Химическая реакция уравнение которой c2h4

1)В какую сторону сместится химическое равновесие в реакции , уравнение которой

1)В какую сторону сместится хим равновесие в реакции , уравнение которой C2H4+H2=C2H6+Q в случае:
А. Увеличение давления?
Б. Уменьшения температуры?
В. Роста концентрации C2H4?
Г. Внедрения катализатора ?
Дайте обоснованный ответ.
2)Почему если смешать твердый нитрат свинца (2) и иодид калия, признаки реакции можно следить через несколько часов, а если слить растворы этих солей, признаки реакции появятся сходу. Напишите уравнение реакции в молекулярном и ионном видах.
3) Составьте термохимическое уравнение реакции разложения карбоната кальция, если для разложения 25 г карбоната кальция потребовалось 44,5 кДж теплоты.

• Воспелникова Алёна
• Химия 2019-04-14 19:41:01 26 1

1)
Решаем задачку с поддержкою принципа Ле Шателье:
«если на систему, находящуюся в устойчивом равновесии, повлиять снаружи, изменяя какое-или из критерий равновесия (температура, давление, концентрация), то в системе усиливаются процессы, направленные на компенсацию наружного воздействия».

А) При повышении давления равновесие сдвигается в сторону той реакции, которая приводит к убавленью объема, а как следует, и к снижению давления. В данном случае к убавлению объема ведет прямая реакция, в ходе которой из 2 объемов газа выходит 1 объем газа. В итоге равновесие двинется «вправо».

Б) При уменьшении температуры равновесие сдвигается в сторону экзотермической реакции, в ходе которой выделяется тепло, и как следует, растет температура. В данном случае экзотермическая реакция — это ровная реакция (+Q)/ Равновесие двинется «на право».

В) При увеличении концентрации начальных веществ равновесие сдвигается в сторону образования товаров, то есть в сторону прямой реакции. Равновесие смещается «на право».

Г) Катализатор только ускоряет реакцию, но положения равновесия не сдвигает.

2)
Реакции в смесях идут, как управляло, прытче, чем между кристаллическими субстанциями. В случае ионных реакций разъясненье такое. Дело в том, что в этих реакциях фактически участвуют ионы. В растворах ионы условно свободны и высокоподвижны. Они просто вступают в реакции с иными ионами во всем объеме раствора — то есть фактически моментально.
В жестких субстанциях ионы удерживаются силами электростатического притяжения в кристаллической решетке. Потому они малоподвижны.И они могут вступать в реакции с иными ионами только на границе соприкосновения одних кристаллов с иными, а не во всем объеме кристаллов — в отличие от смесей. Поэтому скорость реакции между кристаллами 2-ух веществ ниже, чем в их смесях.

Молекулярное уравнение:
Pb(NO) +2 KI = PbI + 2 KNO
Полное ионное уравнение:
Pb + 2 NO + 2 K + 2 I = PbI + 2 K + 2 NO
Короткое ионное уравнение:
Pb + 2 I = PbI

3)
В термохимических уравнениях реакций разложения принято записывать разлагающееся вещество в количестве 1 моль (то есть с коэффициентом 1). Иными словами, такая запись указывает, сколько теплоты выделяется/расходуется при разложении одного моль вещества.
Реакция теплового разложения карбоната кальция эндотермична, то есть для ее протекания необходимо затратить энергию — сообщить теплоту Q. Потому в термохимическом уравнении перед Q символ минус. (Само число Q — положительное).
(Иная форма записи эндотермической реакции — символ Q записывается в левой доли уравнения со знаком плюс, как словно это еще одно начальное вещество: CaCO + Q = CaO + CO )

CaCO = CaO + CO — Q
25 г 44,5 кДж

Молярная масса CaCO одинакова 100 г/моль
То есть 1 моль CaCO — это 100 г CaCO
Для разложение 1 моль (100 г) CaCO нужно Q кДж теплоты.
А по условию для разложение 25 г CaCO потребовалось 44,5 кДж.
Составляем пропорцию:

CaCO = CaO + CO — Q
25 г 44,5 кДж
100 г Q кДж

25 г ——— 44,5 кДж
100 г ——— Q кДж

1)В какую сторону сместится химическое равновесие в реакции , уравнение которой C2H4 + H2 = C2H6 + Q в случае : А?

Химия | 10 — 11 классы

1)В какую сторону сместится химическое равновесие в реакции , уравнение которой C2H4 + H2 = C2H6 + Q в случае : А.

Б. Уменьшения температуры?

В. Увеличения концентрации C2H4?

Г. Применения катализатора ?

Дайте обоснованный ответ.

2)Почему если смешать твердый нитрат свинца (2) и иодид калия, признаки реакции можно наблюдать через несколько часов, а если слить растворы этих солей, признаки реакции появятся сразу.

Напишите уравнение реакции в молекулярном и ионном видах.

3) Составьте термохимическое уравнение реакции разложения карбоната кальция, если для разложения 25 г карбоната кальция потребовалось 44, 5 кДж теплоты.

Решаем задачус помощью принципа Ле Шателье :

«если на систему, находящуюся в устойчивом равновесии, воздействовать извне, изменяя какое — либо из условий равновесия (температура, давление, концентрация), то в системе усиливаются процессы, направленные на компенсацию внешнего воздействия».

А) При повышении давления равновесие смещается в сторону той реакции, которая приводит к уменьшению объема, а следовательно, и к понижению давления.

В данном случае куменьшению объема ведет прямая реакция, в ходе которойиз 2 объемов газа получается 1 объем газа.

В итоге равновесие сдвинется «вправо».

Б) Приуменьшении температурыравновесие смещается в сторону экзотермической реакции, в ходе которой выделяется тепло, и следовательно, растет температура.

В данном случае экзотермическая реакция — это прямая реакция ( + Q) / Равновесие сдвинется «вправо».

В) Приувеличении концентрации исходных веществ равновесие смещается в сторону образования продуктов, то есть в сторону прямой реакции.

Равновесие смещается «вправо».

Г) Катализатор толькоускоряет реакцию, но положенияравновесия не смещает.

Реакции врастворах идут, как правило, быстрее, чем между кристаллическимивеществами.

В случае ионных реакций объяснение такое.

Дело в том, что в этих реакциях фактически участвуют ионы.

В растворах ионы относительно свободны и высокоподвижны.

Они легко вступают в реакции с другими ионами во всем объеме раствора — то есть практически мгновенно.

В твердых веществах ионы удерживаются силами электростатического притяжения в кристаллической решетке.

И они могут вступать в реакции с другими ионами только на границе соприкосновения одних кристаллов с другими, а не во всем объеме кристаллов — в отличие от растворов.

Поэтому скорость реакции между кристаллами двух веществ ниже, чем в их растворах.

Pb(NO₃)₂ + 2 KI = PbI₂ ↓ + 2 KNO₃ Полное ионное уравнение :

Pb²⁺ + 2 NO₃⁻ + 2 K⁺ + 2 I⁻ = PbI₂ ↓ + 2 K⁺ + 2 NO₃⁻ Краткое ионное уравнение :

В термохимических уравненияхреакций разложения принято записывать разлагающееся вещество в количестве 1 моль (то есть скоэффициентом 1).

Другими словами, такая запись показывает, сколько теплоты выделяется / расходуется при разложении одного моль вещества.

Реакция термического разложения карбоната кальция эндотермична, то есть для ее протекания нужно затратить энергию — сообщить теплоту Q.

Поэтому в термохимическом уравнении перед Q знак минус.

(Само число Q — положительное).

(Другая форма записи эндотермической реакции — символ Q записывается в левой части уравнения со знаком плюс, как будто это еще одно исходное вещество : CaCO₃ + Q = CaO + CO₂↑ )

CaCO₃ = CaO + CO₂↑ — Q

Молярная масса CaCO₃ равна 100 г / моль

То есть 1 моль CaCO₃ — это 100 г CaCO₃

Для разложение 1 моль (100 г) CaCO₃ требуется Q кДж теплоты.

А по условию для разложение 25 г CaCO₃потребовалось 44, 5 кДж.

Этиленгликоль: химические свойства и получение

Этиленгликоль C₂H₄(OH)₂ или CH₂(OH)CH₂OH, этандиол-1,2 – это органическое вещество, предельный двухатомный спирт .

Общая формула предельных нециклических двухатомных спиртов: C_nH_2n+2O₂ или C_nH_2n(OН)₂

Строение этиленгликоля

В молекулах спиртов, помимо связей С–С и С–Н, присутствуют ковалентные полярные химические связи О–Н и С–О.

Электронная плотность обеих связей смещена к более электроотрицательному атому кислорода:

В образовании химических связей с атомами C и H участвуют две 2sp 3 -гибридные орбитали, а еще две 2sp 3 -гибридные орбитали заняты неподеленными электронными парами атома кислорода.

Поэтому валентный угол C–О–H близок к тетраэдрическому и составляет почти 108 о .

Водородные связи и физические свойства спиртов

Спирты образуют межмолекулярные водородные связи. Водородные связи вызывают притяжение и ассоциацию молекул спиртов:

Поэтому этиленгликоль – жидкость с относительно высокой температурой кипения.

Водородные связи образуются не только между молекулами спиртов, но и между молекулами спиртов и воды. Поэтому спирты очень хорошо растворимы в воде. Молекулы спиртов в воде гидратируются:

Химические свойства этиленгликоля

Спирты – органические вещества, молекулы которых содержат, помимо углеводородной цепи, одну или несколько гидроксильных групп ОН.

1. Кислотные свойства

1.1. Взаимодействие с раствором щелочей

При взаимодействии этиленгликоля с растворами щелочей реакция практически не идет, т. к. образующийся алкоголят почти полностью гидролизуется водой.

Равновесие в этой реакции так сильно сдвинуто влево, что прямая реакция не идет. Поэтому этиленгликоль не взаимодействует с растворами щелочей.

1.2. Взаимодействие с металлами (щелочными и щелочноземельными)

Этиленгликоль взаимодействует с активными металлами (щелочными и щелочноземельными).

Алкоголяты под действием воды полностью гидролизуются с выделением спирта и гидроксида металла.

2. Реакции замещения группы ОН

2.1. Взаимодействие с галогеноводородами

При взаимодействии этиленгликоля с галогеноводородами группы ОН замещаются на галоген и образуются дигалогеналкан.

2.2. Этерификация (образование сложных эфиров)

Многоатомные спирты вступают в реакции с карбоновыми кислотами, образуя сложные эфиры.

2.4. Взаимодействие с кислотами-гидроксидами

Этиленгликоль взаимодействует и с неорганическими кислотами, например, азотной или серной.

3. Дегидратация

В присутствии концентрированной серной кислоты от спиртов отщепляется вода. При высокой температуре (180 о С) протекает внутримолекулярная дегидратация этиленгликоля и образуется соответствующий ацетальдегид.

4. Окисление этиленгликоля

Реакции окисления в органической химии сопровождаются увеличением числа атомов кислорода (или числа связей с атомами кислорода) в молекуле и/или уменьшением числа атомов водорода (или числа связей с атомами водорода).

Типичные окислители — оксид меди (II), перманганат калия KMnO₄, K₂Cr₂O₇, кислород в присутствии катализатора.

4.1. Окисление оксидом меди (II)

Этиленгликоль можно окислить оксидом меди (II) при нагревании. При этом медь восстанавливается до простого вещества.

4.2. Окисление кислородом в присутствии катализатора

Этиленгликоль можно окислить кислородом в присутствии катализатора (медь, оксид хрома (III) и др.).

4.3. Жесткое окисление

При жестком окислении под действием перманганатов или соединений хрома (VI) этиленгликоль окисляется до щавелевой кислоты.

4.4. Горение этиленгликоля

При сгорании этиленгликоля образуется углекислый газ и вода и выделяется большое количество теплоты.

5. Дегидрирование этаниленгликоля

При нагревании спиртов в присутствии медного катализатора протекает реакция дегидрирования.

Получение этиленгликоля

1. Щелочной гидролиз дигалогеналканов

При взаимодействии дигалогеналканов с водным раствором щелочей образуются двухатомные спирты. Атомы галогенов в дигалогеналканах замещаются на гидроксогруппы.

2. Гидрирование карбонильных соединений

О=CН-CH=O + 2H₂ → CH₂(OH)-CH₂OH

3. Гидролиз сложных эфиров

При гидролизе сложных эфиров этиленгликоля и карбоновых кислот образуются этиленгликоль и карбоновая кислота.

4. Мягкое окисление алкенов

Мягкое окисление протекает при низкой температуре в присутствии перманганата калия. При этом раствор перманганата обесцвечивается.

В молекуле алкена разрывается только π-связь и окисляется каждый атом углерода при двойной связи.

При этом образуются двухатомные спирты (диолы).