка А→2В определите время за которое прореагировало на 90% вещества А. Константа скорости реакции 1·10-4 с-1.

Решение:

А → 2В


; ;

C0,A- CA=0,9 C0,A

CA = 0,1 C0,A

k1t = lnC0,A- lnCA Ответ: 64 ч.

3. Как изменится скорость реакции 2А+В2 2АВ, протекающей и закрытом сосуде, если увеличить давление в 4 раза?

Решение:

По закону действия масс скорость химической реакции прямо пропорциональна произведению молярных концентраций реагирующих веществ: w=. Увеличивая в сосуде давление, мы тем самым увеличиваем концентрацию реагирующих веществ. Пусть начальные концентрации А и В равнялись [А] =а,

[В]=b. Тогда w=ka2b. Вследствие увеличения давления в 4 раза увеличились концентрации каждого из реагентов тоже в 4 раза и стали [A]=4a, [B]=4b.

При этих концентрациях w1 =k(4а)2 ·4b = k64а2b. Значение k и обоих случаях одно и то же. Константа скорости для данной реакции есть величина постоянная, численно равная скорости реакции при молярных концентрациях реагирующих веществ, равных 1. Сравнивая w и w1, видим, что скорость реакции возросла в 64 раза. Ответ: скорость реакции возросла в 64 раза.



4. Энергия активации некоторой реакции в отсутствие катализатора равна

76 кДж/моль и при температуре 27°С протекает с некоторой скоростью k1. В присутствии катализатора при этой же температуре скорость реакции увеличивается в 3,38 · 104 раз. Определите энергию активации реакции в присутствии катализатора.

Решение:

Константа скорости реакции в отсутствие катализатора запишется в виде



= Ае = Ae-30,485.

Константа скорости реакции в присутствии катализатора равна



= Ае = Ае.

По условию задачи



=e – (- 30,485-)=3,38 · 104.

Логарифмируем последнее уравнение и получаем

30,485 -= 1n(3,38·104) = 10,43.

Отсюда Еа = 2493 · 20,057 = 50 кДж/моль.

Ответ: энергия активации реакции в присутствии катализатора равна 50 кДж/моль.

Задания для практической работы № 3 (варианты):
1. За какое время пройдет реакция при 600С, если при 200С она заканчивается за 40 с, а энергия активации 125,5 кДж/моль?

2. В загрязненном воздухе содержится примесь монооксида углерода, который образуется при неполном сгорании твердого топлива и работе двигателей внутреннего сгорания. Монооксид углерода медленно окисляется кислородом воздуха до диоксида углерода. Допустим, что при определенных условиях скорость такой реакции составляет 0,05 моль/л·с, а концентрация диоксида углерода равна 0,2 моль/л·с. Рассчитайте концентрацию диоксида углерода через 10 с после указанного момента.

3. Один из важных видов сырья для органического синтеза – так называемый водяной газ, представляющий собой смесь водорода и монооксида углерода. Эту смесь получают при пропускании водяного пара через башни, наполненные раскаленным углем. Из водяного газа получают метанол, формальдегид и другие вещества. Рассчитайте значение константы скорости реакции получения водяного пара, если при концентрации водяного пара, равной 0,003 моль/л скорость реакции составляет .

4. В реакции А+ВС с общим порядком равным . Определите концентрации веществ А и В и скорость через 1 час и через 5 часов, если начальная концентрация А составляет 0,2 моль/л.

5. В причиной появления опасного тумана (смога) считают образование большого количества выхлопных газов при автомобилей при высокой влажности воздуха. В смоге присутствует ядовитый диоксид азота, который получается при реакции монооксида с атомарным кислородом. Рассчитайте скорость этой реакции, если через 5 мин. После начала наблюдений концентрация диоксида азота была равна 0,005 моль/л, а через 20 мин. – 0,08 моль/л.

6. Уравнение реакции омыления уксусноэтилового эфира:. Исходные концентрации реагирующих веществ до начала реакции были: , Определить, как и во сколько раз изменится скорость реакции в момент, когда концентрация [] стала равной 0,30 моль/л.

7. Атмосферные загрязнения, например фторированные и хлорированные углеводороды – фреоны (), разрушают защитный озоновый слой Земли. Фреоны химически стабильны в нижних слоях атмосферы, но в стратосфере под действием ультрафиолетового излучения Солнца разлагаются, выделяя атомарный хлор, который и взаимодействует с озоном. Рассчитайте скорость такой реакции с образованием кислорода монооксида хлора, если через 15 с после начала реакции молярная концентрация озона была 0,30 моль/л, а через 35 с (от начала реакции) стала равна 0,15 моль/л.

8. За реакцией дегидрирования бутана, протекающей по уравнению при температуре 800 К, следили по объему реагирующих газов, занимаемому ими при давлении 101 кПа и 293 К. Объем реактора 0,2 л, скорость протекания реакции равна . Рассчитайте, через какое время после начала реакции изменение объема достигнет 0,001 л.

9. Рассчитайте изменения константы скорости реакции, имеющей энергию активации 191 кДж/моль, при увеличении температуры от 330 до 400 К.

10. Вычислите порядок реакции и константу скорости, если при изменении начальной концентрации с 0,502 моль/л до 1,007 моль/л время полупревращения уменьшится с 51 до 26с.

11. Для реакции омыления уксусно-этилового эфира при большом избытке воды константа скорости при 20 равна 0,00099 мин-1, а при 40 ее величина составляет 0,00439 мин-1. Определите энергию активации и константу скорости при

30 .



Поделитесь с Вашими друзьями:
1   2   3   4


База данных защищена авторским правом ©vossta.ru 2019
обратиться к администрации

    Главная страница