Уравнение необратимой химической реакции c2h4 h2

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.

Необратимые и обратимые реакции

Все химические реакции делятся на два типа: обратимые и необратимые.

Необратимыми называются реакции, которые протекают только в одном направлении, т. е. продукты этих реакций не взаимодействуют друг с другом с образованием исходных веществ.

Необратимая реакция заканчивается тогда, когда полностью расходуется хотя бы одно из исходных веществ. Необратимыми являются реакции горения; многие реакции термического разложения сложных веществ; большинство реакций, в результате которых образуются осадки или выделяются газообразные вещества, и др. Например:

Обратимыми называются реакции, которые одновременно протекают в прямом и в обратом направлениях:

В уравнениях обратимых реакций используется знак обратимости .

Примером обратимой реакции является синтез йодоводорода из водорода и йода:

Через некоторое время после начала химической реакции в газовой смеси можно обнаружить не только конечный продукт реакции НI, но и исходные вещества —H₂ и I₂. Как бы долго ни продолжалась реакция, в реакционной смеси при 350 o С всегда будет содержаться приблизительно 80% HI,10% Н₂ и 10% I₂. Если в качестве исходного вещества взять НI и нагреть его до той же температуры, то можно обнаружить, что через некоторое время соотношение между количествами всех трех веществ будет таким же. Таким образом, при образовании йодоводорода из водорода и йода одновременно осуществляются прямая и обратная реакции.

Если в качестве исходных веществ взяты водород и йод в концентрациях [H₂] и [I₂], то скорость прямой реакции в начальный момент времени была равна: v_пр = k_пр[H₂] ∙ [I₂]. Скорость обратной реакции v_обр = k_обр[HI] 2 в начальный момент времени равна нулю, так как йодоводород в реакционной смеси отсутствует ([HI] = 0). Постепенно скорость прямой реакции уменьшается, так как водород и йод вступают в реакцию и их концентрации понижаются. При этом скорость обратной реакции увеличивается, потому что концентрация образующегося йодоводорода постепенно возрастает. Когда скорости прямой и обратной реакций станут одинаковыми, наступает химическое равновесие. В состоянии равновесия за определенный промежуток времени образуется столько же молекул НI, сколько их распадается на Н₂ и I₂.

Состояние обратимой реакции, при котором скорость прямой реакции равна скорости обратной реакции, называется химическим равновесием.

Химическое равновесие является динамическим равновесием. В равновесном состоянии продолжают протекать и прямая, и обратная реакции, но так как скорости их равны, концентрации всех веществ в реакционной системе не изменяются. Эти концентрации называются равновесными концентрациями.

Смещение химического равновесия

Принцип Ле-Шателье

Химическое равновесие является подвижным. При изменении внешних условий скорости прямой и обратной реакций могут стать неодинаковыми, что обусловливает смещение (сдвиг) равновесия.

Если в результате внешнего воздействия скорость прямой реакции становится больше скорости обратной реакции, то говорят о смещении равновесия вправо (в сторону прямой реакции). Если скорость обратной реакции становится больше скорости прямой реакции, то говорят о смещении равновесия влево (в сторону обратной реакции). Результатом смещения равновесия является переход системы в новое равновесное состояние с другим соотношением концентраций реагирующих веществ.

Направление смещения равновесия определяется принципом, который был сформулирован французским ученым Ле-Шателье (1884 г):

Если на равновесную систему оказывается внешнее воздействие, то равновесие смещается в сторону той реакции (прямой или обратной), которая противодействует этому воздействию.

Важнейшими внешними факторами, которые могут приводить к смещению химического равновесия, являются:

а) концентрации реагирующих веществ;

б) температура;

в) давление.

Влияние концентрации реагирующих веществ

Если в равновесную систему вводится какое-либо из участвующих в реакции веществ, то равновесие смещается в сторону той реакции, при протекании которой данное вещество расходуется. Если из равновесной системы выводится какое-либо вещество, то равновесие смещается в сторону той реакции, при протекании которой данное вещество образуется.

Например, рассмотрим, какие вещества следует вводить и какие вещества выводить из равновесной системы для смещения обратимой реакции синтеза аммиака вправо:

Для смещения равновесия вправо (в сторону прямой реакции образования аммиака) необходимо в равновесную смесь вводить азот и водород (т. е. увеличивать их концентрации) и выводить из равновесной смеси аммиак (т. е. уменьшать его концентрацию).

Влияние температуры

Прямая и обратная реакции имеют противоположные тепловые эффекты: если прямая реакция экзотермическая, то обратная реакция эндотермическая (и наоборот). При нагревании системы (т. е. повышении ее температуры) равновесие смещается в сторону эндотермической реакции; при охлаждении (понижении температуры) равновесие смещается в сторону экзотермической реакции.

Например, реакция синтеза аммиака является экзотермической: N₂(г) + 3H₂(г) → 2NH₃(г) + 92кДж, а реакция разложения аммиака (обратная реакция) является эндотермической: 2NH₃(г)→ N₂(г) + 3H₂(г) — 92кДж. Поэтому повышение температуры смещает равновесие в сторону обратной реакции разложения аммиака.

Влияние давления

Давление влияет на равновесие реакций, в которых принимают участие газообразные вещества. Если внешнее давление повышается, то равновесие смещается в сторону той реакции, при протекании которой число молекул газа уменьшается. И наоборот, равновесие смещается в сторону образования большего числа газообразных молекул при понижении внешнего давления. Если реакция протекает без изменения числа молекул газообразных веществ, то давление не влияет на равновесие в данной системе.

Например, для увеличения выхода аммиака (смещение вправо) необходимо повышать давление в системе обратимой реакции , так как при протекании прямой реакции число газообразных молекул уменьшается (из четырех молекул газов азота и водорода образуются две молекулы газа аммиака).

Уравнение необратимой химической реакции c2h4 h2

Ответ оставил Гость

А) при повышении давления равновесие смещается в сторону меньшего объёма, тт.е. вправо (влево 2еденицы объёма , а справо одна)
Б) при уменьшении температуры равновесие смещается в сторону экзотермической реакции, т.е. вправо
В) при увеличении концентрации исходных в-в равновесие смещается в сторону продуктов, т.е. вправо
Г) катализатор равновесия не смещает , а только ускоряет или замедляет р-цию
2) Pb(NO3)2 +2 KI= PbI2+ 2KNO3
Pb2+ + 2NO3- + 2K+ +2I- =PbI2 +2K+ 2NO3-
Pb2+ +2I- =PbI2
Реакции в р-рах идут всегда быстрее, чем между кристаллическими в-вами
3) 25г 44,5кдж
CaCO3=CaO +CO2 +Q
1моль
Решаем методом пропорции кол-ва в-ва условия: к кол-ву в-ва ур-ния= Qусловия/Qур-ния
2нах-м кол-ва в-ва СаСО3= m/M=25/100=0,25моль, подставляем в пропорцию и нах-м Q Q=44.5*1/0.25=178кДж
CaCO3 =CaO+ CO2 + 178кДж